Хлористый - Chloride
| |||
| Имена | |||
|---|---|---|---|
| Систематическое название ИЮПАК Хлористый[1] | |||
| Идентификаторы | |||
3D модель (JSmol ) | |||
| 3587171 | |||
| ЧЭБИ | |||
| ЧЭМБЛ | |||
| ChemSpider | |||
| 14910 | |||
| КЕГГ | |||
PubChem CID | |||
| UNII | |||
| |||
| |||
| Свойства | |||
| Cl− | |||
| Молярная масса | 35.45 г · моль−1 | ||
| Конъюгированная кислота | Хлористый водород | ||
| Термохимия | |||
Стандартный моляр энтропия (S | 153,36 Дж К−1 моль−1[2] | ||
Станд. Энтальпия формирование (ΔжЧАС⦵298) | −167 кДж · моль−1[2] | ||
| Родственные соединения | |||
Другой анионы | Фторид | ||
Если не указано иное, данные для материалов приводятся в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). | |||
| Ссылки на инфобоксы | |||
В хлористый ион /ˈkлɔːrаɪd/[3] это анион (отрицательно заряженный ион) Cl−. Он образуется, когда элемент хлор (а галоген ) получает электрон или когда соединение такие как хлористый водород растворяется в воде или других полярных растворителях. Хлоридные соли, такие как хлорид натрия часто очень хорошо растворяются в воде.[4] Это важно электролит расположены во всех жидкостях организма и отвечают за поддержание кислотно-щелочного баланса, передавая нервные импульсы и регулирование поступления жидкости в клетки и из них. Реже слово хлористый также может быть частью "общего" имени химические соединения в котором один или несколько хлора атомы находятся ковалентно связанный. Например, метилхлорид со стандартным названием хлорметан (см. книги ИЮПАК) представляет собой органическое соединение с ковалентной связью C-Cl, в котором хлор не является анионом.
Электронные свойства
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), плохо растворяются в воде.[5] В водном растворе хлорид связан с протонным концом молекул воды.
Реакции хлорида
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 хлора отбеливатель ), диоксид хлора (ClO2), хлорат (ClO−
3), и перхлорат (ClO−
4).
По своим кислотно-основным свойствам хлорид является очень слабая база на что указывает отрицательное значение пKа соляной кислоты. Хлорид может протонироваться сильные кислоты, например серная кислота:
- NaCl + H2ТАК4 → NaHSO4 + HCl
Реакция ионных хлоридных солей с другими солями для обмена анионов. Присутствие хлорида часто определяется по образованию нерастворимого хлорид серебра при обработке ионом серебра:
- Cl− + Ag+ → AgCl
Концентрацию хлорида в анализе можно определить с помощью хлоридометр, который обнаруживает ионы серебра, как только весь хлорид в анализе осаждается в результате этой реакции.
Хлоридные серебряные электроды обычно используются в ex vivo электрофизиология.[6]
Другие оксианионы
Хлор может принимать состояния окисления из −1, +1, +3, +5 или +7. Несколько нейтральных оксиды хлора также известны.
| Степень окисления хлора | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 |
|---|---|---|---|---|---|
| имя | хлористый | гипохлорит | хлорит | хлорат | перхлорат |
| Формула | Cl− | ClO− | ClO− 2 | ClO− 3 | ClO− 4 |
| Структура |  |  |  |  |  |
Встречаемость в природе
В природе хлорид содержится в основном в морской воде, содержащей 1,94% хлорида. Меньшие количества, хотя и в более высоких концентрациях, встречаются в некоторых внутренних морях и в подземных солевых скважинах, 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 ), сильвит (хлористый калий KCl ), бишофит (MgCl2∙ 6H2O), карналлит (KCl ∙ MgCl2∙ 6H2O), и каинит (KCl ∙ MgSO4 ∙ 3H2О). Он также содержится в минералах эвапорита, таких как хлорапатит и содалит.
