Clor

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Clor
SulfClorArgon
F
  Orthorhombic.svg

17
Cl
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Cl
Br
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Clor, Cl, 17
Serie chimică halogene
Grupă, Perioadă, Bloc 17, 3, p
Densitate 3,214 kg/m³
Culoare galben verzui
Număr CAS
Număr EINECS
Proprietăți atomice
Masă atomică 35,453 u
Rază atomică 100 (79) pm
Rază de covalență 99 pm
Rază van der Waals 180 pm
Configurație electronică [Ne] 3s2 3p5
Electroni pe nivelul de energie 2, 8, 7
Număr de oxidare 0, ±1, +3, +5, +7
Oxid acid tare
Structură cristalină ortorombică
Proprietăți fizice
Fază ordinară gaz
Punct de topire -101,5 °C ; 171,6 K
Punct de fierbere -34 °C ; 239,11 K
Energie de fuziune 3,203 kJ/mol
Energie de evaporare 10,2 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 17,39×10-3 m³/kmol
Presiune de vapori > p atm.
Viteza sunetului 206 m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 3,16
Căldură specifică 480 J/(kg·K)
Conductivitate electrică S/m
Conductivitate termică 8,9×10-3 W/(m·K)
Primul potențial de ionizare 1251,2 kJ/mol
Al 2-lea potențial de ionizare 2298 kJ/mol
Al 3-lea potențial de ionizare 3822 kJ/mol
Al 4-lea potențial de ionizare 5158,6 kJ/mol
Al 5-lea potențial de ionizare 6542 kJ/mol
Al 6-lea potențial de ionizare 9362 kJ/mol
Al 7-lea potențial de ionizare 11.018 kJ/mol
Al 8-lea potențial de ionizare 33.604 kJ/mol
Al 9-lea potențial de ionizare 38.600 kJ/mol
Al 10-lea potențial de ionizare 43.961 kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
35Cl 75,77 % stabil cu 18 neutroni
36Cl urme
sintetic
301.000 ani β-
ε / β+
0,709
1,142
36Ar
36S
37Cl 24,23 % stabil cu 20 neutroni
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

Clorul (din termenul de origine greacă 'χλωρóς', khlôros, ce înseamnă verde pal), este elementul chimic cu numărul atomic 17, fiind notat cu simbolul Cl. Este un halogen, care se află în grupa 17 (VII, VIIa sau VIIb) a tabelului periodic. Sub forma ionului clorură, care este în alcătuirea sărurilor comune și a altor compuși, este abundent în natură și necesar multor forme de viață, inclusiv a omului. În starea sa elementară prezintă moleculă diatomică. Clorul este un agent oxidant puternic, fiind utilizat în procesele de albire și dezinfectare. În stratul superior al atmosferei, moleculele care conțin clor au fost implicate în distrugerea stratului de ozon.

Răspândirea în natură[modificare | modificare sursă]

Clorul se găsește în natură sub forma de cloruri. Clorurile alcătuiesc cea mai mare parte a sărurilor din apa oceanică - ionii clorură reprezintă aproximativ 1,9% din masa oceanica - dar se întâlnesc și sub forma depozitelor solide în scoarța terestră.

În natură se găsesc doar izotopii 35 și 37, într-o proporție de aproximativ 3:1, ceea ce dă atomilor de clor o masă generală de 35,5.

Metode de obținere[modificare | modificare sursă]

Molecula diatomica de clor se poate obtine din clorurile sale prin oxidare cu agenți oxidanți puternici sau electroliză, sau din compușii cu numere de oxidare superioare lui 0 prin reducere.

