Wikipédia

„Klór” változatai közötti eltérés

Laptörténet interaktív böngészése
[ellenőrzött változat][ellenőrzött változat]
← Régebbi szerkesztésÚjabb szerkesztés →
Tartalom törölve Tartalom hozzáadva
VizuálisWikiszöveges
KMBot (vitalap | szerkesztései)
botok
71 397 szerkesztés
a linkjavítás AWB
1. sor:
{{Klór/Táblázat}}
A '''klór''' a [[Kémiai elemek periódusos rendszere|periódusos rendszer]] [[kémiai elem]]einek egyike. Vegyjele '''Cl''', rendszáma 17. Régies magyar elnevezése a ''halvany''.<ref name=kfki>{{cite web |url= http://www.kfki.hu/chemonet/hun/teazo/gyujt/nyelv2.html |title=A magyar kémiai szaknyelv kialakulása |accessdate=2010-12-03 |author=Szõkefalvi-Nagy Zoltán |coauthors =Szabadváry Ferenc |year=1972 |work=A kémia története Magyarországon |publisher=Akadémiai Kiadó}}</ref> [[Szabványos nyomás és hőmérséklet|Standard nyomáson és hőmérsékleten]] sárgászöld színű, erősen mérgező kétatomos gáz. A klór a hetedik főcsoport eleme, azaz a [[halogének]] közé tartozik, közülük a második legkönnyebb. A periódusos rendszerben a [[fluor]] és a [[bróm]] között helyezkedik el és legtöbb tulajdonsága átmenetet képez a két elem tulajdonságai közt. Vegyértékelektron-szerkezete 2s<sup>2</sup> 2p<sup>5</sup>. A periódusos rendszer elemei közül a klórnak a legnagyobb az [[elektronaffinitás|elektronaffinitása]]a, egyben a harmadik legnagyobb [[Elektronegativitás|elektronegativitásúelektronegativitás]]ú elem a [[fluor]] és az [[oxigén]] után. Ennek köszönhetően a klór erős [[redoxireakció|oxidálószer]], szabad állapotban ritka, legtöbbször csak [[Tűzhányó|vulkanikus]] gázokban található meg elemi formában.
 
A klór leggyakoribb vegyülete, a [[nátrium-klorid]] (konyhasó), ősidők óta ismert ételízesítő szer. Klórt [[kémiai reakció|kémiai reakcióval]]val először 1630 környékén állítottak elő, de tulajdonságait csak később, 1774-ben írta le [[Carl Wilhelm Scheele]], aki téves módon egy új kémiai elem oxidjának tartotta. 1809-ben kémikusok egy csoportja felvetette annak lehetőségét, hogy az akkor már jórészt ismert gáz nem vegyület, hanem egy kémiai elem, de ezt teljes bizonyossággal csak később, 1810-ben jelentette ki [[Humphry Davy|Sir Humphry Davy]], aki a görög χλωρóς&nbsp;''khlôros ''(halványzöld) kifejezés nyomán nevezte el klórnak.
 
A [[Föld]]ön található klór legnagyobb része [[Ionos kötés|ionos]] formában van jelen. A fluor után a második leggyakoribb halogén és a 21. leggyakoribb elem a [[földkéreg|földkéregben]]ben. Szárazföldi lerakódásai azonban eltörpülnek az óceánok és tengerek vizében lévő hatalmas tartalékok mellett, amelyek tömegének a klór 1,9%-át teszi ki. Ipari mennyiségben elemi klórt telített nátrium-klorid oldat [[Elektrolízis|elektrolízisévelelektrolízis]]ével állítanak elő. A klórt erős oxidáló tulajdonsága miatt fehérítőszerként, fertőtlenítőszerként és vegyipari reagensként használják. Az előállított klór kétharmadát szerves vegyületek, [[műanyag]]ok - például [[PVC|poli(vinil-klorid)]] előállításánál hasznosítják, de fontos reagens olyan vegyületek előállításánál is, melyek végeredményben nem tartalmaznak klórt. Fertőtlenítőszerként az elemi klórt, illetve klór fejlesztésére képes vegyületeket uszodák vizének tisztításánál használják fel.
 
