KLOR: HISTORIE, EGENSKAPER, STRUKTUR, RISIKO, BRUK - KJEMI - 2026

Den klor er et grunnstoff som er representert ved symbolet Cl. Den andre av de halogener, er lokalisert under fluor, og er den tredje mest elektronegative element i det hele tatt. Navnet stammer fra sin gulaktige, grønne farge, som er mer intens enn fluor.

Populært, når noen hører navnet ditt, er det første de tenker på blekingsproduktene for klær, og vannet i svømmebassenger. Selv om klor virker effektivt i slike eksempler, er det ikke dens gass, men forbindelsene (spesielt hypokloritt) som utøver blekings- og desinfiseringsvirkningen.

Rund kolbe med gassformig klor inni. Kilde: Larenmclane

Det øverste bildet viser en rund kolbe med klorgass. Densiteten er større enn luften, som forklarer hvorfor den blir liggende i kolben og ikke slipper ut i atmosfæren; som det skjer med andre lettere gasser, for å si helium eller nitrogen. I denne tilstanden er det et ekstremt giftig stoff, da det produserer saltsyre i lungene.

Det er grunnen til at elementært eller gassformig klor ikke har mange bruksområder, annet enn i noen synteser. Imidlertid dekker dets forbindelser, det være seg salter eller klorerte organiske molekyler, et godt repertoar av bruksområder, som går utover svømmebassenger og ekstremt hvite klær.

På samme måte finnes atomene i form av kloridanioner i kroppene våre, og regulerer nivåene av natrium, kalsium og kalium, så vel som i magesaft. Ellers ville inntaket av natriumklorid være enda mer dødelig.

Klor produseres ved elektrolyse av saltlake, rik på natriumklorid, en industriell prosess der også natriumhydroksyd og hydrogen oppnås. Og fordi havene er en nesten uuttømmelig kilde til dette saltet, er de potensielle reservene til dette elementet i hydrosfæren veldig store.

Historie

Første tilnærminger

På grunn av den høye reaktiviteten til klorgass, mistenkte antikke sivilisasjoner aldri at det eksisterte. Forbindelsene har imidlertid vært en del av menneskehetskulturen siden antikken; historien begynte å knyttes til vanlig salt.

På den annen side oppstod klor fra vulkanutbrudd og da noen oppløste gull i aqua regia; Men ingen av de første tilnærmingene var engang nok til å formulere ideen om at den gulagrønne gassen var et element eller en forbindelse.

Oppdagelse

Oppdagelsen av klor tilskrives den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele, som i 1774 utførte reaksjonen mellom mineralpyrolusitt og saltsyre (den gang kalt muriatic acid).

Scheele får æren for at han var den første forskeren som studerte klorens egenskaper; selv om det tidligere er blitt anerkjent (1630) av Jan Baptist van Helmont.

Eksperimentene Scheele fikk sine observasjoner med er interessante. Han evaluerte blekingsvirkningen av klor på rødlige og blålige blomsterblader, så vel som på bladene til planter og insekter som døde øyeblikkelig.

På samme måte rapporterte han om den høye reaksjonshastigheten for metaller, dens kvelende lukt og uønskede virkning på lungene, og at når den ble oppløst i vann, økte surheten.

Oxymuratic acid

På det tidspunktet vurderte kjemikere en syre til enhver forbindelse som hadde oksygen; så de tenkte feilaktig at klor må være et gassoksid. Slik kalte de det 'oxymuriatic acid' (muriatic acid oxide), et navn myntet av den berømte franske kjemikeren Antoine Lavoisier.

I 1809 prøvde Joseph Louis Gay-Lussac og Louis Jacques Thénard å redusere denne syren med trekull; reaksjon som de oppnådde metaller fra oksydene sine med. På denne måten ønsket de å trekke ut det kjemiske elementet i den antatte oksymuratiske syren (som de kalte 'muriatic acid deflogsticated air').

