Хлорид

Хлорид — сол или естер на хлороводородот, или пак соединение на хлорот со некој друг елемент.
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. 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 и амониум хлоридот .
Хлоридот исто така е неутрален хлорен атом ковалентно сврзан во молекулата со единечна врска. На пример, метил хлоридот , 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 , сулфурил хлоридот и монохлораминот .
1 Електронски својства
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. 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. Во воден раствор хлоридот се сврзува со протичкиот крај на водните молекули.
2 Реакции на хлоридот
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<sup>−</sup>, активната состојка на во хлорното белило), хлор диоксидот (ClO<sub>2</sub>), хлоратот и перхлоратот.
Во поглед на киселинските својства, хлоридот е слаба база како што се гледа од негативната вредност на p''K''<sub>a</sub> на хлороводородната киселина. Хлоридот може да се протонира со силни киселини како што е сулфурната:
:NaCl + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → NaHSO<sub>4</sub> + 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::Cl<sup>−</sup> + Ag<sup>+</sup> → AgCl
Концетрацијата на хлоридот се одредува со хлоридометар, кој ги пронаоѓа сребрените јони штом сиот хлорид во примерокот ќе се наталожи со оваа реакција.
3 Други оксианјони
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<sup>−</sup>, ClO<sup>−</sup>
Структура
4 Застапеност во природата
Во природата хлоридот е претежно застапен во морската вода, со концентрација од 19.400 мг/Л. 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.
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 (MgCl<sub>2</sub>∙6H<sub>2</sub>O), карналитот (KCl∙MgCl<sub>2</sub>∙6H<sub>2</sub>O) и каинитот (KCl∙MgSO<sub>4</sub>∙3H<sub>2</sub>O). Се содржи и во евапоритни минерали како хлорапатитот и содалитот.
4.1 Улога во биологијата
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, и претставува најзастапениот вонклеточен анјон кој сочинува една третина од тоничноста на вонклеточната течност.
Воедно, хлоридот има суштинска улога како електролит, клучен за одржување на хомеостазата на клетките и пренос на дејствени потенцијали во невроните. Може да тече низ хлоридни канали (вкл. рецепторот GABA<sub>A</sub>) 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). 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.
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. 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.
4.2 Корозија
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.
4.3 Еколошки проблеми
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.
5 Производство
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 Cl<sup>−</sup> → + 2 e<sup>−</sup>:2 + 2 e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub> + 2 OH<sup>−</sup>
6 Примери и примена
Пример за примена на хлоридот е готварската сол, која е натриум хлорид со хемиската формула NaCl. Во водата, таа се разложува на Na<sup>+</sup> и Cl<sup>&minus;</sup> ions. Солите како калциум хлоридот, магнезиум хлоридот и калиум хлоридот наоѓаат различни примени, од производство на лекови до создавање на цемент.
Калциум хлоридот (CaCl<sub>2</sub>) 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.
Примери за ковалентно сврзани хлориди се фосфор трихлоридот, фосфор пентахлоридот и тионил хлоридот, кои се реактивни хлорирачки реагенси што се користат во лабораторија.
6.1 Квалитет на водаа
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.
6.2 Храна
Хлоридните соли како натриум хлоридот служат за конзервирање на храна и како хранливи состојки или додатоци.
7 Поврзано
* Халид