[[Klorid]]ion formájában a klór az élő szervezetek működése szempontjából létfontosságú elem, szabad állapotban, nagy koncentrációban viszont nagyon veszélyes és mérgező minden élőlényre nézve. Klórvegyületek az élőlényekben ritkán fordulnak elő, a mesterséges klórtartalmú szerves vegyületek szervezetre való hatása változó. A légkör felső rétegeiben a klórtartalmú szerves vegyületek szerepet játszanak az [[ózonréteg]] elvékonyodásában. Kis mennyiségű elemi klór képződhet az emberben, amikor a baktériumokra adott immunválasz során a [[neutrofil]]ekben keletkezik a kloridok hipoklorittá történő oxidációjakor.
30. sor:
A klór [[nemfémek|nemfémes elem]] a periódusos rendszer VII. főcsoportjában, a második legkönnyebb [[halogének|halogén]]. Tulajdonságai hasonlítanak a [[fluor]], a [[bróm]] és a [[jód]] tulajdonságaira, és többségében átmenetet képeznek a fluor és a bróm tulajdonságai között. A többi halogénelemhez hasonlóan a klór is hét [[vegyértékelektron]]nal rendelkezik, elektronszerkezete [Ne]3s<sup>2</sup>3p<sup>5</sup>. A nemesgázszerkezet eléréséhez egy elektronja hiányzik, ezért erős oxidálószer és számos elemmel reagál, hogy egy elektron felvételével kialakítsa a stabil elektronoktettet.<ref name=Greenwood800>Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4</ref> A periodikus trendeknek megfelelően [[elektronegativitás]]a a fluor és a bróm kötött van (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), és reaktivitása is átmenetet képez a két elem között. A klór a halogének közül a fluor utáni második legerősebb oxidálószer, képes elemi állapotúvá oxidálni a bromidokat és jodidokat, miközben kloriddá alakul. Megfordítva, a kloridion a bromidnál és a jodidnál gyengébb redukálószer, de a fluoridionnál erősebb.<ref name=Greenwood800/> [[Atomsugár|Atomsugara]] a fluor és a bróm atomsugara közti érték, és ennek köszönhetően számos atomi paramétere illeszkedik a klór-bróm-jód "triádba", ahol a három elem tulajdonságai, mint az [[ionizációs energia]], [[elektronaffinitás]], disszociációs energia, ionrádiusz és az X-X kötéshossz egyenletesen változik.<ref name=Greenwood800/>
 
A halogének molekulái között gyenge [[van der Waals-erők]] hatnak, melyek erőssége az atomok méretével nő. Így a klór olvadáspontja (-101,0 &nbsp;°C) és forráspontja (-34,0 &nbsp;°C) is lényegesen magasabb, mint a fluor olvadás- és forráspontjai (-219,6 &nbsp;°C illetve -188,1 &nbsp;°C), de alacsonyabbak a bróm ugyanezen értékeinél (-7,25 &nbsp;°C illetve 59,5 &nbsp;°C).<ref name=Greenwood800/> Az atomtömegekből következő sok másik tulajdonság, például a [[olvadáshő|olvadás-]] és [[forráshő]], valamint a sűrűség is hasonló tendenciát mutat. A csoportban lefelé haladva a halogének színe is mélyül, így míg a fluor halvány sárgás színű, addig a klór határozottan sárgászöld. Ennek az eltérésnek az oka, hogy a nehezebb halogének a látható hullámhosszokon több fényt nyelnek el.<ref name=Greenwood800/> Konkrétan egy halogén színét a legnagyobb energiájú betöltött lazító ''π<sub>g</sub>'' molekulapálya és a legkisebb energiájú betöltetlen ''σ<sub>u</sub>'' molekulapálya közti elektronátmenet határozza meg.<ref name=Greenwood804>Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9</ref> A hőmérséklet csökkenésével a klór színe halványodik és -195 &nbsp;°C-on már majdnem színtelen.<ref name=Greenwood800/>
 
