KLOR: HISTORIE, EGENSKABER, STRUKTUR, RISICI, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den klor er et grundstof, der er repræsenteret af symbolet Cl. Den anden af de halogener, bliver placeret under fluor, og er den tredje mest elektronegative element af alle. Navnet stammer fra sin gulgrønne farve, som er mere intens end fluor.

Populært, når nogen hører dit navn, er den første ting de tænker på blegeprodukter til tøj og vandet i svømmebassiner. Selvom klor fungerer effektivt i sådanne eksempler, er det ikke dens gas, men dens forbindelser (især hypochlorit), der udøver blegnings- og desinfektionsvirkningen.

Rund kolbe med gasformigt klor inde. Kilde: Larenmclane

Det øverste billede viser en rund kolbe med klorgas. Dens densitet er større end luftens, hvilket forklarer, hvorfor den forbliver i kolben og ikke slipper ud i atmosfæren; som det sker med andre lettere gasser, for at sige helium eller nitrogen. I denne tilstand er det et ekstremt giftigt stof, da det producerer saltsyre i lungerne.

Det er grunden til, at elementært eller gasformigt klor ikke har mange anvendelser, bortset fra i nogle synteser. Imidlertid dækker dets forbindelser, det være sig salte eller klorerede organiske molekyler, et godt repertoire af anvendelser, der går ud over svømmebassiner og ekstremt hvidt tøj.

Ligeledes findes dens atomer i form af kloridanioner i vores kroppe, der regulerer niveauerne af natrium, calcium og kalium såvel som i mavesaft. Ellers ville indtagelsen af ​​natriumchlorid være endnu mere dødbringende.

Chlor fremstilles ved elektrolyse af saltopløsning, rig på natriumchlorid, en industriel proces, hvorved også natriumhydroxid og brint opnås. Og fordi havene er en næsten uudtømmelig kilde til dette salt, er de potentielle reserver af dette element i hydrosfæren meget store.

Historie

Første tilgange

På grund af den høje reaktivitet af klorgas har antikke civilisationer aldrig mistænkt for at eksistere. Imidlertid har dens forbindelser været en del af menneskehedskulturen siden gamle tider; dens historie begyndte knyttet til almindeligt salt.

På den anden side opstod klor fra vulkanudbrud, og når nogen opløste guld i aqua regia; Men ingen af ​​disse første fremgangsmåder var engang nok til at formulere tanken om, at den gulgrønne gas var et element eller en forbindelse.

Opdagelse

Opdagelsen af ​​klor tilskrives den svenske kemiker Carl Wilhelm Scheele, som i 1774 udførte reaktionen mellem mineralpyrolusit og saltsyre (dengang kaldet muriatic acid).

Scheele får æren, da han var den første videnskabsmand, der studerede klorens egenskaber; selvom det tidligere er blevet anerkendt (1630) af Jan Baptist van Helmont.

Eksperimenterne, som Scheele opnåede sine observationer med, er interessante: Han vurderede blegningsvirkningen af ​​klor på rødlige og blålige blomsterblade af blomster såvel som på bladene af planter og insekter, der øjeblikkeligt døde.

Ligeledes rapporterede han dets høje reaktive hastighed for metaller, dens kvælende lugt og uønskede virkning på lungerne, og at når det blev opløst i vand, steg syreindholdet.

Oxymuratic acid

På det tidspunkt betragtede kemikere en syre til enhver forbindelse, der havde ilt; så de fejlagtigt troede, at klor skal være et gasformigt oxid. Sådan kaldte de det 'oxymuriatic acid' (muriatic acid oxid), et navn myntet af den berømte franske kemiker Antoine Lavoisier.

I 1809 forsøgte Joseph Louis Gay-Lussac og Louis Jacques Thénard derefter at reducere denne syre med trækul; reaktion, hvormed de opnåede metaller fra deres oxider. På denne måde ønskede de at udtrække det kemiske element i den formodede oxymuratiske syre (som de kaldte 'muriatic acid deflogsticated air').