Gay-Lussac og Thénard mislyktes imidlertid i sine eksperimenter; men de var korrekte når de vurderte muligheten for at nevnte gulgrønn gass må være et kjemisk element og ikke en forbindelse.

Anerkjennelse som et element

Anerkjennelsen av klor som et kjemisk element var takket være Sir Humphry Davy, som i 1810 gjennomførte sine egne eksperimenter med karbonelektroder og konkluderte med at slik oksyd av muriasyre ikke eksisterte.

Og dessuten var det Davy som myntet navnet 'klor' for dette elementet fra det greske ordet 'kloros', som betyr gulaktiggrønt.

Da de studerte de kjemiske egenskapene til klor, ble det funnet at mange av forbindelsene hadde saltvann i naturen; derfor kalte de det som en 'halogen', som betyr salt tidligere. Da ble begrepet halogen brukt med de andre elementene i samme gruppe (F, Br og I).

Michael Faraday selv lyktes i flytendegjøring av klor i en fast stoff som, grunnet blir forurenset med vann, dannes hydratet Cl ₂ -H ₂ O.

Resten av klors historie er knyttet til dens desinfiserings- og blekeegenskaper, helt til utviklingen av den industrielle prosessen med elektrolyse av saltlake for å produsere enorme mengder klor.

Fysiske og kjemiske egenskaper

Fysisk utseende

Det er en tett, ugjennomsiktig gulagrønn gass med en irriterende skarp lukt (en superforsterket versjon av kommersielt klor) og er også ekstremt giftig.

Atomnummer (Z)

17

Atomvekt

35.45 u.

Med mindre annet er angitt, er resten av egenskapene tilsvarer forekomsten målt for molekylært klor, Cl ₂ .

Kokepunkt

-34,04 ºC

Smeltepunkt

-101,5 ºC

tetthet

-Under normale forhold, 3,2 g / L

-Bare ved kokepunktet, 1,5624 g / ml

Vær oppmerksom på at flytende klor er omtrent fem ganger så tett som gassen. Densiteten til dens damp er også 2,49 ganger større enn luften. Det er grunnen til at i det første bildet ikke kloret har en tendens til å rømme fra den runde kolben, siden det er tettere enn luft, det ligger i bunnen. Denne egenskapen gjør det til en enda farligere gass.

Fusjonsvarme

6,406 kJ / mol

Fordampingsvarme

20,41 kJ / mol

Molar varmekapasitet

33,95 J / (mol K)

Vannløselighet

1,46 g / 100 ml ved 0 ºC

Damptrykk

7,67 atm ved 25 ° C. Dette trykket er relativt lavt sammenlignet med andre gasser.

elektro

3.16 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

-Først: 1251,2 kJ / mol

-Sekund: 2298 kJ / mol

-Tredde: 3822 kJ / mol

Termisk ledningsevne

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

isotoper

Klor forekommer i naturen først og fremst som to isotoper: ³⁵ Cl, med en overflod på 76%, og ³⁷ Cl, med en overflod på 24%. Dermed er atomvekten (35,45 u) et gjennomsnitt av atommassene til disse to isotoper, med deres respektive overflodprosenter.

Alle klorradioisotoper er kunstige, hvorav ³⁶ Cl fremstår som de mest stabile, med en halveringstid på 300.000 år.

Oksidasjonsnummer

Klor kan ha forskjellige oksidasjonsnummer eller tilstander når det er en del av en forbindelse. Å være et av de mest elektronegative atomer i den periodiske tabellen, har det vanligvis negative oksidasjonstall; bortsett fra når det blir oksygen eller fluor, i hvis respektive oksider og fluorider må "miste" elektroner.

I deres oksidasjonsnummer antas eksistensen eller tilstedeværelsen av ioner med samme ladningsstørrelse. Dermed har vi: -1 (Cl ^- , den berømte kloridanionen), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl ⁵⁺ ), +6 (Cl ⁶⁺ ) og +7 (Cl ⁷⁺ ). Av dem alle er -1, +1, +3, +5 og +7 de vanligste i klorerte forbindelser.

