تويت
كلور Chlorine - Chlore
الكلور
الكلور chlorine غاز ذو خواص لا معدنية[ر. اللامعدن] واضحة رمزه الكيمياوي Cl، ويوجد في الفصيلة السابعة VIIA (أو 17) من الجدول الدوري، ويطلق على عناصر هذه الفصيلة اسم الهالوجينات halogens[ر. الهالوجين] (وتعني مولدات الأملاح لأن halo تعني ملح). عدده الذري 17. درجات أكسدته الشائعة في مركباته -1، +1، +5، +7.
وجوده في الطبيعة، استحضاره، خواصه الفيزيائية
لا يصادف الكلور - مثل باقي عناصر فصيلته - حراً في الطبيعة، إنما على شكل مركبات، وهويكوِّن 0.2% من القشرة الأرضية. ويصادف على شكل أيون (شاردة) كلوريد في ماء البحر والآبار المالحة والطبقات الملحية حيث يوجد متحداً مع الأيونات Na+، K+، Mg2+، Ca2+.
الشكل (1) خلية داونز لتحليل مصهور كلوريد الصوديوم
الشكل (2) خلية كاستنر - كلنر لتحليل محول NaCl
قام شيله[ر] بعزل الكلور عام 1774، إلا أن ديـڤـي تحقق من طبيعة العنصر وأطلق عليه اسم الكلور (مأخوذ من اليونانية بمعنى أخضر شاحب).
يستحصل الكلور بالتحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم المصهور، أو لمحلول مائي مركز من كلوريد الصوديوم.
يحضر الكلور بتحليل مزيج من مصهور كلوريد الصوديوم وكلوريد الكلسيوم عند الدرجة 600 س، إذ يضاف كلوريد الكلسيوم لخفض درجة انصهار المزيج. ينطلق الصوديوم عند القطب السالب المصنوع من الحديد أو النحاس، وينطلق الكلور عند القطب الموجب المصنوع من الغرافيت، وتصنع خلية cell التحليل بشكل يمنع التقاء الصوديوم مع الكلور. ويبيّن الشكل (1) خلية من هذا الشكل تدعى خلية داونز Downs.
تتألف خلية كاستنر - كلنر Kastner-Kellner المستعملة لتحليل محلول كلوريد الصوديوم من ثلاث غرف منفصلة عن بعضها من الأعلى ولكن تتصل ببعضها من الأسفل بوساطة الزئبق الذي يقوم بدور المهبط (كاثود) cathode (الشكل-2). يوضع في الغرفتين الأولى والثالثة محلول كلوريد الصوديوم، أما الغرفة الثالثة فتحوي ماء نقياً، وأما المصعد (أنود) anode فمصنوع من الغرافيت. يحصل على المهبط التفاعل الآتي:
تُهَز هذه الخلية ميكانيكياً فتأتي ملغمة الصوديوم بتماس مع الماء الموجود في الغرفة المتوسطة ويحصل التفاعل الآتي:
ويتم في هذه الخلية الحصول على صود كاو غير مشوب بكلوريد الصوديوم، وينطلق الكلور على المصعد لحصول التفاعل الآتي:
ويحضر الكلور مخبرياً بأكسدة الكلوريد بمادة مؤكسِدة مثل ثنائي أكسيد المنغنيز MnO2:
للكلور البنية الإلكترونية الآتية [Ne] 3S23P5، وتدل [Ne] على البنية الإلكترونية للغاز الخامل النيون، كهرسلبية الكلور (وفق مقياس بولينغ) 3، نقطة انصهاره - 101 ْس، درجة غليانه - 43 ْس، طاقة تأينه 1251 كيلوجول/مول، الإلفة الإلكترونية 388 كيلوجول/مول، نصف القطر الذري (بيكومتر) 99، كمونه النظامي (x2/x) يساوي 1.36 فلط.
يستعمل في كيمياويات عضوية كثيرة، مثال ذلك كلوريد البولي فينيل، بولي كلوريثين. ولمحاليل الكلور أو المسحوق القاصر استعمالات منـزلية عديدة كما تستعمل في صنع المواد القاصرة التجارية. وتعالج مياه الشرب بالكلور لقتل البكتيريا. وهو أول غاز سام استعمل في الحرب العالمية الأولى، كما اصطنع منه غاز الخردل السام ClCH2CH2SCH2CH2Cl الذي استعمل للغرض نفسه. ويستعمل في تحضير مبيدات الحشرات مثل D.D.T، كما يدخل في تركيب كثير من المركبات الطبية مثل الكلورال CCl3CHO والكلوروفورم CH3Cl.
