الكلور: التاريخ ، الخصائص ، الهيكل ، المخاطر ، الاستخدامات - كيمياء - 2026

و الكلور هو عنصر كيميائي الذي يمثله رمز الكلور، والثاني من الهالوجينات، كونها تقع تحت الفلور، وهو ثالث أكثر العناصر كهربية للجميع. اسمها مشتق من لونها الأخضر المصفر ، وهو أكثر كثافة من الفلورايد.

بشكل عام ، عندما يسمع شخص ما اسمك ، فإن أول ما يفكر فيه هو منتجات تبييض الملابس ، والمياه في حمامات السباحة. على الرغم من أن الكلور يعمل بشكل فعال في مثل هذه الأمثلة ، إلا أنه ليس غازه ، ولكن مركباته (خاصة الهيبوكلوريت) هي التي تمارس عملية التبييض والتعقيم.

دورق دائري يحتوي على الكلور الغازي بالداخل. المصدر: Larenmclane

تُظهر الصورة العلوية دورق دائري به غاز الكلور. كثافته أكبر من كثافة الهواء ، وهذا ما يفسر سبب بقائه في القارورة وعدم تسربه إلى الغلاف الجوي ؛ كما يحدث مع الغازات الأخف مثل الهيليوم أو النيتروجين. في هذه الحالة ، تعتبر مادة شديدة السمية ، حيث تنتج حمض الهيدروكلوريك في الرئتين.

هذا هو السبب في أن الكلور العنصري أو الغازي ليس له استخدامات كثيرة ، بخلاف بعض التركيبات. ومع ذلك ، فإن مركباتها ، سواء كانت أملاحًا أو جزيئات عضوية مكلورة ، تغطي مجموعة جيدة من الاستخدامات ، وتتجاوز حمامات السباحة والملابس شديدة البياض.

وبالمثل ، فإن ذراته على شكل أنيونات كلوريد توجد داخل أجسامنا ، حيث تنظم مستويات الصوديوم والكالسيوم والبوتاسيوم ، وكذلك في العصارة المعدية. خلاف ذلك ، فإن تناول كلوريد الصوديوم سيكون أكثر فتكًا.

ينتج الكلور عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول ملحي ، غني بكلوريد الصوديوم ، وهي عملية صناعية يتم فيها أيضًا الحصول على هيدروكسيد الصوديوم والهيدروجين. ولأن البحار هي مصدر لا ينضب تقريبًا لهذا الملح ، فإن الاحتياطيات المحتملة لهذا العنصر في الغلاف المائي كبيرة جدًا.

التاريخ

النهج الأول

بسبب التفاعل العالي لغاز الكلور ، لم تشك الحضارات القديمة في وجوده. ومع ذلك ، كانت مركباتها جزءًا من ثقافة البشرية منذ العصور القديمة ؛ بدأ تاريخها مرتبطًا بالملح العادي.

من ناحية أخرى ، نشأ الكلور من الانفجارات البركانية وعندما أذاب شخص ما الذهب في أكوا ريجيا ؛ لكن لم تكن أي من تلك الأساليب الأولى كافية حتى لصياغة الفكرة القائلة بأن الغاز الأخضر المصفر عنصرًا أو مركبًا.

اكتشاف

يُعزى اكتشاف الكلور إلى الكيميائي السويدي كارل فيلهلم شيل ، الذي أجرى في عام 1774 التفاعل بين البيرولوزيت المعدني وحمض الهيدروكلوريك (الذي سمي حينها بحمض المرياتيك).

حصل سكيل على الفضل لأنه كان أول عالم يدرس خصائص الكلور. على الرغم من أنه تم الاعتراف به سابقًا (1630) بواسطة جان بابتيست فان هيلمونت.

التجارب التي حصل عليها Scheele من ملاحظاته مثيرة للاهتمام: فقد قام بتقييم تأثير الكلور المبيض على بتلات الزهور المحمر والمزرق ، وكذلك على أوراق النباتات والحشرات التي ماتت على الفور.

