KLOR: HISTORIK, EGENSKAPER, STRUKTUR, RISKER, ANVÄNDNINGAR - KEMI - 2025

Den klor är ett grundämne som representeras av symbolen Cl. Den andra av de halogener, är belägen under fluor, och är den tredje mest elektro element i alla. Namnet kommer från sin gulaktiga gröna färg, som är mer intensiv än fluor.

Populärt, när någon hör ditt namn, är det första de tänker på blekprodukterna för kläder och vattnet i simbassänger. Även om klor fungerar effektivt i sådana exempel är det inte dess gas, utan dess föreningar (särskilt hypoklorit) som utövar blekning och desinficeringsverkan.

Rund kolv med gasformigt klor inuti. Källa: Larenmclane

Den översta bilden visar en rund kolv med klorgas. Dess densitet är större än luftens, vilket förklarar varför den förblir i kolven och inte flyr ut i atmosfären; som det händer med andra lättare gaser, för att säga helium eller kväve. I detta tillstånd är det ett extremt giftigt ämne, eftersom det producerar saltsyra i lungorna.

Det är därför som elementärt eller gasformigt klor inte har många användningsområden, utom i vissa synteser. Men dess föreningar, vare sig det är salter eller klorerade organiska molekyler, täcker dock en bra repertoar av användningsområden, som går utöver pooler och extremt vita kläder.

Likaså finns dess atomer i form av klorjonjoner i våra kroppar, som reglerar halterna av natrium, kalcium och kalium, såväl som i magsaft. Annars skulle intaget av natriumklorid vara ännu mer dödligt.

Klor produceras genom elektrolys av saltlösning, rik på natriumklorid, en industriell process där natriumhydroxid och väte också erhålls. Och eftersom haven är en nästan outtömlig källa till detta salt, är de potentiella reserverna för detta element i hydrosfären mycket stora.

Historia

Första tillvägagångssätt

På grund av den klara gasens höga reaktivitet har antika civilisationer aldrig misstänkt att det finns. Emellertid har dess föreningar varit en del av mänsklighetens kultur sedan forntiden; dess historia började kopplas till vanligt salt.

Å andra sidan, klor uppstod från vulkanutbrott och när någon upplöst guld i aqua regia; Men ingen av de första tillvägagångssätten var till och med tillräckligt för att formulera idén att den gulgröna gasen var ett element eller en förening.

Upptäckt

Upptäckten av klor tillskrivs den svenska kemisten Carl Wilhelm Scheele, som 1774 genomförde reaktionen mellan mineralpyrolusit och saltsyra (då kallad muriasyra).

Scheele får kredit eftersom han var den första forskaren som studerade klorens egenskaper; även om det tidigare har erkänts (1630) av Jan Baptist van Helmont.

Experimenten med vilka Scheele fick sina observationer är intressanta: han utvärderade blekningsverkan av klor på rödaktiga och blåaktiga blommor av blommor, liksom på bladen på växter och insekter som omedelbart dog.

På samma sätt rapporterade han dess höga reaktiva hastighet för metaller, dess kvävande lukt och oönskade effekt på lungorna, och att när det upplöstes i vatten ökade surhetsgraden.

Oxymuratinsyra

Då ansåg kemister en syra till varje förening som hade syre; så de misstog felaktigt att klor måste vara en gasformig oxid. Så kallade de den 'oxymuriatic acid' (muriatic acid oxid), ett namn myntat av den berömda franska kemisten Antoine Lavoisier.

Sedan 1809 försökte Joseph Louis Gay-Lussac och Louis Jacques Thénard minska denna syra med träkol; reaktion med vilken de erhöll metaller från sina oxider. På det här sättet ville de extrahera det kemiska elementet i den förmodade oxymuratinsyran (som de kallade "muriatic acid deflogsticated air").

