CHLOR: HISTORIE, VLASTNOSTI, STRUKTURA, RIZIKA, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Chloru je chemický prvek, který je reprezentován symbolem Cl. Druhý z halogenů, neboť se nachází pod fluoru, a je třetí nejvíce elektronegativní prvek ze všech. Název je odvozen od jeho nažloutlé zelené barvy, která je intenzivnější než fluorid.

Když někdo slyší vaše jméno, první věcí, kterou si vybaví, jsou bělicí prostředky pro oděvy a voda v bazénech. Ačkoli chlor v těchto příkladech pracuje efektivně, není to jeho plyn, ale jeho sloučeniny (zejména chlornan), které vykonávají bělicí a dezinfekční účinek.

Kulatá baňka s plynným chlorem uvnitř. Zdroj: Larenmclane

Horní obrázek ukazuje kulatou baňku s plynným chlorem. Jeho hustota je větší než hustota vzduchu, což vysvětluje, proč zůstává v baňce a neuniká do atmosféry; jako tomu je u jiných lehčích plynů, řekněme hélium nebo dusík. V tomto stavu je to velmi toxická látka, protože v plicích produkuje kyselinu chlorovodíkovou.

Proto elementární nebo plynný chlor nemá mnoho použití, kromě některých syntéz. Její sloučeniny, ať už jsou to soli nebo chlorované organické molekuly, však pokrývají dobrý repertoár použití, přesahující bazény a extrémně bílé oblečení.

Rovněž její atomy ve formě chloridových aniontů se nacházejí v našem těle a regulují hladiny sodíku, vápníku a draslíku a také v žaludeční šťávě. Jinak by požití chloridu sodného bylo ještě smrtelnější.

Chlor se vyrábí elektrolýzou solanky, bohaté na chlorid sodný, což je průmyslový proces, při kterém se získává také hydroxid sodný a vodík. A protože moře jsou téměř nevyčerpatelným zdrojem této soli, jsou potenciální rezervy tohoto prvku v hydrosféře velmi velké.

Dějiny

První přístupy

Vzhledem k vysoké reaktivitě plynného chloru dávné civilizace nikdy netušily, že existuje. Její sloučeniny jsou však od pradávna součástí kultury lidstva; jeho historie začala spojovat s obyčejnou solí.

Na druhé straně, chlor vyvstával z vulkanických erupcí a když někdo rozpustil zlato v aqua regia; Ale žádný z těchto prvních přístupů nebyl dostačující k tomu, aby formuloval myšlenku, že nažloutlý zelený plyn je prvek nebo sloučenina.

Objev

Objev chloru je přičítán švédskému chemikovi Carlovi Wilhelmovi Scheeleovi, který v roce 1774 provedl reakci mezi minerálním pyrolusitem a kyselinou chlorovodíkovou (tehdy nazývanou kyselina muriatová).

Scheele získal uznání, protože byl prvním vědcem, který studoval vlastnosti chloru; ačkoli to bylo dříve uznáno (1630) Janem Baptistem van Helmontem.

Experimenty, s nimiž Scheele získal svá pozorování, jsou zajímavé: vyhodnotil bělicí účinek chloru na načervenalých a namodralých okvětních lístcích květin, jakož i na listech rostlin a hmyzu, které okamžitě zahynuly.

Rovněž uvedl jeho vysokou reaktivní rychlost pro kovy, jeho dusivý pach a nežádoucí účinek na plíce a že když se rozpustil ve vodě, zvýšila se jeho kyselost.

Kyslíková kyselina

Do té doby chemici považovali kyselinu za jakoukoli sloučeninu, která měla kyslík; tak si mylně mysleli, že chlor musí být plynný oxid. Tak tomu říkali „oxymuriático acid“ (oxid kyseliny muriatové), název vytvořený slavným francouzským chemikem Antoinem Lavoisierem.

Poté, v roce 1809, se Joseph Louis Gay-Lussac a Louis Jacques Thénard pokusili tuto kyselinu redukovat dřevěným uhlím; reakce, se kterou získali kovy ze svých oxidů. Tímto způsobem chtěli extrahovat chemický prvek předpokládané kyseliny oxymuratické (kterou nazývali „vzduch zbavený kyseliny muriatové“).

