Kloor

Allikas: Vikipeedia
17




7
8
2
Cl
35,453
Kloor
Kloor gaasilisel kujul klaastorus.

Kloor on keemiline element järjenumbriga 17. See asub perioodilisustabelis VIIA rühmas, mille moodustavad halogeenid. Kloor on üks aktiivsemaid mittemetalle, millel on suur elektronafiinsus ja elektronegatiivsus.

Kloori aatommass on 35,453, sulamistemperatuur -100,98 °C ja keemistemperatuur -34,6 °C.[1] [2]

Ta moodustab kaheaatomilised molekulid ja on normaaltingimustel rohekaskollane gaas. Kuna kloor on halogeen, on tema stabiilseim oksüdatsiooniaste -1. Teised klooriühendid, sealhulgas kloori oksiidid, on tugevad oksüdeerijad ja vähestabiilsed. Kloori oksiidid on happelised. Vesinikuga moodustab kloor vesinikkloriidi, mis on tugevalt happeline.

Klooril on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 35 ja 37.

Kloor kui lihtaine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Tööstuslikult saadakse kloori NaCl lahuse elektrolüüsil:

  • 2NaCl + 2H2O -> Cl2 + 2NaOH + H2

Kloori kui lihtainet kasutatakse väga paljudes erinevates keemiatööstuse harudes. Erinevate kloorimismeetoditega toodetakse orgaanilisi ühendeid. Neid kasutatakse näiteks plastide, lahustite, taimekaitsevahendite või ravimite tootmiseks. Tööstuslikult kasutatakse kloori ka näiteks paberi kui ka muude asjade pleegitamises. Paljude anorgaaniliste ainete tootmiseks läheb samuti kloori vaja. [3]

Omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kloor kui lihtaine on mürgine raske gaas, terava lõhnaga, kergesti veelduv. Värvuselt kollakasroheline. Kloor lahustub vähepolaarsetes vedelikes paremini kui vees. Vees hakkab kloor osaliselt reageerima, moodustades hüdraate. Klooril võib olla ühendites väga erinevaid oksüdatsiooniastmeid, millest levinumad on paarituarvulised oksüdatsiooniastmed. Näiteks: -I (kloriidides), I (hüpokloritites jm), III (kloritites jm), IV (kloordioksiidis), V (kloraatides jm), VI (dikloorheksaoksiidis), VII (perkloraatides jm). Kloor on väga aktiivne keemiline element, reageerides peaaegu kõigi metallidega ja suurema osa mittemetallidega. Sellisel suurel keemilisel aktiivsusel on peamiselt kolm põhjust: kloriidide suur sidemeenergia; suur elektronafiinsus; Cl aatomite moodustumise kergus Cl2 molekulidest.

Reageerimine metallidega[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kloori reageerimisel metallidega saadakse metallkloriidid. Enamik metalle suudab moodustada mitu kloriidi. Selleks peab metall või metallioksiid reageerima vaba kloori või vesinikkloriidhappega. Metalli reageerimisel vaba klooriga võib reaktsioon toimuda toatemperatuuril, kloorioksiidiga reageerimisel tuleb teinekord kuumutada. [3]

Reageerimine mittemetallidega[muuda | redigeeri lähteteksti]

Vesinikuga[muuda | redigeeri lähteteksti]

  • H2 + Cl2 -> 2HCl

Reaktsioon toimub plahvatusega süütamisel või valguse toimel, kuna tegu on ahelreaktsiooniga. Reaktsioon võib toimuda ka rahulikult, kui kasutada reaktsiooni aeglustavaid katalüsaatoreid. [3]

Hapnikuga[muuda | redigeeri lähteteksti]

Hapnikuga reageerides tekivad oksiidid, millest kõige tuntumad on Cl2O (diklooroksiid), ClO2 (kloordioksiid), Cl2O6 (dikloorheksaoksiid) ja Cl2O7 (dikloorheptaoksiid). [4]

Lämmastikuga[muuda | redigeeri lähteteksti]

Lämmastikuga reageerides tekib lämmastiktrikloriid (NCl3). See reaktsioon toimub elektrilaengu toimel. Saadud lämmastiktrikloriid on kergesti plahvatav vedelik tumekollase värvusega. [4]

Fluoriga[muuda | redigeeri lähteteksti]

Fluoriga reageerides annab kloor mürgiseid ühendeid, mis on väga reaktsioonivõimelised. Tuntumad ühendid on ClF (kloormonofluoriid), ClF3 (kloortrifluoriid) ja ClF5 (kloorpentafluoriid). [4]

Joodiga[muuda | redigeeri lähteteksti]

Joodiga reageerides tekib rubiinipunane kristallaine ICl (joodmonokloriid) või helekollane kristallaine joodtrikloriid (ICl3). [4]

Broomiga[muuda | redigeeri lähteteksti]

Broomiga reageerides tekib broomkloriid (BrCl), mis on punakaspruuni värvusega gaas. [4]

