Хлор

изотоп	заст.	в.п.р.	н.р.	e.r. MeV	п.р.
³⁵Cl	75,77%	стабилни изотор са 18 неутрона
³⁶Cl	(веш.)	3,01×10⁵ година	β^-	0,709	³⁶Ar
³⁷Cl	24,23%	стабилни изотор са 20 неутрона
³⁹Cl	(веш.)	55,7 минута	β^-		³⁹Ar

Тамо где другачије није назначено,
употребљене су SI јединице и нормални услови.

Објашњења скраћеница:

заст.=заступљеност у природи,
в.п.р.=време полу распада,
н.р.=начин распада,
е.р.=енергија распада,
п.р.=производ распада

Хлор (Cl, латински - chlorium, od грчке речи chloros која значи "зеленожути") је неметал са атомским бројем 17, припада VIIA групи. Стабилни изотопи су му: ³⁵Cl и ³⁷Cl.Хлор је жуто зелен гас око 2,5 пута тежи од ваздуха, непријатног, загушљивог мириса, веома отрован. Хлор је средство за избељивање и дезинфекцију. Састојак је многих соли и других једињења. Хлор је веома распрострањен у природи и може се наћи у скоро сваком живом организму. Хлор има веома велик биолошки значај, спада у макроелементе. Јони хлора су једни од најбитнијих анјона у воденим организмима, а сону киселину многе животиње користе за варење. У организму човека од 70 килограма налази се око 95 грама хлора.

[уреди] Особине

Чист хлор се јавља у виду двоатомских молекула Cl₂. У једињењима се јавља са оксидационим бројем од -1 do +7. Хлор се добро раствара у води и гради хлорну воду, која због насцентног кисеоника има бактерицидно дејство, а служи и за бељење органских боја.

Хлор је хемијски веома активан. У присуству пригушене сунчеве светлости једини се са водоником градећи хлороводоник. У пуној сунчевој светлости ова реакција се одиграва експлозивно. Хлор непосредно реагује са већином елемената и у тим реакцијама настају углавном хлориди. У једном литру воде температуре 10°C раствара се 3,10 литара хлора док при температури од 30°C само1,77 литара. Са водом реагује споро градећи хлороводоник и перхлорну киселину (HClO). Са кисеоником гради 5 различитих оксида. Хлор гради неколико киселина и одговарајуће соли:

хлороводоничну (сону) киселину и хлориде као соли
перхлорну киселину и соли перхлориде
хлорасту киселину и соли хлорате
хлорну киселину

[уреди] Добијање

У лабараторијама хлор се може добити оксидовањем хлороводоничне киселине јаким оксидационим сретствима MnO₂: MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

У индустрији се добија електролизом воденог раствора NaCl. Том приликом се добијају натријум-хидроксид и хлор.

[уреди] Примена

Хлор се користи за дезинфекцију воде, за дезинфекцију и избељивање папира и тканина. Коришћен је као бојни отров за време I светског рата, али је замењен практичнијим средствима.

Хлор се доста користи за израду продуката који се користе у свакодневници - боје, намирнице, инсектициди,пластичних маса, нафтних продуката, лекова, растварача и бојних отрова. Хлор се користи и за добијање хлорног креча и брома.

Органска хемија је такође подручије на коме се примењује хлор. Користи се као оксиданс, а и као замена за атом водоника у органским једиењеима.

Употреба хлора за бељење индустријске целулозе, лана, памука и дезинфекцију воде заснива се на његовом оксидационом дејству.

[уреди] Историја

Хлор је откривен 1774 од Шелеа (Carl Wilhelm Scheele) реакцијом: MnO₂ + HCl за коју је погрешно мислио да је добио гас који садржи кисеоник. Име овом елементу је 1810 године дао Хамфри Дејви, који је утврдио да је супстанција коју је Шеле открио елемент а не неко једињење у гасовитом облику.

[уреди] Заступљеност

У природи хлор је заступљен у облику јона Cl^-, који је главни анјон у океанима (јони хлора чине 1,9% масе свих океана). Још већа концентрација хлорових јона је у сланим језерима (уМртвом Мору око 21%).

Већина хлорида је растворљива у води зато веће количине се могу наћи само у сувим пределима или у подземним лежиштима соли.

[уреди] Једињења

Међу неорганским једињењима хлора налазе се хлориди и хлорити. У органска једињења спадају хлороаминати, хлориди хидроксида угљеника и тетрахлориди угљеника.

[уреди] Токсичност

Гасовити хлор надражује систем за дисање и слузне жлезде, у већим количинама изазива смрт. У ваздуху се може осетити већ у количини од 3.5 ppm, али опасна концентрација је тек преко 1000 ppm. Због тих особина је коришћен као бојни отров у I светском рату. Да би се неутралисао удишу се паре етанола, или разблаженог раствора амонијака.