Chloorgeschiedenis, eigenschappen, structuur, risico's, gebruik

Hij chloor Het is een chemisch element dat wordt weergegeven door het CL -symbool. Het is de tweede van de halogenen, gelegen onder de fluor, is ook het derde meest elektronegatieve element van allemaal. Zijn naam is afgeleid van zijn geelachtige groene kleur, die intenser is dan die van fluor.

In de volksmond wanneer iemand naar zijn naam luistert, denkt wat voor het eerst denkt in de bleekproducten voor de kleding en in het water van de poelen. Hoewel chloor in dergelijke voorbeelden effectief werkt, is het niet het gas, maar zijn verbindingen (vooral hypochloriet) die de ontluchtings- en desinfecterende werking uitoefenen.

Ronde kolf met gasvormige chloor binnenin. Bron: larenmclane [CC BY-SA 4.0 (https: // creativeCommons.Org/licenties/by-sa/4.0)]

In het bovenste beeld wordt een ronde kolf met gasvormige chloor getoond. De dichtheid is groter dan die van de lucht, wat verklaart waarom het in de kolf blijft en niet ontsnapt naar de atmosfeer; Net als bij andere lichtere gassen, om helium of stikstof te zeggen. In deze toestand is het een extreem giftige stof, omdat het zoutzuur in de longen produceert.

Dat is de reden waarom elementair of gasvormige chloor niet te veel toepassingen heeft, meer dan in sommige synthese. De verbindingen, of het nu zouten of gechloreerde organische moleculen, bedekken echter een goed repertoire van gebruik, die verder gaat dan de poelen en kleding van extreme wit.

Ook bevinden de atomen in de vorm van chloride -anionen zich in ons lichaam, waarbij natrium-, calcium- en kaliumniveaus worden gereguleerd, evenals in maagsap. Zo niet, dan zou de inname van natriumchloride nog dodelijker zijn.

Chloor treedt op door pekelelektrolyse, rijk aan natriumchloride, industrieel proces waarin ook natrium- en waterstofhydroxide worden verkregen. En omdat de zeeën een bijna onuitputtelijke bron van dit zout zijn, zijn de potentiële reserves van dit element in de hydrosfeer erg groot.

[TOC]

Geschiedenis

Eerste benaderingen

Vanwege de hoge reactiviteit van het gasvormige chloor, vermoedden oude beschavingen nooit hun bestaan. Hun verbindingen maakten echter deel uit van de cultuur van de mensheid uit weleer; De geschiedenis begon gekoppeld aan gewoon zout.

Aan de andere kant ontstond chloor uit vulkanische uitbarstingen en wanneer iemand goud oploste in koninklijk water; Maar geen van die eerste benaderingen was voldoende om het idee te formuleren dat dit geelachtige groene gas een samengesteld element was.

Ontdekking

De ontdekking van chloor wordt toegeschreven aan de Zweedse chemicus Carl Wilhelm Scheele, die in 1774 de reactie heeft gemaakt tussen het pyrolusiet mineraal en zoutzuur (door die dan ook muriaticzuur genoemd).

Scheele blijft bij de eer omdat hij de eerste wetenschapper was die de eigenschappen van chloor bestudeerde; Hoewel hij eerder is erkend (1630) door Jan Baptist van Helmont.

De experimenten waarmee Scheele zijn observaties heeft verkregen, zijn interessant: hij evalueerde de ontkleuringsactie van het chloor op roodachtige en blauwachtige bloemen van bloemen, evenals in de bladeren van planten en insecten die onmiddellijk stierven.

Hij meldde ook zijn hoge reactief op metalen, zijn verstikkende geur en ongewenste effect op de longen, en dat toen hij in water oploste, zijn zuurgraad toenam.