Industrial, se obține prin electroliza unei soluții de NaCl, după ecuația:

2NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

Stări de oxidare[modificare | modificare sursă]

Clorul poate avea următoarele stări de oxidare:

Producția[modificare | modificare sursă]

Analiza clorului lichid

În industria chimică, clorul este, de obicei produs prin electroliza clorurii de sodiu dizolvată în apă. Această metodă, metoda procesului clorurilor alcaline industrializate în 1892, prevede acum în esență tot clorul gazos industrial. Împreună cu clorul, metoda produce hidrogenul gazos și hidroxidul de sodiu (hidroxidul de sodiu fiind, de fapt, cea mai importantă dintre cele trei produse industriale fabricate de proces). Procesul procedează conform ecuației chimice următoare:[1]


2NaCl + 2H2O → Cl2 + H2 + 2NaOH


Electroliza soluțiilor de clorură proceda tot în conformitate cu următoarele ecuații:


Catod: 2H + (aq) + 2 e-→ H2 (g) Anod: 2Cl-(aq) → Cl2 (g) + 2 e-


Procesul global: 2NaCl (sau KCl) + 2H2O → Cl2 + H2 + 2NaOH (sau KOH)


În electroliza cu diafragmă, o diafragmă de azbest (sau fibră de polimer) separă un catod și un anod, prevenind formarea clorului la anod la reamestecare cu hidroxidul de sodiu și hidrogenul format la catod[2]. Soluția de sare (saramura) este continuu alimentată la compartimentul anodic și curge prin membrana la compartimentul catodic, unde se produce caustica alcalina și saramură sunt parțial epuizate. Metode de membrane produc diluat și ușor impurificată alcaline, dar ele nu sunt împovărate cu problema de a preveni descărcarea mercuruluui în mediu și sunt mai eficiente energetic. Electroliza membranei celulei angaja membrană permeabilă ca un schimbător de ioni. Sodiul saturat (sau de potasiu) soluția de clorură este trecută prin compartimentul anodic, lăsând la o concentrație mai mică[3]. Această metodă este mai eficientă decât cea cu diafragmă și produce un sodiu foarte pur (sau potasiu), hidroxidul de la concentrație este de aproximativ 32%, dar necesită saramură foarte curată.

Utilizări[modificare | modificare sursă]

Chlorine liquid in an ampoule.jpg

Clorul este folosit în purificarea apei, dezinfectanți, înălbitori fiind un gaz asfixiant este folosit și la producerea gazului de luptă gazul de muștar.

Clorul se regăsește și în utilizările de zi cu zi:

  • Sub formă de acid hipocloros(HClO), obținut prin hidroliza hipocloritului de sodiu(NaClO). Se utilizează pentru eliminarea bacteriilor și a altor microbi din apa de băut și piscine.
  • Folosit în cantități mari în: produse de hârtie, produse antiseptice, coloranți, mâncare, insecticide, vopsele, produse petroliere, produse plastice, medicină, textile, solvenți, precum și multe alte produse de larg consum.

În chimia organică se folosesc proprietățile oxidante ale clorului pentru a substitui atomi de hidrogen din componența moleculelor, conferindu-le diferite proprietăți superioare(de exemplu în copolimerii din cauciucurile sintetice)

Soluțiile perfuzabile, denumite ser fiziologic sunt soluții de 0,9% NaCl.

Alte utilizări includ: producerea de clorați, cloroform, tetraclorură de carbon și extragerea bromului.

Siguranță[modificare | modificare sursă]

Clorul este mortal în cantități mari. Pentru că este mai greu ca aerul, el înlocuiește oxigenul din plămâni.

Istoric[modificare | modificare sursă]

Descoperire[modificare | modificare sursă]

Clorul a fost produs pentru prima oară în 1774 de către Carl Wilhelm Scheele.Scheele a colectat gaz eliberat de reacția propulsiei cu dioxid de mangan.Noul gaz a avut,în conformitate cu Scheele,un miros foarte perceptibil și în aer capătă o culoare galbenă.

Scheele a remarcat de asemenea calitățile de albire din noul gaz .

Note[modificare | modificare sursă]

Legături externe[modificare | modificare sursă]