CLORO: STORIA, PROPRIETÀ, STRUTTURA, RISCHI, USI - CHIMICA - 2024

Il cloro è un elemento chimico che è rappresentato dal simbolo Cl. Il secondo degli alogeni, essendo situato al di sotto del fluoro, ed è il terzo elemento più elettronegativo di tutti. Il suo nome deriva dal suo colore verde giallastro, più intenso del fluoruro.

Generalmente, quando qualcuno sente il tuo nome, la prima cosa a cui pensa sono i prodotti sbiancanti per i vestiti e l'acqua delle piscine. Sebbene il cloro funzioni efficacemente in questi esempi, non è il suo gas, ma i suoi composti (soprattutto l'ipoclorito) che esercitano l'azione sbiancante e disinfettante.

Fiaschetta rotonda con cloro gassoso all'interno. Fonte: Larenmclane

L'immagine in alto mostra una beuta rotonda con gas cloro. La sua densità è maggiore di quella dell'aria, il che spiega perché rimane nel pallone e non fuoriesce nell'atmosfera; come accade con altri gas più leggeri, per dire elio o azoto. In questo stato è una sostanza estremamente tossica, in quanto produce acido cloridrico nei polmoni.

Ecco perché il cloro elementare o gassoso non ha molti usi, se non in alcune sintesi. Tuttavia i suoi composti, siano essi sali o molecole organiche clorurate, coprono un buon repertorio di usi, andando oltre le piscine e gli indumenti bianchissimi.

Allo stesso modo, i suoi atomi sotto forma di anioni cloruro si trovano all'interno del nostro corpo, regolando i livelli di sodio, calcio e potassio, così come nel succo gastrico. Altrimenti, l'ingestione di cloruro di sodio sarebbe ancora più letale.

Il cloro è prodotto dall'elettrolisi della salamoia, ricca di cloruro di sodio, un processo industriale in cui si ottengono anche idrossido di sodio e idrogeno. E poiché i mari sono una fonte quasi inesauribile di questo sale, le potenziali riserve di questo elemento nell'idrosfera sono molto grandi.

Storia

Primi approcci

A causa dell'elevata reattività del cloro gassoso, le antiche civiltà non sospettarono mai della sua esistenza. Tuttavia, i suoi composti hanno fatto parte della cultura dell'umanità fin dai tempi antichi; la sua storia inizia legata al sale comune.

D'altra parte, il cloro è derivato da eruzioni vulcaniche e quando qualcuno ha sciolto l'oro nell'acqua regia; Ma nessuno di questi primi approcci era nemmeno sufficiente per formulare l'idea che detto gas verde-giallastro fosse un elemento o composto.

Scoperta

La scoperta del cloro è attribuita al chimico svedese Carl Wilhelm Scheele, che nel 1774 eseguì la reazione tra il minerale pirolusite e l'acido cloridrico (allora chiamato acido muriatico).

Scheele ottiene il merito di essere stato il primo scienziato a studiare le proprietà del cloro; sebbene sia stato precedentemente riconosciuto (1630) da Jan Baptist van Helmont.

Interessanti sono gli esperimenti con cui Scheele ha ottenuto le sue osservazioni: ha valutato l'azione sbiancante del cloro sui petali rossastri e bluastri dei fiori, nonché sulle foglie di piante e insetti morti all'istante.

Allo stesso modo, ha riferito il suo alto tasso di reattività per i metalli, il suo odore soffocante e l'effetto indesiderato sui polmoni, e che una volta sciolto in acqua ne aumenta l'acidità.

Acido ossimuratico

A quel punto, i chimici consideravano un acido per qualsiasi composto che avesse ossigeno; così hanno erroneamente pensato che il cloro dovesse essere un ossido gassoso. È così che lo chiamavano "acido ossimuriatico" (ossido di acido muriatico), un nome coniato dal famoso chimico francese Antoine Lavoisier.