وبالمثل ، فقد أبلغ عن معدل تفاعله العالي مع المعادن ، ورائحته الخانقة وتأثيره غير المرغوب فيه على الرئتين ، وأنه عندما يذوب في الماء يزيد حموضته.

حمض الأكسيموراتيك

بحلول ذلك الوقت ، اعتبر الكيميائيون حامضًا لأي مركب يحتوي على الأكسجين ؛ لذلك اعتقدوا خطأً أن الكلور يجب أن يكون أكسيدًا غازيًا. هكذا أطلقوا عليه اسم "حمض الأكسيمورياتيك" (أكسيد حمض المرياتيك) ، وهو اسم صاغه الكيميائي الفرنسي الشهير أنطوان لافوازييه.

ثم ، في عام 1809 ، حاول كل من جوزيف لويس جاي-لوساك ولويس جاك ثينارد تقليل هذا الحمض بالفحم. التفاعل الذي حصلوا به على المعادن من أكاسيدهم. وبهذه الطريقة ، أرادوا استخلاص العنصر الكيميائي من حمض الأكسيموراتيك المفترض (والذي أطلقوا عليه اسم "حمض المرياتيك المزيل لضغط الهواء".

ومع ذلك ، فشل جاي-لوساك وتينارد في تجاربهما. لكنهم كانوا محقين في اعتبار احتمال أن يكون الغاز الأخضر المصفر عنصرًا كيميائيًا وليس مركبًا.

الاعتراف كعنصر

تم التعرف على الكلور كعنصر كيميائي بفضل السير همفري ديفي ، الذي أجرى في عام 1810 تجاربه الخاصة مع أقطاب الكربون وخلص إلى أن هذا أكسيد حمض المرياتيك غير موجود.

علاوة على ذلك ، كان ديفي هو من ابتكر اسم "كلور" لهذا العنصر من الكلمة اليونانية "كلوروس" ، والتي تعني الأخضر المصفر.

أثناء دراستهم للخصائص الكيميائية للكلور ، وجد أن العديد من مركباته مالحة بطبيعتها. ومن ثم أطلقوا عليها اسم "الهالوجين" ، مما يعني الملح السابق. ثم تم استخدام مصطلح الهالوجين مع العناصر الأخرى من نفس المجموعة (F و Br و I).

نجح مايكل فاراداي حتى في تسييل الكلور إلى مادة صلبة ، والتي ، بسبب تلوثها بالماء ، شكلت الهيدرات Cl ₂ · H ₂ O.

يرتبط ما تبقى من تاريخ الكلور بخصائصه في التطهير والتبييض ، حتى تطور العملية الصناعية للتحليل الكهربائي لمحلول ملحي لإنتاج كميات هائلة من الكلور.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية

مظهر جسماني

إنه غاز كثيف غير شفاف مائل للصفرة وله رائحة نفاذة مزعجة (نسخة محسنة للغاية من الكلور التجاري) كما أنه سام للغاية.

العدد الذري (Z)

17

الوزن الذري

35.45 ش.

ما لم يذكر خلاف ذلك ، فإن باقي الخصائص تتوافق مع الكميات المقاسة للكلور الجزيئي ، Cl ₂.

نقطة الغليان

-34.04 درجة مئوية

نقطة الانصهار

-101.5 درجة مئوية

كثافة

- في ظل الظروف العادية 3.2 جرام / لتر

- فقط عند نقطة الغليان 1.5624 جم / مل

لاحظ أن الكلور السائل أكثر كثافة بخمس مرات من غازه. كما أن كثافة بخاره أكبر بـ 2.49 مرة من كثافة الهواء. هذا هو السبب في أن الكلور في الصورة الأولى لا يميل إلى الهروب من الدورق المستدير ، لأنه أكثر كثافة من الهواء يقع في الأسفل. هذه الخاصية تجعله غازًا أكثر خطورة.

