χημικό στοιχείο με σύμβολο Cl και ατομικό αριθμό 17 From Wikipedia, the free encyclopedia
Το χλώριο (λατινικά: chlorum, αγγλικά: chlorine) είναι το χημικό στοιχείο με χημικό σύμβολο Cl, ατομικό αριθμό 17. Έχει ατομικό βάρος 35,453 amu.Το χλώριο ανήκει στην ομάδα 17 (πρώην VIIA) του Περιοδικού Συστήματος, δηλαδή στα αλογόνα. Πιο συγκεκριμένα, είναι το δεύτερο ελαφρύτερο αλογόνο, μετά από το φθόριο (F). Οι ιδιότητές του είναι επί το πλείστον ενδιάμεσες μεταξύ αυτών του φθορίου και του βρωμίου (Br). Το χημικά καθαρό χλώριο, στις κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος, δηλαδή σε θερμοκρασία 25 °C και υπό πίεση 1 atm, είναι κιτρινοπράσινο διατομικό αέριο. Το χλώριο έχει την υψηλότερη ηλεκτρονιακή συγγένεια και την τρίτη υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα από όλα τα χημικά στοιχεία, δηλαδή μετά από το φθόριο και το οξυγόνο μόνο. Για το λόγο αυτό, το (στοιχειακό) χλώριο είναι ισχυρό οξειδωτικό μέσο. Ελεύθερο (στοιχειακό) χλώριο είναι σπάνιο στη Γη, και, όταν υπάρχει, συνήθως είναι αποτέλεσμα άμεσης ή έμμεσης οξείδωσης από οξυγόνο (O).
| Χλώριο | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ιστορία | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ταυτότητα του στοιχείου | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Όνομα, σύμβολο | Χλώριο (Cl) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ατομικός αριθμός (Ζ) | 17 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Κατηγορία | αμέταλλα | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ομάδα, περίοδος, τομέας |
17 ,3, p | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Σχετική ατομική μάζα (Ar) |
35.453(2) g·mol−1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ηλεκτρονική διαμόρφωση |
[ Ne ] 3s2 3p5 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Αριθμός CAS | 7782-50-5 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ατομικές ιδιότητες | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ηλεκτραρνητικότητα | 3.16 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Κυριότεροι αριθμοί οξείδωσης |
7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ενέργειες ιονισμού | 1st: 1251.2 kJ·mol−1 2nd: 2298 kJ·mol−1 3rd: 3822 kJ·mol−1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Φυσικά χαρακτηριστικά | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Σημείο τήξης | 171.6 K, -101.5 °C, | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Σημείο βρασμού | 239.11 K, -34.04 °C, | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Κρίσιμο σημείο | 416.9 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Μαγνητική συμπεριφορά | διαμαγνητικό | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ταχύτητα του ήχου | 206 m/s | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Η κατάσταση αναφοράς είναι η πρότυπη κατάσταση (25°C, 1 Atm) εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Η πιο συνηθισμένη χημική ένωση του χλωρίου είναι το χλωριούχο νάτριο (NaCl) και είναι γνωστό από τους αρχαίους χρόνους. Γύρω στο 1630 συνθέθηκε για πρώτη φορά αέριο (στοιχειακό) χλώριο με χημική αντίδραση, αλλά δεν αναγνωρίστηκε ως θεμελιωδώς σημαντική ουσία. Ο χαρακτηρισμός του αερίου χλωρίου έγινε το 1774 από τον Σουηδό χημικό Καρλ Βίλχελμ Σέελε (Carl Wilhelm Scheele) το 1774, που όμως υπέθεσε (λανθασμένα) ότι είναι οξείδιο ενός νέου (για τότε) χημικού στοιχείου. Το 1809 (κάποιοι) χημικοί πρότειναν ότι το αέριο χλώριο ίσως να είναι ένα καθαρό χημικό στοιχείο, γεγονός που (τελικά) επιβεβαιώθηκε από το Σερ Χάμφρι Ντέιβι (Sir Humphry Davy) το 1810, που το ονόμασε από την ελληνική λέξη «χλωρός», από το χρώμα του.