خواصه الكيمياوية
الكلور مؤكسد قوي فهو يؤثر في المعادن، باستثناء الذهب والبلاتين، ولابد من وجود قليل من الماء ليجري التفاعل بشدة. أما إذا كان الكلور جافاً تماماً فيصبح التفاعل بطيئاً جداً، ولهذا فإن الكلور الجاف ينقل في أسطوانات من الفولاذ. فالصوديوم، على سبيل المثال، يحترق مكوناً سحباً من أبخرة بيضاء هي دقائق من كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) والتفاعل الحاصل:
فذرة الصوديوم تخسر إلكتروناً وذرة الكلور تضم إلكتروناً، أي إن الكلور قد أكسد الصوديوم. وكلوريد الصوديوم أحد الأمثلة النموذجية على الأجسام الصلبة الأيونية (الشاردية).
تدعى المركبات التي يتحد فيها الكلور مع عنصر آخر ذي كهرجابية عالية مركبات الكلوريد مثل ضروب كلوريد المعادن القلوية، وضروب كلوريد المعادن القلوية الترابية، وكلوريد اللانتانيدات، تكون الرابطة فيها أيونية، وتكون على شكل بلورات. وهي غير ناقلة للكهرباء في الحالة الصلبة ولكنها جيدة النقل في الحالة المصهورة، كما أن لها نقاط غليان ونقاط انصهار مرتفعة، وهي تذوب جيداً في الماء مما يؤدي إلى تفككها التام.
وهناك كلوريدات تكون الرابطة فيها مشتركة (تساهمية) مثل مركبات كلوريد بعض المعادن الثقيلة، وكذلك كلوريدات أشباه المعادن مثل السيليسيوم والتلور.
ومع اللامعادن، بالرغم من كونه لا معدنًا، يتحد الكلور معها، ولا يستثنى من ذلك إلا الكربون والآزوت (النتروجين) والأكسجين والغازات النادرة إذ لايتحد معها مباشرة، إلا أنه يمكن بصورة غير مباشرة تحضير كلوريدات العناصر الثلاثة الأولى. يتحد على سبيل المثال مع الفسفور مكوّناً ثلاثي كلوريد الفسفور PCl3، وبوجود كمية كافية من الكلور يكوّن PCl5. والرابطة في هذه المركبات مشتركة وليست أيونية. ولا تنحل هذه المركبات في الماء وإنما في المحلات غير القطبية مثل CCl4، أو تتفكك بالماء مثل ثلاثي كلوريد الفسفور، أو تكون غير ثابتة مثل NCl3 سريع الانفجار.
يؤكسد الكلور الأيونات اللامعدنية التي هي مؤكسدات أضعف منه:
ينحل الكلور في الماء ويتفاعل معه مكوناً حمض كلور الماء HCl وحمض الكلور HOCl (I) الذي كان يسمى حمض تحت الكلوري:
حمض الكلور (I) ذو خواص حمضية ضعيفة ولا يوجد إلا في محلوله المائي ويتفكك ببطء مطلقاً الأكسجين. وهو مؤكسد قوي. أما محلول الكلور في محلول قلوي - مثل ماءات الصوديوم أو ماءات البوتاسيوم - فيحوي هيبوكلوريت الصوديوم NaOCl.
يؤكسد محلول الهيبوكلوريت الصباغات العضوية ويزيل ألوانها، ويؤكسد المواد العضوية التي تلون عجينة الورق والخيوط النباتية، فيستعمل لقصر هذه المواد وجعلها بيضاء ناصعة. ولا يمكن استعماله في قصر الأنسجة الصوفية والحريرية لأنه يخربها.
يستعمل المسحوق القاصر bleaching powder صناعياً لتحضير محلول هيبوكلوريت للقصر، ويحضر هذا المسحوق وصيغته Ca(OCl)Cl بتفاعل الكلور مع الكلس المطفأ Ca(OH)2. ويعطي عند حله بالماء تحت كلوريت (هيبو كلوريت) الكلسيوم وكلوريد الكلسيوم.
