De klor Det er et kjemisk element som er representert med symbolet Cl. Det er det andre av halogenene, som ligger under fluor, og er også det tredje mest elektronegative elementet av alle. Navnet stammer fra den gulgrønne fargen, som er mer intens enn fluor.
Når noen hører navnet ditt, er det første de tenker på blekeprodukter for klær og vannet i svømmebassenger. Selv om klor fungerer effektivt i slike eksempler, er det ikke gassen, men forbindelsene (spesielt hypokloritt) som utøver bleke- og desinfiseringsvirkningen..
Bildet over viser en rund kolbe med klorgass. Densiteten er større enn luftens, noe som forklarer hvorfor den forblir i kolben og ikke slipper ut i atmosfæren; som det skjer med andre lettere gasser, for å si helium eller nitrogen. I denne tilstanden er det et svært giftig stoff, da det produserer saltsyre i lungene..
Det er grunnen til at elementært eller gassformig klor ikke har mange bruksområder, annet enn i noen synteser. Imidlertid dekker forbindelsene, enten det er salter eller klorerte organiske molekyler, et godt repertoar av bruksområder, som går utover svømmebassenger og ekstremt hvite klær..
Likeledes finnes dets atomer i form av kloridioner i kroppene våre, og regulerer nivåene av natrium, kalsium og kalium, så vel som i magesaft. Ellers ville inntaket av natriumklorid være enda mer dødelig.
Klor produseres ved elektrolyse av saltlake, rik på natriumklorid, en industriell prosess der natriumhydroksid og hydrogen også oppnås. Og fordi havene er en nesten uuttømmelig kilde til dette saltet, er de potensielle reservene til dette elementet i hydrosfæren veldig store..
Artikkelindeks
På grunn av klorgassens høye reaktivitet mistenkte gamle sivilisasjoner aldri eksistensen. Imidlertid var dens forbindelser en del av menneskehetens kultur siden antikken; historien begynte knyttet til vanlig salt.
På den annen side oppsto klor fra vulkanutbrudd og når noen oppløste gull i aqua regia; Men ingen av de første tilnærmingene var engang nok til å formulere ideen om at den gulgrønne gassen var et element eller en forbindelse.
Oppdagelsen av klor tilskrives den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele, som i 1774 gjennomførte reaksjonen mellom mineralet pyrolusitt og saltsyre (den gang kalt mursyre).
Scheele får æren da han var den første forskeren som studerte klorens egenskaper; selv om det tidligere ble anerkjent (1630) av Jan Baptist van Helmont.
Eksperimentene som Scheele fikk observasjonene sine med, er interessante: han evaluerte klorens blekeeffekt på rødlige og blålige blomsterblader, så vel som på bladene til planter og insekter som døde umiddelbart..
På samme måte rapporterte han at den er høyreaktiv for metaller, dens kvelende lukt og uønsket effekt på lungene, og at når den ble oppløst i vann, økte surheten..
Da betraktet kjemikere enhver forbindelse som hadde oksygen som en syre; så de tenkte feilaktig at klor må være et gassoksid. Slik kalte de det 'oksymuratisk syre' (muriatisk syreoksid), et navn laget av den berømte franske kjemikeren Antoine Lavoisier.
I 1809 prøvde Joseph Louis Gay-Lussac og Louis Jacques Thénard å redusere denne syren med kull; reaksjon som de fikk metaller fra oksidene med. På denne måten ønsket de å trekke ut det kjemiske elementet i den antatte oksymuratsyren (som de kalte 'muriatinsyre, deflogstisert luft').
Imidlertid mislyktes Gay-Lussac og Thénard i eksperimentene sine; men de hadde rett i å vurdere muligheten for at den gulgrønne gassen måtte være et kjemisk element og ikke en forbindelse.
Anerkjennelsen av klor som et kjemisk element var takket være Sir Humphry Davy, som i 1810 utførte sine egne eksperimenter med karbonelektroder og konkluderte med at et slikt oksid av muriatsyre ikke eksisterte..
Og videre var det Davy som laget navnet 'klor' for dette elementet fra det greske ordet 'kloros', som betyr gulgrønt..
Da de studerte de kjemiske egenskapene til klor, ble mange av dets forbindelser funnet å være saltvann. derfor kalte de det et 'halogen', som betyr saltformer. Da ble begrepet halogen brukt med de andre elementene i samme gruppe (F, Br og I).
