KLOR: POVIJEST, SVOJSTVA, STRUKTURA, RIZICI, UPORABE - KEMIJA - 2026

Klor je kemijski element koji je predstavljen sa simbolom Cl. Drugi od halogena, koji se nalazi ispod fluora, te je treći element elektronegativna svih. Ime mu dolazi od žućkastozelene boje koja je intenzivnija od fluorida.

Popularno, kad netko čuje vaše ime, prvo što pomisle su proizvodi za izbjeljivanje odjeće i vode u bazenima. Iako klor djeluje učinkovito u takvim primjerima, nije izbjeljivanje i dezinfekcija njegov plin, već njegovi spojevi (posebno hipoklorit).

Okrugla tikvica s plinovitim klorom iznutra. Izvor: Larenmclane

Gornja slika prikazuje okrugla tikvica s plinom klora. Gustina mu je veća od zraka, što objašnjava zašto ostaje u tikvici i ne izlazi u atmosferu; kao što se događa s drugim lakšim plinovima, recimo helijem ili dušikom. U tom je stanju izuzetno otrovna tvar jer stvara klorovodičnu kiselinu u plućima.

Zato elementarni ili plinoviti klor nema mnogo koristi osim u nekim sintezama. Međutim, njeni spojevi, bili oni soli ili klorirane organske molekule, pokrivaju dobar repertoar upotrebe, nadilazeći bazene i vrlo bijelu odjeću.

Isto tako, njegovi se atomi u obliku kloridnih aniona nalaze u našim tijelima, regulirajući razinu natrija, kalcija i kalija, kao i u želučanom soku. Inače, unos natrijevog klorida bio bi još smrtonosniji.

Klor se proizvodi elektrolizom slane otopine bogate natrijevim kloridom, industrijskim postupkom u kojem se također dobivaju natrijev hidroksid i vodik. A budući da su mora gotovo neiscrpan izvor ove soli, potencijalne rezerve ovog elementa u hidrosferi vrlo su velike.

Povijest

Prvi pristupi

Zbog visoke reaktivnosti plina klora, drevne civilizacije nikada nisu sumnjale u njegovo postojanje. Međutim, njegovi spojevi dio su kulture čovječanstva od davnina; njegova se povijest počela povezivati ​​s običnom soli.

S druge strane, klor je nastao uslijed vulkanskih erupcija i kad je netko otopio zlato u aqua regia; Ali nijedan od tih prvih pristupa nije bio ni dovoljan da formulira ideju da je žutosmeđi plin element ili spoj.

Otkriće

Otkriće klora pripisuje se švedskom kemičaru Carlu Wilhelmu Scheeleu koji je 1774. godine izvršio reakciju između mineralnog pirolusita i klorovodične kiseline (tada zvane muriatska kiselina).

Scheele je zaslužan jer je bio prvi znanstvenik koji je proučavao svojstva klora; iako ga je prije priznao (1630.) Jan Baptist van Helmont.

Eksperimenti s kojima je Scheele dobio svoja opažanja su zanimljivi: procijenio je djelovanje izbjeljivanja klora na crvenkastim i plavkastim laticama cvijeća, kao i na lišću biljke i insekata koji su odmah uginuli.

Isto tako, izvijestio je o svojoj visokoj reaktivnoj brzini metala, o njegovom gušenju i o nepoželjnom utjecaju na pluća, te da se njegova kiselost povećala kada se otopila u vodi.

Oksimuratska kiselina

Do tada su kemičari smatrali kiselinu bilo kojim spojem koji je imao kisik; pa su pogrešno mislili da klor mora biti plinoviti oksid. Tako su je nazvali 'oksimurijanska kiselina' (oksid muriatne kiseline), ime koje je skovao poznati francuski kemičar Antoine Lavoisier.

Zatim su 1809. Joseph Louis Gay-Lussac i Louis Jacques Thénard pokušali smanjiti ovu kiselinu drvenim ugljenom; reakcija kojom su dobivali metale iz svojih oksida. Na taj su način željeli izvući kemijski element navodne oksimuratne kiseline (koju su nazvali "zrakom koji deflogstrificira muriatsku kiselinu".