Εξαιτίας της μεγάλης του δραστηκότητας, σχεδόν όλο το χλώριο που βρίσκεται στο φλοιό της Γης υπάρχει στη μορφή διαφόρων χλωριούχων ιονικών ενώσεων, που συμπεριλαμβάνουν το γνωστό μας μαγειρικό αλάτι. Είναι το δεύτερο σε αφθονία αλογόνο και το 21ο σε αφθονία χημικό στοιχείο στο φλοιό της Γης. Το στοιχειακό χλώριο παράγεται βιομηχανικά με ηλεκτρόλυση άλμης. Το υψηλό οξειδωτικό δυναμικό, οδήγησε το ελεύθερο (στοιχειακό) χλώριο να χρησιμοποιείται ως λευκαντικό και ως απολυμαντικό, αλλά έχει και πολλές εφαρμογές ως κομβικής σημασίας αντιδραστήριο για τη χημική βιομηχανία. Το χλώριο χρησιμοποιείται στην παραγωγή μεγάλης ποικιλίας καταναλωτικών προϊόντων, που περιλαμβάνουν περίπου τα 2/3 των (βιομηχανικών) οργανικών χημικών, όπως το πολυβινυλοχλωρίδιο (PVC), καθώς και ως ενδιάμεση ουσία για την παραγωγή άλλου είδους πλαστικών, καθώς και άλλων προϊόντων που (τελικά) δεν το περιέχουν (το χλώριο). Ακόμη, ως συνηθισμένο απολυμαντικό, τόσο το στοιχειακό χλώριο, όσο και αρκετές αντίστοιχες χλωριούχες ενώσεις, χρησιμοποιούνται περισσότερο απευθείας σε πισίνες, για να τις κρατήσουν καθαρές και υγιεινές, καθώς και για τη χλωρίωση του πόσιμου νερού.
Με τη μορφή των χλωριούχων ανιόντων (Cl-), το χλώριο είναι απαραίτητο για όλες τις γνωστές μορφές ζωής. Άλλοι τύποι χλωριούχων ενώσεων είναι σπάνιοι σε ζωντανούς οργανισμούς και οι τεχνητές οργανοχλωριούχες ενώσεις ποικίλουν από αδρανείς ως τοξικές. Στην ανώτερη ατμόσφαιρα, οργανοχλωριούχες ενώσεις, όπως οι φθοροχλωράνθρακες (CFCs) έχουν πιστωθεί τη λεγόμενη καταστροφή του όζοντος. Μικρές ποσότητες στοιχειακού χλωρίου παράγονται με οξείδωση των χλωριούχων ανιόντων σε υποχλωριώδη (ClO-) στα ουδετερόφιλα, ως μέρος της ανοσοποιητικής αντίδρασης ενάντια στα βακτήρια. Το στοιχειακό χλώριο σε υψηλές συγκεντρώσεις είναι εξαιρετικά επικίνδυνο και δηλητηριώδες για όλους τους ζωντανούς οργανισμούς και χρησιμοποιήθηκε ως χημικό όπλο κατά τον Α΄ Παγκόσμιο Πόλεμο.
Το Χλώριο ανακαλύφθηκε το 1774 από τον Σουηδό χημικό Καρλ Βίλχελμ Σέελε. Συμβολίζεται με τα γράμματα Cl. Το όνομά του προέρχεται από την ελληνική λέξη «χλωρός= πράσινος». Σήμερα βρίσκει ευρύτατη εφαρμογή σε όλο τον κόσμο. Παράγεται με ηλεκτρόλυση του νερού με αλάτι. Θεωρείται ένα από τα κορυφαία εξυγιαντικά στοιχεία. Το Χλώριο σε αντίδραση με το νερό δίνει υποχλωριώδες οξύ (HOCl) και υδροχλωρικό οξύ (HCl). Cl2 + Η2Ο HOCl + HCl. Η παραγόμενη ποσότητα σ’ αυτά τα οξέα εξαρτάται από τη θερμοκρασία και την οξύτητα του νερού. Το υποχλωριώδες οξύ είναι το κύριο απολυμαντικό. Το μόριο ή τα ιόντα του Χλωρίου καταστρέφουν τα κυτταρικά τοιχώματα των μικροοργανισμών και τελικά αντιδρούν με τις πρωτεΐνες των τελευταίων δημιουργώντας τις γνωστές για τις καρκινογόνες ουσίες τις χλωραμίνες. Το πιο όμως επικίνδυνο είναι η παρουσία αμμωνιακών ενώσεων στο νερό οπότε οι χλωραμίνες σχηματίζονται ταχύτερα και σε μεγάλη συγκέντρωση. Αυτό καθεαυτό το χλώριο είναι πολύ τοξικό και χρησιμοποιήθηκε σε χημικούς πολέμους εξόντωσης των αντιπάλων. Ο διάσημος αυστριακός καθηγητής οικολογικής χημείας και γεωχημείας δρ Oto Huntsinger είχε πει πριν από χρόνια: «Ο Θεός δημιούργησε 91 στοιχεία, ο άνθρωπος 15 και ο Διάβολος μόνο ένα, το Χλώριο».