Michael Faraday klarte til og med å flyte kloren til et fast stoff som, på grunn av å være forurenset med vann, dannet hydratet CltoHtoELLER.
Resten av historien med klor er knyttet til desinfiserende og blekende egenskaper, til utviklingen av den industrielle prosessen med elektrolyse av saltlake for å produsere store mengder klor..
Det er en tett, ugjennomsiktig, gulgrønn gass med en irriterende, skarp lukt (en superforbedret versjon av kommersielt klor) og er også ekstremt giftig..
17
35,45 u.
Med mindre annet er oppgitt, tilsvarer alle andre egenskaper mengder målt for molekylklor, Clto.
-34,04 ºC
-101,5 ºC
-Under normale forhold, 3,2 g / l
-Rett ved kokepunktet, 1,5624 g / ml
Merk at flytende klor er omtrent fem ganger så tett som gassen. Også densiteten til dampen er 2,49 ganger større enn luftens. Det er grunnen til at klor i det første bildet ikke har en tendens til å unnslippe fra den runde kolben, siden den er tettere enn luft, den er plassert i bunnen. Denne egenskapen gjør den til en enda farligere gass..
6,406 kJ / mol
20,41 kJ / mol
33,95 J / (mol K)
1,46 g / 100 ml ved 0 ° C
7,67 atm ved 25 ° C. Dette trykket er relativt lavt sammenlignet med andre gasser.
3.16 på Pauling-skalaen.
-Først: 1251,2 kJ / mol
-Andre: 2298 kJ / mol
-Tredje: 3822 kJ / mol
8.9 10-3 W / (mK)
Klor forekommer i naturen primært som to isotoper: 35Cl, med en overflod på 76%, og 37Cl, med en overflod på 24%. Dermed er atomvekten (35,45 u) et gjennomsnitt av atommassene til disse to isotopene, med deres respektive overflodsprosenter..
Alle radioisotoper av klor er kunstige, blant dem 36Cl som den mest stabile, med en halveringstid på 300.000 år.
Klor kan ha forskjellige oksidasjonstall eller tilstander når det er en del av en forbindelse. Å være et av de mest elektronegative atomene i det periodiske systemet, har det vanligvis negative oksidasjonstall; bortsett fra når det kommer over oksygen eller fluor, i hvis oksider og fluorider, det må "miste" elektroner.
I deres oksidasjonsnummer antas eksistensen eller tilstedeværelsen av ioner med samme ladningsstørrelse. Dermed har vi: -1 (Cl-, det berømte kloranionet), +1 (Cl+), +2 (Clto+), +3 (Cl3+), +4 (Cl4+), +5 (Cl5+), +6 (Cl6+) og +7 (Cl7+). Av alle er -1, +1, +3, +5 og +7 de vanligste som finnes i klorerte forbindelser..
For eksempel i ClF og ClF3 oksidasjonstallene for klor er +1 (Cl+F-) og +3 (Cl3+F3-). I CltoEller dette er +1 (Clto+ELLERto-); mens han var i ClOto, CltoELLER3 og CltoELLER7, er +4 (Cl4+ELLERtoto-), +3 (Clto3+ELLER3to-) og +7 (Clto7+ELLER7to-).
I alle klorider har klor derimot et oksidasjonsnummer på -1; som i tilfellet med NaCl (Na+Cl-), der det er gyldig å si at Cl eksisterer- gitt den ioniske naturen til dette saltet.
Kloratomer i grunntilstand har følgende elektroniske konfigurasjon:
[Ne] 3sto 3p5
Derfor har hver av dem syv valenselektroner. Med mindre de er overbelastet med energi, vil det være individuelle Cl-atomer i rommet, som grønne klinkekuler. Imidlertid er deres naturlige tendens til å danne kovalente bindinger mellom dem for å fullføre valensoktetter..
Merk at de knapt trenger ett elektron for å ha åtte valenselektroner, så de danner en enkelt enkel binding; dette er den som forbinder to Cl-atomer for å skape Cl-molekyletto (toppbilde), Cl-Cl. Det er derfor klor under normale og / eller terrestriske forhold er en molekylær gass; ikke monatomisk, som med edelgasser.
Cl-molekyletto det er homonukleært og apolar, så dets intermolekylære interaksjoner styres av Londons spredningskrefter og dets molekylære masser. I gassfasen er avstanden Clto-Clto den er relativt kort sammenlignet med andre gasser som, til sin masse, gjør den til en gass tre ganger tettere enn luft.