Međutim, Gay-Lussac i Thénard nisu uspjeli u svojim eksperimentima; ali bili su ispravni u razmatranju mogućnosti da rečeni žućkasto-zeleni plin mora biti kemijski element, a ne spoj.

Prepoznavanje kao element

Prepoznavanje klora kao kemijskog elementa dobilo je zahvaljujući sir Humphryju Davyju, koji je 1810. godine izveo vlastite eksperimente s ugljikovim elektrodama i zaključio da takav oksid muriatne kiseline ne postoji.

Nadalje, upravo je Davy skovao naziv 'klor' za ovaj element od grčke riječi 'chloros', što znači žućkasto zelena.

Dok su proučavali kemijska svojstva klora, otkriveni su mnogi njegovi spojevi u fiziološkoj otopini; Otuda su ga i nazvali "halogenom", što znači nekadašnji sol. Tada je pojam halogen korišten s ostalim elementima iste skupine (F, Br i I).

Michael Faraday i uspjeli ukapljivanje klora u krutinu koja, nakon što je onečišćen s vodom, oblikuje hidrat Cl ₂ · H ₂ O.

Ostatak povijesti klora povezan je s njegovim dezinfekcijskim i izbjeljivačkim svojstvima, sve do razvoja industrijskog procesa elektrolize slane otopine za dobivanje ogromnih količina klora.

Fizička i kemijska svojstva

Fizički izgled

To je gusti, neprozirni žućkasto-zeleni plin s nadražujućim akcesnim mirisom (super pojačana inačica komercijalnog klora), a također je izrazito otrovna.

Atomski broj (Z)

17

Atomska težina

35,45 u.

Ako nije drugačije naznačeno, ostatak svojstva odgovaraju izmjerenim količinama za molekularno klor, Cl ₂.

Vrelište

-34,04 ° C

Talište

-101,5 ºC

Gustoća

-U normalnim uvjetima, 3,2 g / L

-Samo na mjestu ključanja, 1.5624 g / mL

Imajte na umu da je tekući klor otprilike pet puta gušći od plina. Također, gustoća njegovih para je 2,49 puta veća od one zraka. Zato na prvoj slici klor ne istječe iz okrugle tikvice, jer je gušći od zraka i nalazi se na dnu. Ova karakteristika ga čini još opasnijim plinom.

Toplina fuzije

6.406 kJ / mol

Toplina isparavanja

20,41 kJ / mol

Molarni toplinski kapacitet

33,95 J / (mol K)

Topnost u vodi

1,46 g / 100 ml na 0 ° C

Tlak pare

7,67 atm na 25 ° C. Taj je tlak relativno nizak u usporedbi s drugim plinovima.

Elektronegativnost

3.16 na Paulingovoj skali.

Ionizirajuće energije

-Prvo: 1251,2 kJ / mol

-Sekunda: 2298 kJ / mol

-Treće: 3822 kJ / mol

Toplinska vodljivost

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

izotopi

Klor se u prirodi javlja uglavnom kao dva izotopa: ³⁵ Cl, s obiljem od 76%, i ³⁷ Cl, s obiljem od 24%. Dakle, atomska težina (35,45 u) je prosjek atomske mase ova dva izotopa, s njihovim postotkom obilja.

Svi radioizotopi klora su umjetni, među kojima se ³⁶ Cl ističe kao najstabilniji, s vremenom poluživota od 300 000 godina.

Oksidacijski brojevi

Klor može imati različite oksidacijske brojeve ili stanja kada je dio spoja. Budući da je jedan od najviše elektronegativnih atoma u periodnoj tablici, obično ima negativne oksidacijske brojeve; osim kada naiđe na kisik ili fluor, u čijim oksidima, odnosno fluoridima, moraju "izgubiti" elektrone.

U njihovim oksidacijskim brojevima pretpostavlja se postojanje ili prisutnost iona s istom veličinom naboja. Dakle, imamo: -1 (Cl ^-, poznati anion klorida), +1 (Cl ⁺), +2 (Cl ²⁺), +3 (Cl ³⁺), +4 (Cl ⁴⁺), +5 (Cl5 ⁺), +6 (^Cl6 +) i +7 (Cl7 ⁺). Od svih njih, -1, +1, +3, +5 i +7 najčešće se nalaze u kloriranim spojevima.