Για την απολύμανση του νερού στις πισίνες, στα κολυμβητήρια, στα spa και στα υδρομασάζ το Χλώριο χρησιμοποιείται με τις παρακάτω μορφές: • Ως φυσικό αέριο. Η μορφή αυτή, που παλιά αποτελούσε τη βασική τεχνική για την εξυγίανση των δημόσιων πισινών εξαιτίας των προβλημάτων που μπορεί να προκαλέσει στους χρήστες και στο περιβάλλον, βρίσκει σήμερα πολύ περιορισμένη εφαρμογή. • Ως υποχλωριώδες Νάτριο (NaOCl). Χρησιμοποιείται ευρέως τόσο στις δημόσιες όσο και στις ιδιωτικές πισίνες. • Ως δισκία που περιέχουν την χλωριούχο ένωση τριχλωρο-σ-τριαζινετριόνη (trichloro-s-triazinetrione) και το σταθεροποιητή κυανουρικό οξύ (cyanuric acid). • Ως κοκκώδης ένωση, που περιέχει διχλωρο-σ- τριαζινετριόνη (Dichloro-s- triazinetrione). • Ως υποχλωριώδες Λίθιο. • Ως χλωριούχο ασβέστιο που δεν περιέχει τον σταθεροποιητή κυανουρικό οξύ. Η μορφή αυτή είναι και η περισσότερο χρησιμοποιούμενη.
Το χλώριο είναι ανοιχτό πράσινο αέριο με χαρακτηριστική οσμή που είναι ίδια με αυτήν των διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου, που χρησιμοποιούνται στην οικιακή καθαριότητα. Είναι πολύ ισχυρό οξειδωτικό μέσο και αντιδρά με τα μέταλλα και ερεθίζει το δέρμα και τους βλεννογόνους. Είναι σημαντικό απολυμαντικό και λευκαντικό και διαλύεται εύκολα στο νερό.
Το χλώριο είναι σημαντικό βιομηχανικό προϊόν. Χρησιμοποιείται ως απολυμαντικό σε πισίνες και στα συστήματα ύδρευσης των πόλεων. Στην τελευταία αυτή χρήση του έχει αρχίσει να αντικαθίσταται από το όζον, το οποίο έχει το πλεονέκτημα ότι δεν σχηματίζει χλωριωμένες οργανικές ενώσεις και δεν παραμένει στο νερό μετά την απολύμανση. Το χλώριο χρησιμοποιείται επίσης στη λεύκανση υφασμάτων και του χαρτοπολτού.
Ενώσεις του χλωρίου χρησιμοποιούνται ευρέως στην καθημερινή ζωή. Τα χλωριολευκαντικά είναι διαλύματα υποχλωριώδους νατρίου (NaClO). Το πλαστικό PVC, από το οποίο είναι κατασκευασμένα πολλά αντικείμενα καθημερινής χρήσης, παράγεται από αιθυλένιο και χλώριο και είναι η κυριότερη χρήση του χλωρίου στην Ευρώπη. Άλατα του χλωρίου, κυρίως χλωριούχο ασβέστιο (CaCl2) και χλωριούχο νάτριο (NaCl) χρησιμοποιούνται ως αντιπηκτικά τον χειμώνα. Το υδροχλωρικό οξύ, υδατικό διάλυμα του αερίου υδροχλωρίου (HCl) χρησιμοποιείται ως απορρυπαντικό και ως ενδιάμεσο στη βιομηχανία.