Lys kan begeistre og fremme elektroniske overganger innenfor molekylære orbitaler av Clto; følgelig vises den karakteristiske gulgrønne fargen. Denne fargen intensiveres i flytende tilstand, og forsvinner deretter delvis når den stivner.
Når temperaturen synker (-34 ºC), blir Cl-molekyleneto miste kinetisk energi og avstand Clto-Clto avtar; derfor samles disse og ender opp med å definere flytende klor. Det samme skjer når systemet avkjøles enda mer (-101 ºC), nå med Cl-molekyleneto så tett sammen at de definerer en ortorhombisk krystall.
Det faktum at det eksisterer klorkrystaller, er en indikasjon på at deres spredningskrefter er retningsbestemte nok til å skape et strukturelt mønster; det vil si molekylære lag av Clto. Separasjonen av disse lagene er slik at strukturen ikke endres selv under et trykk på 64 GPa, og de har heller ikke elektrisk ledning..
Klor i gassform kan ikke finnes noe sted på jordoverflaten, da det er veldig reaktivt og har en tendens til å danne klorider. Disse kloridene er godt spredt gjennom jordskorpen, og videre, etter millioner av år med å ha blitt vasket bort av regnet, beriker de havene og havene..
Av alle kloridene er NaCl av mineralhalitt (øvre bilde) det vanligste og rikeligste; etterfulgt av mineralene silvin, KCl og karnalitt, MgCltoKCl 6HtoO. Når vannmasser fordamper på grunn av solens virkning, etterlater de ørkensaltvann, hvorfra NaCl kan ekstraheres direkte som råmateriale for produksjon av klor..
NaCl oppløses i vann for å produsere en saltlake (26%), som blir utsatt for elektrolyse i en klor-alkalicelle. Der finner to halvreaksjoner sted i anode- og katodedelen:
2Cl-(ac) => Clto(g) + 2e- (Anode)
2HtoO (l) + 2e- => 2OH-(ac) + Hto(g) (katode)
Og den globale ligningen for begge reaksjonene er:
2NaCl (aq) + 2HtoO (l) => 2NaOH (aq) + Hto(g) + Clto(g)
Etter hvert som reaksjonen fortsetter, blir Na-ionene+ dannet ved anoden migrerer inn i katodekammeret gjennom en permeabel asbestmembran. Av denne grunn er NaOH på høyre side av den globale ligningen. Begge gassene, Clto og Hto, blir samlet fra henholdsvis anoden og katoden.
Bildet nedenfor illustrerer det som nettopp ble skrevet:
Merk at konsentrasjonen av saltlake til slutt reduseres med 2% (den går fra 24 til 26%), noe som betyr at en del av anionene Cl- originaler ble transformert til Cl-molekylerto. Til slutt har industrialiseringen av denne prosessen gitt en metode for å produsere klor, hydrogen og natriumhydroksid.
Som nevnt i historienseksjonen kan klorgass produseres ved å oppløse pyrolusitt mineralprøver med saltsyre. Følgende kjemiske ligning viser produktene oppnådd fra reaksjonen:
MnOto(s) + 4HCl (aq) => MnClto(aq) + 2HtoO (l) + Clto(g)
Klorlegeringer eksisterer ikke av to enkle grunner: deres gassformige molekyler kan ikke fanges mellom metallkrystaller, og de er også veldig reaktive, så de vil reagere umiddelbart med metaller for å produsere sine respektive klorider..
På den annen side er heller ikke klorider ønskelige, siden de først er oppløst i vann og utøver en saltoppløsning som fremmer korrosjon i legeringer; og derfor oppløses metaller for å danne metallklorider. Korrosjonsprosessen for hver legering er forskjellig; noen er mer utsatt enn andre.
Klor er derfor ikke et godt tilsetningsstoff for legeringer i det hele tatt; ei heller som Clto ei heller som Cl- (og Cl-atomer ville være veldig reaktive slik at de til og med kan eksistere).
Selv om klorens løselighet i vann er lav, er det nok å produsere saltsyre i fuktigheten i huden og øynene våre, noe som ender med å tære på vevet og forårsake alvorlig irritasjon og til og med tap av synet..
Enda verre er å puste sine grønngule damper, siden det en gang i lungene genererer syrer igjen og skader lungevevet. Med dette opplever personen vondt i halsen, hoste og pustevansker på grunn av væskene som dannes i lungene.