يشتعل الهدروجين في جو من الكلور وينتج من ذلك كلوريد الهدروجين HCl. ويؤدي شره الكلور إلى الهدروجين إلى تخليص مركباته مثل التربنتين C10H18 ليكوّن HCl وكربون.
لا ينقل كلوريد الهدروجين التيار الكهربائي سواء كان في حالته الغازية أم السائلة، ويعود ذلك إلى أن الرابطة H−Cl مشتركة أكثر منها أيونية. محلوله في الماء ذو خواص حمضية واضحة ويتأين في المحلول حسب المعادلة الآتية:
الكلورات وفوق الكلورات
بتسخين محلول هيبو كلوريت الصوديوم يحصل أكسدة وإرجاع ذاتيان ويتكوَّن أيون الكلورات فيه الكلور بدرجة أكسدة +5، وأيون كلوريد بدرجة أكسدة -1.
وأيون الكلورات مؤكسد قوي مثل الهيبوكلوريت، والحمض الذي ينتج منه حمض الكلور (V)، حمض قوي ولا يوجد إلا في المحلول ولا يمكن عزله، وتؤدي محاولة تكثيف محلوله إلى انفجار شديد وتكوّن غاز ثنائي أكسيد الكلور ClO2. ويتفكك ClO2 الناتج بانفجار متحولاً إلى كلور وأكسجين.
كلورات البوتاسيوم KClO3 من أهم أملاح حمض الكلور، وهي تنحل جيداً بالماء الساخن، لكن انحلالها بالماء البارد محدود. وهي تتفكك بدرجة معتدلة من الحرارة:
ويقوم ثنائي أكسيد المنغنيز MnO2 بدور وسيط (حفّاز) لتسريع هذا التفاعل. كما يمكن أن يتفكك بالحرارة ومن دون وسيط معطياً فوق الكلورات:
فوق الكلورات مؤكسد قوي تبلغ درجة أكسدة الكلور فيه +7.
أما مع المركبات العضوية، فيتفاعل الكلور بطريقتين. الأولى الإبدال إذ تحل ذرة الكلور مكان ذرة هدروجين مثال ذلك تفاعل الكلور مع الميتان:
والثانية الإضافة، مثل تفاعل الكلور مع الإتلين:
موفق شخاشيرو
الكلور
الكلور chlorine غاز ذو خواص لا معدنية[ر. اللامعدن] واضحة رمزه الكيمياوي Cl، ويوجد في الفصيلة السابعة VIIA (أو 17) من الجدول الدوري، ويطلق على عناصر هذه الفصيلة اسم الهالوجينات halogens[ر. الهالوجين] (وتعني مولدات الأملاح لأن halo تعني ملح). عدده الذري 17. درجات أكسدته الشائعة في مركباته -1، +1، +5، +7.
وجوده في الطبيعة، استحضاره، خواصه الفيزيائية
لا يصادف الكلور - مثل باقي عناصر فصيلته - حراً في الطبيعة، إنما على شكل مركبات، وهويكوِّن 0.2% من القشرة الأرضية. ويصادف على شكل أيون (شاردة) كلوريد في ماء البحر والآبار المالحة والطبقات الملحية حيث يوجد متحداً مع الأيونات Na+، K+، Mg2+، Ca2+.
الشكل (1) خلية داونز لتحليل مصهور كلوريد الصوديوم
الشكل (2) خلية كاستنر - كلنر لتحليل محول NaCl
قام شيله[ر] بعزل الكلور عام 1774، إلا أن ديـڤـي تحقق من طبيعة العنصر وأطلق عليه اسم الكلور (مأخوذ من اليونانية بمعنى أخضر شاحب).
يستحصل الكلور بالتحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم المصهور، أو لمحلول مائي مركز من كلوريد الصوديوم.
يحضر الكلور بتحليل مزيج من مصهور كلوريد الصوديوم وكلوريد الكلسيوم عند الدرجة 600 س، إذ يضاف كلوريد الكلسيوم لخفض درجة انصهار المزيج. ينطلق الصوديوم عند القطب السالب المصنوع من الحديد أو النحاس، وينطلق الكلور عند القطب الموجب المصنوع من الغرافيت، وتصنع خلية cell التحليل بشكل يمنع التقاء الصوديوم مع الكلور. ويبيّن الشكل (1) خلية من هذا الشكل تدعى خلية داونز Downs.
