CLOR: ISTORIC, PROPRIETĂȚI, STRUCTURĂ, RISCURI, UTILIZĂRI - CHIMIE - 2025

Clorul este un element chimic care este reprezentat prin simbolul Cl. Al doilea dintre halogeni, fiind situate sub fluor și este al treilea element cel mai electronegativ dintre toate. Numele său derivă din culoarea sa galben-verde, care este mai intensă decât fluorul.

În mod popular, când cineva vă aude numele, primul lucru la care se gândesc sunt produsele de albire pentru haine și apa din piscine. Deși clorul funcționează eficient în astfel de exemple, nu este gazul său, ci compușii săi (în special hipocloritul) care exercită acțiunea de albire și dezinfectare.

Balon rotund cu clor gazos în interior. Sursa: Larenmclane

Imaginea de sus arată un balon rotund cu gaz de clor. Densitatea sa este mai mare decât cea a aerului, ceea ce explică de ce rămâne în balon și nu scapă în atmosferă; așa cum se întâmplă cu alte gaze mai ușoare, să spunem heliu sau azot. În această stare este o substanță extrem de toxică, deoarece produce acid clorhidric în plămâni.

De aceea, clorul elementar sau gazos nu are multe utilizări, altele decât în ​​unele sinteze. Cu toate acestea, compușii săi, fie că sunt săruri sau molecule organice clorurate, acoperă un repertoriu bun de utilizări, depășind piscinele și îmbrăcămintea extrem de albă.

De asemenea, atomii săi sub formă de anioni clorură se găsesc în corpul nostru, reglând nivelul de sodiu, calciu și potasiu, precum și în sucul gastric. În caz contrar, ingestia clorurii de sodiu ar fi și mai letală.

Clorul este produs prin electroliza saramurii, bogată în clorură de sodiu, proces industrial în care se obțin hidroxid de sodiu și hidrogen. Și pentru că mările sunt o sursă aproape inepuizabilă de această sare, rezervele potențiale ale acestui element în hidrosferă sunt foarte mari.

Istorie

Primele abordări

Datorită reactivității ridicate a gazului de clor, civilizațiile antice nu au suspectat niciodată existența acestuia. Cu toate acestea, compușii săi au făcut parte din cultura umanității încă din cele mai vechi timpuri; istoria sa a început legată de sarea comună.

Pe de altă parte, clorul a apărut în urma erupțiilor vulcanice și când cineva a dizolvat aurul în aqua regia; Dar niciuna dintre aceste prime abordări nu a fost suficientă pentru a formula ideea că gazul verde gălbui a fost un element sau un compus.

Descoperire

Descoperirea clorului este atribuită chimistului suedez Carl Wilhelm Scheele, care în 1774 a efectuat reacția dintre piroluzita minerală și acidul clorhidric (denumit atunci acid muriatic).

Scheele obține creditul, deoarece a fost primul om de știință care a studiat proprietățile clorului; deși a fost recunoscut anterior (1630) de Jan Baptist van Helmont.

Experimentele cu care Scheele și-a obținut observațiile sunt interesante: a evaluat acțiunea de albire a clorului asupra petalelor roșiatice și albăstrui ale florilor, precum și asupra frunzelor plantelor și insectelor care au murit instantaneu.

De asemenea, el a raportat rata ridicată de reactivitate a metalelor, mirosul sufocant și efectul nedorit asupra plămânilor și că, atunci când a fost dizolvată în apă, aciditatea sa a crescut.

Acid oximatic

Până atunci, chimiștii considerau un acid pentru orice compus care avea oxigen; așa că s-au gândit greșit că clorul trebuie să fie un oxid gazos. Așa l-au numit „acid oximatic” (oxid de acid muriatic), nume creat de celebrul chimist francez Antoine Lavoisier.

Apoi, în 1809, Joseph Louis Gay-Lussac și Louis Jacques Thénard au încercat să reducă acest acid cu cărbune; reacție cu care au obținut metale din oxizii lor. În acest fel, au vrut să extragă elementul chimic al presupusului acid oximatic (pe care l-au numit „aerul deflogsticat al acidului muriatic”).