Hvis det er klorlekkasje, er du i en spesielt farlig situasjon: luften kan ikke bare "feie bort" dampene sine; de blir der til de reagerer eller spredes sakte.
I tillegg til dette er det en sterkt oksiderende forbindelse, slik at forskjellige stoffer kan reagere eksplosivt med den ved den minste kontakt; akkurat som stålull og aluminium. Det er derfor hvor det er lagret klor, må alle nødvendige hensyn tas for å unngå risikoen for brann..
Ironisk nok, mens klorgass er dødelig, er kloranionet ikke giftig; Det kan konsumeres (i moderasjon), det brenner ikke, og reagerer ikke med unntak av fluor og andre reagenser.
Cirka 81% av klorgassen som produseres årlig brukes til syntese av organiske og uorganiske klorider. Avhengig av graden av kovalens av disse forbindelsene, kan klor finnes som bare Cl-atomer i klorerte organiske molekyler (med C-Cl-bindinger), eller som Cl-ioner- i noen få kloridsalter (NaCl, CaClto, MgClto, etc.).
Hver av disse forbindelsene har sine egne anvendelser. For eksempel kloroform (CHCl3) og etylklorid (CH3CHtoCl) er løsningsmidler som har blitt brukt som inhalasjonsanestetika; diklormetan (CHtoClto) og karbontetraklorid (CCl4) er imidlertid løsemidler mye brukt i organiske kjemilaboratorier.
Når disse klorerte forbindelsene er flytende, brukes de fleste ganger som løsningsmidler for organiske reaksjonsmedier..
I andre forbindelser representerer tilstedeværelsen av kloratomer en økning i dipolmomentet, slik at de i større grad kan samhandle med en polær matrise; en som består av proteiner, aminosyrer, nukleinsyrer, etc., biomolekyler. Dermed har klor også en rolle i syntesen av medisiner, plantevernmidler, insektmidler, soppdrepende midler, etc..
Når det gjelder uorganiske klorider, brukes de vanligvis som katalysatorer, råmateriale for å oppnå metaller ved elektrolyse, eller kilder til Cl-ioner.-.
Gassformet eller elementært klor har ingen rolle i levende vesener annet enn å ødelegge vevet. Dette betyr imidlertid ikke at atomene ikke kan bli funnet i kroppen. For eksempel Cl-ioner- er veldig rikelig i det cellulære og ekstracellulære miljøet, og hjelper til med å kontrollere nivåene av Na-ioner+ og Cato+, for det meste.
På samme måte er saltsyre en del av magesaften som maten fordøyes med i magen. dens Cl-ioner-, i selskap med H3ELLER+, definere pH nær 1 av disse sekresjonene.
Tettheten av klorgass gjør det til et dødelig stoff når det søles eller helles i lukkede eller åpne rom. Å være tettere enn luft, bærer ikke en strøm av det lett klor, så det forblir i lang tid før den endelig spres.
I første verdenskrig ble dette klor for eksempel brukt på slagmarkene. Når han var løslatt, snek han seg inn i skyttergravene for å kvele soldatene og tvinge dem til overflaten..
Klorerte løsninger, de hvor klorgass har blitt oppløst i vann og deretter gjort alkaliske med en buffer, har utmerkede desinfiserende egenskaper, samt hemmer vevsforråtnelse. De har blitt brukt til å desinfisere åpne sår for å eliminere patogene bakterier.
Bassengvann er nøyaktig klorert for å eliminere bakterier, mikrober og parasitter som kan havne i det. Klorgass ble brukt til dette formålet, men virkningen er ganske aggressiv. I stedet brukes natriumhypoklorittløsninger (blekemiddel) eller triklorisosyanursyre (TCA) tabletter..
Ovennevnte viser at det ikke er Clto den som utøver desinfiserende virkning men HClO, hypokloritt syre, som produserer O radikaler som ødelegger mikroorganismer.
Svært lik desinfiserende virkning, klor bleker også materialer fordi fargestoffene som er ansvarlige for fargene blir nedbrutt av HClO. Dermed er de klorerte løsningene ideelle for å fjerne flekker fra hvite plagg eller for bleking av papirmasse..
Den viktigste klorforbindelsen av alle, som utgjør ca. 19% av den gjenværende klorgassproduksjonen, er polyvinylklorid (PVC). Denne plasten har flere bruksområder. Med den er det laget vannrør, vinduskarmer, vegg- og gulvbelegg, elektriske ledninger, IV-poser, strøk osv..
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.