CHLOOR: GESCHIEDENIS, EIGENSCHAPPEN, STRUCTUUR, RISICO'S, GEBRUIK - CHEMIE - 2024

Het chloor is een chemisch element dat wordt weergegeven door symbool Cl. De tweede van de halogenen bevindt zich onder fluor en is het derde meest elektronegatieve element van allemaal. De naam is afgeleid van de geelgroene kleur, die intenser is dan fluoride.

In de volksmond, als iemand je naam hoort, is het eerste waar ze aan denken de bleekproducten voor kleding en het water in zwembaden. Hoewel chloor in dergelijke voorbeelden effectief werkt, is het niet zijn gas, maar zijn verbindingen (vooral hypochloriet) die de blekende en desinfecterende werking uitoefenen.

Ronde kolf met daarin gasvormig chloor. Bron: Larenmclane

De bovenste afbeelding toont een ronde kolf met chloorgas. De dichtheid is groter dan die van lucht, wat verklaart waarom het in de kolf blijft en niet in de atmosfeer ontsnapt; zoals het gebeurt met andere lichtere gassen, zoals helium of stikstof. In deze toestand is het een uiterst giftige stof, omdat het zoutzuur in de longen produceert.

Daarom heeft elementair of gasvormig chloor niet veel toepassingen, behalve in sommige syntheses. De verbindingen ervan, of het nu zouten of gechloreerde organische moleculen zijn, bestrijken een goed repertoire aan toepassingen, verder dan zwembaden en extreem witte kleding.

Evenzo worden zijn atomen in de vorm van chloride-anionen in ons lichaam aangetroffen, die de niveaus van natrium, calcium en kalium reguleren, evenals in maagsap. Anders zou de inname van natriumchloride nog dodelijker zijn.

Chloor wordt geproduceerd door elektrolyse van pekel, rijk aan natriumchloride, een industrieel proces waarbij ook natriumhydroxide en waterstof worden verkregen. En omdat de zeeën een bijna onuitputtelijke bron van dit zout zijn, zijn de potentiële reserves van dit element in de hydrosfeer erg groot.

Geschiedenis

Eerste benaderingen

Vanwege de hoge reactiviteit van chloorgas, hebben oude beschavingen nooit het bestaan ​​ervan verdacht. De verbindingen ervan maken echter al sinds de oudheid deel uit van de cultuur van de mensheid; zijn geschiedenis begon verbonden met keukenzout.

Aan de andere kant ontstond chloor door vulkaanuitbarstingen en wanneer iemand goud oploste in aqua regia; Maar geen van die eerste benaderingen was zelfs voldoende om het idee te formuleren dat genoemd geelachtig groen gas een element of verbinding was.

Ontdekking

De ontdekking van chloor wordt toegeschreven aan de Zweedse chemicus Carl Wilhelm Scheele, die in 1774 de reactie uitvoerde tussen het mineraal pyrolusiet en zoutzuur (toen nog zoutzuur genoemd).

Scheele krijgt de eer omdat hij de eerste wetenschapper was die de eigenschappen van chloor bestudeerde; hoewel het eerder is erkend (1630) door Jan Baptist van Helmont.

De experimenten waarmee Scheele zijn waarnemingen heeft verkregen, zijn interessant: hij evalueerde de blekende werking van chloor op roodachtige en blauwachtige bloembladen van bloemen, evenals op de bladeren van planten en insecten die onmiddellijk stierven.

Evenzo meldde hij zijn hoge reactievermogen voor metalen, zijn verstikkende geur en ongewenste effecten op de longen, en dat wanneer het in water werd opgelost, zijn zuurgraad toenam.

Oxymuratisch zuur

Tegen die tijd beschouwden scheikundigen een zuur voor elke verbinding die zuurstof bevatte; dus dachten ze ten onrechte dat chloor een gasvormig oxide moest zijn. Zo noemden ze het 'oxymuriático acid' (zoutzuuroxide), een naam bedacht door de beroemde Franse chemicus Antoine Lavoisier.

