CHLÓR: HISTÓRIA, VLASTNOSTI, ŠTRUKTÚRA, RIZIKÁ, POUŽITIA - CHÉMIA - 2026

Chlóru je chemický prvok, ktorý je reprezentovaný symbolom Cl. Druhý z halogénov, lebo sa nachádza pod fluóru, a je treťou najviac elektronegativní prvok zo všetkých. Jeho názov je odvodený od žltej zelenej farby, ktorá je intenzívnejšia ako fluorid.

Keď niekto počuje vaše meno, prvé, čo si myslia, sú bieliace výrobky pre odevy a voda v bazénoch. Aj keď chlór v takýchto príkladoch pracuje efektívne, nie je to jeho plyn, ale jeho zlúčeniny (najmä chlórnan), ktoré majú bieliaci a dezinfekčný účinok.

Okrúhla banka s plynným chlórom vo vnútri. Zdroj: Larenmclane

Horný obrázok ukazuje okrúhlu banku s plynným chlórom. Jeho hustota je väčšia ako hustota vzduchu, čo vysvetľuje, prečo zostáva v banke a neuniká do atmosféry; ako je tomu u iných ľahších plynov, napríklad hélium alebo dusík. V tomto stave je to mimoriadne toxická látka, pretože v pľúcach vytvára kyselinu chlorovodíkovú.

Preto elementárny alebo plynný chlór nemá veľa použití, okrem niektorých syntéz. Jeho zlúčeniny, či už sú to soli alebo chlórované organické molekuly, však pokrývajú dobrý repertoár použití, presahujúci bazény a extrémne biele oblečenie.

Podobne jeho atómy vo forme chloridových aniónov sa nachádzajú v našom tele a regulujú hladiny sodíka, vápnika a draslíka, ako aj v žalúdočnej šťave. Inak by požitie chloridu sodného bolo ešte smrteľnejšie.

Chlór sa vyrába elektrolýzou soľanky, bohatej na chlorid sodný, čo je priemyselný proces, pri ktorom sa získavajú hydroxid sodný a vodík. A keďže moria sú takmer nevyčerpateľným zdrojom tejto soli, potenciálne rezervy tohto prvku v hydrosfére sú veľmi veľké.

histórie

Prvé prístupy

Vzhľadom na vysokú reaktivitu plynného chlóru staroveké civilizácie nikdy nemali podozrenie na svoju existenciu. Jeho zlúčeniny sú však už od pradávna súčasťou kultúry ľudstva; jej história sa začala spájať s bežnou soľou.

Na druhej strane, chlór vznikal pri sopečných erupciách a keď niekto rozpustil zlato v aqua regia; Žiadny z týchto prvých prístupov však nebol dostatočný na to, aby sformuloval myšlienku, že žltkastý zelený plyn je prvkom alebo zložkou.

objav

Objavovanie chlóru sa pripisuje švédskemu chemikovi Carlovi Wilhelmovi Scheeleovi, ktorý v roku 1774 uskutočnil reakciu medzi minerálnym pyrolusitom a kyselinou chlorovodíkovou (vtedy nazývanou kyselina muriatová).

Scheele získal kredit, keď bol prvým vedcom, ktorý študoval vlastnosti chlóru; hoci to už predtým (1630) uznal Jan Baptist van Helmont.

Experimenty, s ktorými Scheele získal svoje pozorovania, sú zaujímavé: vyhodnotil bieliaci účinok chlóru na červenkasté a modrasté lístky kvetov, ako aj na listy rastlín a hmyzu, ktoré okamžite zahynuli.

Podobne uviedol vysokú reaktivitu kovov, dusivý zápach a nežiaduci účinok na pľúca, a keď sa rozpustil vo vode, zvýšila sa jeho kyslosť.

Kyslíková kyselina

Dovtedy chemici považovali kyselinu za akúkoľvek zlúčeninu, ktorá mala kyslík; mylne si mysleli, že chlór musí byť plynný oxid. Takto to nazývajú „kyselina oxymuriatová“ (oxid kyseliny muriatovej), názov pomenovaný slávnym francúzskym chemikom Antoine Lavoisierom.

Potom sa v roku 1809 Joseph Louis Gay-Lussac a Louis Jacques Thénard pokúsili redukovať túto kyselinu aktívnym uhlím; reakcia, ktorou získali kovy zo svojich oxidov. Týmto spôsobom chceli extrahovať chemický prvok údajnej kyseliny oxymuratickej (ktorú nazývali „vzduch zbavený kyseliny muriatovej“).

