Kloor
 

v      Kloor on keemiliste elementide perioodilisussüsteemi VII rühma element.

v     Kloor on mittemetall.

v      Kloori järjenumber on 17.

v      Kloori aatommass on 35,453.

     Kloor on raske rohekaskollane, terava, lämmatava lõhnaga gaas, mis on väga mürgine kõige elusa suhtes, alates mikroskoobi abil eristatavatest bakteritest kuni suurte loomadeni.

     Oma värvuse tõttu klooriks nimetatud gaasi mürgisus seletub tema suure keemilise aktiivsusega. Kloor reageerib kergesti peaaegu kõikide keemiliste elementidega, sealhulgas ka paljude metallidega (naatriumi, kaaliumi, vase, tina jt.). Kloori vastastikusel reageerimisel teiste elementidega eraldub suur hulk soojust ja valgust.

     Kloori aktiivsus “hävitas” ka kloori enda. Looduses ei ole vabas olekus kloori. Kui aga kloor tekib kusagil haruldastes tingimustes (näiteks veealuste merevulkaanide pursete puhul ), siis väga vähesel hulgal, ning kaob kohe ümbritsevate ainete vastastikuse toime tulemusena.

     Kloori kõige enamlevinud ühendiks on keedusool. Võib-olla ei ole igaühele teada, kui palju on maakeral keedusoola. Seda on tohutu hulk. Keedusoola on lahustunud olekus merede ja ookeanide vees. Tahkel kujul hõlmaks sool       20 000 000 km3.

     Lahustunud olekus on soola mineraaljärvedes, soolaallikates ja –jõgedes.

     Keedusool on loom- ja inimorganismile vajalik ühend. Inimese organismis on kuni 200 g keedusoola. Keedusoola suur tähtsus maismaaloomade organismis ja selle õige suhe maismaaloomade veres teiste klooriühenditega, mis läheneb mereves olevale suhtele, tõestab mõnede teadlaste arvates maismaaloomade tekkimist mereloomadest.

Ajalugu

     Keedusool avab klooriühendite ja ka kloori kunstliku saamise ajaloo. Selle perioodi algus on seotud aastaga 1648, mil saksa keemik ja arst Johann Glauber sai niiske keedusoola kuumutamisel sütel ja eraldunud suitsu kondenseerimisel tugeva happe, mida ta nimetas “soolapiirituseks”.

     XV sajandi algul Basilius Valentinuse raamatus “Antimoni triumfaalne sõjavanker” mainitakse antimoni- ja mõnede vismutiühendite omaduste ja meditsiinilise kasutamise kõrval ka “soolapiiritust”. Võib oletada, et Glauber ainult avastas ja kirjeldas selle aine valmistamismeetodit. Kuid kaasaegsed keemiaajaloo uurijad oletavad, et Basilius Valentinuse teosed on kirjutatud Paracelsuse vaenlaste poolt, kes tahtsid tõestada, et kõik tema poolt kirjutatu oli teada juba XV sajandil, ning seetõttu võib-olla ka selles raamatus mainitud “soolapiiritus” on sinna kirjutatud pärast Glauberi avastust.

      Uurinud “soolapiirituse” vesilahuse omadusi, nimetas inglise keemik Priestley selle soolhappeks. 1774. a. leidis rootsi keemik Scheele, et soolhape annab kuumutamisel mangaanperoksiidiga kollakasrohelise gaasi – kloori.

     Kloor ei leidnud kohe kasutamist. Esmakordselt kasutati kloori meditsiinis. Kloori vesilahust (kloorvett) soovitati arstidele ja üliõpilastele-arstidele kui desinfitseerivat ainet laipade lahkamisel. U. 1830. Aastal kasutati kloorvett inhalatsiooniks kopsutuberkuloosi, difteeria ja mõnede teiste haiguste puhul.

