- Vēsture
- Pirmās pieejas
- Atklājums
- Skābekļa skābe
- Atzīšana kā elements
- Fizikālās un ķīmiskās īpašības
- Ārējais izskats
- Atomu skaitlis (Z)
- Atomsvars
- Vārīšanās punkts
- Kušanas punkts
- Blīvums
- Saplūšanas karstums
- Iztvaikošanas siltums
- Molārā siltuma jauda
- Šķīdība ūdenī
- Tvaika spiediens
- Elektronegativitāte
- Jonizācijas enerģijas
- Siltumvadītspēja
- Izotopi
- Oksidācijas skaitļi
- Struktūra un elektroniskā konfigurācija
- Hlora molekula
- Starpmolekulārā mijiedarbība
- Kur atrast un iegūt
- Hlorīda sāļi
- Sālījuma elektrolīze
- Pirolusīta skāba izšķīšana
- Sakausējumi
- Riski
- Lietojumprogrammas
- Sintēze
- Bioloģiskā
- Ķīmiskie ieroči
- Dezinfekcijas līdzeklis
- Balinātājs
- Polivinilhlorīds
- Atsauces
Hlors ir ķīmiskais elements, kas ir pārstāvēta ar simbolu Cl. To halogēnu, otrkārt, to, kas atrodas zem fluora, un ir trešā daļa no visiem visvairāk electronegative elements. Tās nosaukums cēlies no dzeltenīgi zaļās krāsas, kas ir intensīvāka nekā fluorīds.
Populāri, kad kāds dzird jūsu vārdu, pirmais, par ko viņi domā, ir apģērba balināšanas līdzekļi un ūdens peldbaseinos. Lai arī šādos piemēros hlors darbojas efektīvi, balinošo un dezinficējošo darbību veic nevis tā gāze, bet gan savienojumi (īpaši hipohlorīts).
Apaļa kolba, kuras iekšpusē ir gāzveida hlors. Avots: Larenmclane
Augšējā attēlā ir apaļa kolba ar hlora gāzi. Tā blīvums ir lielāks nekā gaisā, kas izskaidro, kāpēc tas paliek kolbā un neizplūst atmosfērā; kā tas notiek ar citām vieglākām gāzēm, teiksim, hēliju vai slāpekli. Šajā stāvoklī tā ir ārkārtīgi toksiska viela, jo tā plaušās rada sālsskābi.
Tāpēc elementārajam vai gāzveida hloram nav daudz lietojumu, izņemot dažos sintēzes veidos. Tomēr tā savienojumi, neatkarīgi no tā, vai tie ir sāļi vai hlorētas organiskas molekulas, satur labu lietojumu repertuāru, pārsniedzot peldbaseinus un īpaši baltu apģērbu.
Tāpat tā atomi hlorīdu anjonu veidā ir atrodami mūsu ķermenī, regulējot nātrija, kalcija un kālija līmeni, kā arī kuņģa sulā. Pretējā gadījumā nātrija hlorīda uzņemšana būtu vēl nāvējošāka.
Hloru iegūst, sālījumā, bagātā ar nātrija hlorīdu, elektrolīzē, rūpnieciskā procesā, kurā iegūst arī nātrija hidroksīdu un ūdeņradi. Tā kā jūras ir gandrīz neizsmeļams šī sāls avots, šī elementa iespējamās rezerves hidrosfērā ir ļoti lielas.
Vēsture
Pirmās pieejas
Sakarā ar augstu hlora gāzes reaktivitāti, senajām civilizācijām nekad nebija aizdomas par tā esamību. Tomēr tā savienojumi ir daļa no cilvēces kultūras kopš seniem laikiem; tās vēsture sākās saistīta ar parasto sāli.
No otras puses, hlors radās vulkānu izvirdumu dēļ un kad kāds izšķīdināja zeltu akvareģijā; Bet neviena no šīm pirmajām pieejām pat nebija pietiekama, lai formulētu domu, ka minētā dzeltenīgi zaļā gāze ir elements vai savienojums.
Atklājums
Hlora atklāšana tiek piedēvēta zviedru ķīmiķim Karlam Vilhelmam Šēēlam, kurš 1774. gadā veica reakciju starp minerālu pirolusītu un sālsskābi (tolaik to sauca par sālsskābi).