تتألف خلية كاستنر - كلنر Kastner-Kellner المستعملة لتحليل محلول كلوريد الصوديوم من ثلاث غرف منفصلة عن بعضها من الأعلى ولكن تتصل ببعضها من الأسفل بوساطة الزئبق الذي يقوم بدور المهبط (كاثود) cathode (الشكل-2). يوضع في الغرفتين الأولى والثالثة محلول كلوريد الصوديوم، أما الغرفة الثالثة فتحوي ماء نقياً، وأما المصعد (أنود) anode فمصنوع من الغرافيت. يحصل على المهبط التفاعل الآتي:
تُهَز هذه الخلية ميكانيكياً فتأتي ملغمة الصوديوم بتماس مع الماء الموجود في الغرفة المتوسطة ويحصل التفاعل الآتي:
ويتم في هذه الخلية الحصول على صود كاو غير مشوب بكلوريد الصوديوم، وينطلق الكلور على المصعد لحصول التفاعل الآتي:
ويحضر الكلور مخبرياً بأكسدة الكلوريد بمادة مؤكسِدة مثل ثنائي أكسيد المنغنيز MnO2:
للكلور البنية الإلكترونية الآتية [Ne] 3S23P5، وتدل [Ne] على البنية الإلكترونية للغاز الخامل النيون، كهرسلبية الكلور (وفق مقياس بولينغ) 3، نقطة انصهاره - 101 ْس، درجة غليانه - 43 ْس، طاقة تأينه 1251 كيلوجول/مول، الإلفة الإلكترونية 388 كيلوجول/مول، نصف القطر الذري (بيكومتر) 99، كمونه النظامي (x2/x) يساوي 1.36 فلط.
يستعمل في كيمياويات عضوية كثيرة، مثال ذلك كلوريد البولي فينيل، بولي كلوريثين. ولمحاليل الكلور أو المسحوق القاصر استعمالات منـزلية عديدة كما تستعمل في صنع المواد القاصرة التجارية. وتعالج مياه الشرب بالكلور لقتل البكتيريا. وهو أول غاز سام استعمل في الحرب العالمية الأولى، كما اصطنع منه غاز الخردل السام ClCH2CH2SCH2CH2Cl الذي استعمل للغرض نفسه. ويستعمل في تحضير مبيدات الحشرات مثل D.D.T، كما يدخل في تركيب كثير من المركبات الطبية مثل الكلورال CCl3CHO والكلوروفورم CH3Cl.
خواصه الكيمياوية
الكلور مؤكسد قوي فهو يؤثر في المعادن، باستثناء الذهب والبلاتين، ولابد من وجود قليل من الماء ليجري التفاعل بشدة. أما إذا كان الكلور جافاً تماماً فيصبح التفاعل بطيئاً جداً، ولهذا فإن الكلور الجاف ينقل في أسطوانات من الفولاذ. فالصوديوم، على سبيل المثال، يحترق مكوناً سحباً من أبخرة بيضاء هي دقائق من كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) والتفاعل الحاصل:
فذرة الصوديوم تخسر إلكتروناً وذرة الكلور تضم إلكتروناً، أي إن الكلور قد أكسد الصوديوم. وكلوريد الصوديوم أحد الأمثلة النموذجية على الأجسام الصلبة الأيونية (الشاردية).
تدعى المركبات التي يتحد فيها الكلور مع عنصر آخر ذي كهرجابية عالية مركبات الكلوريد مثل ضروب كلوريد المعادن القلوية، وضروب كلوريد المعادن القلوية الترابية، وكلوريد اللانتانيدات، تكون الرابطة فيها أيونية، وتكون على شكل بلورات. وهي غير ناقلة للكهرباء في الحالة الصلبة ولكنها جيدة النقل في الحالة المصهورة، كما أن لها نقاط غليان ونقاط انصهار مرتفعة، وهي تذوب جيداً في الماء مما يؤدي إلى تفككها التام.
وهناك كلوريدات تكون الرابطة فيها مشتركة (تساهمية) مثل مركبات كلوريد بعض المعادن الثقيلة، وكذلك كلوريدات أشباه المعادن مثل السيليسيوم والتلور.