     Tehnika arenguga hakkas kloori kasutamisala üha rohkem ja rohekm laienema. Kloori kasutati arvukate keemiliste ühendite valmistamisel aniliinvärvi- ja farmaatsiatööstuses, soolhappe, kloorlubja, hüpokloriitide ja jne. tootmisel. Palju kasutatakse kloori kangaste ja tselluloosi pleegitamiseks paberi ja tekstiiltööstuses. Värvilises metallurgias saadakse maakidest kloreerimisel mõningaid metalle. Kõrgmolekulaarsete ühendite keemias kasutatakse kloori plastmasside, sünteetiliste kiudude, kautšuki jt. ainete valmistamiseks. Kloori hapnikuühendil magneesiumiga on huvitav omadus. Selle aine toimel puuvillapõõsale kaotab viimane lehed.

     Esimese maailmasõja ajal leidis kloor ootamatut kasutamist massilise hävitamise relvana.

     Pärast kloori kasutati kohe teist lämmatavat gaasi, kloori ühendit süsinikuga – fosgeeni. 1917. aastal kasutati massiliselt ipriiti, mis samuti sisaldab kloori. Sõja lõpul kasutati üle 50 mitmesuguse mürkaine, millest 90% olid kloori derivaadid.

Halogeen - kloor

    Halogeenid moodustavad VII rühma pea-alarühma. Halogeenide hulka kuuluvad fluor (F), kloor (Cl), broom (Br), jood (I) ja astaat (At). Halogeenidele on iseloomulik võime siduda aatomiga elektroni (elektronafiinsus) ja kõrge elektronegatiivsus. Elektroni liitumisel halogeeniaatomiga moodustuvad negatiivsed halogeniidioonid, millel on vastava väärisgaasi elektronstruktuur. Väärisgaasidele iseloomuliku elektronstruktuuriga seletatakse halogeniidioonide suurt stabiilsust – nad eksisteerivad vesilahustes, kristallilistes ja sulatatud soolades.

   Halogeenid on tüüpilised mittemetallid. Metallidega reageerides moodustavad nad metallhalogeniide, vesinikuga reageerides vesinikhalogeniide. Halogeenid reageerivad ka üksteisega, samuti väävli, fosfori jt. mittemetallidega. Kõrge oksüdatsiooniastmega ühendites ilmneb Cl mõnesugune sarnasus VII rühma kõrvalalarühma elementidega.

Halogeeni Cl üldiseloomustus

Järjenumber

17

Aatommass

35,453

Aatomraadius pm

99

Aatomi elektronafiinsus kJ/mol

348,3

Suhteline elektronegatiivsus

3,0

 

Halogeeni kloor (lihtaine Cl ) omadusi

Füüsikaline olek tavalistes tingimustes

Kollakasroheline gaas

Sulamistemperatuur  C

-101

Keemistemperatuur  C

-33,6

Tihedus kg/m  (gaasid) või Mg/m (vedelikud, tahked ained)

3,214

Kloor üldiselt

1.       Leidumine. Suure keemilise aktiivsuse tõttu ei leidu kloori looduses lihtainena. Ühenditena on ta aga väga levinud. NaCl jaKCl leidub merede ja ookeanide vees, samuti maakoores soolalademetena.

2.       Saamine.Kloori saadakse

1)       sulatatud kloriidide või nende vesilahuste elektrolüüsil:

2NaCl + 2H O --------® 2NaOH + H ­ + Cl ­

2)       laboratooriumis peamiselt vesinikkloriidhappest oksüdaeerijate toimel:

     4HCl + MnO = MnCl +Cl ­ + 2H O

3.       Omadused. Kloor on kollakasrohelise värvusega iseloomuliku terava lõhnaga mürgine gaas, õhust on ta raskem. Kloor lahustub vees moodustades kloorivee (Cl –vesi).

Keemiliselt on kloor väga aktiivne, ta reageerib energiliselt paljude liht- ja liitainetega.