Šīle saņem kredītu, jo viņš bija pirmais zinātnieks, kurš pētīja hlora īpašības; kaut arī to iepriekš (1630. gadā) ir atzinis Jans Baptists van Helmonts.
Eksperimenti, ar kuriem Šēle ieguva savus novērojumus, ir interesanti: viņš novērtēja hlora balināšanas darbību uz sarkanīgām un zilganām ziedu ziedlapiņām, kā arī uz augu un kukaiņu lapām, kas acumirklī nomira.
Tāpat viņš ziņoja par tā augsto reaģēšanas ātrumu metāliem, tā smakšanas smaku un nevēlamo iedarbību uz plaušām, kā arī to, ka, izšķīdinot ūdenī, tā skābums palielinājās.
Skābekļa skābe
Līdz tam ķīmiķi uzskatīja skābi par jebkuru savienojumu, kurā bija skābeklis; tāpēc viņi kļūdaini uzskatīja, ka hloram jābūt gāzveida oksīdam. Tieši tā viņi to sauca par “oksimūrijas skābi” (sālsskābes oksīdu) - vārdu, kuru izveidojis slavenais franču ķīmiķis Antuāns Lavoisjērs.
Tad 1809. gadā Džozefs Luijs Gejs-Lussaks un Luiss Žaks Tēnards mēģināja samazināt šo skābi ar kokoglēm; reakcija, ar kuru viņi no saviem oksīdiem ieguva metālus. Tādā veidā viņi vēlējās iegūt domājamās skābekļa skābes ķīmisko elementu (ko viņi sauca par “muriatic acid deflogsticated air”.
Tomēr Gejs-Lussaks un Tēnards neveiksmīgi veica savus eksperimentus; taču viņi pareizi uzskatīja iespēju, ka minētajai dzeltenīgi zaļajai gāzei jābūt ķīmiskam elementam, nevis savienojumam.
Atzīšana kā elements
Hlora atzīšana par ķīmisku elementu notika pateicoties seram Humphry Davy, kurš 1810. gadā pats veica eksperimentus ar oglekļa elektrodiem un secināja, ka šāds sālsskābes oksīds neeksistē.
Un turklāt tieši Deivijs radīja nosaukumam “hlors” šim elementam no grieķu vārda “chloros”, kas nozīmē dzeltenīgi zaļu.
Pētot hlora ķīmiskās īpašības, daudziem tā savienojumiem bija fizioloģisks raksturs; tāpēc viņi to nosauca par “halogēnu”, kas nozīmē sāls veidotāju. Pēc tam termins halogēns tika lietots ar citiem tās pašas grupas elementiem (F, Br un I).
Maiklam Faradejam pat izdevās sašķidrināt hloru cietā vielā, kas ūdens piesārņojuma dēļ veidoja hidrātu Cl 2 · H 2 O.
Pārējā hlora vēsture ir saistīta ar tā dezinficēšanas un balināšanas īpašībām līdz sālsūdens rūpnieciskās elektrolīzes procesa attīstībai, lai iegūtu milzīgus hlora daudzumus.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības
Ārējais izskats
Tā ir blīva, necaurspīdīga dzeltenīgi zaļa gāze ar kairinošu akūtu smaku (komerciālā hlora īpaši uzlabotā versija) un arī ārkārtīgi indīga.
Atomu skaitlis (Z)
17
Atomsvars
35.45 u.
Ja nav norādīts citādi, pārējās īpašības atbilst daudzumiem, kas izmērīti molekulārajam hloram, Cl 2 .
Vārīšanās punkts
-34,04 ºC
Kušanas punkts
-101,5 ºC
Blīvums
-Normālos apstākļos, 3,2 g / L
-Tikai vārīšanās temperatūrā, 1,5624 g / ml
Ņemiet vērā, ka šķidrais hlors ir aptuveni piecas reizes blīvāks nekā tā gāze. Arī tā tvaiku blīvums ir 2,49 reizes lielāks nekā gaisa. Tāpēc pirmajā attēlā hloram nemēdz izkļūt no apaļās kolbas, jo tas ir blīvāks par gaisu un atrodas apakšā. Šī īpašība padara to par vēl bīstamāku gāzi.