Gay-Lussac a Thénard však zlyhali vo svojich experimentoch; ale správne zvážili možnosť, že uvedený žltkastý zelený plyn musí byť chemickým prvkom a nie zlúčeninou.

Uznanie ako prvok

Uznanie chlóru ako chemického prvku bolo vďaka siru Humphrymu Davymu, ktorý v roku 1810 uskutočnil svoje vlastné experimenty s uhlíkovými elektródami a dospel k záveru, že taký oxid kyseliny muriatovej neexistuje.

A navyše, názov gréckeho slova „chloros“, čo znamená žltkasto-zelenú farbu, vytvoril pre tento prvok názov „chlór“.

Keď študovali chemické vlastnosti chlóru, zistilo sa, že mnoho z jeho zlúčenín má v prírode fyziologický roztok; preto ho nazvali ako „halogén“, čo znamená soľ. Potom sa výraz halogén použil s ostatnými prvkami rovnakej skupiny (F, Br a I).

Michael Faraday aj podarilo skvapalnenie chlóru do pevnej látky, ktorá, v dôsledku kontaminácie vodou, vytvoria hydrát Cl ₂ · H ₂ O.

Zvyšok histórie chlóru súvisí s jeho dezinfekčnými a bieliacimi vlastnosťami až do rozvoja priemyselného procesu elektrolýzy soľanky na výrobu obrovského množstva chlóru.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Fyzický vzhľad

Je to hustý, nepriehľadný žltkastý zelený plyn s dráždivým štipľavým zápachom (super vylepšená verzia komerčného chlóru) a je tiež mimoriadne jedovatý.

Atómové číslo (Z)

17

Atómová hmotnosť

35,45 u.

Ak nie je uvedené inak, zvyšok vlastnosti zodpovedajú meraných veličín na molekulárnym chlórom, Cl ₂ .

Bod varu

-34,04 ° C

Bod topenia

-101,5 ° C

Hustota

- Za normálnych podmienok 3,2 g / l

- Len pri teplote varu, 1,55624 g / ml

Upozorňujeme, že kvapalný chlór je približne päťkrát hustejší ako jeho plyn. Hustota jeho pár je 2,49-krát väčšia ako hustota vzduchu. Preto na prvom obrázku chlór nemá tendenciu unikať z guľatej banky, pretože je hustejší ako vzduch a je umiestnený na dne. Táto vlastnosť z neho robí ešte nebezpečnejší plyn.

Teplo fúzie

6,406 kJ / mol

Odparovacie teplo

20,41 kJ / mol

Molárna tepelná kapacita

33,95 J / (mol K)

Rozpustnosť vo vode

1,46 g / 100 ml pri 0 ° C

Tlak vodnej pary

7,67 atm pri 25 ° C Tento tlak je relatívne nízky v porovnaní s inými plynmi.

electronegativity

3,16 na Paulingovej stupnici.

Ionizačné energie

-Prvé: 1251,2 kJ / mol

-Sekúnd: 2298 kJ / mol

-Third: 3822 kJ / mol

Tepelná vodivosť

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

izotopy

Chlór sa v prírode vyskytuje v prvom rade ako dva izotopy: ³⁵ Cl, s množstvom 76% a ³⁷ Cl, s množstvom 24%. Atómová hmotnosť (35,45 u) je teda priemerom atómovej hmotnosti týchto dvoch izotopov s ich percentuálnym zastúpením.

Všetky rádioizotopy chlóru sú umelé, medzi ktorými je ³⁶ Cl vynikajúci ako najstabilnejší s polčasom rozpadu 300 000 rokov.

Oxidačné čísla

Chlór môže mať rôzne oxidačné čísla alebo stavy, ak je súčasťou zlúčeniny. Ako jeden z najviac elektronegatívnych atómov v periodickej tabuľke má zvyčajne záporné oxidačné čísla; okrem prípadu, keď sa dostane do kyslíka alebo fluóru, v ktorých oxidoch a fluoridoch musí „stratiť“ elektróny.

V ich oxidačných číslach sa predpokladá existencia alebo prítomnosť iónov s rovnakou veľkosťou náboja. Preto platí: -1 (Cl ^- , známy chlorid aniónov), +1 (CI ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), (+5 Cl5 ⁺ ), +6 (Cl6 ⁺ ) a +7 ( ^Cl7+ ). Zo všetkých z nich sú -1, +1, +3, +5 a +7 najbežnejšie nájdené v chlórovaných zlúčeninách.