Gay-Lussac og Thénard mislykkedes imidlertid i deres eksperimenter; men de var korrekte i betragtning af muligheden for, at den gulgrønne gas skal være et kemisk element og ikke en forbindelse.

Anerkendelse som et element

Anerkendelsen af ​​klor som et kemisk element var takket være Sir Humphry Davy, der i 1810 udførte sine egne eksperimenter med carbonelektroder og konkluderede, at et sådant oxi af muriasyre ikke eksisterede.

Og derudover var det Davy, der opfandt navnet 'klor' for dette element fra det græske ord 'chloros', som betyder gulgrønt.

Da de studerede de kemiske egenskaber ved klor, viste det sig, at mange af dets forbindelser var saltvand; derfor benævnte de det som en 'halogen', hvilket betyder saltformer. Derefter blev udtrykket halogen anvendt med de andre elementer i den samme gruppe (F, Br og I).

Michael Faraday endda lykkedes at fortætte chlor i en fast, at på grund af forurening med vand, dannes hydratet Cl ₂ · H ₂ O.

Resten af ​​klorens historie er knyttet til dens desinficerings- og blegegenskaber, indtil udviklingen af ​​den industrielle elektrolyse af saltvand til at producere enorme mængder klor.

Fysiske og kemiske egenskaber

Fysisk fremtoning

Det er en tæt, uigennemsigtig gulgrøn gas med en irriterende skarp lugt (en superforbedret version af kommercielt klor) og er også ekstremt giftig.

Atomnummer (Z)

17

Atomvægt

35.45 u.

Medmindre andet er angivet, resten af de egenskaber svarer til mængder målt for molekylært chlor, Cl ₂.

Kogepunkt

-34,04 ºC

Smeltepunkt

-101,5 ºC

Massefylde

-Under normale forhold 3,2 g / L

-Bare ved kogepunktet, 1.5624 g / ml

Bemærk, at flydende chlor er cirka fem gange så tæt som dets gas. Densiteten af ​​dens damp er også 2,49 gange større end luftens. Det er grunden til, at i det første billede har kloren ikke en tendens til at flygte fra den runde kolbe, da den er tættere end luft, den er placeret i bunden. Denne egenskab gør det til en endnu farligere gas.

Fusionsvarme

6,406 kJ / mol

Fordampningsvarme

20,41 kJ / mol

Molær varmekapacitet

33,95 J / (mol K)

Vandopløselighed

1,46 g / 100 ml ved 0 ° C

Damptryk

7,67 atm ved 25 ° C Dette tryk er relativt lavt sammenlignet med andre gasser.

elektronegativitet

3.16 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

-Først: 1251,2 kJ / mol

- Andet: 2298 kJ / mol

-Tredde: 3822 kJ / mol

Varmeledningsevne

8,9 10 ^-3 W / (mK)

isotoper

Klor forekommer i naturen primært som to isotoper: ³⁵ Cl, med en overflod på 76%, og ³⁷ Cl, med en overflod på 24%. Atomvægten (35,45 u) er således et gennemsnit af atommasserne af disse to isotoper med deres respektive antal procentdele.

Alle klorradioisotoper er kunstige, blandt hvilke ³⁶ Cl fremstår som den mest stabile med en halveringstid på 300.000 år.

Oxidationsnumre

Klor kan have forskellige oxidationsnumre eller tilstande, når det er en del af en forbindelse. Da det er et af de mest elektronegative atomer i den periodiske tabel, har det normalt negative oxidationsnumre; undtagen når det løber ind i ilt eller fluor, i hvis henholdsvis oxider og fluorider skal "miste" elektroner.

I deres oxidationsnumre antages eksistensen eller tilstedeværelsen af ​​ioner med samme ladningsstørrelse. Således har vi: -1 (Cl ^-, den berømte chlorid anion) +1 (Cl ⁺), +2 (Cl ²⁺), 3 (Cl ³⁺), +4 (Cl ⁴⁺), +5 (Cl ⁵⁺), +6 (Cl ⁶⁺) og +7 (Cl ⁷⁺). Af dem alle er -1, +1, +3, +5 og +7 de mest almindelige findes i klorerede forbindelser.