Saplūšanas karstums
6,406 kJ / mol
Iztvaikošanas siltums
20,41 kJ / mol
Molārā siltuma jauda
33,95 J / (mol K)
Šķīdība ūdenī
1,46 g / 100 ml pie 0 ° C
Tvaika spiediens
7,67 atm 25 ° C temperatūrā. Šis spiediens ir salīdzinoši zems salīdzinājumā ar citām gāzēm.
Elektronegativitāte
3.16 pēc Polainga skalas.
Jonizācijas enerģijas
-Pirmais: 1251,2 kJ / mol
-Otrais: 2298 kJ / mol
-Trešais: 3822 kJ / mol
Siltumvadītspēja
8,9 10 -3 W / (m K)
Izotopi
Hlors dabā sastopams galvenokārt kā divi izotopi: 35 Cl ar pārpilnību 76% un 37 Cl ar 24%. Tādējādi atomu svars (35,45 u) ir šo divu izotopu atomu masu vidējais lielums ar to attiecīgajiem pārpilnības procentiem.
Visi hlora radioizotopi ir mākslīgi, starp kuriem 36 Cl izceļas kā visstabilākie un ar pussabrukšanas periodu 300 000 gadu.
Oksidācijas skaitļi
Hloram var būt dažādi oksidācijas skaitļi vai stāvokļi, kad tas ir daļa no savienojuma. Būdams viens no visvairāk elektronegatīvajiem atomiem periodiskajā tabulā, tam parasti ir negatīvi oksidācijas skaitļi; izņemot gadījumus, kad tas nonāk skābeklī vai fluorā, kura oksīdos un fluorīdos attiecīgi ir jāzaudē elektroni.
Viņu oksidācijas skaitļos tiek pieņemts, ka ir jonu klātbūtne ar tādu pašu lielumu. Tādējādi mums ir: -1 (Cl - , slavenais hlorīda anjons), +1 (Cl + ), +2 (Cl 2+ ), +3 (Cl 3+ ), +4 (Cl 4+ ), +5 ( Cl 5+ ), +6 (Cl 6+ ) un +7 (Cl 7+ ). No visiem tiem -1, +1, +3, +5 un +7 ir visbiežāk sastopamie hlorētos savienojumos.
Piemēram, ClF un ClF 3 hlora oksidācijas skaitļi ir +1 (Cl + F - ) un +3 (Cl 3+ F 3 - ). In Cl 2 O, tas ir +1 (Cl 2 + O 2- ); savukārt ClO 2 , Cl 2 O 3 un Cl 2 O 7 ir +4 (Cl 4+ O 2 2 ), +3 (Cl 2 3+ O 3 2 ) un + 7 (Cl 2 7 +) Vai 7 2 ).
No otras puses, visos hlorīdos hloram ir oksidācijas skaitlis -1; tāpat kā NaCl (Na + Cl - ) gadījumā, ja ir pareizi apgalvot, ka Cl - pastāv, ņemot vērā šī sāls jonu raksturu.
Struktūra un elektroniskā konfigurācija
Hlora molekula
Diatomiskā hlora molekula, kas attēlota ar telpiskās uzpildes modeli. Avots: Benjah-bmm27, izmantojot Wikipedia.
Hlora atomiem to pamata stāvoklī ir šāda elektroniskā konfigurācija:
3s 2 3p 5
Tāpēc katram no viņiem ir septiņi valences elektroni. Ja vien tie nav pārslogoti ar enerģiju, kosmosā atradīsies atsevišķi Cl atomi, it kā tie būtu zaļie bumbiņas. Tomēr viņu dabiskā tieksme ir veidot kovalentās saites starp tām, tādējādi pabeidzot viņu valenta oktetus.
Ņemiet vērā, ka viņiem ir nepieciešams tikai viens elektrons, lai būtu astoņi valences elektroni, tāpēc tie veido vienu vienkāršu saiti; tas ir, tas, kas savieno divus Cl atomus, lai izveidotu Cl 2 molekulu (augšējais attēls), Cl-Cl. Tāpēc hlors normālos un / vai zemes apstākļos ir molekulārā gāze; nav viendabīgi, kā ar cēlgāzēm.