Cu toate acestea, Gay-Lussac și Thénard au eșuat în experimentele lor; dar au fost corecte, considerând posibilitatea ca gazul galben-verde să fie un element chimic și nu un compus.

Recunoașterea ca element

Recunoașterea clorului ca element chimic a fost mulțumită lui Sir Humphry Davy, care în 1810 a efectuat propriile experimente cu electrozi de carbon și a ajuns la concluzia că un astfel de oxid de acid muriatic nu există.

Și în plus, Davy a fost cel care a inventat numele „clor” pentru acest element din cuvântul grecesc „chloros”, care înseamnă verde gălbui.

Pe măsură ce studiau proprietățile chimice ale clorului, mulți dintre compușii săi au fost de natură salină; prin urmare, au numit-o drept „halogen”, ceea ce înseamnă sare anterioară. Apoi termenul de halogen a fost utilizat cu celelalte elemente ale aceluiași grup (F, Br și I).

Michael Faraday chiar a reușit în lichefierea clorului într - un solid care, din cauza contaminării cu apă, au format hidratul Cl ₂ · H ₂ O.

Restul istoriei clorului este legat de proprietățile sale dezinfectante și de albire, până la dezvoltarea procesului industrial de electroliză a saramurii pentru a produce cantități masive de clor.

Proprietati fizice si chimice

Aspectul fizic

Este un gaz dens, opac, de culoare verde gălbui, cu un miros acrid iritant (o versiune super-îmbunătățită a clorului comercial) și este foarte otrăvitor.

Număr atomic (Z)

17

Greutate atomica

35,45 u.

Dacă nu se specifică altfel, restul proprietăților corespund cantităților măsurate pentru clor molecular, Cl ₂ .

Punct de fierbere

-34,04 ºC

Punct de topire

-101,5 ºC

Densitate

-În condiții normale, 3,2 g / L

-La punctul de fierbere, 1.5624 g / ml

Rețineți că clorul lichid este de aproximativ cinci ori mai dens decât gazul său. De asemenea, densitatea vaporilor săi este de 2,49 ori mai mare decât cea a aerului. De aceea, în prima imagine, clorul nu are tendința de a scăpa din balonul rotund, deoarece este mai dens decât aerul este situat în partea de jos. Această caracteristică îl face un gaz și mai periculos.

Căldură de fuziune

6,406 kJ / mol

Căldură de vaporizare

20,41 kJ / mol

Capacitate termică molară

33,95 J / (mol K)

Solubilitatea apei

1,46 g / 100 ml la 0 ºC

Presiunea de vapori

7,67 atm la 25 ° C. Această presiune este relativ mică în comparație cu alte gaze.

electronegativitate

3.16 pe scara Pauling.

Energii de ionizare

-Primul: 1251,2 kJ / mol

-A doua: 2298 kJ / mol

-Trat: 3822 kJ / mol

Conductivitate termică

8,9 ^10-3 W / (m K)

izotopi

Clorul apare în natură în principal ca doi izotopi: ³⁵ Cl, cu o abundență de 76% și ³⁷ Cl, cu o abundență de 24%. Astfel, greutatea atomică (35,45 u) este o medie a maselor atomice ale acestor doi izotopi, cu procentele respective de abundență.

Toate radioizotopii clorici sunt artificiali, dintre care ³⁶ Cl iese în evidență ca fiind cel mai stabil, cu un timp de înjumătățire de 300.000 de ani.

Numere de oxidare

Clorul poate avea diverse numere sau stări de oxidare atunci când face parte dintr-un compus. Fiind unul dintre cei mai electronegativi atomi din tabelul periodic, de obicei are numere de oxidare negative; cu excepția cazului în care acesta intră în oxigen sau fluor, în a cărui oxizi și respectiv fluoruri, trebuie să „piardă” electroni.

În numerele lor de oxidare se presupune existența sau prezența ionilor cu aceeași mărime de încărcare. Astfel, avem: -1 (Cl ^- , celebrul anion clorhidric), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl5 ⁺ ), +6 (Cl6 ⁺ ) și +7 (Cl ⁷⁺ ). Dintre toate, -1, +1, +3, +5 și +7 sunt cele mai frecvente întâlnite în compușii clorați.