Napríklad v CLF a CLF ₃ čísla oxidačné chlóru sú +1 (Cl ⁺ F ^- ) a +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). V Cl ₂ O, to je 1 (Cl ₂ ⁺ O ² ); zatiaľ čo v CIO ₂ , Cl ₂ O ₃ a Cl ₂ O ₇ sú 4 (CI ⁴⁺ O ₂ ² ), 3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ² ) a 7 (Cl ₂ ⁷⁺ Alebo ₇ ^2- ).

Na druhej strane, vo všetkých chloridoch má oxidačné číslo -1; ako v prípade NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), kde platí, že Cl ^- existuje vzhľadom na iónovú povahu tejto soli.

Štruktúra a elektronická konfigurácia

Molekula chlóru

Molekula kremeliny predstavovaná modelom priestorového plnenia. Zdroj: Benjah-bmm27 prostredníctvom Wikipédie.

Atómy chlóru v základnom stave majú nasledujúcu elektronickú konfiguráciu:

3s ² 3p ⁵

Preto má každý z nich sedem valenčných elektrónov. Pokiaľ nie sú preťažené energiou, v priestore budú jednotlivé atómy Cl, akoby to boli zelené guľky. Ich prirodzenou tendenciou je však vytvárať medzi nimi kovalentné väzby, čím sa dokončujú ich valenčné oktety.

Všimnite si, že potrebujú iba jeden elektrón, aby mali osem valenčných elektrónov, takže tvoria jednoduchú jednoduchú väzbu; To je ten, ktorý spája dva atómy Cl na vytvorenie Cl ₂ molekuly (horný obrázok), Cl-Cl. Preto je chlór za normálnych a / alebo suchozemských podmienok molekulárnym plynom; nie monatomické, ako u vzácnych plynov.

Medzimolekulové interakcie

CL ₂ molekula je homonukleární a nepolárne, takže jeho intermolekulární interakcie sa riadi Londýnskej rozptylu síl a jeho molekulovej hmotnosti. V plynnej fáze, vzdialenosť Cl ₂ -Cl ₂ je relatívne krátka v porovnaní s inými plynmi, ktoré, pridal sa k jej hmotnosti, robí to plyn trikrát hustejší ako vzduch.

Svetlo môže rozrušiť a podporovať elektrónových prechodov v molekulových orbitálov z Cl ₂ ; následne sa objaví jeho charakteristická žltkasto-zelená farba. Táto farba sa v tekutom stave zosilňuje a po stuhnutí čiastočne zmizne.

Pri poklese teploty (-34 ° C), CL ₂ molekuly strácajú kinetickú energiu a Cl ₂ -Cl ₂ vzdialenosť znižuje; preto sa tieto zlúčia a nakoniec definujú tekutý chlór. To isté sa stane, keď sa systém ochladí ešte (-101 ° C), sa s Cl ₂ molekulami tak blízko seba, že definujú kosoštvorcovou kryštál.

Skutočnosť, že kryštály chlóru existujú, svedčí o tom, že ich disperzné sily sú dostatočne nasmerované na vytvorenie štruktúrneho vzoru; to znamená, že molekulárne vrstvy Cl ₂ . Oddelenie týchto vrstiev je také, že ich štruktúra sa nemení ani pri tlaku 64 GPa, ani nevykazujú elektrické vedenie.

Kde nájsť a získať

Chloridové soli

Robustné kryštály halitu, lepšie známe ako obyčajná alebo stolová soľ. Zdroj: Rodič Géry

Chlór vo svojom plynnom stave nie je možné nájsť nikde na zemskom povrchu, pretože je veľmi reaktívny a má tendenciu vytvárať chloridy. Tieto chloridy sú dobre rozptýlené po celej zemskej kôre a navyše po miliónoch rokov vymývania dažďami obohacujú moria a oceány.

Zo všetkých chloridov je najbežnejším a najhojnejším NaCl minerálneho halitu (horný obrázok); nasleduje minerály SILVINI, chlorid draselný, a carnalite, MgCI ₂ · KCI · 6H ₂ O. Keď masy vody odparuje pôsobením Slnka, ktoré zanechávajú púštne soľných jazier, z ktorých chloridu sodného môže byť priamo vyťaženého ako surovina na výrobu chlóru.