Na primjer, i CLF CLF ₃ oksidacije brojevi za klora su +1 (Cl ⁺ F ^-) i +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^-). U Cl ₂ O, to je +1 (Cl ₂ ⁺ O ²); dok Cio ₂, Cl ₂ O ₃ i Cl ₂ O ₇ su +4 (C ⁴⁺ O ₂ ²), +3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2-) i 7 (Cl ₂ ^{7 +} Ili ₇ ^2-).

S druge strane, u svim kloridima klor ima oksidacijski broj -1; kao u slučaju NaCl (Na ⁺ Cl ^-), gdje vrijedi reći da Cl ^- postoji s obzirom na ionsku prirodu ove soli.

Struktura i elektronička konfiguracija

Molekula klora

Dijatomska molekula klora predstavljena prostornim modelom punjenja. Izvor: Benjah-bmm27 putem Wikipedije.

Atomi klora u svom osnovnom stanju imaju sljedeću elektroničku konfiguraciju:

3s ² 3p ⁵

Stoga svaki od njih ima sedam valentnih elektrona. Ako nisu preopterećeni energijom, u prostoru će biti pojedinačni C-atomi, kao da su zeleni mramor. Međutim, njihova je prirodna tendencija da formiraju kovalentne veze između njih, završavajući na taj način svoje valencijske oktete.

Imajte na umu da im je potreban samo jedan elektron da bi imao osam valentnih elektrona, tako da oni tvore jednu jednostavnu vezu; to je onaj koji spaja dva atoma Cl za stvaranje Cl ₂ molekule (gornja slika), Cl-Cl. Zato je klor u normalnim i / ili zemaljskim uvjetima molekulski plin; ne monatično, kao kod plemenitih plinova.

Intermolekularne interakcije

CL ₂ molekule Homonuklearne i nepolarni, pa se njegova intermolekularne interakcije regulirano u Londonu rasipanja snage i njegove molekularne mase. U plinovitoj fazi, razmak Cl ₂ -Cl ₂ je relativno kratak u usporedbi s ostalim plinovima koji, doda svoje mase, čini ga puta gušći od tri plin zrak.

Svjetlost može pobuđivati ​​i poticati elektroničke prijelaze unutar molekularnih orbitala Cl ₂; posljedično, pojavljuje se karakteristična žućkasto-zelena boja. Ova boja se pojačava u tekućem stanju, a zatim djelomično nestaje kada se očvrsne.

Kada su se kapljice temperatura (-34 ° C), a Cl ₂ molekule izgube kinetičke energije i Cl ₂ -Cl ₂ udaljenost smanjuje; zbog toga se ovi spoje i na kraju definiraju tekući klor. Isto se događa kada se sustav ohladi još (-101 ° C), sada sa Cl ₂ molekule tako blizu jedan drugome da se definiraju ortorombski kristal.

Činjenica da postoje kristali klora ukazuje da su njihove disperzivne sile dovoljno usmjerene za stvaranje strukturnog uzorka; to jest, molekulska slojeva Cl ₂. Razdvajanje ovih slojeva je takvo da njihova struktura nije izmijenjena čak ni pod pritiskom od 64 GPa, niti imaju električnu provodljivost.

Gdje pronaći i nabaviti

Kloridne soli

Čvrsti kristali halita, poznatiji kao uobičajena ili stolna sol. Izvor: Roditelj Géry

Klor u svom plinovitom stanju ne može se naći nigdje na Zemljinoj površini, jer je vrlo reaktivan i teži da formira kloride. Ti kloridi se dobro raspršuju po zemljinoj kori i, osim toga, nakon što ih je kiša isprala milijunima godina, obogaćuju mora i oceane.

Od svih klorida, NaCl mineralnog halita (gornja slika) je najčešći i najbogatiji; nakon čega slijede minerali silvin, KCl i karnalit, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Kada mase vode isparavaju djelovanjem Sunca, oni ostavljaju iza sebe pustinjska slana jezera iz kojih se NaCl može izravno izvući kao sirovina za proizvodnju klora.