For eksempel i CIF og CIF ₃ oxidationsprodukter numre for chlor er +1 (Cl ⁺ F ^-) og tre (Cl ³⁺ F ₃ ^-). I Cl ₂ O, dette er en (Cl ₂ ⁺ O ^2-); mens i ClO ₂, Cl ₂ O ₃ og Cl ₂ O ₇ er +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2-), 3 (Cl ₂ ^{3 +} O ₃ ^2-) og +7 (Cl ₂ ⁷⁺ Eller ₇ ^2-).

I alle chlorider har klor på den anden side et oxidationsnummer på -1; som i tilfælde af NaCl (Na ⁺ Cl ^-), hvor det er gyldigt at sige, at Cl ^- eksisterer givet den ioniske karakter af dette salt.

Struktur og elektronisk konfiguration

Klormolekyle

Diatomisk chlormolekyle repræsenteret med en rumlig fyldningsmodel. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Kloratomer i deres jordtilstand har følgende elektroniske konfiguration:

3s ² 3p ⁵

Derfor har hver af dem syv valenselektroner. Medmindre de er overbelastede med energi, vil der være individuelle Cl-atomer i rummet, som om de var grønne kugler. Deres naturlige tendens er imidlertid at danne kovalente bindinger mellem dem og således fuldføre deres valentokcteter.

Bemærk, at de bare har brug for en elektron for at have otte valenselektroner, så de danner en enkelt enkel binding; dette er den, der forbinder to Cl-atomer for at skabe Cl _2- molekylet (øverste billede), Cl-Cl. Derfor er klor under normale og / eller terrestriske forhold en molekylær gas; ikke monatomisk, som med ædelgasser.

Intermolekylære interaktioner

Cl _2- molekylet er homonukleart og apolært, så dets intermolekylære interaktioner styres af Londons spredningskræfter og dets molekylmasser. I gasfasen, afstanden Cl ₂ -CI ₂ er relativt kort sammenlignet med andre gasser, der sammenlagt med dens masse, gør det en gas tre gange tungere end luft.

Lys kan begejstre og fremme elektroniske overgange inden for molekylære orbitaler i Cl ₂; følgelig vises dens karakteristiske gulgrønne farve. Denne farve intensiveres i flydende tilstand og forsvinder derefter delvist, når den størkner.

Som temperaturen falder (-34 ºC), de Cl ₂ molekyler mister kinetisk energi og Cl ₂ -CI ₂ afstand mindskes; derfor samles disse sammen og ender med at definere det flydende chlor. Det samme sker, når systemet afkøles endnu mere (-101 ºC), nu med Cl ₂ molekyler så tæt sammen, at de definerer en orthorhombisk krystalform.

At der findes klorkrystaller er tegn på, at deres spredningskræfter er retningsbestemte nok til at skabe et strukturelt mønster; det er, molekylære lag af Cl ₂. Adskillelsen af ​​disse lag er sådan, at deres struktur ikke ændres, selv ikke under et tryk på 64 GPa, og de udviser heller ikke elektrisk ledning.

Hvor man kan finde og skaffe

Chloridsalte

Robuste krystaller af halit, bedre kendt som almindeligt salt eller bordsalt. Kilde: Forælder Géry

Klor i dens gasformige tilstand kan ikke findes overalt på jordoverfladen, da det er meget reaktivt og har tendens til at danne klorider. Disse klorider diffunderes godt i hele jordskorpen, og endvidere beriker de, efter at millioner af år er blevet skyllet væk af regnen, havene og havene.

Af alle chlorider er NaCl for mineralhaliten (øverste billede) den mest almindelige og rigelige; efterfulgt af mineralerne Silvin, KCI og carnalite, MgC ₂ · KCI · 6H ₂ O. Når vandmasser fordampe ved virkningen af Solen, de efterlader ørken saltsøer, hvorfra NaCl direkte kan ekstraheret som råmateriale til produktion af klor.