A szilárd brómhoz és jódhoz hasonlóan a szilárd klór is ortorombos rétegrácsban kristályosodik. A Cl-Cl távolság a molekulán belül 198&nbsp;pm, ami közel azonos a gázfázisban lévő 199&nbsp;pm-es kötéshosszal; A Cl···Cl távolság a molekulák közt rétegen belül 332&nbsp;pm, a rétegek között pedig 382&nbsp;pm (összehasonlításként a klór van der Waals-rádiusza 180&nbsp;pm). Ebből a szerkezetből adódóan a klór igen csekély vezetőképességgel rendelkezik, gyakorlatilag egyáltalán nem vezeti az áramot.<ref name=Greenwood800/>
90. sor:
Kisebb mennyiségben laboratóriumban előállítható a HCl-gáz, ha tömény sósavat tömény kénsavval reagáltatnak. A deutérium-klorid leghatékonyabban [[benzoil-klorid]] és [[nehézvíz]] (D<sub>2</sub>O) vegyület reakciójával állítható elő.<ref name=Greenwood809>Greenwood and Earnshaw, pp. 809–812</ref>
[[File:DCl Neutron powder.png|thumb|250px|left|A szilárd deutérium-klorid szerkezete, D···Cl hidrogénkötésekkel]]
A hidrogén-klorid [[standard állapot]]ban színtelen, szúrós szagú gáz, úgy mint a többi hidrogén-halogenid a [[hidrogén-fluorid]] kivételével, mert a molekulái között nem alakulnak ki [[hidrogénkötés]]ek. Alacsony hőmérsékleten viszont a szilárd hidrogén-klorid kristályokban a molekulák gyenge hidrogénkötések kialakításával cikk-cakk láncokat alkotnak, amelyek hasonlóak a szilárd hidrogén-fluoridban létrejövő szerkezethez. A hőmérséklet emelésével azonban a rendezetlenség jelentősen nő.<ref name=Greenwood809/> A hidrogén-klorid vizes oldata, a sósav erős sav (p''K''<sub>a</sub> = −7), mivel a vizes oldatban kialakuló gyenge O-H···Cl hidrogénkötések túl gyengék ahhoz, hogy megakadályozzák a teljes ionos disszociációt. A sósav, mint a HCl és H<sub>2</sub>O kétkomponensű keveréke állandó (108,6&nbsp;°C) forráspontú [[azeotrópos elegy]]et képez 20,2% HCl tartalom esetén, ezért desztillációval nem lehet ennél töményebb oldatot előállítani.<ref name=Greenwood812>Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6</ref> A sósavnak négy állandó kristályosodási eutektikus pontja van, ezek a kristályos formák a HCl·H<sub>2</sub>O (68% HCl), HCl·2H<sub>2</sub>O (51% HCl), HCl·3H<sub>2</sub>O (41% HCl), HCl·6H<sub>2</sub>O (25% HCl) és a jég (0% HCl). Ezeken kívül létezik még egy metastabil eutektikus pont is 24,8%-es összetételnél a jég és a HCl·3H<sub>2</sub>O kristályforma között.<ref name="aspen">{{Cite book |publisher=Aspen Technology |title=Aspen Properties |series=binary mixtures modeling software |edition=calculations by Akzo Nobel Engineering |year = 2002–2003}}</ref> Az 1:1 aránynál nagyobb töménységű elegy két külön folyadékfázisra válik szét.
 
[[Fájl:Phase diagram HCl H2O s l.PNG|thumb|250px|A HCl vizes oldatának olvadáspontja a koncentráció függvényében.<ref>{{Cite book |title=Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie |chapter=Systemnummer 6 Chlor |publisher=Chemie Berlin |year=1927}}</ref><ref>{{Cite book |title=Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie |chapter=Systemnummer 6 Chlor, Ergänzungsband Teil B&nbsp;– Lieferung 1 |publisher=Chemie Weinheim |year=1968}}</ref>]]
121. sor:
A klór fluorral háromféle interhalogén vegyületet alkot (ClF, ClF<sub>3</sub> és ClF<sub>5</sub>), melyek mindegyike [[diamágnesesség|diamágneses]].<ref name=Greenwood824>Greenwood and Earnshaw, pp. 824–8</ref> Ezeknek néhány kation-, vagy anionszármazéka is ismert, mint például a {{chem|ClF|2|-}}, {{chem|ClF|4|-}}, {{chem|ClF|2|+}}, vagy a Cl<sub>2</sub>F<sup>+</sup>.<ref name=Greenwood835>Greenwood and Earnshaw, pp. 835–42</ref> A klór néhány [[pszeudohalogén|pszeudohalogén-csoporttal]] alkotott vegyülete is ismert, például a [[cianogén-klorid]] (ClCN), a klór-cianát (ClNCO), a klór-tiocianát (ClSCN) és a klór-azid (ClN<sub>3</sub>).<ref name=Greenwood824/>
 