Роль в биологии
Хлорид имеет большое физиологическое значение, которое включает регулирование осмотическое давление, электролитный баланс и кислотно-щелочной гомеостаз. Хлорид - самый распространенный внеклеточный анион и составляет около одной трети тонуса внеклеточной жидкости.[8][9]
Хлорид необходим электролит, играя ключевую роль в поддержании клеток гомеостаз и передача потенциалы действия в нейронах.[10] Он может течь через хлоридные каналы (в том числе ГАМКА рецептор) и переносится KCC2 и NKCC2 транспортеры.
Хлорид обычно (хотя и не всегда) находится в более высокой внеклеточной концентрации, что приводит к отрицательной обратный потенциал (около -61 мВ при 37 градусах Цельсия в клетке млекопитающего).[11] Характерные концентрации хлоридов в модельных организмах: в обоих Кишечная палочка и бутовые дрожжи 10-200мМ (зависит от среды), в клетках млекопитающих 5-100 мМ и в плазме крови 100 мМ.[12]
Концентрация хлоридов в крови называется сывороточный хлорид, и эта концентрация регулируется почки. Хлорид-ион является структурным компонентом некоторых белков, например, он присутствует в амилаза фермент. Для этих ролей хлорид является одним из основных диетический минерал (перечисляется по имени элемента хлор). Уровни хлорида в сыворотке в основном регулируются почками посредством различных транспортеров, которые присутствуют вдоль нефрона.[13] Большая часть хлорида, который фильтруется клубочком, реабсорбируется как проксимальными, так и дистальными канальцами (в основном проксимальными канальцами) за счет как активного, так и пассивного транспорта.[14]
Коррозия
Наличие хлоридов, например в морской воде значительно ухудшает условия точечная коррозия большинства металлов (включая нержавеющую сталь, алюминий и высоколегированные материалы). Вызванная хлоридом коррозия стали в бетоне приводит к локальному разрушению защитной оксидной формы в щелочном бетоне, так что имеет место последующее локальное коррозионное воздействие.[15]
Экологические угрозы
Повышенные концентрации хлоридов могут вызвать ряд экологических последствий как в водной, так и в наземной среде. Он может способствовать подкислению водотоков, мобилизации радиоактивных почвенных металлов за счет ионного обмена, влиять на смертность и воспроизводство водных растений и животных, способствовать вторжению морских организмов в ранее пресноводную среду и мешать естественному перемешиванию озер. Также было показано, что соль (хлорид натрия) изменяет состав микробов при относительно низких концентрациях. Он также может препятствовать процессу денитрификации - микробному процессу, необходимому для удаления нитратов и сохранения качества воды, а также препятствовать нитрификации и дыханию органических веществ.[16]
Производство
В хлорщелочной промышленность является основным потребителем мирового энергетического бюджета. В этом процессе хлорид натрия превращается в хлор и гидроксид натрия, которые используются для производства многих других материалов и химикатов. Процесс включает две параллельные реакции:
- 2 Cl− → Cl
2 + 2 е− - 2 ЧАС
2О + 2 е− → H2 + 2 ОН−
Примеры и использование
Примером может служить поваренная соль, которая хлорид натрия с химическая формула NaCl. В воды, он диссоциирует на Na+ и Cl− ионы. Соли, такие как хлорид кальция, хлорид магния, хлористый калий имеют различное применение - от лечения до образования цемента.[4]
Хлорид кальция (CaCl2) представляет собой соль, которая продается в гранула форма для удаления сырости из помещений. Хлорид кальция также используется для содержания грунтовых дорог и укрепления дорожных оснований при новом строительстве. Кроме того, хлорид кальция широко используется в качестве антиобледенитель, так как он эффективен для снижения температура плавления при нанесении на лед.[17]
Примеры ковалентно связанных хлоридов: трихлорид фосфора, пентахлорид фосфора, и тионилхлорид, все три из которых являются реактивными хлорирующими реагенты которые использовались в лаборатория.