Elektroliza slane otopine

NaCl se otopi u vodi da bi se stvorio slani rastvor (26%) koji je podvrgnut elektrolizi u klor-alkalnoj stanici. U odjeljku za anodu i katodu odvijaju se dvije reakcije:

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

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

A globalna jednadžba za obje reakcije je:

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

Kako reakcija prolazi, Na ⁺ ioni formirani na anodi migriraju u katodni odjeljak kroz propusnu azbestnu membranu. Iz tog razloga NaOH se nalazi na desnoj strani globalne jednadžbe. Oba plinovi, Cl ₂ i H ₂, dobiveni su od anode i katode, respektivno.

Slika ispod ilustrira ono što je upravo napisano:

Dijagram za proizvodnju klora elektrolizom slane otopine. Izvor: Jkwchui

Napomena da koncentracija rasola do kraja smanjuje od 2% (24 do 26, dolazi%), što znači da se dio od aniona Cl ^- izvorni molekule postala Cl ₂. Na kraju, industrijalizacija ovog postupka osigurala je postupak za proizvodnju klora, vodika i natrijevog hidroksida.

Kiselo otapanje pirolusita

Kao što je spomenuto u odjeljku povijesti, plin klora može se proizvesti otapanjem pirolusitnih mineralnih uzoraka s klorovodičnom kiselinom. Sljedeća kemijska jednadžba prikazuje proizvode dobivene reakcijom:

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

legure

Legure klora ne postoje iz dva jednostavna razloga: njihove plinovite molekule ne mogu biti zarobljene između metalnih kristala, a također su i vrlo reaktivne, pa bi odmah reagirale s metalima kako bi proizvele svoje kloride.

S druge strane, nisu poželjni ni kloridi, jer jednom otopljeni u vodi djeluju fiziološkim učinkom koji potiče koroziju u legurama; i zbog toga se metali otapaju i tvore metalne kloride. Postupak korozije za svaku leguru je različit; neki su osjetljiviji od drugih.

Klor, dakle, uopće nije dobar dodatak za legure; niti su Cl ₂ niti kao Cl ^- (Cl i atoma bi previše reaktivni da čak i postoje).

rizici

Iako je topljivost klora u vodi niska, dovoljno je proizvesti klorovodičnu kiselinu u vlazi kože i očiju, što na kraju korodira tkivima uzrokujući ozbiljnu iritaciju, pa čak i gubitak vida.

Još je gore disanje njegovih žućkasto zelenkastih isparavanja, jer jednom u plućima ponovo stvara kiseline i oštećuje plućno tkivo. S tim, osoba doživljava grlobolju, kašalj i poteškoće s disanjem zbog tekućine koja se formira u plućima.

Ako dođe do curenja klora, nalazi se u posebno opasnoj situaciji: zrak ne može jednostavno progutati svoje pare; oni ostaju tamo sve dok ne reagiraju ili se rasprše polagano.

Uz sve to, to je vrlo oksidirajući spoj, pa razne tvari mogu eksplozivno reagirati s njim pri malom kontaktu; baš kao čelična vuna i aluminij. Zato se tamo gdje se pohranjuje klor moraju voditi sva potrebna razmatranja kako bi se izbjegli požari.

Ironično je da, iako je plin klora smrtonosan, njegov kloridni anion nije toksičan; Može se konzumirati (umjereno), ne sagorijeva se, niti reagira, osim s fluorom i drugim reagensima.

Prijave

Sinteza

Oko 81% godišnje proizvedenog klora koristi se za sintezu organskih i anorganskih klorida. Ovisno o stupnju covalence tih spojeva, može se naći klor puke Cl atoma kloriranih organskih molekula (s C-Cl), veza ili Cl ^- iona u nekoliko kloridne soli (NaCl, CaClz ₂, MgCl ₂, itd.)

Svaki od ovih spojeva ima svoje primjene. Na primjer, kloroform (kloroform ₃) i etil-kloridom (CH ₃ CH ₂ Cl) su otapala koje se moraju se koristiti kao inhalacijskih anestetika; diklorometan (CH ₂ Cl ₂) i ugljikov tetraklorid (CCl ₄), sa svoje strane, su otapala naširoko koriste u organskoj kemiji laboratorijima.

Kada su ovi klorirani spojevi tekući, većinu vremena koriste se kao otapala za organske reakcijske medije.

