كلوريد

كلوريد
الأسماء
	اسم أيوپاك النظامي Chloride
تمييز
رقم CAS	[16887-00-6]
PubChem	312
KEGG	C00698
ChEBI	17996
SMILES	[Cl-];
مرجع بايلستاين	3587171
مرجع Gmelin	14910
الخصائص
الصيغة الجزيئية	Cl
كتلة مولية	35.45 g mol-1
الكيمياء الحرارية
للتشكل ΔfHo298	−167 kJ·mol−1
entropy So298	153.36 J K−1 mol−1
مركبات ذا علاقة
أنيونات أخرى	فلوريد; بروميد; يودين
	ما لم يُذكر غير ذلك، البيانات المعطاة للمواد في حالاتهم العيارية (عند 25 °س [77 °ف]، 100 kPa).
	مراجع الجدول

للاستخدامات الأخرى، انظر كلوريد (توضيح).

أيون الكلوريد هوأنيون (أيون سالب الشحنة)، ورمزه الكيميائي هوCl⁻. يتكون الكوريد عندما يكتسب عنصر الكلور Cl₂ (وهوعنصر هالوجيني) إلكتروناً أوعندما يذوب مركب مثل غاز كلوريد الهيدروجين HCl في الماء أوفي مذيبات قطبية أخرى. أملاح الكلوريد تسمي الكلوريدات ومن أشهرها ملح كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) الذي يذوب في الماء. كلوريد الصوديوم هوكهرل (مادة متأينة) هام متواجد في جميع سوائل الجسم مسؤول عن الحافظ على التوازن الحمضي/القاعدي، ونقل النبضات العصبية وتنظيم دخول وخروج السوائل من وإلى خلايا الجسم. حدثة يستخدم الكلوريد أيضاً للإشارة غلى الشق الأول من اسم مركب كيميائي تترابط فيه ذرة أوذرات الكلور بروابط تساهمية. على سبيل المثال، مركب كلوريد الميثيل، الأكثر شيوعاً باسم الكلوروميثان، (CH₃Cl) هومركب عضوي ذورابطة C-Cl تساهمية. وهوليس مصدراً لأيون الكلوريد.

الخصائص الإلكترونية

أيون الكلوريد أكبر بكثير من ذرة الكلور، فيبلغ قطرهما 167 و99 بيكومتر، على التوالي. الأيون عديم اللون وضعيف الانفاذية المغنطيسية. الكلوريد يتذاوب للغاية (يترابط بجزيئات المذيب) في المحلول المائي، حيثقد يكون مربوطاً بالنهاية الپروتينية لجزيئات الماء.

التواجد في الطبيعة

يحتوي ماء البحر على 1.94% كلوريد. بعض المعادن المحتوية على الكلوريد تضم كلوريدات الصوديوم (الهاليت أوNaCl) والپوتاسيوم (السلفيت أوKCl)، والمغنيسيوم (بيشوفيت)، وكلوريد المغنيسيوم MgCl₂ المُهدرت. كما يسمى الكلوريد الموجود بالدم بمصل الكلوريد، الذي يُنظم هجريزه في الدم عن طريق الكلى. كما حتى أيون الكلوريد هومكون هيكلي لبعض الپروتينات، على سبيل المثال، فهوموجود في انزيم الأميليز.

دوره في التجارة

تستهلك صناعة الكلور- قلوي قسماً رئيسياً من ميزانية الطاقة في العالم. هذه العملية تقوم بتحويل كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) إلى الكلور وهيدروكسيد الصوديوم (صودا كاوية) عن طريق التحليل الكهربائي، الذان يستخدم في صناعة الكثير من اللوازم والمواد الكيميائية الأخرى. وتنطوي العملية على تفاعلين كيميائيين موازيين هما:

2 Cl^– → نطقب:كيم + 2

نطقب:كيم + 2 e^– → H₂ + 2 OH^–

الخلية الغشائية الرئيسية المستخدمة في التحليل الكهربائي للمحلول الملحي المركز (الأجاج). يتأكسد الكلوريد (Cl⁻) إلى غاز الكلور عند القطب الموجب (المصعد A). بينما يسمح الغشاء الانتقائي للأيونات (B) بتدفق أيونات الصوديوم (Na⁺) العكسية بحرية خلاله، لكنه يمنع الأيونات سالبة الشحنة مثل الهيدروكسيد (^-OH) والكلوريد من المرور عبره . عند القطب السالب (المهبط C)، يتم اختزال المياه إلى أيونات هيدروكسيد وغاز الهيدروجين.

نوعية المياه ومعالجتها

تحلية مياه البحر هي تطبيق آخر رئيسي يتضمن الكلوريد، وهوينطوي على استخدام مكثف للطاقة لإزالة أملاح كلوريد من ماء البحر لإعطاء ماء صالح للشرب. وفي الصناعات النفطية، الكلوريدات هي مكون لسائل الحفر (طين الحفر) يتم مراقبته عن كثب. فالزيادة في الكلوريدات المكونة لطين الحفر قد يحدث مؤشرا للحفر خلال تشكيل لمياه مالحة عالية الضغط. كما يمكن حتى تكون زيادتها أيضا مؤشرا لسوء نوعية الرمال المستهدفة.^{[بحاجة لمصدر]}

الكلوريد أيضاً هومؤشر كيميائي مفيد وموثوق دال على مدي التلوث البرازي لمياه الأنهار والمياه الجوفية، حيث حتى الكلوريد هومُذَاب غير متفاعل واسع الانتشار في مياه الصرف الصحي ومياه الشرب. الكثير من الشركات التي تنظم الامداد بالمياه في جميع أنحاء العالم تنتفع من الكلوريد في التحقق من مستويات تلوث الأنهار ومصادر المياه الصالحة للشرب.

