Хлорид

Од Википедија — слободната енциклопедија
Хлорид
Систематско име хлорид[1]
Назнаки
16887-00-6 Ок
Бајлштајн 3587171
ChEBI CHEBI:17996
ChEMBL ChEMBL19429 Ок
ChemSpider 306 Ок
14910
2339
3Д-модел (Jmol) Слика
KEGG C00698 Ок
PubChem 312
UNII Q32ZN48698 Ок
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Конјуг. киселина хлороводород
Термохемија
Ст. енталпија на
формирање
ΔfHo298
−167 kJ·mol−1[2]
Стандардна моларна
ентропија
So298
153.36 J·K−1·mol−1[2]
Слични супстанци
Други анјони
Дополнителни податоци
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Хлоридсол или естер на хлороводородот, или пак соединение на хлорот со некој друг елемент.[3]

Хлоридниот јон е анјон (негативно наелектризиран јон) кој настанува кога хлорниот атом се здобива со електрон или кога соединение како хлороводородот ќе се раствори во вода или друг поларен растворувач. Хлордните соли како натриум хлоридот (кујнската сол) најчесто се лесно растворливи во вода.[4] Има улога на незаменлив електролит во сите телесни течности одговорен за одржување на рамнотежа помеѓу киселините и базите, пренос на нервните импулси и регулација на протекот на течностите во и од клетките. Други примери за јонски хлориди се калциум хлоридот CaCl
2
и амониум хлоридот [NH
4
]Cl.

Хлоридот исто така е неутрален хлорен атом ковалентно сврзан во молекулата со единечна врска. На пример, метил хлоридот CH
3
Cl, со стандардно име хлорометан е органско соединение со ковалентна врска C−Cl во кое хлорот не е анјон. Други примери за ковалентни хлориди се јаглерод тетрахлоридот CCl
4
, сулфурил хлоридот SO
2
Cl
2
и монохлораминот NH
2
Cl.

Електронски својства[уреди | уреди извор]

Хлоридниот јон (пречник 167 пм) е многу поголем од хлорниот атом (пречник 99 пм). Ова се должи на тоа што хлоридниот анјон има еден електрон повеќе од хлорниот атом, смалувајќи го фатот на јадрото на валентната обвивка.[5] Јонот е безбоен и дијамагнетен. Во воден раствор е високорастворлив во највеќето случаи, но некои хлоридни соли како сребро хлоридот, олово(II) хлоридот и жива(I) хлоридот се раствораат во вода сосема малку.[6] Во воден раствор хлоридот се сврзува со протичкиот крај на водните молекули.

Реакции на хлоридот[уреди | уреди извор]

Хлоридот може да се оксидира, но не се редуцира. Првата оксидација која се врши со хлоралканиот процес е претворање во хлорен гас. Хлорот понатаму може да се оксидира на други оксиди и оксианјони како што се хипохлоритот (ClO, активната состојка на во хлорното белило), хлор диоксидот (ClO2), хлоратот (ClO
3
) и перхлоратот (ClO
4
).

Во поглед на киселинските својства, хлоридот е слаба база како што се гледа од негативната вредност на pKa на хлороводородната киселина. Хлоридот може да се протонира со силни киселини како што е сулфурната:

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

Јонските хлоридни соли реагираат со други соли, притоа разменувајќи анјони. Присуството на халидни јони како хлоридот може да се утврди со сребро нитрат. Растворот кој содржи хлоридни јони дава бел талог од сребро хлорид:[7]

Cl + Ag+ → AgCl

Концетрацијата на хлоридот се одредува со хлоридометар, кој ги пронаоѓа сребрените јони штом сиот хлорид во примерокот ќе се наталожи со оваа реакција.

Други оксианјони[уреди | уреди извор]

Хлорот може да ги заземе оксидационите состојби −1, +1, +3, +5 или +7. Познати се неколку неутрални хлорни оксиди.

Оксид. состојба −1 +1 +3 +5 +7
Име хлорид хипохлорит хлорит хлорат перхлорат
Формула Cl ClO ClO
2
ClO
3
ClO
4
Структура Хлоридниот јон Хипохлоритниот јон Хлоритниот јон Хлоратниот јон Перхлоратниот јон

Застапеност во природата[уреди | уреди извор]

Во природата хлоридот е претежно застапен во морската вода, со концентрација од 19.400 мг/Л.[8] Помали количества, но во поголема концентрација, се присутни во некои копнени мориња и подземни расолни бунари како што е Големото Солено Езеро во Јута и Мртвото Море во Израел.[9] Највеќето хлоридни соли се растворливи во вода, што значи дека хлоридните минерали обично изобилуваат во суви предели или длабоко под земја. Такви минерали се халитот (натриум хлорид, NaCl), силвитот (калиум хлорид, KCl), бишофитот (MgCl2∙6H2O), карналитот (KCl∙MgCl2∙6H2O) и каинитот (KCl∙MgSO4∙3H2O). Се содржи и во евапоритни минерали како хлорапатитот и содалитот.