Gay-Lussac och Thénard misslyckades dock i sina experiment; men de var korrekta när de beaktade möjligheten att nämnda gulgrön gas måste vara ett kemiskt element och inte en förening.

Erkännande som ett element

Erkännandet av klor som ett kemiskt element var tack vare Sir Humphry Davy, som 1810 genomförde sina egna experiment med kolelektroder och drog slutsatsen att sådan oxid av muriasyra inte fanns.

Och dessutom var det Davy som myntade namnet "klor" för detta element från det grekiska ordet "kloros", vilket betyder gulgrönt.

När de studerade de kemiska egenskaperna hos klor befanns många av dess föreningar ha saltlösning. därför benämnade de det som en "halogen", vilket betyder saltbildare. Därefter användes termen halogen med de andra elementen i samma grupp (F, Br och I).

Michael Faraday med lyckats kondensorer kloren till en fast substans, som, på grund av att kontamineras med vatten, bildade hydratet Cl ₂ • H ₂ O.

Resten av klors historia är kopplad till dess desinficerings- och blekningsegenskaper tills utvecklingen av den industriella processen för elektrolys av saltlösning för att producera enorma mängder klor.

Fysiska och kemiska egenskaper

Fysiskt utseende

Det är en tät, ogenomskinlig gulgrön gas med en irriterande skörd lukt (en superförbättrad version av kommersiell klor) och är också extremt giftig.

Atomnummer (Z)

17

Atomvikt

35,45 u.

Om inte annat anges, resten av egenskaperna motsvarar kvantiteter som uppmätts för molekylärt klor, Cl ₂ .

Kokpunkt

-34,04 ºC

Smältpunkt

-101,5 ºC

Densitet

-Under normala förhållanden, 3,2 g / L

-Bara vid kokpunkten, 1,5624 g / ml

Observera att flytande klor är ungefär fem gånger så tätt som dess gas. Dessutom är densiteten ånga 2,49 gånger större än luftens. Därför tenderar klor inte i den första bilden att fly från den runda kolven, eftersom den är tätare än luft är den belägen i botten. Denna egenskap gör det till en ännu farligare gas.

Smältvärme

6,406 kJ / mol

Förångningsvärme

20,41 kJ / mol

Molär värmekapacitet

33,95 J / (mol K)

Vattenlöslighet

1,46 g / 100 ml vid 0 ° C

Ångtryck

7,67 atm vid 25 ° C Detta tryck är relativt lågt jämfört med andra gaser.

Elektronnegativitet

3.16 på Pauling-skalan.

Ioniseringsenergier

-Först: 1251,2 kJ / mol

-Sekund: 2298 kJ / mol

-Tredde: 3822 kJ / mol

Värmeledningsförmåga

8,9 10 ^-3 W / (mK)

isotoper

Klor förekommer i naturen främst som två isotoper: ³⁵ Cl, med ett överflöd på 76%, och ³⁷ Cl, med ett överflöd på 24%. Således är atomvikten (35,45 u) ett genomsnitt av atommassorna för dessa två isotoper med deras respektive mängdprocent.

Alla klorradioisotoper är konstgjorda, varav ³⁶ Cl framträder som de mest stabila, med en halveringstid på 300 000 år.

Oxidationsnummer

Klor kan ha olika oxidationsnummer eller tillstånd när det är en del av en förening. Eftersom det är en av de mest elektronegativa atomerna i den periodiska tabellen har den vanligtvis negativa oxidationsnummer; förutom när det stöter på syre eller fluor, i vars respektive oxid och fluorider det måste "förlora" elektroner.

I deras oxidationsnummer antas förekomsten eller närvaron av joner med samma laddningsstorlek. Således har vi: -1 (Cl ^- , den berömda kloridanjonen), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl2 ⁺ ), +3 (Cl3 ⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl ⁵⁺ ), +6 (Cl ⁶⁺ ) och +7 (Cl ⁷⁺ ). Av alla är -1, +1, +3, +5 och +7 de vanligaste i klorerade föreningar.

