Klor

Vikipedi, özgür ansiklopedi
Atla: kullan, ara

Klor (Cl)

H Periyodik cetvel He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba   Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra   Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo  
  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr  


Temel özellikleri
Atom numarası 17
Element serisi Halojenler
Grup, periyot, blok 17, 3, p
Görünüş Sarımsı yeşil
Klor
Atom ağırlığı 35,453 (2) g/mol
Elektron dizilimi Ne 3s23p5
Enerji seviyesi başına
Elektronlar
2, 8, 7
CAS kayıt numarası {{{CAS_kayıt_numarası}}}
Fiziksel Özellikleri
Maddenin hali Gaz
Yoğunluk (0 o C/101,325 kPa) 3,2x10−3 g/cm³
Sıvı haldeki yoğunluğu g/cm³
Ergime noktası 171,6 °K
-101,5 °C
Kaynama noktası 239,11 °K
-34,04 °C
Ergime ısısı (Cl2) 6,406 kJ/mol
Buharlaşma ısısı (Cl2) 20,41 kJ/mol
Isı kapasitesi (Cl2) 33,949 J/(mol·K)
Atom özellikleri
Kristal yapısı Ortorombik
Yükseltgenme seviyeleri +1, -1, 3, 5, 7
Elektronegatifliği 3,16 Pauling ölçeği
İyonlaşma enerjisi 1251,2 / 2298.0 / 3822.0 kJ/mol
Atom yarıçapı 100 pm
Atom yarıçapı (hes.) 79 pm
Kovalent yarıçapı 99 pm
Van der Waals yarıçapı 175 pm
Diğer özellikleri
Elektrik direnci 10x109 nΩ·m (20°C'de)
Isıl iletkenlik (300 K) 8,9 W/(m·K)
Isıl genleşme µm/(m·K) (25°C'de)
Ses hızı (Gaz) 206 m/s (O oC'de)
Mohs sertliği
Vickers sertliği MPa
Brinell sertliği MPa
Bir tüpün içindeki sıvı klor

Klor, VIIA grubunda bulunan hafif, keskin kokulu, yeşilimsi sarı renkli, tahriş edici ve zehirleyici bir gaz. Havadan 2,5 kat ağır olan klor ilk zamanlar bir bileşik olarak kabul ediliyordu. Klor ilk olarak 1774 yılında Carl Wilhelm Scheele tarafından keşfedildi. 1810 yılında ise bugünkü ismi Humphry Davy tarafından verildi.

Özellikleri[değiştir | kaynağı değiştir]

Boğucu kokulu, yeşilimsi sarı renkli gazdır. Periyodik çizelgenin 17. grubunda öbür halojenlerle birlikte yer alan klorun simgesi Cl, atom sayısı 17, atom ağırlığı 35,453'tür. Havadan yaklaşık 2,5 kat ağırdır; suda az çözünür (bir litre suda 2-3 litre klor); "Klor suyu" adı verilen bu çözelti, altını bile etkileyecek güçte bir [yükseltgeyici]dir.

-34 °C sıcaklığa kadar soğutulduğu ya da sıkıştırıldığı zaman kolayca sıvılaşan klor, flor, brom, iyot ve astatla halojenler grubunu oluşturur; halojenlerin son yörüngelerinde yedi elektron vardır ve öbür maddelerden sekizinci bir elektron alma eğilimi gösterirler.

Mangandioksit, sodyum klorür ve sülfürik asitin tepkimeye girmesi sonucu klor açığa çıkar ve bu tepkime laboratuvarda klor elde etmek için kullanılabilir. Sanayi de ise klor, mutfak tuzunun (sodyum klorür) elektrolizi yoluyla üretilir ve yan ürün olarak hidrojen gazı ve sodyum hidroksit açığa çıkar.

Klor, aşağı yukarı bütün metalleri etkiler. İnce bir demir çubuk ısıtılıp, içinde az miktarda su olan bir klor tüpüne daldırıldığında, akkor hale gelerek, kahverengi demir klorür dumanları yayar. Tepkime sırasında sıcaklık aşırı yükseldiğinden, demir eriyerek akar; ama tüpün dibindeki su, erimiş demirin cama değerek kırmasını önler. Bakır, alüminyum, kalay, kurşun ve gümüş de klorla tepkimeye girer. Bir klor tüpüne bir miktar cıva dökülürse, hemen cıva klorür oluşarak billurlaşır ve tüp çeperine yapışır. Altın ve platine sıcakta klor gazı, soğuktaysa klor suyu etki ederek, çözünmelerine yol açar.