Gay-Lussac a Thénard však při pokusech selhali; ale správně zvážili možnost, že uvedený žlutozelený plyn musí být chemickým prvkem a nikoli sloučeninou.

Uznání jako prvek

Uznání chloru jako chemického prvku bylo díky siru Humphrymu Davymu, který v roce 1810 provedl vlastní experimenty s uhlíkovými elektrodami a dospěl k závěru, že takový oxid kyseliny muriatové neexistuje.

A dále to byl Davy, kdo pro tento prvek vytvořil název „chlor“ z řeckého slova „chloros“, což znamená nažloutlou zelenou.

Když studovali chemické vlastnosti chloru, bylo zjištěno, že mnoho z jeho sloučenin je v přírodě fyziologickým roztokem; proto jej pojmenovali jako „halogen“, což znamená sůl. Poté byl použit termín halogen s ostatními prvky stejné skupiny (F, Br a I).

Michael Faraday i podařilo zkapalnění chloru do pevné látky, která, v důsledku kontaminace vodou, vytvoří hydrát Cl ₂ · H ₂ O.

Zbytek historie chloru je spojen s jeho dezinfekčními a bělícími vlastnostmi, až do vývoje průmyslového procesu elektrolýzy solanky za účelem výroby velkého množství chloru.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Fyzický vzhled

Je to hustý, neprůhledný, nažloutlý zelený plyn s dráždivým štiplavým zápachem (super vylepšená verze komerčního chlóru) a je vysoce jedovatý.

Atomové číslo (Z)

17

Atomová hmotnost

35,45 u.

Pokud není uvedeno jinak, zbytek vlastnosti odpovídají měřených veličin na molekulárním chlorem, Cl ₂.

Bod varu

-34,04 ° C

Bod tání

-101,5 ° C

Hustota

- Za normálních podmínek 3,2 g / l

- Právě při teplotě varu 1,55624 g / ml

Mějte na paměti, že kapalný chlor je přibližně pětkrát tak hustý jako jeho plyn. Hustota jeho par je také 2,49krát větší než hustota vzduchu. Proto na prvním obrázku nemá chlor tendenci unikat z kulaté baňky, protože je hustší než vzduch a je umístěn na dně. Tato vlastnost z něj dělá ještě nebezpečnější plyn.

Teplo fúze

6,406 kJ / mol

Odpařovací teplo

20,41 kJ / mol

Molární tepelná kapacita

33,95 J / (mol K)

Rozpustnost ve vodě

1,46 g / 100 ml při 0 ° C

Tlak páry

7,67 atm při 25 ° C Tento tlak je ve srovnání s jinými plyny relativně nízký.

Elektronegativita

3,16 na Paulingově stupnici.

Ionizační energie

-První: 1251,2 kJ / mol

-Second: 2298 kJ / mol

-Third: 3822 kJ / mol

Tepelná vodivost

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

Izotopy

Chlor se vyskytuje v přírodě primárně jako dva izotopy: ³⁵ Cl, s hojností 76%, a ³⁷ Cl, s hojností 24%. Atomová hmotnost (35,45 u) je tedy průměrem atomových hmot těchto dvou izotopů s jejich příslušnými procenty hojnosti.

Všechny chlorové radioizotopy jsou umělé, z nichž ³⁶ Cl vyniká jako nejstabilnější s poločasem 300 000 let.

Oxidační čísla

Chlor může mít různá oxidační čísla nebo stavy, pokud je součástí sloučeniny. Jako jeden z nejvíce elektronegativních atomů v periodické tabulce má obvykle záporná oxidační čísla; s výjimkou případů, kdy dochází k kyslíku nebo fluoru, v jejichž oxidech a fluoridech musí „ztratit“ elektrony.

V jejich oxidačních číslech se předpokládá existence nebo přítomnost iontů se stejnou velikostí náboje. Máme tedy: -1 (Cl ^-, slavný chloridový anion), +1 (Cl ⁺), +2 (Cl ²⁺), +3 (Cl ³⁺), +4 (Cl ⁴⁺), +5 (Cl ⁵⁺), +6 (Cl ⁶⁺) a +7 (Cl ⁷⁺). Ze všech z nich jsou -1, +1, +3, +5 a +7 nejčastější v chlorovaných sloučeninách.

