| |||
| Имена | |||
|---|---|---|---|
| Систематическое название ИЮПАК Хлорид [1] | |||
| Идентификаторы | |||
3D модель ( JSmol ) | |||
| 3587171 | |||
| ЧЭБИ | |||
| ЧЭМБЛ | |||
| ChemSpider | |||
| 14910 | |||
| КЕГГ | |||
PubChem CID | |||
| UNII | |||
Панель управления CompTox ( EPA ) | |||
| |||
| |||
| Характеристики | |||
| Cl- | |||
| Молярная масса | 35,45 г · моль -1 | ||
| Конъюгированная кислота | Хлористый водород | ||
| Термохимия | |||
Стандартная мольная энтропия ( S | 153,36 Дж -1 моль -1 [2] | ||
Std энтальпия формации (Δ F H ⦵ 298 ) | −167 кДж · моль −1 [2] | ||
| Родственные соединения | |||
Другие анионы | Фторид | ||
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |||
| Ссылки на инфобоксы | |||
Хлорид ион / к л ɔːr aɪ д / [3] является анион (отрицательно заряженный ион) Cl - . Он образуется, когда элемент хлор ( галоген ) получает электрон или когда соединение, такое как хлористый водород, растворяется в воде или других полярных растворителях. Хлоридные соли, такие как хлорид натрия , часто хорошо растворяются в воде. [4] Это важный электролит.расположены во всех жидкостях организма и отвечают за поддержание кислотно-щелочного баланса, передачу нервных импульсов и регулирование поступления жидкости в клетки и из них. Реже слово хлорид может также составлять часть «общего» названия химических соединений, в которых один или несколько атомов хлора связаны ковалентной связью . Например, метилхлорид со стандартным названием хлорметан (см. Книги IUPAC) представляет собой органическое соединение с ковалентной связью C-Cl, в котором хлор не является анионом.
Электронные свойства [ править ]
Ион хлора намного больше атома хлора, 167 и 99 пм соответственно. Ион бесцветен и диамагнитен. В водном растворе в большинстве случаев хорошо растворяется; однако некоторые хлоридные соли, такие как хлорид серебра, хлорид свинца (II) и хлорид ртути (I), слабо растворимы в воде. [5] В водном растворе хлорид связан с протонным концом молекул воды.
Реакции хлорида [ править ]
Хлорид может окисляться, но не восстанавливаться. Первое окисление, используемое в хлорщелочном процессе, - это превращение в газообразный хлор. Хлор может быть дополнительно окислен до других оксидов и оксианионов, включая гипохлорит (ClO - , активный ингредиент хлорного отбеливателя ), диоксид хлора (ClO 2 ), хлорат ( ClO-
3) и перхлорат ( ClO-
4).
С точки зрения кислотно-основных свойств хлорид является очень слабым основанием, на что указывает отрицательное значение p K a соляной кислоты. Хлорид может протонироваться сильными кислотами , такими как серная кислота:
- NaCl + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HCl
Реакция ионных хлоридных солей с другими солями для обмена анионов. Присутствие хлорида часто определяется по образованию нерастворимого хлорида серебра при обработке ионом серебра:
- Cl - + Ag + → AgCl
Концентрация хлорида в анализе может быть определена с помощью хлоридометра , который обнаруживает ионы серебра после того, как весь хлорид в анализе осаждается в результате этой реакции.
Хлоридированные серебряные электроды обычно используются в электрофизиологии ex vivo . [6]
Другие оксианионы [ править ]
Хлор может принимать степени окисления -1, +1, +3, +5 или +7. Известны также несколько нейтральных оксидов хлора .
| Степень окисления хлора | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| Имя | хлористый | гипохлорит | хлорит | хлорат | перхлорат |
| Формула | Cl - | ClO - | ClO- 2 | ClO- 3 | ClO- 4 |
| Состав |
Встречаемость в природе [ править ]
В природе хлорид содержится в основном в морской воде, которая содержит 1,94% хлорида. Меньшие количества, хотя и в более высоких концентрациях, встречаются в некоторых внутренних морях и в подземных рассольных колодцах, таких как Большое Соленое озеро , Юта и Мертвое море , Израиль . [7] Большинство хлоридных солей растворимы в воде, поэтому хлоридсодержащие минералы обычно встречаются в изобилии только в сухом климате или глубоко под землей. Некоторые хлоридсодержащие минералы включают галит (хлорид натрия NaCl ), сильвин (хлорид калия KCl ), бишофит (MgCl 2 ∙ 6H 2O), карналлит (KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O) и каинит (KCl ∙ MgSO4 ∙ 3H 2 O). Он также содержится в минералах эвапорита, таких как хлорапатит и содалит .