Poi, nel 1809 Joseph Louis Gay-Lussac e Louis Jacques Thénard tentarono di ridurre questo acido con il carbone; reazione con cui hanno ottenuto metalli dai loro ossidi. In questo modo, volevano estrarre l'elemento chimico del presunto acido ossimuratico (che chiamavano "aria deflogsticata di acido muriatico".

Tuttavia, Gay-Lussac e Thénard fallirono nei loro esperimenti; ma avevano ragione nel considerare la possibilità che detto gas verde-giallastro fosse un elemento chimico e non un composto.

Riconoscimento come elemento

Il riconoscimento del cloro come elemento chimico fu grazie a Sir Humphry Davy, che nel 1810 condusse i suoi esperimenti con elettrodi di carbonio e concluse che un simile ossido di acido muriatico non esisteva.

Inoltre, è stato Davy a coniare il nome "cloro" per questo elemento dalla parola greca "chloros", che significa verde giallastro.

Mentre studiavano le proprietà chimiche del cloro, molti dei suoi composti si sono rivelati di natura salina; quindi lo chiamarono "alogeno", che significa formatore di sale. Quindi, il termine alogeno è stato utilizzato con gli altri elementi del suo stesso gruppo (F, Br e I).

Michael Faraday riuscì persino a liquefare il cloro in un solido che, essendo contaminato con l'acqua, formò l'idrato Cl ₂ · H ₂ O.

Il resto della storia del cloro è legata alle sue proprietà disinfettanti e sbiancanti, fino allo sviluppo del processo industriale di elettrolisi della salamoia per produrre enormi quantità di cloro.

Proprietà fisiche e chimiche

Aspetto fisico

È un gas verde-giallastro denso e opaco con un odore acre irritante (una versione super potenziata del cloro commerciale) ed è altamente velenoso.

Numero atomico (Z)

17

Peso atomico

35.45 u.

Se non diversamente indicato, il resto delle proprietà corrisponde a quantità misurate per il cloro molecolare, Cl ₂ .

Punto di ebollizione

-34,04 ºC

Punto di fusione

-101,5 ºC

Densità

-In condizioni normali, 3,2 g / L

-Proprio al punto di ebollizione, 1,5624 g / mL

Notare che il cloro liquido è circa cinque volte più denso del suo gas. Inoltre, la densità del suo vapore è 2,49 volte maggiore di quella dell'aria. Ecco perché nella prima immagine il cloro non tende a fuoriuscire dal pallone tondo, essendo più denso dell'aria si trova in basso. Questa caratteristica lo rende un gas ancora più pericoloso.

Calore di fusione

6,406 kJ / mol

Calore di vaporizzazione

20,41 kJ / mol

Capacità termica molare

33,95 J / (mol K)

Solubilità dell'acqua

1,46 g / 100 mL a 0 ºC

Pressione del vapore

7,67 atm a 25 ° C. Questa pressione è relativamente bassa rispetto ad altri gas.

elettronegatività

3.16 della scala Pauling.

Energie di ionizzazione

-Primo: 1251,2 kJ / mol

-Secondo: 2298 kJ / mol

-Terzo: 3822 kJ / mol

Conduttività termica

8,9 ^10-3 W / (m · K)

isotopi

Il cloro si presenta in natura principalmente come due isotopi: ³⁵ Cl, con un'abbondanza del 76%, e ³⁷ Cl, con un'abbondanza del 24%. Pertanto, il peso atomico (35,45 u) è una media delle masse atomiche di questi due isotopi, con le rispettive percentuali di abbondanza.

Tutti i radioisotopi del cloro sono artificiali, tra i quali spicca il ³⁶ Cl come il più stabile, con un'emivita di 300.000 anni.

Numeri di ossidazione

Il cloro può avere vari numeri o stati di ossidazione quando fa parte di un composto. Essendo uno degli atomi più elettronegativi nella tavola periodica, di solito ha numeri di ossidazione negativi; tranne quando incontra ossigeno o fluoro, nei cui ossidi e fluoruri, rispettivamente, deve "perdere" elettroni.