Till exempel, i CIF och CIF ₃ oxidationstalen för klor är en (Cl ⁺ F ^- ) och 3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). I Cl ₂ O, är detta en (Cl ₂ ⁺ O ^2- ); medan i ClOj ₂ , Cl ₂ O ₃ och Cl ₂ O ₇ är 4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2- ), 3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) och 7 (Cl ₂ ⁷⁺ Eller ₇ ^2- ).

I alla klorider, å andra sidan, har klor ett oxidationsantal på -1; som i fallet med NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), där det är giltigt att säga att Cl ^- existerar med tanke på detta saltes joniska natur.

Struktur och elektronisk konfiguration

Klormolekyl

Diatomisk klormolekyl representerad med en rumslig fyllningsmodell. Källa: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Kloratomer i deras marktillstånd har följande elektroniska konfiguration:

3s ² 3p ⁵

Därför har var och en av dem sju valenselektroner. Om de inte är överbelastade med energi kommer det att finnas individuella Cl-atomer i rymden, som om de var gröna kulor. Men deras naturliga tendens är att bilda kovalenta bindningar mellan dem och därmed fullborda deras valensokteter.

Observera att de bara behöver en elektron för att ha åtta valenselektroner, så de bildar en enda enkel bindning; detta är, en som förbinder två Cl-atomer för att skapa Cl ₂ -molekylen (övre bild), Cl-Cl. Det är därför klor under normala och / eller markbundna förhållanden är en molekylär gas; inte monatomiskt, som med ädla gaser.

Intermolekylära interaktioner

Cl _2- molekylen är homonukleär och apolär, så dess intermolekylära interaktioner styrs av Londons spridningskrafter och dess molekylmassor. I gasfasen, avståndet Cl ₂ -Cl ₂ är relativt kort jämfört med andra gaser, vilka, sattes till massan, gör det till en gas tre gånger tätare än luft.

Ljus kan väcka och främja elektroniska övergångar inom molekylära orbitaler i Cl ₂ ; följaktligen visas dess karakteristiska gulgröna färg. Denna färg intensifieras i flytande tillstånd och försvinner sedan delvis när den stelnar.

När temperaturen faller (-34 ° C), de Cl ₂ molekyler förlorar rörelseenergi och Cl ₂ -Cl ₂ avstånd minskar; därför sammanfogas dessa och slutar definiera den flytande klor. Samma sak händer när systemet kyls ännu mer (-101 ° C), nu med de Cl ₂ -molekyler så nära varandra att de definierar en ortorombisk kristall.

Det faktum att klorkristaller finns tyder på att deras spridande krafter är tillräckligt riktade för att skapa ett strukturellt mönster; det vill säga molekylskikt av Cl ₂ . Separationen av dessa skikt är sådan att deras struktur inte modifieras även under ett tryck av 64 GPa, och de uppvisar inte heller elektrisk ledning.

Var att hitta och få

Kloridsalter

Robusta kristaller av halit, bättre känd som vanligt eller bordsalt. Källa: Förälder Géry

Klor i dess gasformiga tillstånd finns inte någonstans på jordens yta, eftersom det är mycket reaktivt och tenderar att bilda klorider. Dessa klorider är väl diffunderade i jordskorpan och dessutom berikar de hav och hav efter miljoner år av att de har tvättats bort av regnen.

Av alla klorider är NaCl för mineralhaliten (övre bilden) den vanligaste och vanligaste; följt av de mineraler Silvin, KCl och carnalite, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. När massorna av vatten avdunstar genom inverkan av solen, lämnar de efter öken salt sjöar, från vilken NaCl direkt kan extraheras som råvara för produktion av klor.