Роль в биологии [ править ]
Хлорид имеет большое физиологическое значение, которое включает регулирование осмотического давления , электролитного баланса и кислотно-щелочного гомеостаза. Хлорид - это самый распространенный внеклеточный анион, на его долю приходится около одной трети тонуса внеклеточной жидкости. [8] [9]
Хлорид является важным электролитом , играющим ключевую роль в поддержании клеточного гомеостаза и передаче потенциалов действия в нейронах. [10] Он может протекать через хлоридные каналы (включая рецептор ГАМК ) и транспортируется транспортерами KCC2 и NKCC2 .
Хлорид обычно (хотя и не всегда) находится в более высокой внеклеточной концентрации, что приводит к отрицательному обратному потенциалу (около -61 мВ при 37 градусах Цельсия в клетке млекопитающего). [11] Характерные концентрации хлорида в модельных организмах: как в E. coli, так и в почкующихся дрожжах 10-200 мМ (зависит от среды), в клетках млекопитающих 5-100 мМ и в плазме крови 100 мМ. [12]
The concentration of chloride in the blood is called serum chloride, and this concentration is regulated by the kidneys. A chloride ion is a structural component of some proteins, e.g., it is present in the amylase enzyme. For these roles, chloride is one of the essential dietary mineral (listed by its element name chlorine). Serum chloride levels are mainly regulated by the kidneys through a variety of transporters that are present along the nephron.[13] Most of the chloride, which is filtered by the glomerulus, is reabsorbed by both proximal and distal tubules (majorly by proximal tubule) by both active and passive transport.[14]
Corrosion[edit]
The presence of chlorides, e.g. in seawater, significantly worsens the conditions for pitting corrosion of most metals (including stainless steels, aluminum and high-alloyed materials). Chloride-induced corrosion of steel in concrete lead to a local breakdown of the protective oxide form in alkaline concrete, so that a subsequent localized corrosion attack takes place.[15]
Environmental threats[edit]
Increased concentrations of chloride can cause a number of ecological effects in both aquatic and terrestrial environments. It may contribute to the acidification of streams, mobilize radioactive soil metals by ion exchange, affect the mortality and reproduction of aquatic plants and animals, promote the invasion of saltwater organisms into previously freshwater environments, and interfere with the natural mixing of lakes. Salt (sodium chloride) has also been shown to change the composition of microbial species at relatively low concentrations. It can also hinder the denitrification process, a microbial process essential to nitrate removal and the conservation of water quality, and inhibit the nitrification and respiration of organic matter.[16]
Production[edit]
The chlor-alkali industry is a major consumer of the world's energy budget. This process converts sodium chloride into chlorine and sodium hydroxide, which are used to make many other materials and chemicals. The process involves two parallel reactions:
- 2 Cl− → Cl
2 + 2 e− - 2 H
2O + 2 e− → H2 + 2 OH−
Examples and uses[edit]
An example is table salt, which is sodium chloride with the chemical formula NaCl. In water, it dissociates into Na+ and Cl− ions. Salts such as calcium chloride, magnesium chloride, potassium chloride have varied uses ranging from medical treatments to cement formation.[4]
Calcium chloride (CaCl2) is a salt that is marketed in pellet form for removing dampness from rooms. Calcium chloride is also used for maintaining unpaved roads and for fortifying roadbases for new construction. In addition, calcium chloride is widely used as a de-icer, since it is effective in lowering the melting point when applied to ice.[17]
Examples of covalently bonded chlorides are phosphorus trichloride, phosphorus pentachloride, and thionyl chloride, all three of which are reactive chlorinating reagents that have been used in a laboratory.
