შინაარსზე გადასვლა

ქლორი

მასალა ვიკიპედიიდან — თავისუფალი ენციკლოპედია
ქლორი
17Cl
35.45
3s2 3p5
ქლორი, 17Cl
ზოგადი თვისებები
სტანდ. ატომური
წონა
Ar°(Cl)
[35.446, 35.457]
35.45±0.01 (დამრგვალებული)
ქლორი პერიოდულ სისტემაში
წყალბადი ჰელიუმი
ლითიუმი ბერილიუმი ბორი ნახშირბადი აზოტი ჟანგბადი ფთორი ნეონი
ნატრიუმი მაგნიუმი ალუმინი სილიციუმი ფოსფორი გოგირდი ქლორი არგონი
კალიუმი კალციუმი სკანდიუმი ტიტანი ვანადიუმი ქრომი მანგანუმი რკინა კობალტი ნიკელი სპილენძი თუთია გალიუმი გერმანიუმი დარიშხანი სელენი ბრომი კრიპტონი
რუბიდიუმი სტრონციუმი იტრიუმი ცირკონიუმი ნიობიუმი მოლიბდენი ტექნეციუმი რუთენიუმი როდიუმი პალადიუმი ვერცხლი კადმიუმი ინდიუმი კალა სტიბიუმი ტელური იოდი ქსენონი
ცეზიუმი ბარიუმი ლანთანი ცერიუმი პრაზეოდიმი ნეოდიმი პრომეთიუმი სამარიუმი ევროპიუმი გადოლინიუმი ტერბიუმი დისპროზიუმი ჰოლმიუმი ერბიუმი თულიუმი იტერბიუმი ლუტეციუმი ჰაფნიუმი ტანტალი ვოლფრამი რენიუმი ოსმიუმი ირიდიუმი პლატინა ოქრო ვერცხლისწყალი თალიუმი ტყვია ბისმუტი პოლონიუმი ასტატი რადონი
ფრანციუმი რადიუმი აქტინიუმი თორიუმი პროტაქტინიუმი ურანი (ელემენტი) ნეპტუნიუმი პლუტონიუმი ამერიციუმი კიურიუმი ბერკელიუმი კალიფორნიუმი აინშტაინიუმი ფერმიუმი მენდელევიუმი ნობელიუმი ლოურენსიუმი რეზერფორდიუმი დუბნიუმი სიბორგიუმი ბორიუმი ჰასიუმი მეიტნერიუმი დარმშტადტიუმი რენტგენიუმი კოპერნიციუმი ნიჰონიუმი ფლეროვიუმი მოსკოვიუმი ლივერმორიუმი ტენესინი ოგანესონი
F

Cl

Br
გოგირდიქლორიარგონი
ატომური ნომერი (Z) 17
ჯგუფი 17 ჯგუფი (ჰალოგენები)
პერიოდი 3 პერიოდი
ბლოკი p-ბლოკი
ელექტრონული კონფიგურაცია [Ne] 3s2 3p5
ელექტრონი გარსზე 2, 8, 7
ელემენტის ატომის სქემა
ფიზიკური თვისებები
აგრეგეგატული მდგომ. ნსპ-ში აირი
დნობის
ტემპერატურა
თეთრი: 115.21 °C ​(388.36 K, ​​239.38 °F)
დუღილის
ტემპერატურა
3265 °C ​(3538 K, ​​5909 °F)
სიმკვრივე (ო.ტ.) 2.3290 გ/სმ3
სიმკვრივე (ლ.წ.) 2.57 გ/სმ3
დნობის კუთ. სითბო 50.21 კჯ/მოლი
აორთქ. კუთ. სითბო 383 კჯ/მოლი
მოლური თბოტევადობა 19.789 ჯ/(მოლი·K)
ნაჯერი ორთქლის წნევა
P (პა) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T (K)-ზე 1908 2102 2339 2636 3021 3537
ატომის თვისებები
ჟანგვის ხარისხი −4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
ელექტროდული პოტენციალი
ელექტრო­უარყოფითობა პოლინგის სკალა: 1.90
იონიზაციის ენერგია
  • 1: 786.5 კჯ/მოლ
  • 2: 1577.1 კჯ/მოლ
  • 3: 3231.6 კჯ/მოლ
ატომის რადიუსი ემპირიული: 111 პმ
კოვალენტური რადიუსი (rcov) 111 პმ
ვან-დერ-ვალსის რადიუსი 210 პმ