Улога во биологијата[уреди | уреди извор]

Хлоридот има големо физиолошко значење кое вклучува регулација на осмотски притисок, рамнотежа на електролитите и рамнотежа на киселините и базите. Хлоридот е присутен во сите телесни течности,[10] и претставува најзастапениот вонклеточен анјон кој сочинува една третина од тоничноста на вонклеточната течност.[11][12]

Воедно, хлоридот има суштинска улога како електролит, клучен за одржување на хомеостазата на клетките и пренос на дејствени потенцијали во невроните.[13] Може да тече низ хлоридни канали (вкл. рецепторот GABAA) и се пренесува од транспортерите KCC2 и NKCC2.

Хлоридот обично (но не секогаш) има повисока вонклеточна концентрација, поради што има негативен реверзен потенцијал (околу −61 mV при 37 °C во цицачка клетка).[14] Карактеристички концентрации на хлорид во моделни организми се следниве: во бактеријата E. coli и лебниот квасец изнесува 10–200 мM (зависно од средината), во цицачките клетки таа е 5–100 мM, а во крвна плазма има 100 мМ.[15]

Концентрацијата на хлорид во крва се нарекува серумски хлорид, и оваа концентрација се регулира во бубрезите. Хлоридниот јон е структурна составница на некои белковини; на пример, присутен е во ензимот амилаза. Во тоа својство, хлоридот е еден од непходните прехранбени минерали (наведен како хлор). Серумскиот хлорид се регулира во бубрезите со разни транспортери присутни со нефронот.[16] Најголемиот дел од хлоридот кој се филтрира од гломерулот повторно се впива преку проксималното и дисталното извиено цевче (највеќе од проксималното) со активен и пасивен транспорт.[17]

Корозија[уреди | уреди извор]

Структурата на натриум хлоридот која ја покажува склоноста на хлоридните јони (зелени топчиња) да се врзуваат со неколку катјони.

Присуството на хлориди, како во морската вода, предизвикува значително поволни услови за дупчеста корозија кај највеќето метали (вклучувајќи не’рѓосувачки челик, алуминиум и високолегирани материјали). Ваквата корозија на челикот и бетонот води до месно разградување на заштитниот оксид во алкалниот бетон, со овозможува понатамошно разјадување на истото место.[18]

Еколошки проблеми[уреди | уреди извор]

Зголемената концентрација на хлорид може да предизвика разни еколошки последици во водните и копнените средини. Тој има улога во закиселувањето на потоците, да придвижи радиоактивни почвени метали со размена на јоните, влијае на смртноста и размножувањето на водните растенија и животни, привлекува соленовидни организми во претходно слатководни средини и пречи во природното мешање на езерата. Натриум хлоридот го менува составот на микробните видови при релативно ниски концентрации. Може да му попречи на процесот на денитрификација, неопходен во отстранувањето на нитрати за да се запази квалитетот на водата и одржливоста на органските материи.[19]

Производство[уреди | уреди извор]

Хлоралкалната индустрија има голема важност за стопанството во светот. Овој процес го претвора натриум хлоридот во хлор и натриум хидроксид, кои пак служат за добивање на многу други материјали и хемијалии. Тој вклучува две напоредни реакции:

2 ClCl2 + 2 e
H2O + 2 e → H2 + 2 OH
Опнена ќелија за електролиза на солена вода. Во анодата (А), хлоридот (Cl-) оксидира во хлор. Јоноизбирачката опна (Б) му дава овозможува тек на противјонот Na+ до другата страна, но го спречува ширењето на анјоните како хидроксидот (OH-) и хлоридот. Во катодата (В), водата се сведува на хидроксид и водороден гас. Исходниот процес е електролизата на водениот раствор на NaCl во индустриски корисните производи натриум хидроксид (NaOH) и хлорен гас.

Примери и примена[уреди | уреди извор]

Пример за примена на хлоридот е готварската сол, која е натриум хлорид со хемиската формула NaCl. Во водата, таа се разложува на Na+ и Cl ions. Солите како калциум хлоридот, магнезиум хлоридот и калиум хлоридот наоѓаат различни примени, од производство на лекови до создавање на цемент.[4]

Калциум хлоридот (CaCl2) е сол која се продава во зрнест облик, наменета за отстранување на влагата во домот. Тој се користи и при одржувањето на неасфалтирани патишта и за зацврснување на подлогата при изградбата на нови патишта. Покрај ова, нашироко се применува во остранувањето на мраз бидејќи делотворно ја намалува неговата точка на топење.[20]

Примери за ковалентно сврзани хлориди се фосфор трихлоридот, фосфор пентахлоридот и тионил хлоридот, кои се реактивни хлорирачки реагенси што се користат во лабораторија.