Water quality and processing[edit]
A major application involving chloride is desalination, which involves the energy intensive removal of chloride salts to give potable water. In the petroleum industry, the chlorides are a closely monitored constituent of the mud system. An increase of the chlorides in the mud system may be an indication of drilling into a high-pressure saltwater formation. Its increase can also indicate the poor quality of a target sand.[citation needed]
Chloride is also a useful and reliable chemical indicator of river / groundwater fecal contamination, as chloride is a non-reactive solute and ubiquitous to sewage & potable water. Many water regulating companies around the world utilize chloride to check the contamination levels of the rivers and potable water sources.[18]
Food[edit]
Chloride salts such as sodium chloride are used to preserve food and as nutrients or condiments.
See also[edit]
- Halide (compounds of halogens)
- Renal chloride reabsorption
References[edit]
- ^ "Chloride ion - PubChem Public Chemical Database". The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
- ^ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A21. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ Wells, John C. (2008), Longman Pronunciation Dictionary (3rd ed.), Longman, p. 143, ISBN 9781405881180.
- ^ a b Green, John, and Sadru Damji. "Chapter 3." Chemistry. Camberwell, Vic.: IBID, 2001. Print.
- ^ Zumdahl, Steven (2013). Chemical Principles (7th ed.). Cengage Learning. p. 109. ISBN 978-1-285-13370-6.
- ^ Molleman, Areles (2003). "Patch Clamping: An Introductory Guide to Patch Clamp Electrophysiology". Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-48685-5.
- ^ Greenwood, N. N. (1984). Chemistry of the elements (1st ed.). Oxford [Oxfordshire]: Pergamon Press. ISBN 9780750628327.
- ^ Berend, Kenrick; van Hulsteijn, Leonard Hendrik; Gans, Rijk O.B. (April 2012). "Chloride: The queen of electrolytes?". European Journal of Internal Medicine. 23 (3): 203–211. doi:10.1016/j.ejim.2011.11.013. PMID 22385875.
- ^ Rein, Joshua L.; Coca, Steven G. (1 March 2019). ""I don't get no respect": the role of chloride in acute kidney injury". American Journal of Physiology. Renal Physiology. 316 (3): F587–F605. doi:10.1152/ajprenal.00130.2018. ISSN 1931-857X. PMC 6459301. PMID 30539650.
- ^ Jentsch, Thomas J.; Stein, Valentin; Weinreich, Frank; Zdebik, Anselm A. (2002-04-01). "Molecular Structure and Physiological Function of Chloride Channels". Physiological Reviews. 82 (2): 503–568. doi:10.1152/physrev.00029.2001. ISSN 0031-9333. PMID 11917096.
- ^ "Equilibrium potentials". www.d.umn.edu.
- ^ Milo, Ron; Philips, Rob. "Cell Biology by the Numbers: What are the concentrations of different ions in cells?". book.bionumbers.org. Retrieved 24 March 2017.
- ^ Nagami, Glenn T. (1 July 2016). "Hyperchloremia – Why and how". Nefrología (English Edition). 36 (4): 347–353. doi:10.1016/j.nefro.2016.04.001. ISSN 2013-2514. PMID 27267918.
- ^ Shrimanker, Isha; Bhattarai, Sandeep (2020). "Electrolytes". StatPearls. StatPearls Publishing. PMID 31082167.
- ^ Criado, M. "13 - The corrosion behaviour of reinforced steel embedded in alkali-activated mortar". Handbook of Alkali-Activated Cements, Mortars and Concretes. Woodhead Publishing. pp. 333–372. ISBN 978-1-78242-276-1.
- ^ Kaushal, S. S. (19 March 2009). "Chloride". Encyclopedia of Inland Waters. Academic Press. pp. 23–29. ISBN 978-0-12-370626-3.
- ^ "Common Salts". hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Georgia State University.
- ^ "Chlorides". www.gopetsamerica.com. Archived from the original on 18 August 2016. Retrieved 14 April 2018.