Oimuriaticzuur

Tegen die tijd beschouwden chemicaliën een zuur naar al die verbinding die zuurstof bezaten; Dus ze misten het chloor zou een gasvormige oxide moeten zijn. Het was zo dat ze het 'oxyuriatinezuur' (muriatinezuuroxide) noemden, naam bedacht door de beroemde Franse chemicus Antoine Lavoisier.

Toen, in 1809, probeerden Joseph Louis Gay-Lussac en Louis Jacques Thénard dit koolstofzuur te verminderen; reactie verkregen door metalen uit hun oxiden. Op deze manier wilden ze het chemische element extraheren uit het vermeende oximuriaticzuur (dat ze 'deflistische lucht van muriatinezuur' noemden.

Gay-Lussac en Thénard faalden echter in hun experimenten; Maar ze waren succesvol bij het overwegen dat genoemde geelachtig groen gas een chemisch element zou moeten zijn en geen verbinding.

Erkenning als een element

De erkenning van chloor als chemisch element was dankzij Sir Humphry Davy, die in 1810 zijn eigen experimenten met kolenelektroden uitvoerde en concludeerde dat er inderdaad zo'n oxide van muriaticzuur was.

En bovendien was het Davy die de naam 'chloor' bedacht voor dit element van het Griekse woord 'chloros', wat geelachtig betekent.

Terwijl ze de chemische eigenschappen van chloor bestudeerden, bleek dat veel van hun verbindingen een zoutoplossing hadden; Daarom noemden ze hem als een 'halogeen', wat verkoopformator betekent. Vervolgens werd de term halogeen gebruikt met de andere elementen van dezelfde groep (f, br en i).

Michael Faraday slaagde er zelfs in om te liquef₂· H₂OF.

Kan u van dienst zijn: effectieve nucleaire belasting

De rest van de geschiedenis van chloor is gekoppeld aan zijn desinfectiemiddel en bleken eigenschappen, met de ontwikkeling van het industriële proces van pekelelektrolyse om massale hoeveelheden chloor te produceren.

Fysische en chemische eigenschappen

Fysiek uiterlijk

Het is een ondoorzichtig geelachtig groen dicht gas, een irritante hectare geur (een superintensievere versie van commercieel chloor) en is ook extreem giftig.

Atoomnummer (z)

17

Atoomgewicht

35,45 u.

Tenzij anders aangegeven, komen de rest van de eigenschappen overeen met magnitudes gemeten voor moleculair chloor, CL₂.

Kookpunt

-34.04 ºC

Smeltpunt

-101,5 ºC

Dikte

-In normale omstandigheden, 3,2 g/l

-Net op het kookpunt, 1.5624 g/ml

Merk op dat vloeibaar chloor ongeveer vijf keer meer is dan zijn gas. Ook is de dichtheid van zijn stoom 2,49 keer groter dan de lucht. Daarom is het chloor in het eerste beeld niet de neiging om uit de ronde kolf te ontsnappen, omdat het dichter is dan de lucht op de achtergrond bevindt. Deze functie maakt nog steeds een gevaarlijker gas.

Fusiewarmte

6,406 kJ/mol

Verdampingswarmte

20.41 kJ/mol

Molaire warmtecapaciteit

33.95 J/(mol · k)

Oplosbaarheid in water

1,46 g/100 ml bij 0 ºC

Dampdruk

7,67 atm bij 25 ºC. Deze druk is relatief laag in vergelijking met die van andere gassen.

Elektronegativiteit

3.16 Op de Pauling -schaal.

Ionisatie -energieën

-Eerst: 1251.2 kJ/mol

-Ten tweede: 2298 kJ/mol

-Derde: 3822 kJ/mol

Warmtegeleiding

8.9 · 10^-3 W/(m · k)

Isotopen

Chloor komt in de natuur voornamelijk voor als twee isotopen: ³⁵CL, met een overvloed van 76%, en ³⁷CL, met een overvloed van 24%. Het atoomgewicht (35,45 u) is dus een gemiddelde van de atoommassa's van deze twee isotopen, met hun respectieve percentages van overvloed.