Nei loro numeri di ossidazione si ipotizza l'esistenza o la presenza di ioni con la stessa grandezza di carica. Quindi, abbiamo: -1 (Cl ^- , il famoso anione cloruro), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl ⁵⁺ ), +6 (Cl ⁶⁺ ) e +7 (Cl ⁷⁺ ). Di tutti loro, -1, +1, +3, +5 e +7 sono i più comuni trovati nei composti clorurati.

Ad esempio, in ClF e ClF ₃ i numeri di ossidazione per il cloro sono +1 (Cl ⁺ F ^- ) e +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). In Cl ₂ O, questo è +1 (Cl ₂ ⁺ O ^2- ); mentre in ClO ₂ , Cl ₂ O ₃ e Cl ₂ O ₇ sono +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2- ), +3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) e +7 (Cl ₂ ⁷⁺ Oppure ₇ ^2- ).

In tutti i cloruri, invece, il cloro ha un numero di ossidazione -1; come nel caso di NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), dove è valido dire che Cl ^- esiste data la natura ionica di questo sale.

Struttura e configurazione elettronica

Molecola di cloro

Molecola di cloro biatomico rappresentata con un modello di riempimento spaziale. Fonte: Benjah-bmm27 tramite Wikipedia.

Gli atomi di cloro nel loro stato fondamentale hanno la seguente configurazione elettronica:

3s ² 3p ⁵

Pertanto, ognuno di loro ha sette elettroni di valenza. A meno che non siano sovraccarichi di energia, ci saranno singoli atomi di Cl nello spazio, come se fossero biglie verdi. Tuttavia, la loro tendenza naturale è quella di formare legami covalenti tra di loro, completando così i loro ottetti di valenza.

Nota che hanno bisogno di un solo elettrone per avere otto elettroni di valenza, quindi formano un singolo legame semplice; questo è quello che unisce due atomi di Cl per creare la molecola di Cl ₂ (immagine in alto), Cl-Cl. Ecco perché il cloro in condizioni normali e / o terrestri è un gas molecolare; non monoatomico, come con i gas nobili.

Interazioni intermolecolari

La molecola Cl ₂ è omonucleare e apolare, quindi le sue interazioni intermolecolari sono governate dalle forze di diffusione di Londra e dalle sue masse molecolari. In fase gassosa la distanza Cl ₂ -Cl ₂ è relativamente breve rispetto ad altri gas, il che, sommata alla sua massa, lo rende un gas tre volte più denso dell'aria.

La luce può eccitare e promuovere transizioni elettroniche all'interno degli orbitali molecolari di Cl ₂ ; di conseguenza appare il suo caratteristico colore verde-giallastro. Questo colore si intensifica allo stato liquido e poi scompare parzialmente quando si solidifica.

Al diminuire della temperatura (-34 ºC), le molecole di Cl ₂ perdono energia cinetica e la distanza Cl ₂ -Cl ₂ diminuisce; quindi, questi si fondono e finiscono per definire il cloro liquido. Lo stesso accade quando il sistema viene raffreddato ancora di più (-101 ºC), ora con le molecole di Cl ₂ così vicine tra loro da definire un cristallo ortorombico.

Il fatto che esistano cristalli di cloro è indicativo che le loro forze dispersive sono sufficientemente direzionali da creare un modello strutturale; cioè strati molecolari di Cl ₂ . La separazione di questi strati è tale che la loro struttura non viene modificata anche sotto una pressione di 64 GPa, né mostrano conduzione elettrica.

Dove trovare e ottenere

Sali di cloruro

Robusti cristalli di alite, meglio conosciuti come sale da cucina o comune. Fonte: genitore Géry

Il cloro allo stato gassoso non si trova da nessuna parte sulla superficie terrestre, in quanto è molto reattivo e tende a formare cloruri. Questi cloruri sono ben diffusi in tutta la crosta terrestre e, inoltre, dopo milioni di anni di essere stati spazzati via dalle piogge, stanno arricchendo i mari e gli oceani.

Di tutti i cloruri, il NaCl del minerale alite (immagine in alto) è il più comune e abbondante; seguito dai minerali silvin, KCl e carnalite, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Quando le masse d'acqua evaporano per azione del Sole, lasciano laghi salati del deserto, dai quali NaCl può essere estratto direttamente come materia prima per la produzione di cloro.