Například v CLF a CLF ₃ čísla oxidační chlóru jsou +1 (Cl ⁺ F ^-) a +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^-). V Cl ₂ O, to je 1 (Cl ₂ ⁺ O ²); zatímco v CIO ₂, Cl ₂ O ₃ a Cl ₂ O ₇ jsou 4 (CI ⁴⁺ O ₂ ²), 3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ²) a 7 (Cl ₂ ⁷⁺ Nebo ₇ ^2-).

Na druhé straně u všech chloridů má oxidační číslo -1; jako v případě NaCl (Na ⁺ Cl ^-), kde platí, že Cl ^- existuje vzhledem k iontové povaze této soli.

Struktura a elektronická konfigurace

Molekula chloru

Molekula diatomové chloru představovaná modelem prostorového plnění. Zdroj: Benjah-bmm27 prostřednictvím Wikipedie.

Atomy chloru ve svém základním stavu mají následující elektronickou konfiguraci:

3s ² 3p ⁵

Proto má každý z nich sedm valenčních elektronů. Pokud nejsou přetíženy energií, v prostoru budou jednotlivé atomy Cl, jako by to byly zelené kuličky. Jejich přirozenou tendencí je však vytvářet mezi nimi kovalentní vazby, čímž doplňují jejich valenční oktety.

Všimněte si, že potřebují jen jeden elektron, aby měli osm valenčních elektronů, takže tvoří jednoduchou jednoduchou vazbu; To je ten, který spojuje dva atomy Cl k vytvoření Cl ₂ molekuly (horní obrázek), Cl-Cl. Proto je chlor za normálních a / nebo suchozemských podmínek molekulárním plynem; ne monatomické, jako u vzácných plynů.

Intermolekulární interakce

CL ₂ molekula je homonukleární a nepolární, takže jeho intermolekulární interakce se řídí Londýnské rozptylu sil a jeho molekulové hmotnosti. V plynné fázi, vzdálenost Cl ₂ -Cl ₂ je relativně krátká ve srovnání s jinými plyny, které, přidal se k její hmotnosti, činí to plyn třikrát hustší než vzduch.

Světlo může vzrušovat a podporovat elektronické přechody v molekulárních orbitálech Cl ₂; v důsledku toho se objeví jeho charakteristická nažloutlá zelená barva. Tato barva se v kapalném stavu zesiluje a poté, co ztuhne, částečně zmizí.

Při poklesu teploty (-34 ° C), CL ₂ molekuly ztrácejí kinetickou energii a Cl ₂ -Cl ₂ vzdálenost snižuje; proto se tyto spojí a nakonec definují kapalný chlor. Totéž se stane, když se systém ochladí ještě (-101 ° C), se s Cl ₂ molekulami tak blízko sebe, že definují kosočtverečnou krystal.

Skutečnost, že krystaly chloru existují, svědčí o tom, že jejich disperzní síly jsou dostatečně směrové, aby vytvořily strukturální vzorec; to znamená, že molekulární vrstvy Cl ₂. Separace těchto vrstev je taková, že jejich struktura není modifikována ani pod tlakem 64 GPa, ani nevykazují elektrické vedení.

Kde najít a získat

Chloridové soli

Robustní krystaly halitu, lépe známé jako obyčejná nebo stolní sůl. Zdroj: Rodič Géry

Chlor ve svém plynném stavu nelze najít nikde na zemském povrchu, protože je velmi reaktivní a má tendenci tvořit chloridy. Tyto chloridy jsou dobře rozptýleny po zemské kůře a navíc, po milionech let, kdy byly odplaveny deštěmi, obohacují moře a oceány.

Ze všech chloridů je nejběžnějším a hojným množstvím NaCl minerálního halitu (horní obrázek); následuje minerály silvin, chlorid draselný, a carnalite, MgCI ₂ · KCI · 6H ₂ O. Když masy vody odpařuje působením Slunce, které zanechávají pouštní solných jezer, z nichž chloridu sodného může být přímo vytěženého jako surovina pro výrobu chloru.