Kloor lihtainena[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kui kloor reageerib lihtainena broomiga, siis ta tõrjub vaba broomi välja, kui joodiga, siis vaba joodi. Vaba fluori tõrjub kloor aga kõige paremini välja, kuna fluor on kõige elektronegatiivsem. [4]

  • Cl2 + 2Br- -> 2Cl- + Br2
  • Cl2 + 2I- -> 2Cl- + I2

Veega[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kui kloor lahustub veega, siis ta osaliselt reageerib sellega:

  • Cl2 + H2O -> HOCl + HCl

Reaktsiooni käigus tekib kaks hapet: HOCl (hüpokloorishape) ja HCl (vesinikkloriidhape). Hüpokloorishape on vähedissotsieeruv ühend, kuid kuna tegu on vesilahusega, siis vesinikkloriidhape dissotsieerub selles peaaegu täielikult ioonideks:

  • Cl2 + H2O -> HOCl + Cl- + H+ [4]

Leelislahustega[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kloori reageerimine leeliselahustega sõltub lahuse temperatuurist. Kui on madal temperatuur, siis moodustuvad hüpokloritid:

  • Cl2 + 2NaOH -> NaOCl + NaCl + H2O

Kui reaktsioon toimub kõrgemal temperatuuril, siis hüpokloritid lagunevad ja tekivad hoopis kloraadid:

  • 3NaOCl -> NaClO3 + 2NaCl [4]

Ühendid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Oksiidid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Diklooroksiid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Diklooroksiid (Cl2O) on kollakaspruun gaas. Kloori oksüdatsiooniaste ühendis on + I. Tema keemistemperatuur on 2,0 °C ja sulamistemperatuur -120,6 °C. Oksiidi soojendamisel on tegu plahvatava gaasiga. Diklooroksiid reageerib veega väga hästi: [5]

  • Cl2O + H2O -> 2HOCl

Dikloortrioksiid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Dikloortrioksiid (Cl2O3) on tahke oksiid, värvuselt tumepruun. Alla 0 °C juures plahvatab. [5]

Kloordioksiid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kloordioksiid (ClO2) on värvuselt kollakasroheline gaas, mille oksüdatsiooniaste ühendites on + IV. Tema keemistemperatuur on 11 °C ja sulamistemperatuur -59 °C. Madalal temperatuuril muutub tumepunaseks vedelikuks. Tegu on väga reaktsioonivõimelise ühendiga. Kasutatakse peamiselt tselluloosi või pulbi pleegitamiseks, samuti nii joogi- kui ka tehnoloogilise vee puhastamiseks. Tugevas happelises keskkonnas NaClO3 redutseerimisel NaCl, HCl või SO2-ga on võimalik saada kloordioksiidi:

  • 2ClO3- + 2Cl- + 4H+ -> 2ClO2 + Cl2 + 2H2O
  • 2ClO3- + SO2 -> 2ClO2 + SO42-

Kloordioksiidi saamiseks laboris kasutatakse redutseerimiseks ka oksaalhapet, N2O, etanooli või sahharoosi:

  • 2ClO3- + C2O42- + 4H+ -> 2ClO2 + 2CO2 + 2H2O [5]

Dikloortetraoksiid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Dikloortetraoksiid (Cl2O4) on tundud ka kloorperkloraadi (ClOClO3) nime all. Dikloortetraoksiid on kahvatukollane vedelik, mille oksüdatsiooniaste ühendites on +I või +VII. Tema keemistemperatuur on 44,5 °C ja sulamistemperatuur -117 °C. Toatemperatuuril pole väga püsiv, laguneb aeglaselt. Dikloortetraoksiidi saadakse kloorfluorosulfaadi reageerimisel perkloraatidega:

  • ClSO3F + CsClO4 -> CsSO3F + ClOClO3

Reaktsioon toimub -45 °C juures. [5]

Dikloorheksaoksiid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Dikloorheksaoksiid (Cl2O6) on tumepunane vedelik, mille oksüdatsiooniaste ühendis on +VI. Tema keemistemperatuur on 203 °C ja sulamistemperatuur 3,5 °C. Laboris saadakse ClO2 osonolüüsil:

  • 2ClO2 + 2O3 -> Cl2O6 + 2O2

Madalal temperatuuril (0 – 10°C juures) laguneb aeglaselt. Veega reageerib väga hästi. Tänapäeval kasutatakse veevabade perkloraatide laborisünteesil. [5]

Dikloorheptaoksiid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Dikloorheptaoksiid (Cl2O7) on värvusetu vedelik, mille oksüdatsiooniaste ühendis on + VII. Tema keemistemperatuur on 81 °C ja sulamistemperatuur -91,5 °C. Dikloorheptaoksiid otseselt veega ei reageeri, kuid reageerib vee piirpinnal, moodustades perkloorhappe:

  • Cl2O7 + H2O -> 2HClO4 [5]

Vesinikkloriid ja vesinikkloriidhape[muuda | redigeeri lähteteksti]