ქლორის სპექტრალური ზოლები
სხვა თვისებები
მესრის სტრუქტურა ორთორომბული
ბგერის სიჩქარე 8433 m/s (ო. ტ.)
თერმული გაფართოება 2.6 µმ/(მ·K) (25 °C)
თბოგამტარობა 149 ვტ/(·K)
მაგნეტიზმი დიამაგნეტიკი
მაგნიტური ამთვისებლობა −3.9·10−6 სმ3/მოლ
იუნგას მოდული 130–188 გპა
წანაცვლების მოდული 51–80 გპა
დრეკადობის მოდული 97.6 გპა
პუასონის კოეფიციენტი 0.064–0.28
მოოსის მეთოდი 6.5
ვიკერსის მეთოდი 160–350 მპა
ბრინელის მეთოდი 160–550 მპა
CAS ნომერი 7440-21-3
ისტორია
აღმომჩენია Jöns Jacob Berzelius (1823)
ქლორის მთავარი იზოტოპები
იზო­ტოპი გავრცე­ლება­დობა ნახევ.
დაშლა
(t1/2)
რადიო.
დაშლა
პრო­დუქტი
31P 100% სტაბილური
32P trace 14.269 d β 32S
33P trace 25.35 d β 33S

ქლორი[1][2] (ლათ. Chlorum < ბერძ. chlōros — „მწვანე“; ქიმიური სიმბოლო — ) — ელემენტთა პერიოდული სისტემის მესამე პერიოდის, მეჩვიდვმეტე ჯგუფის (მოძველებული კლასიფიკაციით — მეშვიდე ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის, VIIა) ქიმიური ელემენტი. ატომური ნომერია — 17, ატომური მასა — 35.453, tდნ- 101 °C, tდუღ - 34,05 °C, სიმკვრივე (აირადი ქლორისა)3,214 კმ/მ³, მოყვითალო-მომწვანო აირი; მიეკუთვნება ჰალოგენებს.

ფიზიკური თვისებები

[რედაქტირება | წყაროს რედაქტირება]

ქლორი მომწამლავი, მოყვითალო მწვანე ფერის, მხრჩოლავი სუნის გაზია. 6,6 ატ. წნევაზე და 20 °C ქლორი ადვილად თხევადდება. 1 მოცულობა წყალში იხსნება 2,3 მოცულობა ქლორი.

აირადი ქლორი ჰაერზე 2,5–ჯერ მძიმეა. ქლორის რიგობრივი რიცხვი Z=17. მისი ატომის გარე გარსი შეიცავს 7 ელექტრონს. ქლორის მოლეკულაში ატომები კოვალენტური ბმით არის შეერთებული CI:Cl. ქლორის წყალხსნარს მომწვანო ფერი და სპეციფიკური მძაფრი სუნი აქვს.

ბუნებაში ქლორის ნაერთებში ქლორი თავის უარყოფით ვალენტობას ავლენს, ამიტომ თავისუფალი სახით მისაღებად საჭიროა მისი დაჟანგვა ელექტრონეიტრალურ მდგომარეობამდე. ლაბორატორიულ პირობებში ქლორი შეიძლება მივიღოთ კონცენტრირებული მარილმჟავას მოქმედებით რაიმე მჟანგავზე, როგორიცაა მაგალითად, MnO2, KMnO4, CaOCl2 და სხვა.