Starpmolekulārā mijiedarbība
Cl 2 molekula ir homonukleāra un apolāra, tāpēc tās starpmolekulāro mijiedarbību regulē Londonas izkliedes spēki un tās molekulārās masas. Gāzes fāzē attālums Cl 2- Cl 2 ir salīdzinoši mazs, salīdzinot ar citām gāzēm, kas, pievienojot tās masai, padara to par gāzi, kas trīs reizes blīvāka par gaisu.
Gaisma var ierosināt un veicināt elektroniskās pārejas Cl 2 molekulārajās orbitālēs ; līdz ar to parādās tai raksturīgā dzeltenīgi zaļā krāsa. Šī krāsa šķidrā stāvoklī pastiprinās, un, sacietējot, tā daļēji izzūd.
Temperatūrai pazeminoties (-34 ºC), Cl 2 molekulas zaudē kinētisko enerģiju un Cl 2 -Cl 2 attālums samazinās; tāpēc šie apvienojas un galu galā nosaka šķidro hloru. Tas pats notiek, kad sistēmu vēl vairāk atdzesē (-101 ºC), tagad ar Cl 2 molekulām ir tik tuvu viena otrai, ka tās nosaka ortorombveida kristālu.
Hlora kristālu esamība norāda uz to, ka to izkliedes spēki ir pietiekami vērsti, lai izveidotu struktūras modeli; tas ir, Cl 2 molekulārie slāņi . Šo slāņu atdalīšana ir tāda, ka to struktūra netiek pārveidota pat 64 GPa spiedienā, kā arī tiem nav elektriskās vadītspējas.
Kur atrast un iegūt
Hlorīda sāļi
Izturīgi halīta kristāli, labāk pazīstami kā parastais vai galda sāls. Avots: vecāks Džerijs
Hloru gāzveida stāvoklī nevar atrast nekur uz Zemes virsmas, jo tas ir ļoti reaģējošs un tam ir tendence veidot hlorīdus. Šie hlorīdi ir labi izkliedēti visā zemes garozā, un turklāt pēc miljoniem gadu ilgas lietus mazgāšanas tie bagātina jūras un okeānus.
No visiem hlorīdiem minerālā halīta (augšējais attēls) NaCl ir visizplatītākais un bagātīgākais; kam seko minerāli silvīns, KCl un karnalīts, MgCl 2 · KCl · 6H 2 O. Kad Saules iedarbībā iztvaiko ūdens masas, tie aiz sevis atstāj tuksneša sāls ezerus, no kuriem NaCl var tieši iegūt kā izejvielu hlora ražošanai.
Sālījuma elektrolīze
NaCl izšķīst ūdenī, lai iegūtu sālījumu (26%), kas tiek pakļauts elektrolīzei hlora-sārmu šūnā. Anoda un katoda nodalījumos notiek divas pusreakcijas:
2Cl - (aq) => Cl 2 (g) + 2e - (anods)
2H 2 O (l) + 2 e - => 2OH - (aq) + H 2 (g) (katods)
Un abu reakciju globālais vienādojums ir:
2Nacl (aq) + 2H 2 O (l) => 2NaOH (aq) + H 2 (g) + Cl 2 (g)
Kad reakcija norisinās, pie anoda izveidotie Na + joni migrē katoda nodalījumā caur caurlaidīgu azbesta membrānu. Šī iemesla dēļ NaOH atrodas globālā vienādojuma labajā pusē. Abas gāzes, Cl 2 un H 2 , tiek savākti attiecīgi no anoda un katoda.
Zemāk redzamais attēls ilustrē nupat uzrakstīto:
Diagramma hlora ražošanai, sālījumā elektrolizējot. Avots: Jkwchui
Jāņem vērā, ka koncentrācija sālsūdens līdz beigām samazinās par 2%, un tas nozīmē, ka daļa no anjonu Cl (24.-26% iet) - oriģināls molekulas kļuva Cl 2 . Rezultātā šī procesa industrializācija ir nodrošinājusi hlora, ūdeņraža un nātrija hidroksīda iegūšanas metodi.
