Chlór

Vlastnosti chlóru link

Chlór je žltozelený plyn s ostrým, dusivým zápachom. Je asi 2,5-krát ťažší ako vzduch, preto sa drží pri zemi. Je toxický – dráždi oči a dýchacie cesty a vo vyšších koncentráciách poškodzuje pľúca. Ľahko sa skvapalňuje, preto sa prepravuje ako kvapalina v oceľových fľašiach a cisternách.

Chlór je silné oxidovadlo a priamo sa zlučuje s väčšinou prvkov. S kovmi tvorí chloridy, napríklad roztavený sodík v chlóre zhorí žltým plameňom na chlorid sodný:

\( \ce{2Na(s) + Cl2(g) -> 2NaCl(s)} \)

S vodíkom reaguje na chlorovodík. Vo vode sa rozpúšťa len obmedzene a čiastočne s ňou reaguje. Vzniká chlórová voda, ktorá bieli a dezinfikuje, lebo obsahuje kyselinu chlórnu.

Výskyt a výroba chlóru link

Chlór sa v prírode vyskytuje ako chloridový anión Cl⁻, najmä v morskej vode a v ložiskách solí, ktoré vznikli jej odparením. Najdôležitejším minerálom je halit (kamenná soľ) NaCl, ďalej sylvín KCl a karnalit KCl·MgCl₂·6H₂O. Na Slovensku sa soľ dlho získavala v Solivare pri Prešove. Po zatopení bane v 18. storočí sa z nej čerpala soľanka, nasýtený roztok soli, a soľ sa získavala odparovaním vody.

Chlór sa priemyselne vyrába elektrolýzou soľanky. Na anóde sa chloridové anióny oxidujú na chlór:

\( \ce{2Cl-(aq) -> Cl2(g) + 2e-} \)

Na katóde sa redukuje voda na vodík a hydroxidové anióny:

\( \ce{2H2O(l) + 2e- -> H2(g) + 2OH-(aq)} \)

V roztoku zostáva hydroxid sodný, ďalší dôležitý produkt. Celý dej zapisuje rovnica:

\( \ce{2NaCl(aq) + 2H2O(l) ->[\text{elektrolýza}] 2NaOH(aq) + Cl2(g) + H2(g)} \)

Priestor anódy a katódy oddeľuje prepážka (diafragma alebo membrána), aby chlór nereagoval s hydroxidom sodným. Na Slovensku sa chlór elektrolýzou soľanky vyrába od roku 1940 v Novákoch, kde slúži najmä na výrobu PVC.

V laboratóriu sa chlór pripravuje oxidáciou kyseliny chlorovodíkovej silným oxidovadlom, napríklad manganistanom draselným:

\( \ce{2KMnO4(s) + 16HCl(aq) -> 2KCl(aq) + 2MnCl2(aq) + 5Cl2(g) + 8H2O(l)} \)

Využitie chlóru link

Najviac chlóru sa spotrebuje na výrobu plastu PVC (polyvinylchloridu), z ktorého sa vyrábajú rúry, okenné rámy a podlahoviny. Chlór slúži aj na výrobu kyseliny chlorovodíkovej, rozpúšťadiel a liečiv. Už malé množstvo chlóru ničí baktérie, preto sa ním dezinfikuje pitná voda a voda v bazénoch. Tomuto postupu sa hovorí chlórovanie.

Zlúčeniny chlóru link

Chlór má v zlúčeninách oxidačné čísla −I, I, III, V a VII. Najstálejšie sú chloridy s oxidačným číslom −I. Kladné oxidačné čísla má chlór len v zlúčeninách s kyslíkom a fluórom, napríklad v oxokyselinách a ich soliach. Ako sa ich vlastnosti menia s oxidačným číslom chlóru, opisuje kapitola oxidy a oxokyseliny v článku o halogénoch.

Chlorovodík a kyselina chlorovodíková link

Chlorovodík HCl je bezfarebný plyn so štipľavým zápachom. Priemyselne sa vyrába syntézou z prvkov, spaľovaním vodíka v chlóre:

\( \ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2HCl(g)} \)

Zmes vodíka a chlóru na svetle vybuchne, preto vodík horí v prúde chlóru postupne. V laboratóriu sa chlorovodík pripravuje reakciou chloridu sodného s koncentrovanou kyselinou sírovou:

\( \ce{NaCl(s) + H2SO4(\text{konc.}) ->[\text{t}] NaHSO4(s) + HCl(g)} \)

Chlorovodík sa veľmi dobre rozpúšťa vo vode. Jeden objem vody pri 20 °C pohltí asi 470 objemov plynu. Polárne molekuly HCl totiž s vodou reagujú a odovzdávajú jej protóny:

\( \ce{HCl(g) + H2O(l) -> H3O+(aq) + Cl-(aq)} \)

Vzniká kyselina chlorovodíková, silná kyselina. Koncentrovaná kyselina obsahuje 36–38 % chlorovodíka a na vzduchu dymí. Uvoľnený chlorovodík totiž s vlhkosťou vzduchu tvorí hmlu drobných kvapiek. Kyselina chlorovodíková neutralizuje hydroxidy, napríklad hydroxid sodný:

\( \ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} \)

Podstatou neutralizácie je reakcia oxóniových katiónov s hydroxidovými aniónmi:

\( \ce{H3O+(aq) + OH-(aq) -> 2H2O(l)} \)

S neušľachtilými kovmi, ktoré sú v rade napätia pred vodíkom, reaguje kyselina chlorovodíková na chloridy a vodík:

\( \ce{Zn(s) + 2HCl(aq) -> ZnCl2(aq) + H2(g)} \)

Meď a striebro nerozpúšťa, lebo jediným oxidovadlom v nej sú oxóniové katióny. Rozpúšťa však oxidy, hydroxidy a uhličitany kovov, preto sa ňou odstraňuje hrdza z ocele a vodný kameň.