Elektrolýza solanky

NaCl se rozpustí ve vodě a vytvoří solanku (26%), která se podrobí elektrolýze v elektrolytickém článku. V anodové a katodové komoře probíhají dvě poloviční reakce:

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

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

A globální rovnice pro obě reakce je:

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

Jak reakce pokračuje, ionty Na ⁺ vytvořené na anodě migrují do katodového prostoru propustnou azbestovou membránou. Z tohoto důvodu je NaOH na pravé straně globální rovnice. Oba plyny, Cl ₂ a H ₂, jsou shromažďovány z anody a katody, v daném pořadí.

Obrázek níže ukazuje, co bylo právě napsáno:

Schéma výroby chloru elektrolýzou solanky. Zdroj: Jkwchui

Všimněte si, že koncentrace solanky do konce se snižuje o 2% (projít 24-26%), což znamená, že část aniontů Cl ^- původní molekuly stal Cl ₂. Nakonec industrializace tohoto procesu poskytla způsob výroby chloru, vodíku a hydroxidu sodného.

Rozpouštění pyrolusitu v kyselině

Jak je uvedeno v části historie, plynný chlór může být vyráběn rozpuštěním vzorků minerálů pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou. Následující chemická rovnice ukazuje produkty získané reakcí:

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

Slitiny

Slitiny chloru neexistují ze dvou jednoduchých důvodů: jejich plynné molekuly nemohou být zachyceny mezi kovovými krystaly a jsou také velmi reaktivní, takže by okamžitě reagovaly s kovy za vzniku svých příslušných chloridů.

Na druhé straně nejsou žádoucí ani chloridy, protože jakmile jsou rozpuštěny ve vodě, působí solný efekt, který podporuje korozi ve slitinách; a proto se kovy rozpustí za vzniku chloridů kovů. Proces koroze pro každou slitinu je odlišný; některé jsou citlivější než jiné.

Chlor proto není vůbec dobrým aditivem pro slitiny; ani jako Cl _2, ani jako Cl ^- (a atomů chloru by bylo příliš reaktivní, aby vůbec existují).

Rizika

Přestože je rozpustnost chlóru ve vodě nízká, stačí ve vodě na kůži a očích produkovat kyselinu chlorovodíkovou, což nakonec způsobí korozi tkání způsobující vážné podráždění a dokonce i ztrátu zraku.

Ještě horší je dýchání nažloutlých nazelenalých výparů, protože jakmile se v plicích opět vytvoří kyseliny a poškodí plicní tkáň. S tímto, osoba zažívá bolest v krku, kašel a potíže s dýcháním kvůli tekutinám vytvořeným v plicích.

Pokud dojde k úniku chloru, jste ve zvláště nebezpečné situaci: vzduch nemůže jednoduše „zamést“ své páry; zůstanou tam, dokud nereagují nebo se nerozptylují pomalu.

Kromě toho se jedná o vysoce oxidační sloučeninu, takže různé látky s ní mohou při nejmenším kontaktu výbušně reagovat; stejně jako ocelová vlna a hliník. Z tohoto důvodu je třeba při skladování chlóru vzít v úvahu všechna nezbytná opatření, aby nedošlo k požáru.

Je ironií, že zatímco plynný chlór je smrtící, jeho chloridový aniont není toxický; Může být spotřebován (s mírou), nehoří, ani nereaguje s výjimkou fluoru a jiných činidel.

Aplikace

Syntéza

Asi 81% ročně produkovaného plynného chloru se používá pro syntézu organických a anorganických chloridů. V závislosti na stupni covalence těchto sloučenin, chlor, lze najít pouhé atomy Cl v chlorovaných organických molekul (s, C-Cl vazeb), nebo jako Cl ^- ionty v několika chloridových solí (NaCl, CaCl ₂, MgCl ₂, atd.).

Každá z těchto sloučenin má své vlastní aplikace. Například, chloroform (CHCI ₃) a ethyl-chloridu (CH ₃ CH ₂ Cl), jsou rozpouštědla, která mají přijít k použití jako inhalační anestetika; dichlormethan (CH ₂ Cl ₂) a tetrachlormethanu (CCl ₄), pro jejich část, jsou rozpouštědla, běžně používaná v oboru organické chemie laboratořích.