Alle chloor radio -isotopen zijn kunstmatig, waaronder de ³⁶CL als de meest stabiele, met een halve leven van 300.000 jaar.

Oxidatienummers

Chloor kan verschillende getallen of oxidatietoestanden hebben wanneer het deel uitmaakt van een verbinding. Als een van de meest elektronegatieve atomen in het periodiek systeem, heeft het meestal negatieve oxidatienummers; Behalve wanneer het loopt met zuurstof of fluor, in wiens oxiden en fluoriden, respectievelijk, moet het elektronen "verliezen".

In zijn oxidatienummers wordt aangenomen. We hebben dus: -1 (Cl^-, Het beroemde chloride -anion), +1 (CL⁺), +2 (Cl²⁺), +3 (Cl³⁺), +4 (Cl⁴⁺), +5 (Cl⁵⁺), +6 (Cl⁶⁺) en +7 (Cl⁷⁺)). Van allemaal zijn de -1, +1, +3, +5 en +7 de meest voorkomende gevonden in gechloreerde verbindingen.

Bijvoorbeeld, in de CLF en CLF₃ De oxidatienummers voor chloor zijn +1 (Cl⁺F^-) en +3 (Cl³⁺F₃^-)). In de Cl₂Of dit is +1 (Cl₂⁺OF^2-); Terwijl in de clo₂, Klet₂OF₃ en Cl₂OF₇, Zoon +4 (Cl⁴⁺OF₂^2-), +3 (Cl₂³⁺OF₃^2-) en +7 (Cl₂⁷⁺OF₇^2-)).

In alle chloriden heeft chloor daarentegen een oxidatienummer van -1; zoals in het geval van NaCl (Na⁺Klet^-), Waar het geldig is om te zeggen dat de CL bestaat^- Gezien de ionische aard van dit zout.

Elektronische structuur en configuratie

Chloormolecuul

Diatomisch chloormolecuul voorgesteld met een ruimtevulmodel. Bron: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Chlooratomen in hun basale toestand hebben de volgende elektronische configuratie:

[Ne] 3s² 3P⁵

Daarom heeft elk van hen zeven elektronen van Valencia. Tenzij ze overbelast zijn met energie, zullen er individuele atomen in de ruimte zijn, alsof het groene knikkers zijn. Zijn natuurlijke neiging is echter om covalente bindingen tussen hen te vormen, om hun octetten van Valencia te voltooien.

Merk op dat ze nauwelijks een elektron nodig hebben om acht valentie -elektronen te hebben, zodat ze een enkele eenvoudige link vormen; Dit is, degene die samenkomt met twee Cl -atomen om het CL -molecuul te creëren₂ (bovenste afbeelding), cl-cl. Dat is de reden waarom chloor in normale en/of terrestrische omstandigheden een moleculair gas is; niet -monoatomisch, zoals het geval is met edelgassen.

Intermoleculaire interacties

De molecula cl₂ Het is homonucleair en apolair, dus de intermoleculaire interacties worden beheerst door de dispersietroepen van Londen en zijn moleculaire massa. In een frisdrankfase, de afstand Cl₂-Klet₂ Het is relatief kort in vergelijking met andere gassen die, zijn massa toegevoegd, het drie keer meer een gas maakt dan de lucht.

Licht kan elektronische overgangen binnen de moleculaire orbitalen van de CL opwinden en bevorderen₂; Bijgevolg verschijnt de karakteristieke geelachtige groene kleur. Deze kleur wordt intensiveerd in de vloeibare toestand en verdwijnt vervolgens gedeeltelijk wanneer deze stolt.

Kan u van dienst zijn: zwakke honken

Terwijl de temperatuur daalt (-34 ºC), de CL-moleculen₂ Ze verliezen kinetische energie en de afstand CL₂-Klet₂ neemt af; Daarom houden ze samen en definiëren ze vloeibare chloor. Hetzelfde gebeurt wanneer het systeem (-101 ºC) verder wordt gekoeld, nu met de CL-moleculen₂ Dus die samen een ortorrombisch kristal definiëren.