U ostalim spojevima, prisutnost atoma klora predstavlja povećanje momenta dipola, tako da oni mogu u većoj mjeri komunicirati s polarnom matricom; jednu čine bjelančevine, aminokiseline, nukleinske kiseline itd., biomolekule. Dakle, klor također ima ulogu u sintezi lijekova, pesticida, insekticida, fungicida itd.

Što se tiče neorganskih klorida, oni se obično koriste kao katalizatori, sirovine za dobivanje metala elektrolizom ili kao izvor Cl ^- iona.

Biološki

Plinoviti ili elementarni klor nema živu ulogu osim uništavanja njihovih tkiva. Međutim, to ne znači da se njegovi atomi ne mogu naći u tijelu. Primjerice, Cl ^- ioni su vrlo obilni u staničnoj i izvanćelijskoj sredini i uglavnom pomažu u kontroli razine Na ⁺ i Ca2 ⁺ iona.

Isto tako, klorovodična kiselina dio je želučanog soka s kojim se hrana probavlja u želucu; njihovi Cl ^- iona, u društvu H ₃ O ⁺, odrediti pH blizu 1 ovih sekreta.

Kemijsko oružje

Gustina plina klora čini ga smrtonosnom tvari kada se izlije ili izlije u zatvorene ili otvorene prostore. Budući da je gušća od zraka, njena struja ne nosi lako klor, tako da ostaje dosta vremena prije nego što se konačno rasprši.

Primjerice, u Prvom svjetskom ratu klor se koristio na bojnim poljima. Nakon puštanja, ušuljao bi se u rovove kako bi ugušio vojnike i natjerao ih na površinu.

sredstvo za dezinfekciju

Bazeni su klorirani kako bi se spriječilo razmnožavanje i širenje mikroorganizama. Izvor: Pixabay.

Klorirane otopine, one u kojima je plin klora otopljen u vodi, a zatim je postao alkalni s puferom, imaju izvrsna dezinfekcijska svojstva, kao i inhibiraju truljenje tkiva. Koristili su se za dezinfekciju otvorenih rana za uklanjanje patogenih bakterija.

Voda iz bazena precizno je klorirana kako bi se uklonili bakterije, mikrobi i paraziti koji se mogu u njoj nalaziti. Gas klora koji se nekada koristio u tu svrhu, međutim njegovo djelovanje je prilično agresivno. Umjesto toga, koriste se tablete natrijeve hipokloritne kiseline (izbjeljivač) ili trikloroizocijanurne kiseline (TCA).

Navedeni pokazuje da on nije Cl ₂ koja vrši na dezinfekcije nego HCIO, hipoklorita kiselinu, koja proizvodi O radikale koji uništavaju mikroorganizme.

Izbjeljivač

Vrlo slično svom dezinfekcijskom djelovanju, klor također izbjeljuje materijale jer bojila odgovorna za boje razgrađuju HClO. Stoga su njegove klorirane otopine idealne za uklanjanje mrlja s bijelih odjevnih predmeta ili za izbjeljivanje papirne kaše.

Polivinil klorid

Najvažniji spoj klora od svih, koji čini oko 19% preostale proizvodnje plina klora, je polivinilklorid (PVC). Ova plastika ima višestruku upotrebu. Uz njega se izrađuju vodovodne cijevi, okviri prozora, zidne i podne obloge, električno ožičenje, IV torbe, kaputi itd.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganska kemija. (Četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Klor. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
3. Laura H. i sur. (2018.). Struktura krutog klora u 1,45 GPaZeitschrift za Kristallographie. Kristalni materijali, svezak 234, izdanje 4, stranice 277-280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (ispis) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Nacionalni centar za biotehnološke informacije. (2019). Klor. PubChem baza podataka. CID = 24526. Oporavak od: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (SF). Klor. Oporavak od: nautilus.fis.uc.pt
6. Američko vijeće za kemiju. (2019). Klorna kemija: uvod u klor. Oporavak od: klor.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Korozivni učinci klorida na metale. Odjel za brodski inženjering, NTOU Republika Kina (Tajvan).
8. Država New York. (2019). Činjenice o kloru. Oporavak od: zdravlje.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Činjenice elementa klora. Chemicool. Oporavilo od: chemicool.com