Elektrolys av saltlösning

NaCl upplöses i vatten för att producera en saltlösning (26%), som utsätts för elektrolys i en klor-alkalicell. Där sker två halvreaktioner i anod- och katodfacken:

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

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

Och den globala ekvationen för båda reaktionerna är:

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

När reaktionen fortskrider migrerar Na ⁺ -jonerna som bildas vid anoden in i katodfacket genom ett permeabelt asbestmembran. Av den anledningen är NaOH på den högra sidan av den globala ekvationen. Både gaser, Cl ₂ och H ₂ , uppsamlas från anoden respektive katoden.

Bilden nedan illustrerar vad som just skrivits:

Diagram för produktion av klor genom elektrolys av saltlösning. Källa: Jkwchui

Observera att koncentrationen av saltlösningen till slutet minskar med 2% (pass 24 till 26%), vilket innebär att en del av anjonerna Cl ^- ursprungliga molekyler blev Cl ₂ . I slutändan har industrialiseringen av denna process tillhandahållit en metod för att producera klor, väte och natriumhydroxid.

Syraupplösning av pyrolusit

Som nämnts i historikavsnittet kan klorgas produceras genom att lösa upp pyrolusitmineralprover med saltsyra. Följande kemiska ekvation visar de produkter som erhållits från reaktionen:

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

Alloys

Klorlegeringar existerar inte av två enkla skäl: deras gasformiga molekyler kan inte fångas mellan metalliska kristaller, och de är också mycket reaktiva, så de reagerar omedelbart med metaller för att producera sina respektive klorider.

Å andra sidan är klorider inte heller önskvärda, eftersom de en gång har lösts i vatten en saltlösning som främjar korrosion i legeringarna; och därför upplöses metallerna för att bilda metallklorider. Korrosionsprocessen för varje legering är olika; vissa är mer mottagliga än andra.

Klor är därför inte ett bra tillsatsmedel för legeringar alls; varken som Cl ₂ eller Cl ^- (och Cl-atomer skulle vara för reaktiva för att till och med existera).

risker

Även om klorlösligheten i vatten är låg, räcker det att producera saltsyra i fukten i vår hud och ögon, vilket slutar korrodera vävnaderna och orsakar allvarlig irritation och till och med synförlust.

Ännu värre är att andas in sina gulaktiga grönaktiga ångor, eftersom en gång i lungorna genererar syror igen och skadar lungvävnaden. Med detta får personen ont i halsen, hosta och andningssvårigheter på grund av vätskorna som bildas i lungorna.

Om det finns en klorläcka, är du i en särskilt farlig situation: luften kan inte bara "sopa bort" sina ångor; de stannar kvar tills de reagerar eller sprids långsamt.

Utöver detta är det en starkt oxiderande förening, så olika ämnen kan reagera explosivt med den vid minsta kontakt; precis som stålull och aluminium. Det är därför klor lagras måste alla nödvändiga överväganden tas för att undvika brandrisker.

Ironiskt nog, medan klorgas är dödligt, är dess kloridjon inte giftig; Det kan konsumeras (med mått), det bränner inte och reagerar inte förutom med fluor och andra reagenser.

tillämpningar

Syntes

Cirka 81% av den klorgas som produceras årligen används för syntes av organiska och oorganiska klorider. Beroende på graden av Covalence av dessa föreningar, kan klor hittas som rena Cl-atomer i klorerade organiska molekyler (med C-Cl-bindningar), eller som Cl ^- joner i ett fåtal kloridsalter (NaCl, CaCl ₂ , MgCb ₂ , etc.).

Var och en av dessa föreningar har sina egna tillämpningar. Exempelvis kloroform (CHCl ₃ ) och etyl-klorid (CH ₃ CH ₂ Cl) är lösningsmedel som har kommit att användas som inhalationsanestetika; diklormetan (CH ₂ Cl ₂ ) och koltetraklorid (CCl ₄ ), för sin del, är lösningsmedel som ofta används i organisk kemi laboratorier.

När dessa klorerade föreningar är flytande används de mest av tiden som lösningsmedel för organiska reaktionsmedier.