Het feit dat er chloorkristallen zijn, is een indicatie dat hun dispersieve krachten voldoende directioneel zijn om een ​​structureel patroon te creëren; Dit is moleculaire lagen van Cl₂. De scheiding van deze lagen is zodanig dat zelfs onder een druk van 64 GPa de structuur is gewijzigd, noch vertonen ze elektrisch geleidend.

Waar is het en verkrijgt

Chloride zouten

Halita's robuuste kristallen, beter bekend als gemeenschappelijk of tafelzout. Bron: Parent Géry [CC BY-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licenties/by-sa/3.0)]

Chloor in zijn gasvormige toestand kan nergens op het aardoppervlak worden gevonden, omdat het zeer reactief is en chloriden heeft gevormd. Deze chloriden zijn goed verspreid over de korst van de aarde en bovendien, na miljoenen jaren van de regen te worden gesleept, zijn de zeeën en oceanen verrijkend.

Onder alle chloriden is de NaCl del Mineral Halita (superieure afbeelding) de meest voorkomende en overvloedige; Gevolgd door de Silvina, KCL en Sournalita, MGCL Minerals₂· KCL · 6H₂OF. Wanneer de watermassa's verdampen door de werking van de zon, laten woestijnzoutmeren achter, waaruit NaCl direct kan worden geëxtraheerd als grondstof voor chloor.

Pekelelektrolyse

NaCl lost in water op om een ​​pekel te produceren (26%), waaraan elektrolyse wordt onderworpen aan een chloralcaline -cel. Daar vinden twee semi -reacties plaats in de anode- en kathodecompartimenten:

2cl^-(AC) => Cl₂(g) + 2e^- (Anode)

2h₂Of (l) + 2e^- => 2oH^-(AC) + H₂(g) (kathode)

En de globale vergelijking voor beide reacties is:

2NACL (AC) + 2H₂Of (l) => 2naOH (ac) + h₂(g) + Cl₂(G)

Terwijl de reactie plaatsvindt, namen⁺ gevormd bij de anode migreren ze naar het kathodecompartiment dat een permeabel asbestmembraan oversteken. Om die reden bevindt de NaOH zich aan de rechterkant van de globale vergelijking. Beide gassen, Cl₂ en h₂, Ze worden respectievelijk verzameld uit de anode en kathode.

De onderste afbeelding illustreert de nieuwe geschreven:

Diagram voor chloorproductie door pekelelektrolyse. Bron: JKWCHUI [CC BY-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licenties/by-sa/3.0)]

Merk op dat de concentratie van de pekel aan het einde met 2% afneemt (het gaat van 24 naar 26%), wat betekent dat een deel van zijn CL^- originelen omgezet in CL -moleculen₂. Uiteindelijk heeft de industrialisatie van dit proces een methode verleend om chloor-, waterstof- en natriumhydroxide te produceren.

Zure oplossing van pyrolusiet

Zoals vermeld in de sectie Geschiedenis, kan het gasvormige chloor worden geproduceerd door monsters van pyrolusieterts op te lossen met zoutzuur. De volgende chemische vergelijking toont de producten die zijn verkregen uit de reactie:

MNE₂(s) + 4HCl (ac) => mcl₂(AC) + 2H₂Of (l) + cl₂(G)

Legeringen

Er zijn geen chloorlegeringen om twee eenvoudige redenen: hun gasvormige moleculen kunnen niet worden gevangen tussen metalen kristallen, en deze zijn ook zeer reactief, dus ze zouden onmiddellijk reageren met metalen om hun respectieve chloride te produceren.