Kyselina chlorovodíková je súčasťou žalúdočnej šťavy. Kyslé prostredie ničí baktérie z potravy a mení neaktívny pepsinogén na enzým pepsín, ktorý štiepi bielkoviny.

Chloridy link

Chloridy sú soli kyseliny chlorovodíkovej. Väčšina z nich sa dobre rozpúšťa vo vode. Najznámejší je chlorid sodný NaCl, kuchynská soľ. Chloridové anióny spolu s katiónmi sodíka a draslíka udržiavajú v telesných tekutinách stály osmotický tlak, preto je chlór biogénny prvok. Chlorid draselný KCl je dôležité draselné hnojivo.

Vo vode nerozpustný je chlorid strieborný AgCl. Chloridové anióny preto dokazujeme dusičnanom strieborným, s ktorým tvoria bielu zrazeninu:

\( \ce{Ag+(aq) + Cl-(aq) -> AgCl(s) v} \)

Oxidy chlóru link

Chlór sa s kyslíkom priamo nezlučuje. Jeho oxidy, napríklad oxid chlórny Cl₂O, oxid chloričitý ClO₂ a oxid chloristý Cl₂O₇, sa pripravujú nepriamo. Sú nestále, sú to silné oxidovadlá a pri zahriatí môžu vybuchnúť. Prakticky najdôležitejší je oxid chloričitý, žltozelený plyn, ktorým sa bieli papier a dezinfikuje pitná voda.

Kyselina chlórna a chlórnany link

Kyselina chlórna HClO vzniká pri rozpúšťaní chlóru vo vode:

\( \ce{Cl2(g) + H2O(l) <=> HCl(aq) + HClO(aq)} \)

Je to veľmi slabá, nestála kyselina a silné oxidovadlo. Ničí mikroorganizmy a rozkladá farbivá, preto bieli a dezinfikuje. Na svetle sa rozkladá a uvoľňuje kyslík:

\( \ce{2HClO(aq) -> 2HCl(aq) + O2(g)} \)

Jej soli, chlórnany, vznikajú zavádzaním chlóru do studených roztokov hydroxidov:

\( \ce{Cl2(g) + 2NaOH(aq, \text{studený}) -> NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)} \)

Takto vzniká bieliaci lúh, roztok chlórnanu a chloridu sodného. Predáva sa ako bielidlo a dezinfekčný prostriedok, napríklad Savo. Reakciou chlóru s hydroxidom vápenatým vzniká chlórové vápno, ktoré tiež bieli a dezinfikuje.

Kyselina chlorečná a chlorečnany link

Kyselina chlorečná HClO₃ je silná kyselina a silné oxidovadlo, ktorá existuje len vo vodnom roztoku. Jej soli, chlorečnany, vznikajú zavádzaním chlóru do horúcich roztokov hydroxidov:

\( \ce{3Cl2(g) + 6KOH(aq, \text{horúci}) -> KClO3(aq) + 5KCl(aq) + 3H2O(l)} \)

Najznámejší je chlorečnan draselný KClO₃, nazývaný aj Bertholletova soľ. Chlorečnany sú silné oxidovadlá. Ich zmesi s horľavými látkami, napríklad so sírou alebo s uhlíkom, pri náraze alebo zahriatí vybuchujú. Preto sa chlorečnany používajú na výrobu výbušnín a sú v hlavičkách zápaliek. Pri zahrievaní s katalyzátorom sa chlorečnan draselný rozkladá na kyslík, preto slúži aj na jeho prípravu v laboratóriu.

Kyselina chloristá a chloristany link

Kyselina chloristá HClO₄ je najsilnejšia z kyslíkatých kyselín chlóru a jedna z najsilnejších známych kyselín. Chlór v nej má najvyššie oxidačné číslo VII. Je zo všetkých oxokyselín chlóru najstálejšia a jej zriedený roztok takmer neoxiduje. Koncentrovaná kyselina však s organickými látkami môže prudko reagovať až vybuchnúť.

Jej soli, chloristany, vznikajú elektrolytickou oxidáciou chlorečnanov. Sú stálejšie ako chlorečnany, pri zahriatí však uvoľňujú kyslík a sú silnými oxidovadlami. Chloristan draselný KClO₄ sa používa v pyrotechnike, chloristan amónny NH₄ClO₄ ako okysličovadlo v raketových palivách, napríklad v pomocných motoroch raketoplánov.