De exemplu, în ClF și ClF ₃ , numerele de oxidare ale clorului sunt +1 (Cl ⁺ F ^- ) și +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). Cl ₂ O, aceasta este +1 (Cl ₂ ⁺ O ² ); în timp ce în ClO ₂ , Cl ₂ O ₃ și Cl ₂ O ₇ sunt 4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ² ), 3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ² ) și +7 (Cl ₂ ⁷⁺ Sau ₇ ^2- ).

În toate clorurile, pe de altă parte, clorul are un număr de oxidare de -1; ca în cazul NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), unde este valabil să spunem că Cl ^- există având în vedere natura ionică a acestei sări.

Structura și configurația electronică

Molecula de clor

Molecula de clor diatomic reprezentată cu un model de umplere spațială. Sursa: Benjah-bmm27 prin Wikipedia.

Atomii de clor din starea lor la sol au următoarea configurație electronică:

3s ² 3p ⁵

Prin urmare, fiecare dintre ei are șapte electroni de valență. Cu excepția cazului în care sunt supraîncărcați de energie, vor exista atomi Cl individuali în spațiu, ca și cum ar fi marmură verde. Cu toate acestea, tendința lor naturală este de a forma legături covalente între ele, completându-și astfel octetii de valență.

Rețineți că au nevoie de un singur electron pentru a avea opt electroni de valență, deci formează o singură legătură simplă; aceasta este, cel care unește doi atomi de Cl , pentru a crea Cl ₂ molecula (imaginea de sus), CI-CI. De aceea, clorul în condiții normale și / sau terestre este un gaz molecular; nu monatomic, ca în cazul gazelor nobile.

Interacțiuni intermoleculare

Cl ₂ molecula este homonucleare și apolară, astfel încât interacțiunile sale intermoleculare sunt guvernate de forțele din Londra imprastiere si a maselor moleculare. În faza gazoasă, distanța Cl ₂ -CI ₂ este relativ scurt , în comparație cu alte gaze, care, adăugat la masa sa, o face un gaz de trei ori mai dens decât aerul.

Lumina poate excita și să promoveze tranzițiile electronice în cadrul orbitalii moleculare ale Cl ₂ ; în consecință, apare culoarea sa galben-verde caracteristică. Această culoare se intensifică în starea lichidă, apoi dispare parțial când se solidifică.

Deoarece temperatura scade (-34 ° C), cu CI ₂ molecule pierd energie cinetică și Cl ₂ -CI ₂ distanța scade; prin urmare, acestea se unesc și sfârșesc prin a defini clorul lichid. Același lucru se întâmplă atunci când sistemul este răcit și mai mult (-101 ° C), acum cu CI ₂ molecule , astfel apropiate încât acestea definesc un cristal ortorombică.

Faptul că există cristale de clor este indicativ că forțele lor dispersive sunt suficient de direcționale pentru a crea un model structural; adică straturi moleculare ale Cl ₂ . Separarea acestor straturi este astfel încât structura lor să nu fie modificată chiar și sub presiune de 64 GPa și nici nu prezintă conducere electrică.

Unde să găsești și să obții

Săruri de clorură

Cristale robuste de halită, mai cunoscute sub numele de sare comună sau de masă. Sursa: Părintele Géry

Clorul în starea sa gazoasă nu poate fi găsit nicăieri pe suprafața Pământului, deoarece este foarte reactiv și tinde să formeze cloruri. Aceste cloruri sunt bine difuzate în toată scoarța terestră și, în plus, după ce milioane de ani au fost spălate de ploi, îmbogățesc mările și oceanele.

Dintre toate clorurile, NaCl al halitului mineral (imaginea superioară) este cel mai frecvent și abundent; urmate de mineralele silvin, KCl și carnalit, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Când masele de apă se evaporă prin acțiunea Soarelui, acestea lasă în urmă lacuri sărate de deșert, din care NaCl poate fi extras direct ca materie primă pentru producerea clorului.

Electroliza saramurii

NaCl se dizolvă în apă pentru a produce o saramură (26%), care este supusă electrolizei într-o celulă clor-alcalină. Există două jumătăți de reacție în compartimentele anodului și catodului:

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

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

Iar ecuația globală pentru ambele reacții este:

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

Pe măsură ce reacția se desfășoară, ionii de Na ⁺ formați la anod migrează în compartimentul catodului printr-o membrană de azbest permeabilă. Din acest motiv NaOH se află în partea dreaptă a ecuației globale. Ambele gaze, Cl ₂ și H ₂ , sunt colectate de la anod și catod, respectiv.