Aan de andere kant zijn chloriden ook niet wenselijk, omdat ze, eenmaal opgelost in water, een zoutoplossing effect uitoefenen dat corrosie in legeringen bevordert; En daarom lossen metalen op om metalen chloriden te vormen. Het corrosieproces voor elke legering is anders; Sommige zijn gevoeliger dan andere.

Chloor is bijgevolg helemaal geen goed additief voor legeringen; noch als Cl₂ noch zoals Cl^- (En de atomen zouden erg reactief zijn zodat ze zelfs kunnen bestaan).

Risico's

Hoewel de oplosbaarheid van chloor in water laag is, is het voldoende om in de vochtigheid van onze huid en ogen het zoutzuur te produceren, dat uiteindelijk de weefsels die ernstige irritaties en zelfs verlies van het gezichtsvermogen veroorzaken, corroden.

Nog erger is om hun geelachtige groenachtige dampen in te ademen, omdat het eenmaal in de longen opnieuw zuren genereert en het longweefsel beschadigt. Hiermee ervaart de persoon keelpijn, hoest en ademhalingsmoeilijkheden vanwege de vloeistoffen gevormd in de longen.

Als er een chloorontsnapping is, wordt het geconfronteerd met een bijzonder gevaarlijke situatie: lucht kan niet eenvoudig zijn dampen "vegen"; Blijf daar totdat ze reageren of zich langzaam verspreiden.

Kan u van dienst zijn: Precisiebalans: kenmerken, functies, onderdelen, gebruik

Bovendien is het een zeer oxiderende verbinding, dus verschillende stoffen kunnen explosief met hem reageren op het minste contact; Zoals bij staalwol en aluminium. Dat is de reden waarom wanneer er een opgeslagen chloor is, alle nodige overwegingen moeten worden genomen om brandrisico's te voorkomen.

Ironisch genoeg, hoewel gasvormige chloor dodelijk is, is het chloride -anion niet giftig; Het kan worden geconsumeerd (met mate), brandt niet of reageert niet behalve met fluoride en andere reagentia.

Toepassingen

Synthese

Ongeveer 81 % van het jaarlijks geproduceerde gasvormige chloor is bestemd voor de synthese van organische en anorganische chloriden. Afhankelijk van de mate van covalentie van deze verbindingen, kan chloor worden gevonden als louter CL-atomen in gechloreerde organische moleculen (met C-Cl-bindingen), of als clionen^- In een paar chloride zouten (NaCl, CaCl₂, Mgcl₂, enz.)).

Elk van die verbindingen heeft zijn eigen toepassingen. Bijvoorbeeld chloroform (chcl₃) en ethylchloride (ch₃Ch₂Cl) zijn oplosmiddel dat is gebruikt als anesthetica in de inhalatie; De diclorometano (ch₂Klet₂) en koolstoftetrachloride (CCL₄), Van hun kant, ze worden oplosmiddel die veel worden gebruikt in organische chemielaboratoria.

Wanneer deze gechloreerde verbindingen vloeibaar zijn, zijn ze meestal bestemd als oplosmiddelen voor organische reacties.

In andere verbindingen vertegenwoordigt de aanwezigheid van chlooratomen een toename op het dipoolmoment, zodat ze in grotere mate kunnen communiceren met een polaire matrix; een gevormd door eiwitten, aminozuren, nucleïnezuren, enz., biomoleculen. Chloor heeft dus ook papier in de synthese van geneesmiddelen, pesticiden, insecticiden, fungiciden, enz.

Wat betreft anorganische chloriden, worden ze meestal gebruikt als katalysatoren, grondstof voor het verkrijgen van metalen door elektrolyse of clionbronnen^-.

Biologisch

Gaseous of elementair chloor speelt geen rol in levende wezens dan het vernietigen van hun weefsels. Dit betekent echter niet dat hun atomen niet in het lichaam kunnen worden gevonden. Bijvoorbeeld Cl -ionen^- Ze zijn zeer overvloedig in het cellulaire en extracellulaire medium en helpen de na -ionen te regelen⁺ en CA²⁺, grotendeels.