For eksempel, i ClF og ClF _3- oksyda-sjonsnumrene for klor er en (Cl ⁺ F ^- ) og 3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). I Cl ₂ O Dette er en (Cl ₂ ⁺ O ^2- ); mens i ClO ₂ , Cl ₂ O ₃ og Cl ₂ O ₇ er fire (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2- ), 3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) og 7 (Cl ₂ ⁷⁺ Eller ₇ ^2- ).

I alle klorider derimot, har klor et oksidasjonsnummer på -1; som i tilfelle av NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), hvor det er gyldig å si at Cl ^- eksisterer gitt den ioniske naturen til dette saltet.

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Klormolekyl

Diatomisk klormolekyl representert med en romlig fyllingsmodell. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Kloratomer i deres grunntilstand har følgende elektroniske konfigurasjoner:

3s ² 3p ⁵

Derfor har hver av dem syv valenselektroner. Med mindre de er overbelastet med energi, vil det være individuelle Cl-atomer i rommet, som om de var grønne klinkekuler. Imidlertid er deres naturlige tendens til å danne kovalente bindinger mellom dem, og dermed fullføre valensokteter.

Merk at de bare trenger ett elektron for å ha åtte valenselektroner, slik at de danner en enkel binding; dette er den som blir sammen med to Cl-atomer for å lage Cl _2- molekylet (øvre bilde), Cl-Cl. Det er grunnen til at klor under normale og / eller terrestriske forhold er en molekylær gass; ikke monatomisk, som med edle gasser.

Intermolekylære interaksjoner

Cl _2- molekylet er homonukleært og apolært, så dets intermolekylære interaksjoner styres av Londons spredningskrefter og dens molekylmasser. I gassfasen, idet avstanden Cl ₂ -Cl ₂ er forholdsvis kort sammenlignet med andre gasser, som, tilsatt til sin masse, gjør det til en gass tre ganger tyngre enn luft.

Lys kan begeistre og fremme elektroniske overganger i molekylære orbitaler i Cl ₂ ; følgelig vises den karakteristiske gulgrønne fargen. Denne fargen intensiveres i flytende tilstand, og forsvinner deretter delvis når den stivner.

Ved lavere temperaturer (-34 ° C), CL ₂ molekyler mister kinetisk energi, og Cl ₂ -Cl ₂ avstand avtar; derfor samles disse og ender opp med å definere det flytende klor. Det samme skjer når systemet avkjøles enda mer (-101 ºC), nå med Cl _2- molekylene så tett sammen at de definerer en ortorombisk krystall.

At det eksisterer klorkrystaller, tyder på at deres spredningskrefter er retningsbestemte nok til å skape et strukturelt mønster; det vil si molekylære lag av Cl ₂ . Separasjonen av disse lagene er slik at deres struktur ikke modifiseres selv under et trykk på 64 GPa, og heller ikke viser elektrisk ledning.

Hvor å finne og skaffe

Kloridsalter

Robuste krystaller av halitt, bedre kjent som vanlig salt eller bordsalt. Kilde: Foreldre Géry

Klor i sin gassformige tilstand kan ikke finnes noe sted på jordens overflate, siden det er veldig reaktivt og har en tendens til å danne klorider. Disse kloridene er godt diffundert over hele jordskorpen, og dessuten, etter millioner av år med å bli vasket bort av regn, beriker de havene og havene.

Av alle kloridene er NaCl til mineralhalitten (øvre bilde) den vanligste og rikeste; etterfulgt av mineralene silvin, KCl og carnalite, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Når massene av vann fordamper ved virkning av Solen, etterlater de seg ørkenesalt innsjøer, hvorfra NaCl kan utvinnes direkte som råstoff for produksjon av klor.

