כלור

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
כלור
ארגון - כלור - גופרית
F
Cl
Br
   
 
17
Cl
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
     
                                         
נתונים בסיסיים
מספר אטומי 17
סמל כימי Cl
סדרה כימית הלוגן
מראה
גז ירוק צהבהב
תכונות אטומיות
משקל אטומי 35.453 u
רדיוס ואן דר ואלס 175 pm
סידור אלקטרונים ברמות אנרגיה 2,8,7
קונפיגורציה אלקטרונית [Ne] 3s² 3p⁵ עריכת הנתון בוויקינתונים
דרגות חמצון −1, 4, 5, 6, 3, 1, 2, 7 עריכת הנתון בוויקינתונים
תכונות פיזיקליות
צפיפות 3.214 kg/m3
מצב צבירה בטמפ' החדר גז
נקודת רתיחה 239.15K (-34°C)
נקודת התכה 171.15K (-102°C)
לחץ אדים 1,300Pa ב-K
שונות
אלקטרושליליות 3.16
קיבול חום סגולי 480 J/(kg·K)
מוליכות חום 0.0089 W/(m·K)
אנרגיית יינון ראשונה 1,251.2 kJ/mol
היסטוריה
מגלה קרל וילהלם שלה עריכת הנתון בוויקינתונים
תאריך גילוי 1774 עריכת הנתון בוויקינתונים
נקרא על שם ירוק (יוונית) עריכת הנתון בוויקינתונים
לעריכה בוויקינתונים שמשמש מקור לחלק מהמידע בתבנית

כלור (בלטינית: Chlorine, מיוונית: χλωρός (chloros) = צהוב בהיר/חיוור) הוא 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]

ערך מורחב – תהליך כלור-אלקלי

הדרך המקובלת ביותר כיום להפיק כלור היא בתהליך כלור-אלקלי המבוסס על אלקטרוליזה של תמיסה מרוכזת של נתרן כלורי, ובדרך זו הוא מופק גם בישראל, למרות מחירו הגבוה יחסית של החשמל. בתהליך זה מופק הכלור ביחד עם שני תוצרי לוואי: מימן ונתרן הידרוקסידי:

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 השוודי 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 האמפרי דייווי, 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.

בשנת 2022 אירע אסון דליפת הכלוריד בנמל עקבה שכתוצאה ממנו מתו 13 אנשים.

צורה בטבע[עריכת קוד מקור | עריכה]

הכלור מתרכב בנקל ובמהירות עם יסודות רבים אחרים, ובטבע הוא נמצא במצב חופשי רק בכמויות זעירות, בגזים 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.

תפקיד ביולוגי[עריכת קוד מקור | עריכה]

מלחי הכלור נמצאים במרבית נוזלי גוף 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, מסוגל לגרום נזק לאדם כבר בריכוז של 10 ppm, ומסוגל לגרום למוות תוך דקות ספורות בריכוז של 800 ppm. בגלל רעילותו, כלור שימש כנשק כימי במלחמת העולם הראשונה, ולעיתים נמצא בשימוש זה גם היום.

חשיפה לריכוזים גבוהים של כלור יכולה לגרום לבצקת בריאות, ריכוזים יותר נמוכים מחלישים את הריאות וגורמים נזק לרקמות הריריות של הגוף.

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]