A [[klór-monofluorid]] (ClF) egy termikusan rendkívül stabil, színtelen gáz, melynek olvadáspontja −155,6&nbsp;°C, forráspontja pedig −100,1&nbsp;°C. Előállítható az elemek közvetlen reakciójával 225 &nbsp;°C-os hőmérsékleten, de a terméket meg kell tisztítani a melléktermék ClF<sub>3</sub>-tól és a kiindulási anyagoktól. A vegyület tulajdonságai átmenetet képeznek a klór és a fluor tulajdonságai között. Szobahőmérsékleten, vagy magasabb hőmérsékleten számos fémmel reagál fém-fluoridok és klór képződése mellett. Klór-fluorozó ágensként is viselkedhet többszörös kötést tartalmazó vegyület addíciós, vagy oxidációs reakcióiban: például megtámadja a [[szén-monoxid]]ot karbonil-klorofluorid (COFCl) képződése mellett. Analóg módon reagál [[hexafluoraceton]]nal, [[kálium-fluorid]] katalizátor jelenlétében és [[heptafluorizopropil-hipoklorit]]ot képez; [[nitrilek]]kel (RCN-ből RCF<sub>2</sub>NCl<sub>2</sub> ); és a kén-oxidokkal (SO<sub>2</sub>-ból és SO<sub>3</sub>-ból ClOSO<sub>2</sub>F és ClSO<sub>2</sub>F). Az -OH, vagy -NH csoportokat tartalmazó vegyületekkel (például a vízzel) exoterm reakcióba lép:<ref name=Greenwood824/>
:H<sub>2</sub>O + 2 ClF → 2 HF + Cl<sub>2</sub>O
 
A [[klór-trifluorid]] (ClF<sub>3</sub>) színtelen gáz, olvadáspontja −76,3&nbsp;°C, forráspontja 11,8&nbsp;°C. Szobahőmérsékleten nyomás alatt halvány sárgászöld folyadékká kondenzálódik, jellemzően ilyen formában kerül kereskedelmi forgalomba. Előállítása közvetlenül klórgáz, vagy klór-monofluorid fluorozásával, 200–300&nbsp;°C-on korrózióálló, nikkelből (vagy Ni-Cu 67%-30% ötvözetből) készült edényben történik. A klór-trifluorid az egyik legreakcióképesebb ismert vegyület, már közönséges körülmények között is hevesen reagál olyan, egyébként inertnek tartott anyagokkal, mint az [[azbeszt]], a [[beton]], vagy a [[homok]]. Vízzel és a legtöbb szerves vegyülettel robbanásszerűen reagál. Spontán égés következik be [[hidrogén]]nel, [[kálium]]mal, [[foszfor]]ral, [[arzén (elem)|arzénnel]], [[antimon]]nal, [[kén]]nel, [[szelén]]nel, [[tellúr]]ral, [[bróm]]mal, [[jód]]dal és por alakú [[molibdén]]nel, [[volfrám]]mal, [[ródium]]mal, [[irídium]]mal és [[vas]]sal. A [[nátrium]], [[magnézium]], [[alumínium]], [[cink]], [[ón]] és [[ezüst]] felületén áthatolhatatlan fluoridréteget képez és ez megállítja a reakciót, de hevítés hatására folytatódik a reakció. Magasabb hőmérsékleten megtámadja a [[palládium]]ot, a [[platina|platinát]] és az [[arany]]at, sőt még a [[xenon]]t és [[radon]]t is fluorozza.
 