Βιομηχανικά, το χλώριο χρησιμοποιείται για την παρασκευή χλωριωμένων διαλυτών, όπως του διχλωρομεθανίου, του τετραχλωράνθρακα και άλλων διαλυτών. Οι χλωροφθοράνθρακες, ενώσεις του χλωρίου και του φθορίου με άνθρακα χρησιμοποιούνταν ως ψυκτικά. Στη βιομηχανική οργανική χημεία, τα χλωροπαράγωγα οργανικών ενώσεων χρησιμοποιούνται πάρα πολύ ως ενδιάμεσα σε συνθέσεις.
Οργανικές ενώσεις του χλωρίου χρησιμοποιούνται στην βιομηχανία πολυμερών, στην παρασκευή διαφόρων ειδών κόλλας και στην παραγωγή διαλυτικών και άλλων προϊόντων για την βιομηχανία χρωμάτων.
Ενώσεις του χλωρίου, όπως το DDT χρησιμοποιούνταν παλιότερα ως εντομοκτόνα. Η χρήση τους όμως έχει απαγορευθεί, καθώς προκαλούσαν σημαντικά περιβαλλοντικά προβλήματα.
Το χλωριούχο νάτριο ήταν γνωστό από τους αρχαίους χρόνους. Η απομόνωση στοιχειακού χλωρίου έγινε από τον Σουηδό χημικό Καρλ Βίλχελμ Σέελε το 1774. Ο Σέελε παρήγαγε χλώριο με την αντίδραση υδροχλωρικού οξέος με διοξείδιο του μαγγανίου:
4ΗCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
O Σέελε δεν κατάλαβε εκείνη τη στιγμή ότι είχε ανακαλύψει ένα νέο χημικό στοιχείο. Μετά από τριάντα περίπου χρόνια, ο Σερ Χάμφρι Ντέιβι, ένας Άγγλος χημικός, απέδειξε ότι το χλώριο ήταν στοιχείο.
Χρησιμοποιήθηκε αρχικά ως βακτηριοκτόνο, το 1846 στη Βιέννη. Κατά τη διάρκεια του Α΄ Παγκοσμίου Πολέμου χρησιμοποιήθηκε από Γερμανούς και Συμμάχους ως χημικό όπλο, με τρομακτικά αποτελέσματα στους ανθρώπους και στη γύρω πανίδα και χλωρίδα. Γύρω από τις θέσεις των μαχών πολλά δέντρα έχασαν το χρώμα των φύλλων τους και αρκετά λουλούδια άλλαξαν χρώμα.
Το χλώριο παράγεται βιομηχανικά από ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου νατρίου. Το μεγαλύτερο μέρος χλωριούχου νατρίου προέρχεται από κοιτάσματα ορυκτού άλατος. Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης παράγεται και υδροξείδιο του νατρίου, το οποίο επίσης χρησιμοποιείται. Υπάρχουν τρία είδη διεργασιών παραγωγής χλωρίου: η διεργασία κελιού με μεμβράνη, η διεργασία κελιού με διάφραγμα και η διεργασία με υδράργυρο. Από τις τρεις διεργασίες η παλαιότερη είναι η διαδικασία με υδράργυρο. Πλεονεκτεί στο ότι τα προϊόντα της είναι εξαιρετικά καθαρά, αλλά το πρόβλημα της διαφυγής υδραργύρου είναι εξαιρετικά σημαντικό. Γι' αυτό το λόγο, στις μέρες μας προτιμούνται διεργασίες με ημιπερατές μεμβράνες.
Στη φύση βρίσκονται δύο σταθερά ισότοπα του χλωρίου: το 35Cl και το 37Cl, με ποσοστά 75,78 % και 24,22 %. Ραδιοϊσότοπα με μαζικό αριθμό 36, 38, 39, 40, 41, 42 και 43 έχουν παρασκευαστεί σε εργαστήρια. Από αυτά το σταθερότερο είναι το 36Cl, με χρόνο ημιζωής 301000 χρόνια.