Elektrolyse av saltlake

NaCl løses opp i vann for å produsere en saltlake (26%), som blir utsatt for elektrolyse i en klor-alkali-celle. Der finner de to halvreaksjoner sted i anode- og katodeavdelingene:

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

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

Og den globale ligningen for begge reaksjonene er:

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

Når reaksjonen fortsetter, vandrer Na ⁺ -ionene dannet ved anoden inn i katodekammeret gjennom en permeabel asbestmembran. Av den grunn er NaOH på høyre side av den globale ligningen. Begge gasser, Cl ₂ og H ₂ , er samlet fra anoden og katoden, henholdsvis.

Bildet nedenfor illustrerer det som nettopp ble skrevet:

Diagram for produksjon av klor ved elektrolyse av saltlake. Kilde: Jkwchui

Legg merke til at konsentrasjonen av saltlaken til slutt synker med 2% (pass 24 til 26%), noe som betyr at en del av anionene Cl ^- originale molekyler ble Cl ₂ . Til slutt har industrialiseringen av denne prosessen gitt en metode for å produsere klor, hydrogen og natriumhydroksyd.

Syreoppløsning av pyrolusitt

Som nevnt i historiedelen, kan klorgass produseres ved å løse opp pyrolusitt-mineralprøver med saltsyre. Følgende kjemiske ligning viser produktene oppnådd fra reaksjonen:

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

legeringer

Klorlegeringer eksisterer ikke av to enkle grunner: deres gassformede molekyler kan ikke fanges mellom metalliske krystaller, og de er også veldig reaktive, så de vil reagere umiddelbart med metaller for å produsere sine respektive klorider.

På den annen side er klorider heller ikke ønskelige, siden de når de er oppløst i vann, utøver en saltvannseffekt som fremmer korrosjon i legeringene; og derfor oppløses metallene for å danne metallklorider. Korrosjonsprosessen for hver legering er forskjellig; noen er mer mottakelige enn andre.

Klor er derfor ikke et godt tilsetningsstoff for legeringer i det hele tatt; verken som Cl ₂ eller Cl ^- (og Cl-atomer ville være for reaktive til å til og med eksistere).

risiko

Selv om løseligheten av klor i vann er lav, er det nok å produsere saltsyre i fuktigheten i huden og øynene, noe som ender opp med å korrodere vevene og forårsake alvorlig irritasjon og til og med synstap.

Enda verre er det å puste inn de gulaktige, grønlige dampene, siden den en gang i lungene genererer syrer igjen og skader lungevevet. Med dette opplever personen en sår hals, hoste og pustevansker på grunn av væskene som dannes i lungene.

Hvis det er en klorlekkasje, er du i en spesielt farlig situasjon: luften kan ikke bare "feie bort" sine damper; de blir der til de reagerer eller spres sakte.

I tillegg til dette er det en sterkt oksiderende forbindelse, slik at forskjellige stoffer kan reagere eksplosivt med den ved den minste kontakt; akkurat som stålull og aluminium. Det er grunnen til at der klor blir lagret, må alle nødvendige hensyn tas for å unngå brannfare.

Ironisk nok, mens klorgass er dødelig, er kloridanionen ikke giftig; Det kan konsumeres (i moderate mengder), det brenner ikke og reagerer heller ikke med fluor og andre reagenser.

applikasjoner

syntese

Rundt 81% av klorgassen som produseres årlig brukes til syntese av organiske og uorganiske klorider. Avhengig av graden av covalence av disse forbindelsene, kan bli funnet klor som rene Cl-atomer i klorerte organiske molekyler (med C-Cl bindinger), eller som Cl ^- ioner i et par kloridsalter (NaCl og CaCl- ₂ , MgCl ₂ , etc.).

Hver av disse forbindelsene har sine egne anvendelser. For eksempel, kloroform (CHCI ₃ ) og etyl-klorid (CH ₃ CH ₂ Cl) er oppløsningsmidler som har kommet til å bli brukt som inhalasjonsanestesi; diklormetan (CH ₂ Cl ₂ ) og karbontetraklorid (CCl ₄ ), for sin del, er oppløsningsmidler er mye anvendt innen organisk kjemi laboratorier.

Når disse klorerte forbindelser er flytende, brukes de mest av tiden som løsningsmidler for organiske reaksjonsmedier.