Pirolusīta skāba izšķīšana
Kā minēts vēstures sadaļā, hlora gāzi var iegūt, izšķīdinot pirolusīta minerālu paraugus ar sālsskābi. Šāds ķīmiskais vienādojums parāda produktus, kas iegūti reakcijā:
MTO 2 (s) + 4HCl (aq) => MnCl 2 (aq) + 2H 2 O (l) + Cl 2 (g)
Sakausējumi
Hlora sakausējumi nepastāv divu vienkāršu iemeslu dēļ: to gāzveida molekulas nevar ieslodzīt starp metāliskiem kristāliem, turklāt tās ir arī ļoti reaģējošas, tāpēc tās nekavējoties reaģētu ar metāliem, veidojot attiecīgos hlorīdus.
No otras puses, arī hlorīdi nav vēlami, jo, izšķīdināti ūdenī, tie rada sāļu efektu, kas sakausējumos veicina koroziju; un tāpēc metāli izšķīst, veidojot metālu hlorīdus. Katra sakausējuma korozijas process ir atšķirīgs; daži ir uzņēmīgāki par citiem.
Tāpēc hlors vispār nav laba piedeva sakausējumiem; ne kā Cl 2, ne kā Cl - (un Cl atomi būtu pārāk reaktīvi, lai pat pastāvētu).
Riski
Kaut arī hlora šķīdība ūdenī ir zema, pietiek ar sālsskābes ražošanu mūsu ādas un acu mitrumā, kas audus kodina, izraisot nopietnu kairinājumu un pat redzes zudumu.
Vēl sliktāk ir elpot tā dzeltenīgi zaļganos tvaikus, jo vienreiz plaušās tas rada skābes un sabojā plaušu audus. Ar to cilvēkam rodas iekaisis kakls, klepus un apgrūtināta elpošana plaušās izveidoto šķidrumu dēļ.
Ja rodas hlora noplūde, jūs atrodaties īpaši bīstamā situācijā: gaiss nevar vienkārši "aizslaucīt" savus tvaikus; tie paliek tur, līdz lēnām reaģē vai izkliedējas.
Papildus tam tas ir ļoti oksidējošs savienojums, tāpēc dažādas vielas ar to var eksplozīvi reaģēt pie mazākās saskares; tāpat kā tērauda vate un alumīnijs. Tāpēc, glabājot hloru, jāveic visi nepieciešamie apsvērumi, lai izvairītos no ugunsbīstamības.
Ironiski, kaut arī hlora gāze ir nāvējoša, tās hlorīda anjons nav toksisks; To var patērēt (ar mēru), tas nedeg un nereaģē, izņemot ar fluoru un citiem reaģentiem.
Lietojumprogrammas
Sintēze
Apmēram 81% no gadā saražotās hlora gāzes tiek izmantoti organisko un neorganisko hlorīdu sintēzei. Atkarībā no pakāpes covalence šo savienojumu, hlors var atrast kā tikai par Cl atomiem, hlorēto organisko molekulu (ar C-Cl obligācijām), vai kā Cl - ions pēc pāris hlorīdu sāļiem (NaCl, CaCl 2 , MgCl 2 , utt.).
Katram no šiem savienojumiem ir savi pielietojumi. Piemēram, hloroforma (CHC 3 ) un etilspirta hlorīda (CH 3 CH 2 Cl) ir šķīdinātāji, kas ir nākt jāizmanto kā inhalācijas anestēzijas līdzekļiem; dihlormetāns (CH 2 Cl 2 ) un tetrahlorogleklis (CCl 4 ), savukārt, ir šķīdinātāji, ko plaši izmanto organiskās ķīmijas laboratorijās.
Kad šie hlorētie savienojumi ir šķidri, lielākoties tos izmanto kā šķīdinātājus organisko reakciju videi.
Citos savienojumos hlora atomu klātbūtne atspoguļo dipola momenta palielināšanos, lai tie vairāk mijiedarbotos ar polāro matricu; viens sastāv no olbaltumvielām, aminoskābēm, nukleīnskābēm utt., biomolekulām. Tādējādi hloram ir nozīme arī narkotiku, pesticīdu, insekticīdu, fungicīdu utt. Sintēzē.
Attiecībā uz neorganiskajiem hlorīdiem tos parasti izmanto kā katalizatorus, izejmateriālus metālu iegūšanai elektrolīzes ceļā vai Cl - jonu avotus .