Ο χημικός δεσμός μεταξύ των δύο ατόμων χλωρίου μπορεί να διασπαστεί ομολυτικά από την θερμότητα ή, συνηθέστερα, από ορατό φως. Οι ελεύθερες ρίζες που προκύπτουν είναι εξαιρετικά δραστικά σώματα, τα οποία μέσα από μία σειρά αντιδράσεων μπορούν να αντικαταστήσουν όλα τα υδρογόνα ενός οργανικού μορίου. Εκτός από τις αντιδράσεις ελευθέρων ριζών, το μόριο του χλωρίου μπορεί να προστεθεί σε διπλούς ή τριπλούς δεσμούς οργανικών μορίων.
Το μόριο του χλωρίου σε υδατικό διάλυμα παθαίνει αυτοοξειδαναγωγή, σύμφωνα με την εξής αντίδραση:
Cl2 + H2O → ClO- + Cl- + 2H+
Η θέση της ισορροπίας εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από το pH του διαλύματος.
Το υποχλωριώδες ιόν μπορεί με τη σειρά του να δώσει με αυτοοξειδαναγωγή χλωρικά ιόντα. Αυτά, στη μορφή του άλατος με νάτριο χρησιμοποιούνται στον αποχρωματισμό ξυλοπολτού.
3ClO- → 2Cl- + ClΟ3-
Τα χλωρικά ιόντα με ηλεκτρόλυση σε υδατικό διάλυμα μπορούν να δώσουν υπερχλωρικά ιόντα, τα οποία είναι εκρηκτικά και βρίσκουν χρήση σε αντίστοιχες εφαρμογές. Η χημική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης έχει ως εξής:
ClΟ3- + 3H2O → ClΟ4- + 2H3O+ + 2e-
| HCl | |||||||||||||||||
| LiCl | BeCl2 | BCl3 | CCl4 | NCl3 | ClO ClO2 ClO3 Cl2O | ClF ClF3 ClF5 | |||||||||||
| NaCl | MgCl2 | AlCl3 | SiCl4 | PCl3 PCl5 | SCl2 SCl4 | Cl2 | |||||||||||
| KCl | CaCl2 | ScCl3 | TiCl2 TiCl3 TiCl4 | VCl2 VCl3 VCl4 | CrCl2 CrCl3 CrCl4 | MnCl2 MnCl3 MnCl4 | FeCl2 FeCl3 | CoCl2 CoCl3 | NiCl2 | CuCl CuCl2 | ZnCl2 | GaCl3 | GeCl2 GeCl4 | AsCl3 AsCl5 | SeCl4 | BrCl | |
| RbCl | SrCl2 | YCl3 | ZrCl3 ZrCl4 | NbCl4 NbCl5 | MoCl2 MoCl3 MoCl4 MoCl5 | TcCl4 | RuCl3 | RhCl3 | PdCl2 | AgCl | CdCl2 | InCl InCl2 InCl3 | SnCl2 SnCl4 | SbCl3 SbCl5 | TeCl4 | ICl ICl3 | XeCl XeCl2 |
| CsCl | BaCl2 | LaCl3 | HfH4 | TaCl5 | WCl2 WCl3 WCl4 WCl5 WCl6 | ReCl4 ReCl5 ReCl6 | OsCl4 | IrCl2 IrCl3 IrCl4 | PtCl2 PtCl4 | AuCl | HgCl2 | TlCl | PbCl2 PbCl4 | BiCl3 | PoCl2 PoCl4 | ||
| RaCl2 | |||||||||||||||||
| ↓ | |||||||||||||||||
| CeCl3 | PrCl3 | NdCl3 | PmCl3 | SmCl2 SmCl3 | EuCl3 | GdCl3 | TbCl3 | DyCl3 | HoCl3 | ErCl3 | TmCl3 | YbCl2 YbCl3 | LuCl3 | ||||
| ThCl4 | PaCl5 | UCl3 UCl4 UCl5 UCl6 | PuCl3 | AmCl3 | |||||||||||||
Το χλώριο είναι τοξικό στην επαφή, την κατάποση και την εισπνοή. Απαραίτητη είναι η χρήση γαντιών, γυαλιών ασφαλείας και καλού εξαερισμού κατά την χρήση του. Συγκεντρώσεις άνω των 500 ppm είναι θανατηφόρες. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα για οκτάωρο είναι 1 ppm. Είναι επίσης πάρα πολύ τοξικό για τους θαλάσσιους οργανισμούς. Το χλώριο αποτέλεσε τη βάση για τα πρώτα χημικά όπλα που χρησιμοποιήθηκαν στον Πρώτο Παγκόσμιο Πόλεμο. Η χρήση ενώσεων του χλωρίου στα ψυγεία και τα προωθητικά των σπρέι με τη μορφή των χλωροφθορανθράκων προκαλεί την τρύπα του όζοντος. Επίσης, τα εντομοκτόνα με χλώριο, ειδικά το DDT, προκάλεσαν προβλήματα βιοσυσσώρευσης σε οργανισμούς πιο πάνω στην τροφική αλυσίδα.
