כלור

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש
ארגון - כלור - גופרית
 
F
Cl
Br  
 
 
Cl-TableImage.png
כללי
מספר אטומי 17
סמל כימי Cl
סדרה כימית הלוגן
צפיפות 3.214 kg/m3
מראה
גז ירוק צהבהב
Chlorine ampoule.jpg
תכונות אטומיות
משקל אטומי 35.453 amu
רדיוס ואן דר ואלס 175 pm
סידור אלקטרונים ברמות אנרגיה 2, 8,7
תכונות פיזיקליות
מצב צבירה בטמפ' החדר גז
טמפרטורת ניזול 239.15K (-34°C)
טמפרטורת מיצוק 171.15K (-102°C)
לחץ אדים 1300Pa ב-K
שונות
אלקטרושליליות 3.16
קיבול חום סגולי 480 J/(kg·K)
מוליכות תרמית 0.0089 W/(m·K)
אנרגיית יינון ראשונה 1251.2 kJ/mol

כלור (Chlorine, מיוונית: chloros = ירוק בהיר/חיוור) הנו יסוד כימי שסמלו הכימי Cl ומספרו האטומי 17. כלור הוא מינרל חשוב בגוף האדם החיוני ליצירת חומצת מימן כלורי, המשתתפת בתהליך העיכול.

תכונות[עריכת קוד מקור | עריכה]

מולקולת הכלור היא מולקולה דו אטומית המסומלת כ-Cl2. שני אטומי הכלור שבמולקולה קשורים ביניהם בקשר קוולנטי יחיד (Cl-Cl). הכלור הוא גז צהוב-ירקרק, רעיל ובעל ריח צורב. אחרי הפלואור, הכלור הוא הגז הקל ביותר בקבוצת ההלוגנים, אך הוא כבד פי שניים וחצי מן האוויר. כלור מתעבה ב- 34- מעלות צלזיוס. האלקטרושליליות של הכלור (3.16) היא הרביעית בגובהה בטבלה המחזורית (אחרי פלואור, חמצן וחנקן).

ייצור[עריכת קוד מקור | עריכה]

הדרך המקובלת ביותר כיום להפיק כלור היא העברת זרם חשמל בתמיסה מרוכזת של נתרן כלורי, ובדרך זו הוא מופק גם בישראל, למרות מחירו הגבוה יחסית של החשמל. את הכלור אפשר לקרר או לדחוס וכך לעבות אותו, ואז קל לאחסנו ולהעבירו ממקום למקום במכלי פלדה, או בקרונות רכבת מיוחדים, עשויים פלדה.

שימושים[עריכת קוד מקור | עריכה]

לכלור שימושים רבים:

  • הלבנת אריגי פשתן וכותנה וכן הלבנת העצה בתהליכי תעשיית הנייר.
  • תמיסת כלור במים מרחיקה כתמי דיו מנייר.
  • שימוש נפוץ אחר של הכלור הוא בחיטוי וטיהור מי-שתייה ומי בריכות, בזכות כושרו לקטול חיידקים.
  • כן משתמשים בכלור בתעשיית הצבעים.
  • בישראל משתמשים בכלור בתהליך הפקת הברום, אחד מאוצרות הטבע של ישראל, באופן הבא: על ידי העברה של גז כלור בתמיסה של מלח ברום (הצורה הנפוצה של ברום) נוצרים ברום ותמיסה של מלח כלור, בתגובה הידועה כחמצון חיזור.

שימושים בתרכובות:

היסטוריה[עריכת קוד מקור | עריכה]

הכימאי השבדי קרל וילהלם שלה זיהה את הכלור הטבעי לראשונה ב-1774, כמעט במקרה, אגב חקירת תכונותיו של המינרל פירולוזיט (מנגן דו-חמצני), אך עדיין לא זיהה את הכלור כיסוד אלא החשיב אותו לתרכובת. רק ב-1810 גילה המדען הבריטי סיר המפרי דייוי, מאבות מדע הכימיה, שהכלור הוא יסוד, לאחר שניסה להפריד אותו (תוך מחשבה שהכלור הוא תרכובת) ונכשל. דייוי העניק ליסוד שנתגלה את השם "כלור", שם שמקורו במילה היוונית "כלורוס" שפירושה "צהוב-ירקרק".

הכלור הוא הגז הראשון בו נעשה שימוש כנשק כימי. בשנת 1915, במהלך מלחמת העולם הראשונה עשה הצבא הגרמני שימוש בגז כנגד כוחות קנדיים שספגו אבדות רבות בעקבות כך. ראו בהרחבה: לוחמת גז במלחמת העולם הראשונה.

צורה בטבע[עריכת קוד מקור | עריכה]

הכלור מתרכב בנקל ובמהירות עם יסודות רבים אחרים, ובטבע הוא נמצא במצב חופשי רק בכמויות זעירות, בגאזים הנפלטים בעת התפרצות געשית. לעומת זאת, תרכובות עם כלור שכיחות בטבע, במיוחד נתרן כלורי, המצוי בטבע בצורת סלעים, במי הימים והאוקיינוסים, וכן במימיהן של ימות מלוחות כגון ים המלח, הים הכספי וימת המלח הגדולה שביוטה. בתהליך זה מופק הכלור ביחד עם שני תוצרי לוואי: מימן ונתרן הידרוקסידי:

\ 2Na^+_{(aq)} + 2Cl^-_{(aq)} + H_2O_{(l)} \rarr Cl_{2(g)} + H_{2(g)} + 2NaOH_{(aq)}

תפקיד ביולוגי[עריכת קוד מקור | עריכה]

מלחי הכלור נמצאים במרבית נוזלי גופו של האדם ושאר היונקים, ומיץ הקיבה מכיל חומצה מלחית, שמרכיביה הם כלור ומימן.

אמצעי זהירות[עריכת קוד מקור | עריכה]

כלור מגרה את מערכת הנשימה, במיוחד אצל ילדים וזקנים. בצורתו הנוזלית הוא גורם לכוויות בעור. כלור מזוהה על ידי חוש הריח כשהוא בריכוז ppm 3.5 וגורם נזק בריכוז 1000 ppm. בגלל רעילותו, כלור שימש כנשק כימי במלחמת העולם הראשונה.

חשיפה לריכוזים גבוהים של כלור יכולה לגרום לבצקת בריאות, ריכוזים יותר נמוכים מחלישים את הריאות.

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]