Imaginea de mai jos ilustrează ceea ce tocmai a fost scris:

Diagrama pentru producerea clorului prin electroliza saramurii. Sursa: Jkwchui

De notat că concentrația saramurii la sfârșitul scade cu 2% (treci la 26% deschisă 24), ceea ce înseamnă că o parte din anionii Cl ^- original , moleculele devenit Cl ₂ . În final, industrializarea acestui procedeu a oferit o metodă de producere a clorului, hidrogenului și hidroxidului de sodiu.

Dizolvarea acidă a piroluzitei

Așa cum am menționat în secțiunea de istorie, gazul clor poate fi produs prin dizolvarea probelor minerale de piroluzită cu acid clorhidric. Ecuația chimică următoare arată produsele obținute în urma reacției:

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

aliaje

Aliajele de clor nu există din două motive simple: moleculele lor gazoase nu pot fi prinse între cristale metalice și sunt, de asemenea, foarte reactive, astfel încât reacționează imediat cu metale pentru a produce clorurile respective.

Pe de altă parte, nici clorurile nu sunt de dorit, deoarece, odată dizolvate în apă, ele exercită un efect salin care favorizează coroziunea în aliaje; și, prin urmare, metalele se dizolvă pentru a forma cloruri de metal. Procesul de coroziune pentru fiecare aliaj este diferit; unii sunt mai susceptibili decât alții.

Prin urmare, clorul nu este deloc un aditiv bun pentru aliaje; nici ca Cl ₂ , nici ca Cl ^- (și atomii de Cl ar fi prea reactive să existe chiar).

riscuri

Deși solubilitatea clorului în apă este scăzută, este suficient să producem acid clorhidric în umezeala pielii și ochilor noștri, care sfârșește prin corodarea țesuturilor provocând iritare gravă și chiar pierderea vederii.

Și mai rău este respirația vaporilor săi gălbuie, deoarece, odată în plămâni, generează din nou acizi și dăunează țesutului pulmonar. Cu aceasta, persoana resimte o durere în gât, tuse și dificultăți în respirație din cauza fluidelor formate în plămâni.

Dacă există o scurgere de clor, vă aflați într-o situație deosebit de periculoasă: aerul nu poate pur și simplu „mătura” vaporii; rămân acolo până reacționează sau se dispersează lent.

În plus, este un compus puternic oxidant, astfel încât diverse substanțe pot reacționa exploziv cu acesta la cel mai mic contact; la fel ca vata de oțel și aluminiu. De aceea, acolo unde este depozitat clorul, trebuie luate toate considerațiile necesare pentru a evita riscurile de incendiu.

În mod ironic, în timp ce gazul de clor este mortal, anionul său de clor nu este toxic; Poate fi consumat (cu moderație), nu arde și nici nu reacționează decât cu fluor și alți reactivi.

Aplicații

Sinteză

Aproximativ 81% din gazul clor produs anual este utilizat pentru sinteza clorurilor organice și anorganice. În funcție de gradul de covalence al acestor compuși, clorul poate fi găsit ca simpli atomi de Cl în molecule organice clorurate (cu legături C-CI) sau ca CI ^- ioni în săruri de clorură de câteva (NaCl, CaCl ₂ , MgCI ₂ , etc).

Fiecare dintre acești compuși are propriile sale aplicații. De exemplu, cloroform (CHCI ₃ ) și clorură de etil (CH ₃ CH ₂ Cl) sunt solvenții care au ajuns să fie utilizate ca anestezice inhalatorii; diclormetan (CH ₂ Cl ₂ ) și tetraclorură de carbon (CCl ₄ ), la rândul lor, sunt solvenții utilizați pe scară largă în laboratoarele de chimie organică.

Când acești compuși cloruți sunt lichizi, de cele mai multe ori sunt folosiți ca solvenți pentru mediile de reacție organică.