Οι χημικές ουσίες που ταξινομούνται ως ασφυξιογόνα χημικά όπλα (choking agents) είναι η Χλωροπικρίνη (Chloropicrin (PS), το Χλώριο (Chlorine, Cl), το Φωσγένιο (Phosgene, CG), και το Διφωσγένιο (Diphosgene, DP). Με κύριους αντιπροσώπους το Χλώριο και το Φωσγένιο, χρησιμοποιήθηκαν πολύ στον Α' Παγκόσμιο Πόλεμο. Προκαλούν πνευμονικό οίδημα και ασφυξία. Η προστασία γίνεται με προσωπίδες. Είναι άχροα με μυρωδιά φρέσκου κομμένου χόρτου, σανού ή άωρου καλαμποκιού. Σ’ αυτά ανήκουν το φωσγένιο, διφωσγένιο, κ.ά. Προκαλούν: ερεθισμό και φλεγμονή ρινός - φάρυγγος, δύσπνοια και πόνο στο στήθος, βήχα, κυάνωση χειλιών, κόπωση, ναυτία, έμετο, δακρύρροια. Τα συμπτώματα εμφανίζονται είτε αμέσως είτε αν η αραίωση είναι μεγάλη, μέσα στο πρώτο 48ωρο και μπορεί αρχικά να υποχωρήσουν. Ειδική αντιμετώπιση: τεχνητή αναπνοή και υποστηρικτική αγωγή τον αναπνευστικού [1].
Η χρήση χλωρίου στην αλιεία και ειδικότερα στην υποβρύχια αλιεία απαγορεύεται αυστηρά. Οι δε κυρώσεις που επισύρει είναι βαρύτατες.
Η χλωρίωση του νερού είναι από τις παλαιότερες μεθόδους επεξεργασία του νερού. Το χλώριο σκοτώνει μικροοργανισμούς και βακτήρια και μας προστατεύει από ασθένειες όπως η χολέρα και ο τύφος. Το χλώριο σε μεγάλες ποσότητες είναι καταστρεπτικό για ζωτικά όργανα τους σώματός μας, για αυτό πρέπει να γίνεται χρήση πρόσθετων φίλτρων από μέρους του καταναλωτή. Στο νερό προστίθεται συμπυκνωμένο χλώριο σε ποσότητα 1 λίτρου ανά 1000m3. Σε περίπτωση μεγαλύτερης δόσης υπάρχει πιθανότητα διάβρωσης του δικτύου και η γεύση του νερού γίνεται αποκρουστική, ενώ όπως επισημάνθηκε και παραπάνω μπορεί να γίνει βλαβερό για τον άνθρωπο. Για αυτούς τους λόγους η χλωρίωση γίνεται με ειδική δοσομετρική αντλία, παράλληλα με την αντλία παροχής νερού προς το δίκτυο συμπληρώνοντας την απαραίτητη δόση, ανάλογα με την ποσότητα νερού που θα περάσει προς το δίκτυο. Και ενώ το Χλώριο εξακολουθεί να αποτελεί την κύρια μέθοδο απαλλαγής του πόσιμου νερού από μικρόβια και οργανική ουσία, πολλές έρευνες σε όλο τον κόσμο δείχνουν πως ακόμα και η χλωρίωση του νερού στις πισίνες, στα κολυμβητήρια, στα spa και στα υδρομασάζ αποτελεί σοβαρό κίνδυνο όχι μόνο για τους λουόμενους και κολυμβητές, αλλά και για τους απασχολούμενους με τη διαδικασία εφαρμογής της μεθόδου αυτής. Ας δούμε τα πράγματα με τη σειρά τους.