I andra föreningar representerar närvaron av kloratomer en ökning av dipolmomentet, så att de i större utsträckning kan interagera med en polär matris; en som består av proteiner, aminosyror, nukleinsyror etc., biomolekyler. Således har klor också en roll i syntesen av läkemedel, bekämpningsmedel, insektsmedel, fungicider etc.

Beträffande oorganiska klorider, de är oftast används som katalysatorer, råmaterial för erhållande av metaller genom elektrolys, eller källor av Cl ^- joner .

Biologisk

Det gasformiga eller elementära kloret har ingen roll i levande varelser än att förstöra sina vävnader. Detta betyder dock inte att dess atomer inte kan hittas i kroppen. Till exempel Cl ^- joner är mycket riklig i cellulära och extracellulära omgivningen, och bidra till att styra nivåerna av Na ⁺ och Ca ^{2 +} joner , mestadels.

På samma sätt är saltsyra en del av magesaften med vilken mat smälts i magen; deras Cl ^- joner , i sällskap med H ₃ O ^{^} , definiera pH nära en av dessa sekret.

Kemiska vapen

Klorgasens densitet gör det till ett dödligt ämne när det spills eller hälls i stängda eller öppna utrymmen. Genom att vara tätare än luft bär en ström av den inte lätt klor, så den kvarstår under en betydande tid innan den slutligen sprids.

Under första världskriget användes till exempel denna klor på slagfält. När den hade släppts skulle den smyga in i skytten för att kväva soldaterna och tvinga dem till ytan.

Desinfektionsmedel

Poolerna kloreras för att förhindra reproduktion och spridning av mikroorganismer. Källa: Pixabay.

Klorerade lösningar, de där klorgas har lösts upp i vatten och sedan gjorts alkaliska med en buffert, har utmärkta desinfektionsegenskaper, såväl som hämmar nedbrytning av vävnader. De har använts för att desinficera öppna sår för att eliminera patogena bakterier.

Poolvatten är exakt klorerat för att eliminera bakterier, mikrober och parasiter som kan hamna i det. Klorgas användes för detta ändamål, men dess verkan är ganska aggressiv. Istället används natriumhypokloritlösningar (blekmedel) eller trikloroisocyanursyra (TCA) tabletter.

Ovannämnda visar att det inte är Cl ₂ som utövar desinfektionsmedlet utan HClO, hypoklorit-syra, som producerar O-radikaler som förstör mikroorganismer.

Bleka

Mycket lik dess desinficeringsverkan bleker även material för att färgämnen som är ansvariga för färgerna bryts ned av HClO. Således är dess klorerade lösningar idealiska för att ta bort fläckar från vita plagg eller för blekning av pappersmassa.

Polyvinylklorid

Den viktigaste klorföreningen av alla, som står för cirka 19% av den återstående klorgasproduktionen, är polyvinylklorid (PVC). Denna plast har flera användningsområden. Med det tillverkas vattenledningar, fönsterramar, vägg- och golvbeläggningar, elektriska ledningar, IV-påsar, rockar etc.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi . (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Klor. Återställd från: en.wikipedia.org
3. Laura H. et al. (2018). Struktur av fast klor vid 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Kristallina material, volym 234, nummer 4, sidorna 277–280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (tryck) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. National Center for Biotechnology Information. (2019). Klor. PubChem-databas. CID = 24526. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (Sf). Klor. Återställd från: nautilus.fis.uc.pt
6. American Chemistry Council. (2019). Klorkemi: Introduktion till klor. Återställs från: chlorine.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Frätande effekter av klorider på metaller. Institutionen för marin teknik, NTOU, Kina (Taiwan).
8. Delstaten New York. (2019). Fakta om klor. Återställd från: health.ny.gov
9. Dr Doug Stewart. (2019). Fakta om klorelement. Chemicool. Återställd från: chemicool.com