Elettrolisi della salamoia

Il NaCl si dissolve in acqua per produrre una salamoia (26%), che viene sottoposta ad elettrolisi all'interno di una cella cloro-alcalina. Ci sono due semireazioni nei compartimenti dell'anodo e del catodo:

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

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

E l'equazione globale per entrambe le reazioni è:

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

Man mano che la reazione procede, gli ioni Na ⁺ formati all'anodo migrano nel compartimento catodico attraverso una membrana di amianto permeabile. Per questo motivo NaOH si trova sul lato destro dell'equazione globale. Entrambi i gas, Cl ₂ e H ₂ , vengono raccolti rispettivamente dall'anodo e dal catodo.

L'immagine sotto illustra quanto appena scritto:

Diagramma per la produzione di cloro mediante elettrolisi della salamoia. Fonte: Jkwchui

Si noti che la concentrazione della salamoia alla fine diminuisce del 2% (dal 24 al 26%), il che significa che parte degli anioni Cl ^{- le} molecole originali sono diventate Cl ₂ . Alla fine, l'industrializzazione di questo processo ha fornito un metodo per produrre cloro, idrogeno e idrossido di sodio.

Dissoluzione acida della pirolusite

Come accennato nella sezione storia, il gas cloro può essere prodotto sciogliendo campioni di minerali pirolusitici con acido cloridrico. La seguente equazione chimica mostra i prodotti ottenuti dalla reazione:

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

leghe

Le leghe di cloro non esistono per due semplici motivi: le loro molecole gassose non possono essere intrappolate tra i cristalli metallici, e sono anche molto reattive, quindi reagirebbero immediatamente con i metalli per produrre i loro rispettivi cloruri.

D'altronde neppure i cloruri sono desiderabili, in quanto una volta disciolti in acqua esercitano un effetto salino che favorisce la corrosione delle leghe; e quindi, i metalli si dissolvono per formare cloruri metallici. Il processo di corrosione per ciascuna lega è diverso; alcuni sono più suscettibili di altri.

Il cloro, quindi, non è affatto un buon additivo per le leghe; né come Cl ₂ né come Cl ^- (e gli atomi di Cl sarebbero troppo reattivi per esistere).

rischi

Sebbene la solubilità del cloro in acqua sia bassa, è sufficiente produrre acido cloridrico nell'umidità della nostra pelle e degli occhi, che finisce per corrodere i tessuti, provocando gravi irritazioni e persino perdita della vista.

Ancora peggio è respirare i suoi vapori giallastri verdastri, poiché una volta nei polmoni genera nuovamente acidi e danneggia il tessuto polmonare. Con questo, la persona avverte mal di gola, tosse e difficoltà respiratorie a causa dei fluidi formati nei polmoni.

Se c'è una perdita di cloro, ci si trova in una situazione particolarmente pericolosa: l'aria non può semplicemente "spazzare via" i suoi vapori; rimangono lì finché non reagiscono o si disperdono lentamente.

Oltre a questo, è un composto altamente ossidante, quindi varie sostanze possono reagire in modo esplosivo con esso al minimo contatto; proprio come la lana d'acciaio e l'alluminio. Ecco perché dove viene immagazzinato il cloro, devono essere prese tutte le considerazioni necessarie per evitare rischi di incendio.

Ironia della sorte, mentre il cloro gassoso è mortale, il suo anione cloruro non è tossico; Può essere consumato (con moderazione), non brucia, né reagisce se non con fluoro e altri reagenti.

applicazioni

Sintesi

Circa l'81% del cloro gassoso prodotto annualmente viene utilizzato per la sintesi di cloruri organici e inorganici. A seconda del grado di covalenza di questi composti, il cloro può essere trovato come meri atomi di Cl in molecole organiche clorurate (con legami C-Cl), o come ioni Cl ^- in pochi sali di cloruro (NaCl, CaCl ₂ , MgCl ₂ , eccetera.).