1)       Kloori ja metallide ühisreaktsioonil moodustuvad kloriidid (NaCl , FeCl ,  CuCl ,  SbCl ):

2Na + Cl = 2NaCl

2)       Fosfor süttib klooris:

2P + 3Cl = 2PCl    (fosfortrikloriid)

3)       Reaktsioon vesinikuga toimub kas soojendamisel või valguse toimel (fotokeemiline reaktsioon):

      H + Cl = 2HCl

4)       Kloori lahustumisel vees moodustub kloorivesi, mis kujutab Cl  lahust vees; osaliselt toimub ka keemiline reaktsioon ning moodusutvad 2 hapet: HCl (vesinikkloriidhape) ja HclO (hüpokloorishape):

Cl + H O = HCl + HclO

Hüpokloorishape on ebapüsiv. Tema lagunemisel eralduv monohapnik

HclO = HCl + O

on tugeva oksüdeeriva toimega. Seepärast kasutatakse kloorivett riide ja paberi pleegitamiseks.

4.       Kasutusalad. Tekstiili- ja paberitööstuses kasutatakse kloori peamiselt

   pleegitajana, keemiatööstuses rakendatakse teda orgaaniliste ühendite    

     (värvained, ravimid, mürkkemikaalid jm.), vesinikkloriidhappe (soolhape) ja   

     kloriidide tootmisel. Veepuhastusjaamades klooritakse joogivett, et

    hävitada pisikuid.

5.       Vesinikkloriidhape (soolhape) HCl. Vesinikkloriidhapet saadakse vesinikkloori lahustamisel vees. Vesinikkloriidi saadakse

1)       vesiniku põletamisel klooris:

     H + Cl = 2HCl

2)       vesinikkloriidi toodetakse ka naatriumkloriidi ja väävelhappe vahelisel reaktsioonil kõrgel temperatuuril (700 °C):

2NaCl + H SO = Na SO + 2HCl

Kontsentreeritud vesinikkloriidhape sisaldab 37% HCl. See on värvuseta, terava lõhnaga, õhus suitsev, sööbivate omadustega vedelik. Vesinikkloriidhappe sooli nimetatakse kloriidideks  Kloriidioonide (kloriidide) reaktiiviks on hõbeioon (hõbenitraat):

NaCl + AgNO = AgCl + NaNO           Cl` + Ag`  = AgCl

   Hõbekloriid on hapetes praktiliselt lahustumatu, reageerib kergesti ammoniaagi vesilahusega.

    Vesinikkloriidhape reageerib enamiku metallidega, ainult pingereas vesinikust paremal paiknevate metallidega (Cu, Ag, Hg, Pt, Au) ta reaktsiooni ei astu.

   Vesinikkloriidhapet kasutatakse metallipinna puhastamiseks jootmis-ja tinatamistöödel, keemiatööstuses kloriidide saamiseks, orgaaniliste ühendite tootmisel jm. Inimese maomahl sisaldab 0,5% HCl, mis võtab osa toiduainete seedimisprotsessist.

6. Tähtsamate kloriidühendite rakendusalad.

    NaCl – naatriumkloriid – maitseaine ja toiduainete konserveerimise

 vahend, lähteaine Na, NaOH, Cl , Na CO  tootmiseks;

      KCl – kaaliumkloriid – kaaliumväetis;

      ZnCl  - tsinkkloriid – puidu immutusvahend mädanemise vastu, metallide

 jootevedeliku koostiosa;

      FeCl  - raud(III)kloriid – reaktiivide valmistamiseks;

      BaCl  - baariumkloriid – väävelhappe ja sulfaatide kindlaksmääramise   

 reaktiiv (tekib hapetes praktiliselt lahustumatu BaSO )

      CaCl  - kaltsiumkloriid – õhu kuivatamiseks eksikaatoris;

      AgCl – hõbekloriid – valgustundlikkuse tõttu kasutatakse fotopaberite        

valmistamisel;

      KClO  - kaaliumkloraat – kergesti plahvatav hõõrdumisel või löögist, kasutatakse laboratooriumis hapniku saamiseks, tuletikkude ja lõhkeainete valmistamisel;

      Ca(ClO)  - kaltsiumhüpoklorit – kloorlubja tähtis koostisosa, rakendatakse pleegitus-ja desinfitseerimisvahendina.