ქლორის მიღებისას მანგანუმის მინარალის პიროლუზიტის MnO2-ის გამოყენებისას რეაქცია მიმდინარეობს განტოლებით:

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

ეს რეაქცია ორ ფაზად მიმდინარეობს: ჯერ წარმოიქმნება შედარებთ ნაკლებად მდგრადი ოთხვალენტიანი მანგანუმის ქლორიდი – MnCl4, რომელიც გათბობისას იშლება ორვალენტიან მანგანუმის ქლორიდად და თავისუფალ ქლორად:

  1. 4HCl + MnCl2 → MnCl4 + 2H2O
  2. MnCl4 → MnCl2 + Cl2

ქლორის მიღების ეს რექცია გათბობას მოითხოვს. ამ რეაქციით ამჟამად იშვიათად იღებენ ქლორს.

ზემო რეაქციაში ნაცვლად მარილმჟავასი გოგირდმჟავასთან ერთად შეიძლება შევიტანოთ NaCl

MnO2 + 2NaCl + 3H2SO4 → 2NaHSO4 + MnSO4 + 2 H2O + Cl2

ამ რეაქციის მიმდინარეობა მოითხოვს ნარევის გათბობას.

ბევრად უფრო ადვილად მიდის რეაქცია პერმანგანატსა და მარილმჟავას შორის:

2KaMnO4 + 16 HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2

ამ რეაქციის წარმართვისთვის გათბობა საჭირო არ არის, რადგან ქლორი ჰაერზე უფრო მძიმეა, ამირომ მისი შეგროვება თავღია ჭურჭელში შეიძლება.

მანგანუმის ორჟანგის ნაცვლად შეიძლება სხვა უმაღლესი ჟანგეულის გამოყენება. მაგალითად, ტყვიის ორჟანგთან (PbO2) რეაქცია იმავე გზით მიდის:

PbO2 + 4HCl → PbCl4 + 2H2O
PbCl4 → PbCl2 + Cl2

რეაქცია ქლორიან კირსა და მარილჟავას შორის მიდის შემდეგი გზით:

CaOCl2 + 2HCl → CaCl2 + H2O

ბერთოლეს მარილზე მარილმჟავას მოქმედებისას აგრეთვე მიიღება თავისუფალი ქლორი:

KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2

ლაბორატორიულ პირობებში და ტექნიკაში ქლორს იღებენ ქლორნატრიუმის კონცენტრირებული ხსნარების ელექტროლიზით.

ელექტროლიზის პროცესს, როგორც ცნობილია, თან ახლავს ელექტრონების გადასვლა კათოდიდან კატიონებზე და ანიონებიდან ანოდზე. მაშასადამე, კათოდზე ხდება აღდგენის პროცესი, ანოდზე – კი დაჟანგვის, ამგვარად, ჟანგვა–აღდგენა შეიძლება ელექტროდენის საშუალებით.

ქლორნატრიუმის წყალხსნარის ელექტროლიზის დროს კათოდზე განიმუხტება წყალბად–იონები (აღდგენა), ანოდზე კი ქლორ–იონები(დაჟანგვა):

კათოდი – 2H+ + 2e = H2
ანოდი – 2Cl- - 2e = Cl2

ამის შედეგად გამოიყოფა თავისუფალი ქლორი და წყალბადი, ხოლო ხსნარში დარჩება ნატრიუმის ტუტე NaOH. არ შეიძლება ქლორი წყლის ზემოთ შევაგროვოთ, რადგან იგი იხსნება წყალში. თუ წყალში გავხსნით NaCl–ს გაჯერებამდე, მასში ქლორის ხსნადობა მცირე იქნება. ამიტომ მოხერხდება ქლორის შეგროვება გაზომეტრში, რომელშიც წყლის ნაცვლად სუფრის მარილის ნაჯერი ხსნარია.

წარმოებაში მიღებულ ქლორს რკინის ბალონებში ინახავენ მაღალი წნევის ქვეშ. ჩაწნევის წინ ქლორს გააშრობენ, რადგან ტენიანი ქლორი რკინის ძლიერ კოროზიას იწვევს.

ქლორი მომწამლავია, ამიტომ მასთან მუშაობისას დიდი სიფრთხილეა საჭირო.