Elektrolýza soľanky

NaCl sa rozpustí vo vode a vytvorí soľanku (26%), ktorá sa podrobí elektrolýze v elektrolýze alkalických chloridov. V anódovej a katódovej komore sa vyskytujú dve polovičné reakcie:

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

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

A globálna rovnica pre obe reakcie je:

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

Ako reakcia pokračuje, ióny Na ⁺ vytvorené na anóde migrujú do katódového oddelenia cez priepustnú azbestovú membránu. Z tohto dôvodu je NaOH na pravej strane globálnej rovnice. Obaja plyny, Cl ₂ a H ₂ , sú zhromažďované z anódy a katódy, v danom poradí.

Obrázok nižšie zobrazuje, čo bolo napísané:

Schéma výroby chlóru elektrolýzou soľanky. Zdroj: Jkwchui

Všimnite si, že koncentrácia soľanky do konca sa znižuje o 2% (prejsť 24-26%), čo znamená, že časť aniónov Cl ^- pôvodné molekuly stal Cl ₂ . Nakoniec, industrializácia tohto procesu poskytla spôsob výroby chlóru, vodíka a hydroxidu sodného.

Rozpustenie pyrolusitu v kyseline

Ako je uvedené v časti história, plynný chlór sa môže vyrábať rozpustením vzoriek minerálov pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou. Nasledujúca chemická rovnica zobrazuje produkty získané reakciou:

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

zliatiny

Zliatiny chlóru neexistujú z dvoch jednoduchých dôvodov: ich plynné molekuly sa nemôžu zachytávať medzi kovovými kryštálmi a sú tiež veľmi reaktívne, takže by okamžite reagovali s kovmi, aby vytvorili príslušné chloridy.

Na druhej strane nie sú žiaduce ani chloridy, pretože akonáhle sú raz rozpustené vo vode, majú solný účinok, ktorý podporuje koróziu v zliatinách; a preto sa kovy rozpúšťajú za vzniku chloridov kovov. Proces korózie pre každú zliatinu je odlišný; niektoré sú citlivejšie ako iné.

Chlór preto nie je vôbec dobrým aditívom pre zliatiny; ani ako Cl _2, ani ako Cl ^- (a atómov chlóru by bolo príliš reaktívna, aby vôbec existujú).

riziká

Aj keď je rozpustnosť chlóru vo vode nízka, postačuje produkovať kyselinu chlorovodíkovú vo vlhkosti našej pokožky a očí, ktorá končí korodáciou tkanív, čo spôsobuje vážne podráždenie a dokonca aj stratu zraku.

Ešte horšie je, keď dýcha svoje žltkasté nazelenalé výpary, pretože raz v pľúcach znova generuje kyseliny a poškodzuje pľúcne tkanivo. Vďaka tomu osoba pociťuje bolesť v krku, kašeľ a problémy s dýchaním v dôsledku tekutín, ktoré sa tvoria v pľúcach.

Ak dôjde k úniku chlóru, nastane obzvlášť nebezpečná situácia: vzduch nemôže jednoducho „zamiesť“ svoje pary; zostávajú tam dovtedy, kým nereagujú alebo sa pomaly nerozptýlia.

Okrem toho je to vysoko oxidačná zlúčenina, takže rôzne látky s ňou môžu pri najmenšom kontakte explozívne reagovať; rovnako ako oceľová vlna a hliník. Preto sa pri skladovaní chlóru musia vziať do úvahy všetky potrebné opatrenia, aby sa predišlo nebezpečenstvu požiaru.

Je iróniou, že zatiaľ čo plynný chlór je smrteľný, jeho chloridový anión nie je toxický; Môže sa konzumovať (s mierou), nespaľuje a nereaguje s výnimkou fluóru a iných reagencií.

aplikácia

syntéza

Približne 81% ročne vyrobeného plynného chlóru sa používa na syntézu organických a anorganických chloridov. V závislosti od stupňa covalence týchto zlúčenín, chlór, možno nájsť púhe atómy Cl v chlórovaných organických molekúl (s, C-Cl väzieb), alebo ako Cl ^- ióny v niekoľkých chloridových solí (NaCl, CaCl ₂ , MgCl ₂ , atď.).

Každá z týchto zlúčenín má svoje vlastné aplikácie. Napríklad, chloroform (CHCEM ₃ ) a etyl-chloridu (CH ₃ CH ₂ Cl), sú rozpúšťadlá, ktoré majú prísť na použitie ako inhalačné anestetiká; dichlórmetán (CH ₂ Cl ₂ ) a tetrachlórmetánu (CCl ₄ ), pre ich časť, sú rozpúšťadlá, bežne používaná v odbore organickej chémie laboratóriách.

Pokiaľ sú tieto chlórované zlúčeniny kvapalné, väčšinou sa používajú ako rozpúšťadlá pre organické reakčné médiá.