Elektrolyse af saltvand

NaCl opløses i vand til frembringelse af en saltopløsning (26%), der underkastes elektrolyse i en chloralkalicelle. Der finder to halvreaktioner sted i anode- og katodeafdelingen:

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

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

Og den globale ligning for begge reaktioner er:

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

Når reaktionen fortsætter, migrerer Na ⁺ -ionerne dannet ved anoden ind i katodekammeret gennem en permeabel asbestmembran. Af den grund er NaOH på højre side af den globale ligning. Både gasser, Cl ₂ og H ₂, opsamles fra anoden og katoden, hhv.

Billedet herunder illustrerer, hvad der lige blev skrevet:

Diagram til produktion af klor ved elektrolyse af saltvand. Kilde: Jkwchui

Bemærk, at koncentrationen af ​​saltvand til slutningen falder med 2% (pass 24 til 26%), hvilket betyder, at en del af anionerne Cl ^- originale molekyler blev Cl ₂. Til sidst har industrialiseringen af ​​denne proces tilvejebragt en fremgangsmåde til fremstilling af chlor, hydrogen og natriumhydroxid.

Syreopløsning af pyrolusit

Som nævnt i historiksektionen kan klorgas produceres ved at opløse pyrolusitmineralprøver med saltsyre. Følgende kemiske ligning viser de produkter, der er opnået fra reaktionen:

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

Legeringer

Klorlegeringer findes ikke af to enkle grunde: deres gasformige molekyler kan ikke fanges mellem metalliske krystaller, og de er også meget reaktive, så de reagerer øjeblikkeligt med metaller for at producere deres respektive chlorider.

På den anden side er chlorider heller ikke ønskværdige, da de, når de først er opløst i vand, har en saltvandseffekt, der fremmer korrosion i legeringerne; og derfor opløses metallerne til dannelse af metalchlorider. Korrosionsprocessen for hver legering er forskellig; nogle er mere modtagelige end andre.

Klor er derfor overhovedet ikke et godt tilsætningsstof til legeringer; hverken som Cl ₂ eller Cl ^- (og Cl-atomer ville være for reaktive til endda at eksistere).

Risici

Selvom klorets opløselighed i vand er lav, er det nok at producere saltsyre i fugtigheden i vores hud og øjne, hvilket ender med at korrodere vævene, hvilket forårsager alvorlig irritation og endda tab af syn.

Endnu værre er det at indånde de gulaktige, grønlige dampe, da den en gang i lungerne genererer syrer igen og skader lungevævet. Med dette oplever personen en ondt i halsen, hoste og åndedrætsbesvær på grund af væskerne dannet i lungerne.

Hvis der er en chlorlækage, er du i en særlig farlig situation: luften kan ikke blot "feje" dens dampe; de forbliver der, indtil de reagerer eller spreder langsomt.

Derudover er det en stærkt oxiderende forbindelse, så forskellige stoffer kan reagere eksplosivt med det ved den mindste kontakt; ligesom ståluld og aluminium. Derfor skal alle nødvendige overvejelser tages for at undgå brandrisiko, når der opbevares klor.

Ironisk nok, mens klorgas er dødbringende, er dens kloranion ikke giftig; Det kan indtages (i moderering), det brænder ikke og reagerer heller ikke med fluor og andre reagenser.

Applikationer

syntese

Cirka 81% af den årlige producerede klorgas bruges til syntese af organiske og uorganiske klorider. Afhængigt af graden af kovalencen af disse forbindelser, kan chlor findes som blotte Cl-atomer i chlorerede organiske molekyler (med C-CI obligationer), eller som Cl ^- ioner i et par chloridsalte (NaCl, CaCb ₂, MgCl ₂, etc.).

Hver af disse forbindelser har sine egne anvendelser. For eksempel, chloroform (CHC ₃) og ethylchlorid (CH ₃ CH ₂ Cl) er opløsningsmidler, der kommer til anvendelse som inhalationsanæstetika; dichlormethan (CH ₂ Cl ₂) og tetrachlormethan (CCl ₄), for deres vedkommende er opløsningsmidler vid udstrækning anvendes i organisk kemi laboratorier.

Når disse klorerede forbindelser er flydende, bruges de mest af tiden som opløsningsmidler til organiske reaktionsmedier.