ქლორი ძლიერ აქტიური ელემენტია. ის ყველა მეტალს უერთდება, ზოგს ადვილად, ზოგს კი ძნელად. განსაკუთრებით ადვილად უერთდება მეტალებს, როცა უკანასკნელი გავარვარებულია ან გაცხელებულია. ამის მაგალითია მეტალური ნატრიუმი. თუ მეტალურ ნატრიუმს ცეცხლს მოვუკიდებთ და შევიტანთ ქლორის არეში, ის კაშკაშა ალით დაიწვის ქლორში. რეაქციის შედეგად მიიღება ქლორნატრიუმი:

2Na + Cl2 → 2NaCl + 196 კკალ.

ამ რეაქციას ახლავს სინათლისა და სითბოს გამოყოფა.

ქლორი გამოიყენება მრავალი ნაერთის მისაღებად და კერძოდ, ქლორიანი კირის მოსამზადებლად, რომელიც ფართო გამოყენებას პოულობს სხვადასხვა მიზნებისათვის. თავისუფალი ქლორის მცირე მინარევი საკმარისია დაავადებათა გამომწვევი მიკრობების მოსასპობად. ამიტომ წყალსადენის წყალს დააქლორებენ. დაქროლებულ წყალში წარმოქმნილი მცირეოდენი მარილმჟავა სრულიად უვნებელია. თავისუფალი ქლორი და ქლორიანი წყალი გამოიყენება როგორც გამათეთრებელი საშუალება. ქლორით ათეთრებენ ქსოვილებს და ქაღალდს. ქლორის ნაერთები გამოიყენებასოფლის მეურნეობის მავნებლებთან საბრძოლველად.

მეტალურგიაში ქლორი გამოიყენება იშვიათი და ფერადი მეტალების მისაღებად. ქლორის დიდი რაოდენობით ხმარებას მარილმჟავას წარმოქმნის.

ქლორის ჟანგბადოვანი ნაერთები

[რედაქტირება | წყაროს რედაქტირება]

ქლორი, სხვა ჰალოგენების მსგავსად, უშუალოდ არ უერთდება ჟანგბადს, ამიტომაც ქლორის ჟანგბადოვანი ნაერთები არაპირდაპირი გზით მიიღება. ქლორის ჟანგბადნაერთები არამდგრადია, არამდგრადია მისი ჟანგბადობანი მჟავებიც. ყველაზე მეტად მდგრადია ქლორის ჟანგბადოვანი მჟავების მარილები. ჟანგბადოვან ნაერთბში ქლორი დადებით ვალენტობას იჩენს.

ქლორის ჟანგბადოვან ნაერთებს შეესაბამება შემდეგი ჟანგბადოვანი მჟავები:

ჟანგბადოვანი მჟავები
HClO HClO2 HClO3 HClO4 KClO KClO2 KClO3 KClO4
ქვექლოროვანმჟავა ქლოროვანმჟავა ქველქლორმჟავა ქლორმჟავა ჰიპოქლორიტი ქლორიტი ქლორატი პერქლორატი

ქლორმჟავას შეესაბამება ქლორის ანჰიდრიდი Cl2O7

ქვექლოროვანმჟავა და მისი მარილები – ჰიპოქლორიტები – უმდგრადობის გამო ადვილად გამოყოფენ ატომურ ჟანგბადს, რის გამოც ისინი ძლიერ მჟანგავებს მიეკუთვნებიან. ჰიპოქლორიტებიდან ყველაზე ფართო გამოყენება მოიპოვა კალციუმის მარილმა, რომელიც ქლორიანი კირის შემადგენლობაში შედის.

ქლორის ყველა ჟანგბადოვანი ნაერთი მჟანგავია.

  1. დოლიძე ვ., ციციშვილი ვ., „ოთხენოვანი ქიმიური ლექსიკონი“, თბ., 2004, გვ. 241
  2. ქართული საბჭოთა ენციკლოპედია, ტ. 10, თბ., 1986. — გვ. 540.