حرارة الانصهار

6.406 كيلوجول / مول

حرارة التبخير

20.41 كيلوجول / مول

السعة الحرارية المولية

33.95 جول / (مول · ك)

الذوبان في الماء

1.46 جم / 100 مل عند 0 درجة مئوية

ضغط البخار

7.67 ضغط جوي عند 25 درجة مئوية. هذا الضغط منخفض نسبيًا مقارنة بالغازات الأخرى.

كهرسلبية

3.16 على مقياس بولينج.

طاقات التأين

-الأول: 1251.2 كيلوجول / مول

الثاني: 2298 كيلوجول / مول

الثالث: 3822 كيلوجول / مول

توصيل حراري

8.9 10 ^-3 واط / (م · ك)

النظائر

يوجد الكلور في الطبيعة بشكل أساسي على شكل نظيرين: ³⁵ Cl ، بكثرة 76٪ ، و ³⁷ Cl ، بكثرة 24٪. وبالتالي ، فإن الوزن الذري (35.45 ش) هو متوسط ​​الكتلة الذرية لهذين النظيرين ، مع نسب وفرة كل منهما.

جميع النظائر المشعة للكلور اصطناعية ، من بينها ³⁶ Cl تبرز على أنها الأكثر استقرارًا ، مع عمر نصف يبلغ 300000 سنة.

أعداد الأكسدة

يمكن أن يحتوي الكلور على عدد أو حالات أكسدة مختلفة عندما يكون جزءًا من مركب. نظرًا لكونها واحدة من أكثر الذرات الكهربية في الجدول الدوري ، فإنها عادة ما تحتوي على أرقام أكسدة سالبة ؛ إلا عندما يتحول إلى أكسجين أو فلور ، حيث يجب أن "يفقد" الإلكترونات في أكاسيده وفلوريداته.

في أعداد الأكسدة الخاصة بهم ، يُفترض وجود أو وجود أيونات بنفس حجم الشحنة. وهكذا ، لدينا: -1 (Cl ^- ، أنيون الكلوريد الشهير) ، +1 (Cl ⁺) ، +2 (Cl ²⁺) ، +3 (Cl ³⁺) ، +4 (Cl ⁴⁺) ، +5 (كل ⁵⁺) و +6 (كل ⁶⁺) و +7 (كل ⁷⁺). من بين كل منهم ، فإن -1 ، +1 ، +3 ، +5 و +7 هي الأكثر شيوعًا في المركبات المكلورة.

على سبيل المثال ، في ClF و ClF _{3 ،} فإن أرقام أكسدة الكلور هي +1 (Cl ⁺ F ^-) و +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^-). في Cl ₂ O ، هذا هو +1 (Cl ₂ ⁺ O ^2-) ؛ بينما في ClO ₂ و Cl ₂ O ₃ و Cl ₂ O ₇ هي +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2-) و +3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2-) و +7 (Cl ₂ ⁷⁺ أو ₇ ^2-).

من ناحية أخرى ، في جميع الكلوريدات ، يحتوي الكلور على عدد أكسدة -1 ؛ كما في حالة كلوريد الصوديوم (Na ⁺ Cl ^-) ، حيث يكون صحيحًا أن نقول إن Cl ^- موجود نظرًا للطبيعة الأيونية لهذا الملح.

الهيكل والتكوين الإلكتروني

جزيء الكلور

يتم تمثيل جزيء الكلور ثنائي الذرة بنموذج ملء مكاني. المصدر: Benjah-bmm27 عبر ويكيبيديا.