V iných zlúčeninách predstavuje prítomnosť atómov chlóru nárast dipólového momentu, takže môžu vo väčšej miere interagovať s polárnou matricou; jeden pozostáva z proteínov, aminokyselín, nukleových kyselín atď., biomolekúl. Chlór teda zohráva úlohu aj pri syntéze liekov, pesticídov, insekticídov, fungicídov atď.

Pokiaľ ide o anorganické chloridy, ktoré sa zvyčajne používajú ako katalyzátory, surovina pre získavanie kovov elektrolýzou, alebo zdrojov Cl ^- iónov .

biologický

Plynný alebo elementárny chlór nemá v živých bytostiach žiadnu úlohu, okrem ničenia ich tkanív. To však neznamená, že jej atómy sa v tele nenachádzajú. Napríklad ióny Cl ^- sú veľmi bohaté v bunkovom a extracelulárnom prostredí a väčšinou pomáhajú kontrolovať hladiny iónov Na ⁺ a Ca2 ⁺ .

Podobne je kyselina chlorovodíková súčasťou žalúdočnej šťavy, pomocou ktorej sa v žalúdku trávi jedlo; ich Cl ^- ióny , v spoločnosti H ₃ O ⁺ , definovať pH blízkom 1 z týchto sekrétov.

Chemické zbrane

Hustota plynného chlóru z neho robí smrtiacu látku, keď sa vyleje alebo naleje do uzavretých alebo otvorených priestorov. Keďže je prúd hustejší ako vzduch, jeho prúd ľahko neprenáša chlór, takže zostáva ešte dosť dlho, než sa nakoniec rozptýli.

Napríklad v prvej svetovej vojne sa tento chlór používal na bojiskách. Po prepustení by sa vplížil do zákopov, aby vojakov udusil a prinútil ich vystúpiť na povrch.

dezinfekčný prostriedok

Bazény sú chlórované, aby sa zabránilo množeniu a šíreniu mikroorganizmov. Zdroj: Pixabay.

Chlórované roztoky, tie, v ktorých bol plynný chlór rozpustený vo vode a potom zalkalizovaný tlmivým roztokom, majú vynikajúce dezinfekčné vlastnosti a tiež inhibujú hnilobu tkanív. Používajú sa na dezinfekciu otvorených rán na odstránenie patogénnych baktérií.

Voda v bazéne je presne chlórovaná, aby sa odstránili baktérie, mikróby a parazity, ktoré sa v nej môžu nachádzať. Na tento účel sa používal plynný chlór, avšak jeho pôsobenie je dosť agresívne. Namiesto toho sa používajú roztoky chlórnanu sodného (bielidlo) alebo tablety kyseliny trichlórizokyanurovej (TCA).

To naznačuje, že to nie je Cl ₂ , ktorý pôsobí na dezinfekčné účinky, ale HClO, kyselinu chlórnanu, ktorý produkuje O radikály, ktoré ničia mikroorganizmy.

bielidlo

Veľmi podobne ako jeho dezinfekčný účinok, chlór tiež bieli materiály, pretože farbivá zodpovedné za farby sú degradované HClO. Preto sú jeho chlórované roztoky ideálne na odstraňovanie škvŕn z bielych odevov alebo na bielenie papierovej buničiny.

polyvinylchlorid

Najdôležitejšou zlúčeninou chlóru zo všetkých, ktorá predstavuje asi 19% zostávajúcej výroby plynného chlóru, je polyvinylchlorid (PVC). Tento plast má viacnásobné použitie. S ním sa vyrábajú vodovodné rúrky, okenné rámy, obklady stien a podláh, elektrické vedenie, IV tašky, kabáty atď.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Chlór. Obnovené z: en.wikipedia.org
3. Laura H. a kol. (2018). Štruktúra pevného chlóru pri 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Kryštalické materiály, zväzok 234, vydanie 4, stránky 277 - 280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (tlač) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Národné centrum pre biotechnologické informácie. (2019). Chlór. PubChem Database. CID = 24526. Získané z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (SF). Chlór. Získané z: nautilus.fis.uc.pt
6. Americká chemická rada. (2019). Chémia chémie: Úvod do chlóru. Získané z: chlorine.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Žieravé účinky chloridov na kovy. Oddelenie námorného inžinierstva, Čínska NTOU (Taiwan).
8. Štát New York. (2019). Fakty o chlóru. Získané z: health.ny.gov
9. Doug Stewart. (2019). Fakty o chlórových prvkoch. Chemicool. Získané z: chemicool.com