I andre forbindelser repræsenterer tilstedeværelsen af ​​kloratomer en stigning i dipolmomentet, så de i større grad kan interagere med en polær matrix; en, der består af proteiner, aminosyrer, nukleinsyrer osv., biomolekyler. Således har klor også en rolle i syntesen af ​​medikamenter, pesticider, insekticider, fungicider osv.

Med hensyn til uorganiske chlorider bruges de normalt som katalysatorer, råmateriale til opnåelse af metaller ved elektrolyse eller kilder til Cl ^- ioner.

Biologisk

Det gasformige eller elementære klor har ingen rolle i andre levende væsener end at ødelægge deres væv. Dette betyder dog ikke, at dets atomer ikke kan findes i kroppen. F.eks. Er Cl ^- ioner meget rigelige i det cellulære og ekstracellulære miljø og hjælper med at kontrollere niveauerne af Na ⁺ og Ca ^{2+ -} ioner, for det meste.

Ligeledes er saltsyre en del af den mavesaft, som fødevarer fordøjes med i maven; deres Cl ^- ioner, i selskab med H ₃ O ⁺, definerer pH tæt på 1 af disse sekreter.

Kemiske våben

Chlorgasens densitet gør det til et dødbringende stof, når det spildes eller hældes i lukkede eller åbne rum. Da den er tættere end luft, transporterer strømmen ikke let chlor, så den forbliver i lang tid, før den endelig spredes.

I den første verdenskrig blev for eksempel denne klor brugt på slagmarker. Når den var frigivet, snigede den sig i skyttegravene for at kvæle soldaterne og tvinge dem til at komme i overfladen.

Desinfektionsmiddel

Puljerne kloreres for at forhindre reproduktion og spredning af mikroorganismer. Kilde: Pixabay.

Chlorerede opløsninger, de, hvor klorgas er blevet opløst i vand og derefter gjort alkaliske med en puffer, har fremragende desinfektionsegenskaber såvel som at hæmme nedbrydning af væv. De er blevet brugt til at desinficere åbne sår for at eliminere patogene bakterier.

Svømmebassin vand er nøjagtigt kloreret for at eliminere bakterier, mikrober og parasitter, der kan rumme i det. Klorgas bruges til dette formål, men dens virkning er ret aggressiv. I stedet anvendes natriumhypochloritopløsninger (blegemiddel) eller trichloroisocyanurinsyre (TCA) tabletter.

De ovennævnte viser, at det ikke er Cl ₂, der udøver den desinficerende aktion men HCIO, hypochlorit syre, som frembringer radikaler O · der ødelægger mikroorganismer.

Blege

Meget lignende dens desinficerende virkning bleger klor også materialer, fordi de farvestoffer, der er ansvarlige for farverne, nedbrydes af HClO. Derfor er dets chlorerede opløsninger ideelle til at fjerne pletter fra hvide beklædningsgenstande eller til blegning af papirmasse.

Polyvinylchlorid

Den vigtigste klorforbindelse af alle, der tegner sig for ca. 19% af den resterende klorgasproduktion, er polyvinylchlorid (PVC). Denne plast har flere anvendelser. Med det fremstilles vandrør, vinduesrammer, væg- og gulvbelægninger, elektriske ledninger, IV-poser, frakker osv.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Klor. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Laura H. et al. (2018). Struktur af fast klor ved 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Krystallinske materialer, bind 234, udgave 4, sider 277–280, ISSN (Online) 2196-7105, ISSN (Print) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. National Center for Biotechnology Information. (2019). Klor. PubChem-database. CID = 24526. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (Sf). Klor. Gendannes fra: nautilus.fis.uc.pt
6. American Chemistry Council. (2019). Klorkemi: Introduktion til klor. Gendannes fra: chlor.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Ætsende virkninger af klorider på metaller. Institut for Havteknik, NTOU Republikken Kina (Taiwan).
8. New York State. (2019). Fakta om klor. Gendannes fra: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om klorelement. Chemicool. Gendannes fra: chemicool.com