تحتوي ذرات الكلور في حالتها الأساسية على التكوين الإلكتروني التالي:

3s ² 3p ⁵

لذلك ، كل واحد منهم لديه سبعة إلكترونات تكافؤ. ما لم تكن مثقلة بالطاقة ، ستكون هناك ذرات Cl فردية في الفضاء ، كما لو كانت كرات زجاجية خضراء. ومع ذلك ، فإن ميلهم الطبيعي هو تكوين روابط تساهمية بينهم ، وبالتالي إكمال ثماني بتات التكافؤ.

لاحظ أنهم يحتاجون فقط إلى إلكترون واحد للحصول على ثمانية إلكترونات تكافؤ ، لذا فهم يشكلون رابطة واحدة بسيطة ؛ هذا هو ، الذي ينضم إلى ذرتين من Cl لإنشاء جزيء Cl ₂ (الصورة العلوية) ، Cl-Cl. هذا هو السبب في أن الكلور في الظروف العادية و / أو الأرضية هو غاز جزيئي ؛ لا أحادي الذرة ، كما هو الحال مع الغازات النبيلة.

التفاعلات بين الجزيئات

جزيء Cl ₂ هو جزيء متجانس نووي وغير قطبي ، لذا فإن تفاعلاته بين الجزيئات تحكمها قوى تشتت لندن وكتلها الجزيئية. في الطور الغازي ، تكون المسافة Cl ₂ -Cl ₂ قصيرة نسبيًا مقارنة بالغازات الأخرى ، والتي ، إضافة إلى كتلتها ، تجعله غازًا أكثر كثافة بثلاث مرات من الهواء.

يمكن للضوء أن يثير ويعزز التحولات الإلكترونية داخل المدارات الجزيئية لـ Cl ₂ ؛ وبالتالي ، يظهر لونه الأخضر المصفر المميز. يشتد هذا اللون في الحالة السائلة ، ثم يختفي جزئيًا عندما يتصلب.

عندما تنخفض درجة الحرارة (-34 درجة مئوية) ، تفقد جزيئات Cl ₂ الطاقة الحركية وتنخفض مسافة Cl ₂ -Cl ₂ ؛ لذلك ، تتحد هذه العناصر وينتهي بها الأمر بتعريف الكلور السائل يحدث الشيء نفسه عندما يتم تبريد النظام بدرجة أكبر (-101 درجة مئوية) ، والآن مع وجود جزيئات Cl ₂ قريبة جدًا من بعضها البعض لدرجة أنها تحدد بلورة معينية لتقويم العظام.

تشير حقيقة وجود بلورات الكلور إلى أن قوى التشتت لها اتجاهية كافية لإنشاء نمط هيكلي ؛ أي الطبقات الجزيئية لـ Cl ₂. يكون فصل هذه الطبقات بحيث لا يتم تعديل هيكلها حتى تحت ضغط 64 جيجا باسكال ، كما أنها لا تعرض التوصيل الكهربائي.

أين تجد والحصول عليها

أملاح الكلوريد

بلورات قوية من الهاليت ، والمعروفة باسم ملح الطعام أو ملح الطعام. المصدر: Parent Géry

لا يمكن العثور على الكلور في حالته الغازية في أي مكان على سطح الأرض ، لأنه شديد التفاعل ويميل إلى تكوين الكلوريدات. تنتشر هذه الكلوريدات جيدًا في جميع أنحاء قشرة الأرض ، وعلاوة على ذلك ، بعد ملايين السنين من جرفها الأمطار ، فإنها تثري البحار والمحيطات.

من بين جميع الكلوريدات ، يعتبر كلوريد الصوديوم في معدن الهاليت (الصورة العلوية) هو الأكثر شيوعًا ووفرة ؛ تليها المعادن silvin و KCl و carnalite ، MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. عندما تتبخر كتل الماء بفعل الشمس ، فإنها تترك وراءها بحيرات الملح الصحراوية ، والتي يمكن استخراج كلوريد الصوديوم منها مباشرة كمواد خام لإنتاج الكلور.