Квалитет на водаа[уреди | уреди извор]

Постапката на отсолување подразбира отстранување на хлоридните соли за добивање на пивка вода. Во нафтената индустрија хлоридите се следат внимателно при дупчењето бидејќи нивното зголеменото присуство може да значи дека се дупчи во подземна солена вода под висок притисок или лош квалитет на целниот песок.

Хлоридот е корисен и како поуздан хемиски показател за фекално загадување на реките и подземните води бидејќи хлоридот е нереактивен раствореник кој е сеприсутен во отпадната и пивката вода.[21]

Храна[уреди | уреди извор]

Хлоридните соли како натриум хлоридот служат за конзервирање на храна и како хранливи состојки или додатоци.

Поврзано[уреди | уреди извор]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. „Chloride ion - PubChem Public Chemical Database“. The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
  2. 2,0 2,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. стр. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
  3. „хлорид“ — Лексикон на македонскиот јазик
  4. 4,0 4,1 Green, John, and Sadru Damji. "Chapter 3." Chemistry. Camberwell, Vic.: IBID, 2001. Print.
  5. „Size of Atoms“. chemed.chem.purdue.edu. Посетено на 3 март 2022.
  6. Zumdahl, Steven (2013). Chemical Principles (7. изд.). Cengage Learning. стр. 109. ISBN 978-1-285-13370-6.
  7. „Testing for halide ions - Group 0 and testing ions - GCSE Chemistry (Single Science) Revision - WJEC“. BBC Bitesize (англиски). Посетено на 3 март 2022.
  8. „Chloride and Salinity“ (PDF). colombia.edu. 8 септември 2011. Посетено на 8 јануари 2023.
  9. Greenwood, N. N. (1984). Chemistry of the elements (1. изд.). Oxford [Oxfordshire]: Pergamon Press. ISBN 9780750628327.
  10. Deane, Norman; Ziff, Morris; Smith, Homer W. (1952). „The distribution of total body chloride in man“. Journal of Clinical Investigation (англиски). 31 (2). p. 201, Table 1. doi:10.1172/JCI102592. PMC 436401. PMID 14907900.
  11. Berend, Kenrick; van Hulsteijn, Leonard Hendrik; Gans, Rijk O.B. (април 2012). „Chloride: The queen of electrolytes?“. European Journal of Internal Medicine. 23 (3): 203–211. doi:10.1016/j.ejim.2011.11.013. PMID 22385875.
  12. Rein, Joshua L.; Coca, Steven G. (1 март 2019). "I don't get no respect": the role of chloride in acute kidney injury“. American Journal of Physiology. Renal Physiology. 316 (3): F587–F605. doi:10.1152/ajprenal.00130.2018. ISSN 1931-857X. PMC 6459301. PMID 30539650.
  13. Jentsch, Thomas J.; Stein, Valentin; Weinreich, Frank; Zdebik, Anselm A. (1 април 2002). „Molecular Structure and Physiological Function of Chloride Channels“. Physiological Reviews. 82 (2): 503–568. doi:10.1152/physrev.00029.2001. ISSN 0031-9333. PMID 11917096.
  14. „Equilibrium potentials“. www.d.umn.edu.
  15. Milo, Ron; Philips, Rob. „Cell Biology by the Numbers: What are the concentrations of different ions in cells?“. book.bionumbers.org. Посетено на 24 март 2017.
  16. Nagami, Glenn T. (1 јули 2016). „Hyperchloremia – Why and how“. Nefrología (English Edition) (англиски). 36 (4): 347–353. doi:10.1016/j.nefro.2016.04.001. ISSN 2013-2514. PMID 27267918.
  17. Shrimanker, Isha; Bhattarai, Sandeep (2020). „Electrolytes“. StatPearls. StatPearls Publishing. PMID 31082167.
  18. Criado, M. (јануари 2015). „13. The corrosion behaviour of reinforced steel embedded in alkali-activated mortar“. Handbook of Alkali-Activated Cements, Mortars and Concretes (англиски). Woodhead Publishing. стр. 333–372. doi:10.1533/9781782422884.3.333. ISBN 978-1-78242-276-1.
  19. Kaushal, S. S. (19 март 2009). „Chloride“. Encyclopedia of Inland Waters (англиски). Academic Press. стр. 23–29. ISBN 978-0-12-370626-3.
  20. „Common Salts“. hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Georgia State University.
  21. „Chlorides“. www.gopetsamerica.com. Архивирано од изворникот на 18 август 2016. Посетено на 14 април 2018.

Надворешни врски[уреди | уреди извор]