I andre forbindelser representerer tilstedeværelsen av kloratomer en økning i dipolmomentet, slik at de i større grad kan samvirke med en polar matrise; en som består av proteiner, aminosyrer, nukleinsyrer, etc., biomolekyler. Dermed har klor også en rolle i syntesen av medikamenter, plantevernmidler, insektmidler, soppdrepende midler, etc.

Når det gjelder uorganiske klorider, brukes de vanligvis som katalysatorer, råstoff for å oppnå metaller ved elektrolyse eller kilder til Cl ^- ioner .

biologisk

Det gassformige eller elementære kloret har ingen rolle i andre levende vesener enn å ødelegge vevet. Dette betyr imidlertid ikke at dets atomer ikke kan finnes i kroppen. For eksempel er Cl ^- ioner veldig mange i det cellulære og ekstracellulære miljøet, og hjelper til med å kontrollere nivåene av Na ⁺ og Ca ^{2+ -} ioner , for det meste.

På samme måte er saltsyre en del av magesaften som maten fordøyes i magen; deres Cl ^- ioner , i selskap med H ₃ O ⁺ , definerer pH nær 1 av disse sekresjonene.

Kjemiske våpen

Tettheten av klorgass gjør det til et livsfarlig stoff når det søles eller helles i lukkede eller åpne områder. Når den er tettere enn luft, bærer ikke strømmen lett klor, så den blir liggende i betydelig tid før den til slutt spres.

I første verdenskrig ble for eksempel dette kloret brukt på slagmarker. Når den ble løslatt, ville den snike seg i skyttergravene for å kvele soldatene og tvinge dem til overflaten.

desinfiserende

Bassengene kloreres for å forhindre reproduksjon og spredning av mikroorganismer. Kilde: Pixabay.

Klorerte løsninger, de der klorgass er blitt oppløst i vann og deretter blitt gjort alkaliske med en buffer, har utmerkede desinfeksjonsegenskaper, så vel som hemmer vevsnedbrytning. De har blitt brukt til å desinfisere åpne sår for å eliminere sykdomsfremkallende bakterier.

Vann i svømmebassenget er nøyaktig klorert for å eliminere bakterier, mikrober og parasitter som kan ha seg i det. Klorgass ble tidligere brukt til dette formålet, men virkningen er ganske aggressiv. I stedet brukes natriumhypoklorittløsninger (blekemiddel) eller trikloroisocyanuric acid (TCA) tabletter.

Det nevnte viser at det ikke er Cl ₂ som utfører desinfiserende virkning, men HClO, hypokloritesyre, som produserer O-radikaler som ødelegger mikroorganismer.

Blekemiddel

Svært lik sin desinfiserende virkning bleker klor også materialer fordi fargestoffene som er ansvarlige for fargene blir nedbrutt av HClO. Dermed er klorerte oppløsninger ideelle for å fjerne flekker fra hvite plagg eller til å bleke papirmasse.

Polyvinylklorid

Den viktigste klorforbindelsen av alle, som utgjør rundt 19% av den gjenværende klorgassproduksjonen, er polyvinylklorid (PVC). Denne plasten har flere bruksområder. Med den lages vannrør, vinduskarmer, vegg- og gulvbelegg, elektriske ledninger, IV poser, strøk, etc.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Klor. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Laura H. et al. (2018). Struktur av fast klor ved 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Crystalline Materials, Volume 234, Issue 4, Pages 277–280, ISSN (Online) 2196-7105, ISSN (Print) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Klor. PubChem-databasen. CID = 24526. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (SF). Klor. Gjenopprettet fra: nautilus.fis.uc.pt
6. American Chemistry Council. (2019). Klorkjemi: Introduksjon til klor. Gjenopprettet fra: chlorine.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Ætsende effekter av klorider på metaller. Institutt for havteknikk, NTOU, Kina (Taiwan).
8. New York State. (2019). Fakta om klor. Gjenopprettet fra: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om klorelement. Chemicool. Gjenopprettet fra: chemicool.com