التحليل الكهربائي لمحلول ملحي

يذوب كلوريد الصوديوم في الماء لينتج محلول ملحي (26٪) ، والذي يخضع للتحليل الكهربائي داخل خلية الكلور القلوي. هناك نوعان من ردود الفعل النصفية تحدث في حجرات الأنود والكاثود:

2Cl ^- (aq) => Cl ₂ (g) + 2e ^- (الأنود)

2H ₂ O (l) + 2e ^- => 2OH ^- (aq) + H ₂ (g) (كاثود)

والمعادلة العالمية لكلا التفاعلين هي:

2NaCl (aq) + 2H ₂ O (l) => 2NaOH (aq) + H ₂ (g) + Cl ₂ (g)

ومع استمرار التفاعل، نا ⁺ أيونات شكلت في ترحيل الأنود في حجرة الكاثود من خلال غشاء الاسبستوس قابلة للاختراق. لهذا السبب يقع NaOH على الجانب الأيمن من المعادلة العالمية. يتم جمع كلا الغازين ، Cl ₂ و H ₂ ، من الأنود والكاثود ، على التوالي.

توضح الصورة أدناه ما تم كتابته للتو:

رسم تخطيطي لإنتاج الكلور عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول ملحي. المصدر: Jkwchui

لاحظ أن تركيز المحلول الملحي حتى النهاية ينخفض ​​بنسبة 2٪ (يمر من 24 إلى 26٪) ، مما يعني أن جزءًا من الأنيونات Cl ^- الجزيئات الأصلية أصبح Cl ₂. في النهاية ، وفر تصنيع هذه العملية طريقة لإنتاج الكلور والهيدروجين وهيدروكسيد الصوديوم.

الذوبان الحمضي للبيرولوزيت

كما هو مذكور في قسم التاريخ ، يمكن إنتاج غاز الكلور عن طريق إذابة عينات البيرولوزيت المعدنية بحمض الهيدروكلوريك. توضح المعادلة الكيميائية التالية المنتجات التي تم الحصول عليها من التفاعل:

MnO ₂ (s) + 4HCl (aq) => MnCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l) + Cl ₂ (g)

سبائك

لا توجد سبائك الكلور لسببين بسيطين: جزيئاتها الغازية لا يمكن حصرها بين البلورات المعدنية ، كما أنها شديدة التفاعل ، لذا فإنها تتفاعل على الفور مع المعادن لإنتاج الكلوريدات الخاصة بها.

من ناحية أخرى ، فإن الكلوريدات غير مرغوب فيها أيضًا ، حيث أنها بمجرد إذابتها في الماء فإنها تمارس تأثيرًا ملحيًا يعزز التآكل في السبائك ؛ وبالتالي ، تذوب المعادن لتشكل كلوريدات المعادن. تختلف عملية التآكل لكل سبيكة ؛ البعض أكثر عرضة من البعض الآخر.

لذلك ، فإن الكلور ليس مادة مضافة جيدة للسبائك على الإطلاق ؛ لا مثل Cl ₂ ولا Cl ^- (وستكون ذرات Cl شديدة التفاعل بحيث لا يمكن أن توجد).

المخاطر

على الرغم من أن قابلية الكلور للذوبان في الماء منخفضة ، إلا أنه يكفي لإنتاج حمض الهيدروكلوريك في رطوبة الجلد والعينين ، مما يؤدي إلى تآكل الأنسجة مما يسبب تهيجًا خطيرًا وحتى فقدان الرؤية.

والأسوأ من ذلك هو استنشاق أبخرته ذات اللون الأخضر المائل إلى الصفرة ، لأنه بمجرد دخولها إلى الرئتين تولد الأحماض مرة أخرى وتتلف أنسجة الرئة. مع هذا ، يعاني الشخص من التهاب الحلق والسعال وصعوبة التنفس بسبب السوائل المتكونة في الرئتين.