Ciascuno di questi composti ha le sue applicazioni. Ad esempio, il cloroformio (CHCl ₃ ) e il cloruro di etile (CH ₃ CH ₂ Cl) sono solventi che vengono utilizzati come anestetici per inalazione; il diclorometano (CH ₂ Cl ₂ ) e il tetracloruro di carbonio (CCl ₄ ), da parte loro, sono solventi ampiamente utilizzati nei laboratori di chimica organica.

Quando questi composti clorurati sono liquidi, la maggior parte delle volte vengono utilizzati come solventi per mezzi di reazione organici.

In altri composti, la presenza di atomi di cloro rappresenta un aumento del momento di dipolo, in modo che possano interagire in misura maggiore con una matrice polare; uno composto da proteine, amminoacidi, acidi nucleici, ecc., biomolecole. Pertanto, il cloro ha anche un ruolo nella sintesi di farmaci, pesticidi, insetticidi, fungicidi, ecc.

Riguardo cloruri inorganici, sono solitamente utilizzati come catalizzatori, materia prima per ottenere metalli mediante elettrolisi, o fonti di Cl ^- ioni .

Biologico

Il cloro gassoso o elementare non ha alcun ruolo negli esseri viventi se non quello di distruggere i loro tessuti. Tuttavia, questo non significa che i suoi atomi non possano essere trovati nel corpo. Ad esempio, gli ioni Cl ^- sono molto abbondanti nell'ambiente cellulare ed extracellulare e aiutano a controllare i livelli di ioni Na ⁺ e Ca ²⁺ , principalmente.

Allo stesso modo, l'acido cloridrico fa parte del succo gastrico con cui il cibo viene digerito nello stomaco; i loro ioni Cl ^- , in compagnia di H ₃ O ⁺ , definiscono il pH vicino a 1 di queste secrezioni.

Armi chimiche

La densità del cloro gassoso lo rende una sostanza mortale se versato o versato in spazi chiusi o aperti. Essendo più denso dell'aria, una sua corrente non trasporta facilmente il cloro, quindi rimane per un tempo considerevole prima di disperdersi definitivamente.

Nella prima guerra mondiale, ad esempio, questo cloro veniva usato sui campi di battaglia. Una volta rilasciato, si sarebbe intrufolato nelle trincee per soffocare i soldati e costringerli a emergere.

Disinfettante

Le piscine sono clorate per impedire la riproduzione e la diffusione di microrganismi. Fonte: Pixabay.

Le soluzioni clorurate, quelle in cui il cloro gassoso è stato disciolto in acqua e poi reso alcalino con un tampone, hanno eccellenti proprietà disinfettanti, oltre a inibire la putrefazione dei tessuti. Sono stati usati per disinfettare le ferite aperte per eliminare i batteri patogeni.

L'acqua della piscina è clorata con precisione per eliminare batteri, microbi e parassiti che possono al suo interno. Il cloro gassoso veniva utilizzato per questo scopo, tuttavia la sua azione è piuttosto aggressiva. Vengono invece utilizzate soluzioni di ipoclorito di sodio (candeggina) o compresse di acido tricloroisocianurico (TCA).

Quanto sopra mostra che non è Cl ₂ che esercita l'azione disinfettante ma HClO, acido ipoclorito, che produce radicali O che distruggono i microrganismi.

Candeggiare

Molto simile alla sua azione disinfettante, il cloro sbianca anche i materiali perché i coloranti responsabili dei colori vengono degradati dall'HClO. Pertanto, le sue soluzioni clorurate sono ideali per rimuovere le macchie dagli indumenti bianchi o per sbiancare la pasta di carta.

Cloruro di polivinile

Il composto di cloro più importante di tutti, che rappresenta circa il 19% della produzione rimanente di cloro gassoso, è il cloruro di polivinile (PVC). Questa plastica ha molteplici usi. Con esso vengono realizzati tubi dell'acqua, infissi, rivestimenti per pareti e pavimenti, cavi elettrici, sacche per flebo, cappotti, ecc.

Riferimenti

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