Evenzo maakt zoutzuur deel uit van het maagsap waarmee voedsel in de maag wordt verteerd; zijn clionen^-, In het gezelschap van h₃OF⁺, Definieer de pH bijna 1 van deze secreties.

Chemische wapens

De dichtheid van het gasvormige chloor maakt het een dodelijke substantie wanneer het wordt gemorst of in gesloten of open ruimtes wordt gegoten. Dichter zijn dan lucht, een stroom ervan sleept niet gemakkelijk chloor, dus het blijft een aanzienlijke tijd voordat het eindelijk verspreidt.

In de Eerste Wereldoorlog werd dit chloor bijvoorbeeld gebruikt in slagvelden. Eenmaal vrijgelaten, sloop hij in de loopgraven om de soldaten te verstikken en hen te dwingen naar de oppervlakte te gaan.

Ontsmettingsmiddel

De zwembaden zijn gechloreerd om de reproductie en verspreiding van micro -organismen te voorkomen. Bron: Pixabay.

De gechloriseerde oplossingen, die waar gasvormige chloor is opgelost in water en vervolgens alkaliseerd met een buffer, hebben uitstekende desinfecterende eigenschappen, en remmen de rot van weefsels remmen. Ze zijn gebruikt om open wonden te desinfecteren om pathogene bacteriën te elimineren.

Poolwater is precies gechloreerd om bacteriën, microben en parasieten te elimineren die het kunnen huisvesten. Voor dit doel werd vroeger chloor gebruikt, maar de werking ervan is behoorlijk agressief. In plaats daarvan worden natriumhypochlorietoplossingen (bleekmiddel) of trichloroisocianuriczuur (ATC) gebruikt (ATC).

Het voorgaande laat zien dat het niet de CL is₂ Degene die de desinfecterende werking uitoefent, maar de HCLO, hypochlorietzuur, die radicalen produceert of · die micro -organismen vernietigen.

Bleekmiddel

Zeer vergelijkbaar met zijn desinfecterende werking, chloor bleek ook de materialen omdat de kleuren verantwoordelijk zijn voor de HCLO. De gechloriseerde oplossingen zijn dus ideaal voor het verwijderen van de vlekken uit witte kledingstukken, of om papieren pulp te bleken.

Polyvinylchloride

De belangrijkste gechloreerde verbinding van allemaal, waarvoor ongeveer 19% van de resterende productie van gasvormige chloor wordt toegewezen, is vinylpolychloride (PVC). Dit plastic heeft meerdere toepassingen. Hiermee worden waterleidingen gemaakt, de ramenframes, wanden van wanden en vloeren, elektrische bedrading, intraveneuze zakken, jassen, enz.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). MC Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Chloor. Opgehaald uit: in.Wikipedia.borg
3. Laura H. et al. (2018). Structuur van vast chloor bij 1.45 Gpazeitschrift für Kristallgraphie. Crystalline Materials, Volume 234, nummer 4, pagina's 277-280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (print) 2194-4946, doi: doi.org/10.1515/ZKRI-2018-2145
4. Nationaal centrum voor biotechnologie -informatie. (2019). Chloor. PubChem -database. CID = 24526. Hersteld van: pubchem.NCBI.NLM.NIH.Gov
5. Marques Miguel. (S.F.)). Chloor. Hersteld van: nautilus.Fis.UC.PT
6. American Chemistry Council. (2019). Chloorchemie: introductie tot chloor. Hersteld van: chloor.Americachemistry.com
7. Fong-yan Ma. (S.F.)). Corrosieve effecten van chloriden op metalen. Afdeling Marine Engineering, Ntou Republiek China (Taiwan).
8. New York staat. (2019). De feiten over chloor. Hersteld van: gezondheid.NY.Gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Feiten van chloorelementen. Chemicool. Hersteld van: chemicool.com