إذا كان هناك تسرب للكلور ، فأنت في وضع خطير بشكل خاص: لا يمكن للهواء ببساطة "كنس" أبخرته ؛ يظلون هناك حتى يتفاعلوا أو يتفرقون ببطء.

بالإضافة إلى ذلك ، فهو مركب شديد التأكسد ، لذلك يمكن أن تتفاعل معه مواد مختلفة بشكل متفجر عند أدنى اتصال ؛ تمامًا مثل الصوف الصلب والألمنيوم. هذا هو السبب في أنه حيث يتم تخزين الكلور ، يجب أخذ جميع الاعتبارات اللازمة لتجنب مخاطر الحريق.

ومن المفارقات ، في حين أن غاز الكلور قاتل ، فإن أنيون كلوريده ليس سامًا ؛ يمكن استهلاكه (باعتدال) ، ولا يحترق ، ولا يتفاعل إلا مع الفلور والكواشف الأخرى.

التطبيقات

نتيجة الجمع بين الطريحة والنقيضة

يتم استخدام حوالي 81٪ من غاز الكلور المنتج سنويًا في تصنيع الكلوريدات العضوية وغير العضوية. اعتمادا على درجة من تكافؤ تساهمي من هذه المركبات، والكلور كما يمكن العثور على ذرات الكلور مجرد في الجزيئات العضوية المكلورة (مع السندات C-CL)، أو كما الكلور ^- الأيونات في عدد قليل من أملاح كلوريد (كلوريد الصوديوم، CaCl ₂ ، MgCl ₂ ، إلخ.).

كل من هذه المركبات لها تطبيقاتها الخاصة. على سبيل المثال ، الكلوروفورم (CHCl ₃) وكلوريد الإيثيل (CH ₃ CH ₂ Cl) عبارة عن مذيبات تم استخدامها كمخدر للاستنشاق ؛ يعتبر ثنائي كلورو ميثان (CH ₂ Cl ₂) ورابع كلوريد الكربون (CCl ₄) ، من جهتهما ، مذيبات تستخدم على نطاق واسع في مختبرات الكيمياء العضوية.

عندما تكون هذه المركبات المكلورة سائلة ، يتم استخدامها في معظم الأحيان كمذيبات لوسائط التفاعل العضوي.

في المركبات الأخرى ، يمثل وجود ذرات الكلور زيادة في عزم ثنائي القطب ، بحيث يمكنها التفاعل بدرجة أكبر مع مصفوفة قطبية ؛ يتكون من البروتينات والأحماض الأمينية والأحماض النووية وما إلى ذلك ، والجزيئات الحيوية. وبالتالي ، يلعب الكلور أيضًا دورًا في تصنيع الأدوية والمبيدات الحشرية ومبيدات الحشرات ومبيدات الفطريات وما إلى ذلك.

وفيما يتعلق الكلوريدات غير العضوية، وعادة ما تكون استخدامها كحافز، المواد الخام للحصول على المعادن عن طريق التحليل الكهربائي، أو مصادر الكلور ^- الأيونات.

بيولوجي

ليس للكلور الغازي أو الأولي دور في الكائنات الحية بخلاف تدمير أنسجتها. ومع ذلك ، هذا لا يعني أنه لا يمكن العثور على ذراته في الجسم. على سبيل المثال، الكلور ^- الأيونات وفيرة جدا في البيئة الخلوية وخارج الخلية، وتساعد في السيطرة على مستويات نا ⁺ والكالسيوم ²⁺ الأيونات ، في الغالب.

وبالمثل ، فإن حمض الهيدروكلوريك هو جزء من عصير المعدة الذي يتم به هضم الطعام في المعدة ؛ من الكلور ^- الأيونات ، في الشركة من H ₃ O ⁺ ، تحدد وثيقة الرقم الهيدروجيني إلى 1 من هذه الإفرازات.