الاستخدامات المنزلية

تستخدم أملاح كلوريد مثل كلوريد الصوديوم للحفاظ على الأطعمة.

التآكل

وجود الكلوريدات، على سبيل المثال في مياه البحر، يفاقم بشكل ملحوظ التآكل الائتكالي لمعظم المعادن (بما في ذلك الفولاذ المقاوم للصدأ والمواد عالية الخليطة) من خلال تعزيز تكوين ونموالنقر خلال عملية ذاتية التحفيز.

بلورات كلوريد الصوديوم (ملح الطعام)، والتي هي - على غرار معظم أملاح الكلوريد - عديمة اللون وذَوّابة في الماء.

بنية كلوريد الصوديوم البلورية، والتي تكشف عن نزوع أيونات الكلوريد (الكرات الخضراء) للتشابك بعدة كاتيونات (أوأيونات موجبة).

تفاعلات الكلوريد

الكلوريد يمكن أكسدته ولكن لا يمكن اختزاله. الأكسدة الأولية للكلوريد، كما يتم توظيفها في عملية صناعة الكلور - قلوي، هي عملية تحويل الكلوريد إلى غاز الكلور. يمكن زيادة عملية الأكسدة لتحويل غاز الكلور إلى أكاسيد وشحنات سالبة مؤكسَدة بالإنگليزية: oxyanions أخرى تضم الهيبوكلوريت (ClO⁻، العنصر النشط في مُبيّضات الكلور)، وثاني أكسيد الكلور (ClO₂)،والكلورات (ClO₃⁻)، والبيركلورات (ClO₄⁻).

من حيث خصائص التفاعلات الحمض- قلوية، الكلوريد هوقاعدة ضعيفة جدا كما يتبين من القيمة السالبة لثابت التفكك الحمضي (2-> pKa) لحمض الهيدروكلوريك . الكلوريد يمكن برتنتة (إضافة بروتون H⁺ له) بواسطة الأحماض القوية، مثل حمض الكبريتيك:

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

أملاح الكلوريد الأيونية تتفاعل مع الأملاح الأخرى بواسطة تبادل الأنيونات (الشرسبات)، وغالبا ما يتم الكشف عن وجود الكلوريد في أي محلول بواسطة تكوينه لراسب كلوريد الفضة اللا ذَوَّاب وذلك عند معالجته بأيونات الفضة:

Cl⁻ + Ag⁺ → AgCl

أمثلة الكلوريدات

أقرب مثال للكلوريد في حياتنا هوملح الطعام، ومسماه الفهمي هوكلوريد الصوديوم ذوالصيغة الكيميائية NaCl. يتفكك كلوريد الصوديوم أوملح الطعام في الماء إلى أيونات صوديوم Na ⁺ وكلوريد Cl⁻. أملاح الكلوريد الأخرى مثل كلوريد الكالسيوم وكلوريد المغنيسيوم وكلوريد البوتاسيوم لها استخدامات متنوعة تتراوح بين الاستخدام في العلاج الطبي وتكوين الإسمنت. أما كلوريد الكالسيوم ذوالصيغة الكيميائية CaCl₂ فهوتعبير عن ملح يتم ترويجه في شكل حُبَيبَات أوكُرَيّات صغيرة لإزالة الرطوبة من الغرف. يستخدم كلوريد الكالسيوم أيضا للحفاظ على الطرق غير المعبدة (غير المرصوفة) ولتدعيم وتقوية أساسات الطرق للانشاءات الحديثة. وبالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام كلوريد الكالسيوم على نطاق واسع كمزيل للجليد (أومانع لتكون الجليد) لأنه فعال في خفض درجة التجمد أودرجة البلورة عند إستعماله على الجليد.

من أمثلة مركبات الكلوريد المرتبطة تساهمياً ثلاثي كلوريد الفوسفور وخماسي كلوريد الفوسفور، وكلوريد الثايونيل، وهي كلها كواشف تكلور تفاعلية يتم استخدامها في المختبرات.

أمثلة أكاسيد أخرى

يمكن للكلور حتى يتخذ خمس حالات أومراحل أكسدة وهي -1 أو+1 أو+3 أو+5 أو+7. وهناك أيضا الكثير من أكاسيد الكلور المتعادلة (الغير مشحونة).

حالات أومراحل أكسدة الكلور	−1	+1	+3	+5	+7
الاسم	كلوريد chloride	هيبوكلورايت hypochlorite	كلوريت chlorite	كلورات chlorate	بيركلورات perchlorate
الصيغة	Cl⁻	ClO⁻	ClO₂⁻	ClO₃⁻	ClO₄⁻
البنية

انظر أيضاً

هاليد (مركبات الهالوجينات)
اعادة امتصاص الكلوريد الكلوي

المصادر

^ "Chloride ion - PubChem Public Chemical Database". The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
^ Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A21. ISBN .
^ Green, John, and Sadru Damji. "Chapter 3." Chemistry. Camberwell, Vic.: IBID, 2001. Print.
^ Empty citation (help)
^ Chlorides Archived 18 August 2016^{[Date mismatch]} at the Wayback Machine.
^ "Common Salts." Test Page for Apache Installation. Web. 22 Mar. 2011. <http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/chemical/saltcom.html>.