Vesinikkloriid (HCl) on värvusetu, ärritava, sööbiva toimega ja terava lõhnaga gaas. Lahustub vees väga hästi, moodustades vesinikkloriidhappe. Vesinikkloriid on väga stabiilne ühend, gaasilises ja vedelas olekus passiivne. Tööstuses saadakse vesinikkloriidi kõrvalsaadusena orgaaniliste ühendite kloorimisel. Väga puhta HCl saamiseks pannakse lihtained omavahel reageerima, see reaktsioon on väga eksotermiline. Vesinikkloriidhape on väga tugev hape, seetõttu tõrjub nõrgemad happed nende sooladest välja, näiteks fosfaatidest, silikaatidest või boraatidest. Kontsentreeritud vesinikkloriidhappe reageerimisel lämmastikhappega (hapete vahekord 3:1) saadakse kuningvesi. Kuningvees tekib nitrosüülkloriid (NOCl) ja vaba kloor (Cl2), seetõttu lahustab ta kulda, plaatinat ja teisi väärismetalle. [3]

  • HNO3 + 3HCl -> NOCl + Cl2 + 2H2O

Vesinikkloriid ja vesinikkloriidhape on kemikaalid, mille tootmismahud maailmas on peaaegu kõige suuremad. Kasutusalasid on palju. Eriti suurte koguste vesinikkloriidhappe ja alküülkloriidide tootmisel kasutatakse gaasilist HCl-i. Mõne metalli (näiteks Mn, Fe, Zn, Mg) kloriidide saamiseks kasutatakse vesinikkloriidhapet, samuti metallide söövitamiseks või pindade puhastamiseks. Kloriidideks kutsutakse kloori ühendeid, mis on seotud elektropositiivsemate elementidega. Kloriidides oleva kloori oksüdatsiooniaste on –I. Kloriidid on tüüpilised soolad, mis vesilahustes dissotsieeruvad peaaegu täielikult ioonideks. Kloriidide omavahelisel reageerimisel moodustuvad kompleksühendid:

Lihtainete omavahelisel reageerimisel saadakse tavaliselt kloriide, samuti metallide, oksiidide, hüdroksiidide või karbonaatide reageerimisel vesinikkloriidhappega.

  • 2Na + Cl2 -> 2NaCl [6]

Toodang[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kloori toodetakse nii lihtainena kui ka ühenditena peaaegu kõige rohkem maailmas. Põhilised ühendid, mida toodetakse on NaCl kloriididest, HCl hapetest ja NaClO3 oksohapete sooladest. [3] [7]

Biotoime[muuda | redigeeri lähteteksti]

Eluslooduses on kloor kõige rohkem levinud halogeen, kuna ta on vajalik eluprotsessides. Looduses ei esine kloor kunagi vabas olekus, vaid ühenditena. Kõige enam esineb kloori looduses keedusoolana. Väga väikesel määral sisaldub kloori ka inimorganismis, umbes 0,25%. Lahustunud olekus leidub kloori nii mineraaljärvedes, soolaallikates kui ka soolajõgedes. Kloor kui lihtaine on mürgine, samuti on paljud klooriühendid mürgised. Kui Cl2 kontsentratsioon õhus ületab 0,1 mg/l piiri, siis muutub see eluohtlikuks. [8] [9]

Ajalugu[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kloori nimetus tuleb kreekakeelsest sõnas chloros, mis tähendab tõlkes kahvaturohelist. Kloori kui lihtaine avastas 1774. aastal Rootsis teadlane Carl Wilhelm Scheele, kui ta kuumutas keedusoola ja väävelhappe segu mineraal pürolusiidiga.

  • 4NaCl + 2H2SO4 + MnO2 -> 2Na2SO4 + MnCl2 + 2H2O + Cl2

1811. aastal omistas Humphry Davy elemendile nime kloor. [10]

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

  1. Periodic Table: Chlorine chemicalelements.com (vaadatud 28.09.2013)
  2. The Element Chlorine elementalmatter.info (vaadatud 29.09.2013)
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 Kloor miksike.ee (vaadatud 28.09.2013)
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 4,5 4,6 4,7 Karik, H.; Truus, K. 2003. Elementide keemia. lk. 515–516
  5. 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 Karik, H.; Truus, K. 2003. Elementide keemia. lk. 516-518
  6. Karik, H.; Truus, K. 2003. Elementide keemia. lk. 519-520
  7. Karik, H.; Truus, K. 2003. Elementide keemia. lk. 531
  8. Halogeenid kristiine.tln.edu.ee (vaadatud 29.09.2013)}
  9. Karik, H.; Truus, K. 2003. Elementide keemia. lk. 531-532
  10. The Element Chlorine education.jlab.org (vaadatud 28.09.2013)

Kirjandus[muuda | redigeeri lähteteksti]

  • Hergi Karik, Kalle Truus. (2003). "Elementide keemia". Tallinn: kirjastus Ilo. ISBN 9985-57-499-0.
Keemiliste elementide perioodilisussüsteem
Metallid Poolmetallid Väärisgaasid Mittemetallid Leelismetallid Leelismuldmetallid Lantanoidid Aktinoidid
Vesinik - Boor - Süsinik - Lämmastik - Hapnik - Fluor - Räni - Fosfor - Väävel - Kloor - Seleen - Broom - Jood