أسلحة كيميائية

تجعل كثافة غاز الكلور مادة مميتة عند انسكابها أو سكبها في أماكن مغلقة أو مفتوحة. نظرًا لكونه أكثر كثافة من الهواء ، فإن تياره لا يحمل الكلور بسهولة ، لذلك يبقى لفترة طويلة قبل أن يتشتت في النهاية.

في الحرب العالمية الأولى ، على سبيل المثال ، تم استخدام هذا الكلور في ساحات القتال. بمجرد إطلاقها ، كانت تتسلل إلى الخنادق لخنق الجنود وإجبارهم على الظهور.

مطهر

يتم معالجة البرك بالكلور لمنع تكاثر وانتشار الكائنات الحية الدقيقة. المصدر: Pixabay.

المحاليل المكلورة ، تلك التي يتم فيها إذابة غاز الكلور في الماء ثم تحويلها إلى مادة قلوية باستخدام مادة عازلة ، لها خصائص مطهرة ممتازة ، فضلاً عن تثبيط تعفن الأنسجة. لقد تم استخدامها لتطهير الجروح المفتوحة للقضاء على البكتيريا المسببة للأمراض.

يتم معالجة مياه حمامات السباحة بالكلور على وجه التحديد للقضاء على البكتيريا والميكروبات والطفيليات التي قد تؤويها. كان يستخدم غاز الكلور لهذا الغرض ، إلا أن عمله عدواني للغاية. بدلاً من ذلك ، يتم استخدام محاليل هيبوكلوريت الصوديوم (التبييض) أو أقراص حمض ثلاثي كلوروأيزوسيانوريك (TCA).

يوضح ما سبق ذكره أنه ليس Cl _{2 هو} الذي يمارس التطهير ولكن HClO ، حمض هيبوكلوريت ، الذي ينتج الجذور O · التي تدمر الكائنات الحية الدقيقة.

تبييض

يشبه الكلور إلى حد كبير عملية التطهير ، كما يقوم بتبييض المواد لأن الملونات المسؤولة عن الألوان تتحلل بفعل HClO. وبالتالي ، فإن محاليلها المكلورة مثالية لإزالة البقع من الملابس البيضاء ، أو لتبييض لب الورق.

البولي فينيل كلورايد

يعتبر البولي فينيل كلورايد (PVC) أهم مركب الكلور على الإطلاق ، والذي يمثل حوالي 19٪ من إنتاج غاز الكلور المتبقي. هذا البلاستيك له استخدامات متعددة. مع ذلك ، يتم تصنيع أنابيب المياه وإطارات النوافذ وأغطية الجدران والأرضيات والأسلاك الكهربائية وأكياس IV والمعاطف وما إلى ذلك.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. ويكيبيديا. (2019). الكلور. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
3. Laura H. et al. (2018). هيكل الكلور الصلب عند 1.45 GPaZeitschrift für Kristallographie. المواد البلورية ، المجلد 234 ، الإصدار 4 ، الصفحات 277-280 ، ISSN (عبر الإنترنت) 2196-7105 ، ISSN (طباعة) 2194-4946 ، DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية. (2019). الكلور. قاعدة بيانات PubChem. الرقم التعريفي للعميل = 24526. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. ماركيز ميغيل. (سادس). الكلور. تم الاسترجاع من: nautilus.fis.uc.pt
6. مجلس الكيمياء الأمريكي. (2019). كيمياء الكلور: مقدمة في الكلور. تم الاسترجاع من: chlorine.americanchemistry.com
7. فونغ يوان ما. (بدون تاريخ). التأثيرات المسببة للتآكل للكلوريدات على المعادن. قسم الهندسة البحرية ، NTOU جمهورية الصين (تايوان).
8. ولاية نيويورك. (2019). حقائق عن الكلور. تم الاسترجاع من: health.ny.gov
9. دكتور دوج ستيوارت. (2019). حقائق عنصر الكلور. كيميكول. تم الاسترجاع من: chemicool.com