Klor, ametallerle de etkileşir. Sözgelimi, beyaz fosfor klora dokunduğunda erimeye başlar ve tutuşarak beyaz renkte fosfor klorür dumanları verir. Kırmızı fosforsa, klorla sıcakta tepkimeye girer. Hidrojen ve klor karışımı güneşe tutulursa, patlayarak hidroklorik aside dönüşür. Klor, kükürt iyot ve broma etki edebilir; ama bütün ametallerle, sözgelimi karbonla etkileşmez. Bu yüzden karbon, sodyum klorürün hidrolizinde anot olarak kullanılır.

Klorun bileşiklere etkisi[değiştir | kaynağı değiştir]

Chlorine-sample.jpg

Brom ve iyottan daha güçlü bir yükseltgeyici olması nedeniyle klor, bu maddelerin bileşikleriyle karşılaştığında onların yerini alır: Sözgelimi bromhidrik ya da hidroiyodik asit şişesi üstüne klor şişesi kapatılırsa, kırmızı renkte brom buharları ya da mor iyot buharları açığa çıkar; bu durumda klor, brom ve iyodun yerini almıştır. Klor suya etki ederek yükseltgeyici özellikleri bulunan klor suyunu oluşturur. Sodyum karbonatla etkileştiğinde, javel suyu ortaya çıkar.

Üretimi ve Kullanımı[değiştir | kaynağı değiştir]

Klor sanayide çoğunlukla doymuş tuz çözeltisinin elektrolizi yoluyla üretilir. Kimi zaman da erimiş sodyum klorürden elde edilir. Klor ve bileşikleri kâğıt ve dokuma sanayinde ağartma işlemlerinde ve kent içme sularının dezenfekte edilmesinde kullanılır. Ayrıca evlerde kullanılan ağartıcıların, mikrop öldürücülerin, çok sayıda organik ve inorganik maddelerin üretilmesinde yararlanılır. Klorlu eriticilerden, plastik maddelerin, eiastomerlerin (yapay kauçuk) üretiminde yararlanılır.

Doğada klor[değiştir | kaynağı değiştir]

Doğada klor serbest halde bulunmaz ama bol miktarda HCI içeren volkanik gazlarda serbest klora rastlanmıştır. Klorür iyonu Hazar denizi, Lut gölü, Utahdaki Büyük tuz gölü gibi iç denizlerin ve okyanus sularının başlıca eksi yüklü iyonudur. Ayrıca örneğin sodyumla birleşmiş halde halit (kayatuzu) biçimde evaporit minerallerinde yer alır. Klor üstün yapılı hayvanların vücut sıvılarında iyon halde, mide sindirim sıvılarında ise hidroklorik asit yer alır.

Etkileri[değiştir | kaynağı değiştir]

Klor, ilk defa I. Dünya Savaşı'nda Almanya tarafından kullanılmıştır. Berlinde açılan bir kimya enstütüsünde üretilmiştir. Klor, gözü ve ciğerleri tahriş eder, solunum güçlüğüne, boğazda daralmaya ve akciğer ödemine sebep olur. Litre başına 2,5 miligram klor içeren hava birkaç dakika solunursa ölüme neden olabilir.

Yükseltgenme durumu[değiştir | kaynağı değiştir]

Yükseltgenme
durumu
İsim Formül Bileşikler
−1 klorür Cl iyonik klor, organik klor,
0 klor Cl2
+1 hipoklorit ClO sodyum hipoklorit, kalsiyum hipoklorit
+3 klorit ClO2 sodyum klorit
+5 klorat ClO3 sodyum klorat, potasyum klorat, klorik asit
+7 perklorat ClO4 potasyum perklorat, perklorik asit, organik perklorat, amonyum perklorat, magnezyum perklorat

Bunun yanında doğrudan olmayan yollarla birleşimden:

  • Cl2O Diklor monoksit
  • ClO2 Klor dioksit
  • Cl2O6 Diklor heksoksit
  • Cl2O7 Diklor heptoksit

Klor oksitlerin hepsi de çok kararsız ve tepkinleri çok yüksektir.