Качество воды и обработка
Основное применение хлорида: опреснение, который включает энергоемкое удаление хлоридных солей с получением Питьевая вода. в нефтяная промышленность, хлориды являются тщательно контролируемым компонентом система грязи. Повышение содержания хлоридов в системе бурового раствора может быть признаком бурения пласта с соленой водой под высоким давлением. Его увеличение также может указывать на плохое качество целевого песка.[нужна цитата ]
Хлорид также является полезным и надежным химическим индикатором фекального загрязнения рек / подземных вод, поскольку хлорид является нереактивным растворенным веществом и повсеместно присутствует в сточных водах и питьевой воде. Многие компании по регулированию водоснабжения во всем мире используют хлорид для проверки уровней загрязнения рек и источников питьевой воды.[18]
Еда
Хлоридные соли, такие как хлорид натрия привыкли сохранить еду и как питательные вещества или приправы.
Смотрите также
- Галогенид (соединения галогенов)
- Реабсорбция хлорида почками
использованная литература
- ^ «Хлорид-ион - Публичная химическая база данных PubChem». Проект PubChem. США: Национальный центр биотехнологической информации.
- ^ а б Зумдал, Стивен С. (2009). Химические принципы 6-е изд.. Компания Houghton Mifflin. п. A21. ISBN 0-618-94690-X.
- ^ Уэллс, Джон С. (2008), Словарь произношения Longman (3-е изд.), Longman, p. 143, ISBN 9781405881180.
- ^ а б Грин, Джон и Садру Дамджи. "Глава 3." Химия. Camberwell, Vic: IBID, 2001. Печать.
- ^ Зумдал, Стивен (2013). Химические принципы (7-е изд.). Cengage Learning. п. 109. ISBN 978-1-285-13370-6.
- ^ Моллеман, Арелес (2003). «Зажим патча: вводное руководство по электрофизиологии зажима патча». Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-48685-5.
- ^ Гринвуд, Н. Н. (1984). Химия элементов (1-е изд.). Оксфорд [Оксфордшир]: Pergamon Press. ISBN 9780750628327.
- ^ Беренд, Кенрик; ван Хюльстейн, Леонард Хендрик; Ганс, Райк О. (Апрель 2012 г.). «Хлорид: королева электролитов?». Европейский журнал внутренней медицины. 23 (3): 203–211. Дои:10.1016 / j.ejim.2011.11.013. PMID 22385875.
- ^ Рейн, Джошуа Л .; Кока, Стивен Г. (1 марта 2019 г.). ""Я не получаю уважения ": роль хлорида в остром повреждении почек". Американский журнал физиологии - физиология почек. 316 (3): F587 – F605. Дои:10.1152 / ajprenal.00130.2018. ISSN 1931-857X. ЧВК 6459301.
- ^ Jentsch, Thomas J .; Штейн, Валентин; Вайнрайх, Франк; Здебик, Ансельм А. (01.04.2002). «Молекулярная структура и физиологическая функция хлоридных каналов». Физиологические обзоры. 82 (2): 503–568. Дои:10.1152 / Physrev.00029.2001. ISSN 0031-9333. PMID 11917096.
- ^ «Равновесные потенциалы». www.d.umn.edu.
- ^ Майло, Рон; Филипс, Роб. «Клеточная биология в цифрах: каковы концентрации различных ионов в клетках?». book.bionumbers.org. Получено 24 марта 2017.
- ^ Нагами, Гленн Т. (1 июля 2016 г.). «Гиперхлоремия - Почему и как». Nefrología (английское издание). 36 (4): 347–353. Дои:10.1016 / j.nefro.2016.04.001. ISSN 2013-2514.
- ^ Шриманкер, Иша; Бхаттарай, Сандип (2020). «Электролиты». StatPearls. StatPearls Publishing.
- ^ Криадо, М. «13 - Коррозионное поведение армированной стали, залитой щелочно-активированным раствором». Справочник по щелочно-активированным цементам, строительным растворам и бетонам. Издательство Вудхед. С. 333–372. ISBN 978-1-78242-276-1.
- ^ Каушал С.С. "Хлорид". Энциклопедия внутренних вод. Академическая пресса. С. 23–29. ISBN 978-0-12-370626-3.
- ^ «Соль обыкновенная». hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Государственный университет Джорджии.
- ^ «Хлориды». www.gopetsamerica.com. Архивировано из оригинал 18 августа 2016 г.. Получено 14 апреля 2018.