În alți compuși, prezența atomilor de clor reprezintă o creștere a momentului dipol, astfel încât aceștia pot interacționa într-un grad mai mare cu o matrice polară; una formată din proteine, aminoacizi, acizi nucleici etc., biomolecule. Astfel, clorul are și un rol în sinteza medicamentelor, pesticidelor, insecticidelor, fungicidelor etc.

În ceea ce privește cloruri anorganice, acestea sunt de obicei folosite drept catalizatori, materie primă pentru obținerea metalelor prin electroliză sau surse de Cl ^- ioni .

Biologic

Clorul gazos sau elementar nu are niciun rol în ființele vii, în afară de distrugerea țesuturilor. Cu toate acestea, acest lucru nu înseamnă că atomii săi nu pot fi găsiți în corp. De exemplu, Cl ^- ionii sunt foarte abundente în mediul celular și extracelular, și de a ajuta pentru a controla nivelurile de Na ⁺ și Ca ²⁺ ionilor , mai ales.

De asemenea, acidul clorhidric face parte din sucul gastric cu care alimentele sunt digerate în stomac; lor Cl ^- ioni , în compania H ₃ O ⁺ , definiți aproape pH - ului la 1 din aceste secreții.

Arme chimice

Densitatea gazului de clor o face o substanță mortală atunci când este vărsată sau turnată în spații închise sau deschise. Fiind mai dens decât aerul, un curent al acestuia nu transportă cu ușurință clorul, așa că rămâne un timp considerabil înainte de a se dispersa definitiv.

În primul război mondial, de exemplu, acest clor a fost folosit pe câmpurile de luptă. Odată eliberat, s-ar strecura în tranșee pentru a sufoca soldații și a-i forța să iasă la suprafață.

Dezinfectant

Bazinele sunt clorurate pentru a preveni reproducerea și răspândirea microorganismelor. Sursa: Pixabay.

Soluțiile clorurate, cele în care gazul clor a fost dizolvat în apă și apoi alcalinizat cu un tampon, au proprietăți dezinfectante excelente, precum și inhibă putrefacția tisulară. Au fost folosite pentru a dezinfecta rănile deschise pentru a elimina bacteriile patogene.

Apa de la piscină este clorurată pentru a elimina bacteriile, microbii și paraziții care o pot adăposti. Gazul de clor era folosit în acest scop, însă acțiunea sa este destul de agresivă. În schimb, se folosesc soluții de hipoclorit de sodiu (înălbitor) sau comprimate cu acid tricloroizocianuric (TCA).

Cele anterioare arată că nu este CI ₂ care exercită acțiunea de dezinfectare dar HClO, acidul hipocloritul, care produce radicali O , care distrug microorganismele.

Albire

Foarte asemănător cu acțiunea sa de dezinfectare, clorul de asemenea albește materialele, deoarece coloranții responsabili de culori sunt degradate de HClO. Astfel, soluțiile sale clorurate sunt ideale pentru îndepărtarea petelor din hainele albe sau pentru albirea pulpei de hârtie.

Clorura de polivinil

Cel mai important compus de clor dintre toate, care reprezintă aproximativ 19% din producția rămasă de clor, este clorura de polivinil (PVC). Acest plastic are multiple utilizări. Cu ajutorul acesteia se realizează conducte de apă, rame pentru ferestre, acoperiri pentru pereți și podele, cablaje electrice, pungi IV, paltoane etc.

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică . (A patra editie). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Clor. Recuperat de la: en.wikipedia.org
3. Laura H. și colab. (2018). Structura clorului solid la 1,45 GPaZeitschrift pentru Kristallographie. Materiale cristaline, volumul 234, numărul 4, paginile 277-280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (tipărire) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Centrul Național de Informații Biotehnologice. (2019). Clor. Baza de date PubChem. CID = 24526. Recuperat din: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (Sf). Clor. Recuperat din: nautilus.fis.uc.pt
6. Consiliul American de Chimie. (2019). Chimia clorului: Introducere în clor. Recuperat din: clor.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Efectele corozive ale clorurilor asupra metalelor. Departamentul de inginerie marină, Republica Chineză NTOU (Taiwan).
8. Statul New York. (2019). Faptele despre clor. Recuperat de la: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fapte cu clor. Chemicool. Recuperat de la: chemicool.com