ومع اللامعادن، بالرغم من كونه لا معدنًا، يتحد الكلور معها، ولا يستثنى من ذلك إلا الكربون والآزوت (النتروجين) والأكسجين والغازات النادرة إذ لايتحد معها مباشرة، إلا أنه يمكن بصورة غير مباشرة تحضير كلوريدات العناصر الثلاثة الأولى. يتحد على سبيل المثال مع الفسفور مكوّناً ثلاثي كلوريد الفسفور PCl3، وبوجود كمية كافية من الكلور يكوّن PCl5. والرابطة في هذه المركبات مشتركة وليست أيونية. ولا تنحل هذه المركبات في الماء وإنما في المحلات غير القطبية مثل CCl4، أو تتفكك بالماء مثل ثلاثي كلوريد الفسفور، أو تكون غير ثابتة مثل NCl3 سريع الانفجار.
يؤكسد الكلور الأيونات اللامعدنية التي هي مؤكسدات أضعف منه:
ينحل الكلور في الماء ويتفاعل معه مكوناً حمض كلور الماء HCl وحمض الكلور HOCl (I) الذي كان يسمى حمض تحت الكلوري:
حمض الكلور (I) ذو خواص حمضية ضعيفة ولا يوجد إلا في محلوله المائي ويتفكك ببطء مطلقاً الأكسجين. وهو مؤكسد قوي. أما محلول الكلور في محلول قلوي - مثل ماءات الصوديوم أو ماءات البوتاسيوم - فيحوي هيبوكلوريت الصوديوم NaOCl.
يؤكسد محلول الهيبوكلوريت الصباغات العضوية ويزيل ألوانها، ويؤكسد المواد العضوية التي تلون عجينة الورق والخيوط النباتية، فيستعمل لقصر هذه المواد وجعلها بيضاء ناصعة. ولا يمكن استعماله في قصر الأنسجة الصوفية والحريرية لأنه يخربها.
يستعمل المسحوق القاصر bleaching powder صناعياً لتحضير محلول هيبوكلوريت للقصر، ويحضر هذا المسحوق وصيغته Ca(OCl)Cl بتفاعل الكلور مع الكلس المطفأ Ca(OH)2. ويعطي عند حله بالماء تحت كلوريت (هيبو كلوريت) الكلسيوم وكلوريد الكلسيوم.
يشتعل الهدروجين في جو من الكلور وينتج من ذلك كلوريد الهدروجين HCl. ويؤدي شره الكلور إلى الهدروجين إلى تخليص مركباته مثل التربنتين C10H18 ليكوّن HCl وكربون.
لا ينقل كلوريد الهدروجين التيار الكهربائي سواء كان في حالته الغازية أم السائلة، ويعود ذلك إلى أن الرابطة H−Cl مشتركة أكثر منها أيونية. محلوله في الماء ذو خواص حمضية واضحة ويتأين في المحلول حسب المعادلة الآتية:
الكلورات وفوق الكلورات
بتسخين محلول هيبو كلوريت الصوديوم يحصل أكسدة وإرجاع ذاتيان ويتكوَّن أيون الكلورات فيه الكلور بدرجة أكسدة +5، وأيون كلوريد بدرجة أكسدة -1.
وأيون الكلورات مؤكسد قوي مثل الهيبوكلوريت، والحمض الذي ينتج منه حمض الكلور (V)، حمض قوي ولا يوجد إلا في المحلول ولا يمكن عزله، وتؤدي محاولة تكثيف محلوله إلى انفجار شديد وتكوّن غاز ثنائي أكسيد الكلور ClO2. ويتفكك ClO2 الناتج بانفجار متحولاً إلى كلور وأكسجين.
كلورات البوتاسيوم KClO3 من أهم أملاح حمض الكلور، وهي تنحل جيداً بالماء الساخن، لكن انحلالها بالماء البارد محدود. وهي تتفكك بدرجة معتدلة من الحرارة:
ويقوم ثنائي أكسيد المنغنيز MnO2 بدور وسيط (حفّاز) لتسريع هذا التفاعل. كما يمكن أن يتفكك بالحرارة ومن دون وسيط معطياً فوق الكلورات:
فوق الكلورات مؤكسد قوي تبلغ درجة أكسدة الكلور فيه +7.
أما مع المركبات العضوية، فيتفاعل الكلور بطريقتين. الأولى الإبدال إذ تحل ذرة الكلور مكان ذرة هدروجين مثال ذلك تفاعل الكلور مع الميتان:
والثانية الإضافة، مثل تفاعل الكلور مع الإتلين:
موفق شخاشيرو