Pokud jsou tyto chlorované sloučeniny kapalné, většinou se používají jako rozpouštědla pro organická reakční média.

V jiných sloučeninách představuje přítomnost atomů chloru nárůst dipólového momentu, takže mohou ve větší míře interagovat s polární matricí; jeden z proteinů, aminokyselin, nukleových kyselin atd., biomolekul. Chlor tak hraje roli také v syntéze léčiv, pesticidů, insekticidů, fungicidů atd.

Pokud jde o anorganické chloridy, které se obvykle používají jako katalyzátory, surovina pro získávání kovů elektrolýzou, nebo zdrojů Cl ^- iontů.

Biologický

Plynný nebo elementární chlor nemá v živých bytostech jinou roli než ničení jejich tkání. To však neznamená, že jeho atomy nelze v těle nalézt. Například Cl ^- ionty jsou velmi hojné v buněčném a extracelulárním prostředí a většinou pomáhají kontrolovat hladiny iontů Na ⁺ a Ca2 ⁺.

Kyselina chlorovodíková je rovněž součástí žaludeční šťávy, kterou se stravuje v žaludku; jejich Cl ^- ionty, ve společnosti H ₃ O ⁺, definují pH blízko 1 těchto sekrecí.

Chemické zbraně

Hustota plynného chloru z něj dělá smrtící látku, když se rozlije nebo vylije do uzavřených nebo otevřených prostor. Vzhledem k tomu, že je hustší než vzduch, jeho proud snadno nese chlor, takže zůstává po značnou dobu před konečným rozptýlením.

Například v první světové válce byl tento chlor používán na bitevních polích. Jakmile je propuštěn, vplížil se do zákopů, aby vojáky dusil a přinutil je vyplout na povrch.

Dezinfekční prostředek

Bazény jsou chlorovány, aby se zabránilo reprodukci a šíření mikroorganismů. Zdroj: Pixabay.

Chlorované roztoky, ty, kde byl plynný chlór rozpuštěn ve vodě a poté zalkalizován pufrem, mají vynikající dezinfekční vlastnosti a také inhibují hnilobu tkání. Byly použity k dezinfekci otevřených ran k odstranění patogenních bakterií.

Voda v bazénu je přesně chlorovaná k odstranění bakterií, mikrobů a parazitů, které se v ní mohou vyskytovat. K tomuto účelu se používal plynný chlor, jeho působení je však velmi agresivní. Místo toho se používají tablety chlornanu sodného (bělidlo) nebo tablety kyseliny trichlorisokyanurové (TCA).

Výše uvedené ukazuje, že to není Cl ₂, který působí na dezinfekční účinek, ale HClO, kyselinu chlornanu, který produkuje O radikály, které ničí mikroorganismy.

Bělidlo

Stejně jako jeho dezinfekční účinek, chlor také bělí materiály, protože barviva zodpovědná za barvy jsou degradována HClO. Proto jsou jeho chlorované roztoky ideální pro odstraňování skvrn z bílých oděvů nebo pro bělení papírové buničiny.

Polyvinyl chlorid

Nejdůležitější ze všech sloučenin chloru, které tvoří asi 19% zbývající produkce plynného chloru, je polyvinylchlorid (PVC). Tento plast má více použití. Díky tomu se vyrábějí vodní potrubí, okenní rámy, obklady stěn a podlah, elektrické rozvody, IV sáčky, kabáty atd.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Chlór. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Laura H. a kol. (2018). Struktura pevného chloru při 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Krystalické materiály, svazek 234, vydání 4, stránky 277–280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (tisk) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Chlór. PubChem Database. CID = 24526. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (sf). Chlór. Obnoveno z: nautilus.fis.uc.pt
6. Americká chemická rada. (2019). Chemie chloru: Úvod do chloru. Obnoveno z: chlorine.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Žíravé účinky chloridů na kovy. Oddělení mořského inženýrství, Čínská NTOU (Tchaj-wan).
8. New York State. (2019). Fakta o chloru. Obnoveno z: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o chloru. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com