A klór-trifluorid tárolására jellemzően nikkel tartályokat használnak, mivel a nikkel passzív nikkel-fluorid réteg képződése miatt ellenálló vele szemben. [[Hidrazin]]nal való reakcióját, amely során hidrogén-fluorid, nitrogén és klórgáz fejlődik kísérleti rakétamotorokban használták. Mivel a legtöbb szerkezeti anyagot spontán meggyújtja, a [[második világháború]] során a [[Harmadik Birodalom|Náci Németországban]] gyújtóbombaként alkalmazták.<ref name="HMika">http://www.vilaglex.hu/Kemia/Html/KlorTrif.htm</ref> Ma a vegyületet főként az [[Dúsított urán|urándúsítás]]ban [[urán-hexafluorid]] előállítására, illetve a nukleáris fűtőanyagok újrafeldolgozásakor az urán [[plutónium]]tól való elválasztására használják. A folyékony klór-trifluorid fluoridion-donorként és -akceptorként is viselkedhet (Lewis-bázis vagy Lewis-sav), viszont nincs arra bizonyíték, hogy öndisszociáció útján számottevő mértékben {{chem|ClF|2|+}} és {{chem|ClF|4|-}} ionokká alakul.<ref name=Greenwood828>Greenwood and Earnshaw, pp. 828–31</ref>
137. sor:
[[File:Chlorine dioxide gas and solution.jpg|thumb|right|Sárga színű klór-dioxid (ClO<sub>2</sub>) gáz klór-dioxid oldat felett]]
[[File:Dichlorine-heptoxide-3D-balls.png|thumb|right|A diklór-heptoxid (Cl<sub>2</sub>O<sub>7</sub>), a legstabilabb klór-oxid szerkezete]]
A klór oxidjait instabilitásuk ellenére (mindegyik endoterm vegyület, melyek képződési entalpiája nagy pozitív érték) nagyon részletesen tanulmányozták. Fontosságukat annak köszönhetik, hogy a fluorozott-klórozott szénhidrogének [[fotolízis|fotolízisekor]]ekor keletkeznek a felsőbb légrétegekben és károsítják az [[ózonréteg]]et. Egyik klór-oxid sem állítható elő az elemek közvetlen reakciójával.<ref name=Greenwood844>Greenwood and Earnshaw, pp. 844–50</ref>
 
A [[diklór-monoxid]] (Cl<sub>2</sub>O) standard körülmények között barnássárga gáz (szilárd vagy folyékony állapotban vörösesbarna), amelyet a klórgáz [[higany(II)-oxid]]dal való reagáltatásával lehet előállítani. A diklór-monoxid nagyon jól oldódik vízben, vizes oldatban [[hipoklórossav]]val (HOCl) tart fenn egyensúlyt, amely anhidridjének tekinthető. Emiatt a vegyület hatékony fehérítő és gyakran használják hipokloritok előállítására. Hő, vagy szikra hatására, illetve ammóniagáz jelenlétében felrobban.<ref name=Greenwood844/>
237. sor:
: 4 HCl + O<sub>2</sub> → 2 Cl<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O
 
A reakció 450 &nbsp;°C-on megy végbe, és katalizátort igényel. Deacon ehhez réz(II)-kloridot használt, de azóta sok helyen átálltak króm-, vagy ruténiumalapú katalizátorokra.<ref name=chlorine>Schmittinger, Peter ''et al.'' (2006) "Chlorine" in ''Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry'', Wiley-VCH Verlag GmbH & Co., {{doi|10.1002/14356007.a06_399.pub2}}</ref> Az előállított klórt 450 g-tól 70 &nbsp;kg-ig terjedően különböző méretű palackokban hozzák forgalomba, emellett szállítják tartályokban (865&nbsp;kg), tartálykocsikban (15&nbsp;tonna úton; 27–90&nbsp;tonna vasúton) és uszályokon (600–1200&nbsp;tonna).<ref name=Greenwood796>Greenwood and Earnshaw, pp. 796–800</ref>
 
== Felhasználása ==
273. sor:
{{Nemzetközi katalógusok}}
{{Portál|Kémia}}
 
{{DEFAULTSORT:Klor}}
[[Kategória:Halogének]]
A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/wiki/Klór”