Το Χλώριο ανακαλύφθηκε το 1774 από τον Σουηδό χημικό Carl Scheele. Συμβολίζεται με τα γράμματα Cl. Το όνομά του προέρχεται από την ελληνική λέξη «χλωρός= πράσινος». Σήμερα βρίσκει ευρύτατη εφαρμογή σε όλο τον κόσμο. Παράγεται με ηλεκτρόλυση του νερού με αλάτι. Θεωρείται ένα από τα κορυφαία εξυγιαντικά στοιχεία. Το Χλώριο σε αντίδραση με το νερό δίνει υποχλωριώδες οξύ (HOCl) και υδροχλωρικό οξύ (HCl). Cl2 + Η2Ο HOCl + HCl. Η παραγόμενη ποσότητα σ’ αυτά τα οξέα εξαρτάται από τη θερμοκρασία και την οξύτητα του νερού. Το υποχλωριώδες οξύ είναι το κύριο απολυμαντικό. Το μόριο ή τα ιόντα του Χλωρίου καταστρέφουν τα κυτταρικά τοιχώματα των μικροοργανισμών και τελικά αντιδρούν με τις πρωτεΐνες των τελευταίων δημιουργώντας τις γνωστές για τις καρκινογόνες ουσίες τις χλωραμίνες. Το πιο όμως επικίνδυνο είναι η παρουσία αμμωνιακών ενώσεων στο νερό οπότε οι χλωραμίνες σχηματίζονται ταχύτερα και σε μεγάλη συγκέντρωση. Αυτό καθεαυτό το χλώριο είναι πολύ τοξικό και χρησιμοποιήθηκε σε χημικούς πολέμους εξόντωσης των αντιπάλων. Ο διάσημος αυστριακός καθηγητής οικολογικής χημείας και γεωχημείας δρ Oto Huntsinger είχε πει πριν από χρόνια: «Ο Θεός δημιούργησε 91 στοιχεία, ο άνθρωπος 15 και ο Διάβολος μόνο ένα, το Χλώριο».
Για την απολύμανση του νερού στις πισίνες, στα κολυμβητήρια, στα spa και στα υδρομασάζ το Χλώριο χρησιμοποιείται με τις παρακάτω μορφές: • Ως φυσικό αέριο. Η μορφή αυτή, που παλιά αποτελούσε τη βασική τεχνική για την εξυγίανση των δημόσιων πισινών εξαιτίας των προβλημάτων που μπορεί να προκαλέσει στους χρήστες και στο περιβάλλον, βρίσκει σήμερα πολύ περιορισμένη εφαρμογή. • Ως υποχλωριώδες Νάτριο (NaOCl). Χρησιμοποιείται ευρέος τόσο στις δημόσιες όσο και στις ιδιωτικές πισίνες. • Ως δισκία που περιέχουν την χλωριούχο ένωση τριχλωρο-σ-τριαζινετριόνη (trichloro-s-triazinetrione) και το σταθεροποιητή κυανουρικό οξύ (cyanuric acid). • Ως κοκκώδης ένωση, που περιέχει διχλωρο-σ- τριαζινετριόνη (Dichloro-s- triazinetrione). • Ως υποχλωριώδες Λίθιο. • Ως χλωριούχο ασβέστιο που δεν περιέχει τον σταθεροποιητή κυανουρικό οξύ. Η μορφή αυτή είναι και η περισσότερο χρησιμοποιούμενη.
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