Bioloģiskā
Gāzveida vai elementārajam hloram dzīvās būtnēs ir tikai loma audu iznīcināšanā. Tomēr tas nenozīmē, ka tā atomus nevar atrast ķermenī. Piemēram, Cl - joni ir ļoti bagātīgi šūnu un ārpusšūnu vidē un galvenokārt palīdz kontrolēt Na + un Ca 2+ jonu līmeni .
Tāpat sālsskābe ir daļa no kuņģa sulas, ar kuru pārtika tiek sagremota kuņģī; to Cl - joni H 3 O + uzņēmumā nosaka pH tuvu 1 no šiem sekrējumiem.
Ķīmiskie ieroči
Hlora gāzes blīvums padara to par nāvējošu vielu, izlijot vai ielejot slēgtās vai atklātās telpās. Tā kā strāva ir blīvāka par gaisu, tā viegli nenes hloru, tāpēc tā paliek ievērojamu laiku, pirms tā beidzot izkliedējas.
Piemēram, Pirmajā pasaules karā šis hlors tika izmantots kaujas laukos. Pēc atbrīvošanas tas ielīst tranšejās, lai nosmaktu karavīrus un piespiestu viņus izkļūt.
Dezinfekcijas līdzeklis
Baseini tiek hlorēti, lai novērstu mikroorganismu pavairošanu un izplatīšanos. Avots: Pixabay.
Hlorētiem šķīdumiem, tiem, kuros hlora gāze ir izšķīdināta ūdenī un pēc tam padarīta sārmaina ar buferšķīdumu, ir lieliskas dezinfekcijas īpašības, kā arī kavē audu pūšanu. Tie ir izmantoti atvērtu brūču dezinficēšanai, lai iznīcinātu patogēnās baktērijas.
Peldbaseina ūdens ir precīzi hlorēts, lai atbrīvotos no baktērijām, mikrobiem un parazītiem, kas tajā mitinās. Šim nolūkam izmantoja hlora gāzi, tomēr tā darbība ir diezgan agresīva. Tā vietā tiek izmantoti nātrija hipohlorīta šķīdumi (balinātājs) vai trihlorizocianūrskābes (TCA) tabletes.
Iepriekš minētais parāda, ka dezinficējošo darbību izdara nevis Cl 2 , bet gan HClO, hipohlorīta skābe, kas rada O radikāļus, kas iznīcina mikroorganismus.
Balinātājs
Hlors, ļoti līdzīgs dezinficējošajai darbībai, balina arī materiālus, jo par krāsvielām noārdās HClO. Tādējādi tā hlorētie šķīdumi ir ideāli piemēroti traipu noņemšanai no baltiem apģērba gabaliem vai papīra masas balināšanai.
Polivinilhlorīds
Vissvarīgākais hlora savienojums no visiem, kas veido apmēram 19% no atlikušās hlora gāzes ražošanas, ir polivinilhlorīds (PVC). Šai plastmasai ir vairākas iespējas. Ar tā palīdzību tiek izgatavotas ūdens caurules, logu rāmji, sienu un grīdas segumi, elektrības vadi, IV somas, mēteļi utt.
Atsauces
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2019. gads). Hlors. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Laura H. et al. (2018). Cietā hlora struktūra pie 1.45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Kristāliskie materiāli, 234. sējums, 4. izdevums, 277. – 280. Lpp., ISSN (tiešsaistē) 2196–7105, ISSN (drukāts) 2194–4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
- Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Hlors. PubChem datu bāze. CID = 24526. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Markess Migels. (sf). Hlors. Atgūts no: nautilus.fis.uc.pt
- Amerikas ķīmijas padome. (2019. gads). Hlora ķīmija: Ievads hlorā. Atgūts no: chlorine.americanchemistry.com
- Fong-Yuan Ma. (Nd). Hlorīdu kodīgā iedarbība uz metāliem. Jūras tehnikas departaments, NTOU Ķīnas Republika (Taivāna).
- Ņujorkas štats. (2019. gads). Fakti par hloru. Atgūts no: health.ny.gov
- Dr Doug Stewart. (2019. gads). Hlora elementa fakti. Chemicool. Atgūts no: chemicool.com