Vervolgens probeerden Joseph Louis Gay-Lussac en Louis Jacques Thénard in 1809 dit zuur met houtskool te verminderen; reactie waarmee ze metalen uit hun oxiden haalden. Op deze manier wilden ze het chemische element van het vermeende oxymuraatzuur (dat ze 'zoutzuur deflogsticated air' noemden) extraheren.

Gay-Lussac en Thénard faalden echter in hun experimenten; maar ze hadden gelijk bij het overwegen van de mogelijkheid dat genoemd geelachtig groen gas een chemisch element moet zijn en geen verbinding.

Erkenning als element

De erkenning van chloor als chemisch element was te danken aan Sir Humphry Davy, die in 1810 zijn eigen experimenten met koolstofelektroden uitvoerde en concludeerde dat een dergelijk oxide van zoutzuur niet bestond.

En bovendien was het Davy die de naam 'chloor' bedacht voor dit element van het Griekse woord 'chloros', wat geelachtig groen betekent.

Toen ze de chemische eigenschappen van chloor bestudeerden, bleken veel van de verbindingen ervan zout van aard te zijn; vandaar dat ze het een 'halogeen' noemden, wat zoutvormer betekent. Vervolgens werd de term halogeen gebruikt met de andere elementen van dezelfde groep (F, Br en I).

Michael Faraday slaagde er zelfs in om het chloor vloeibaar te maken tot een vaste stof die, door vervuiling met water, het hydraat Cl ₂ · H ₂ O vormde .

De rest van de geschiedenis van chloor houdt verband met zijn desinfecterende en blekende eigenschappen, tot de ontwikkeling van het industriële proces van elektrolyse van pekel om enorme hoeveelheden chloor te produceren.

Fysische en chemische eigenschappen

Fysiek uiterlijk

Het is een dicht, ondoorzichtig geelachtig groen gas met een irriterende bijtende geur (een sterk verbeterde versie van commercieel chloor) en is ook extreem giftig.

Atoomnummer (Z)

17

Atoomgewicht

35.45 u.

Tenzij anders aangegeven, komen de overige eigenschappen overeen met de gemeten hoeveelheden voor moleculair chloor, Cl ₂ .

Kookpunt

-34,04 ºC

Smeltpunt

-101,5 ºC

Dichtheid

-Onder normale omstandigheden 3,2 g / L

-Alleen bij het kookpunt, 1,5624 g / ml

Merk op dat vloeibaar chloor ongeveer vijf keer zo dicht is als zijn gas. Ook is de dichtheid van de damp 2,49 keer groter dan die van lucht. Dat is de reden waarom het chloor in de eerste afbeelding niet de neiging heeft om uit de ronde kolf te ontsnappen, omdat het dichter dan lucht is aan de onderkant. Deze eigenschap maakt het een nog gevaarlijker gas.

Warmte van fusie

6,406 kJ / mol

Warmte van verdamping

20,41 kJ / mol

Molaire warmtecapaciteit

33,95 J / (mol K)

Oplosbaarheid in water

1,46 g / 100 ml bij 0 ºC

Dampdruk

7,67 atm bij 25 ° C. Deze druk is relatief laag in vergelijking met andere gassen.

Elektronegativiteit

3.16 op de schaal van Pauling.

Ionisatie-energieën

-Eerste: 1251,2 kJ / mol

-Tweede: 2298 kJ / mol

-Derde: 3822 kJ / mol

Warmtegeleiding

8,9 ^10-3 W / (m · K)

Isotopen

Chloor komt in de natuur voornamelijk voor als twee isotopen: ³⁵ Cl, met een overvloed van 76%, en ³⁷ Cl, met een overvloed van 24%. Het atoomgewicht (35,45 u) is dus een gemiddelde van de atoommassa's van deze twee isotopen, met hun respectievelijke abundantie-percentages.

Alle chloorradio-isotopen zijn kunstmatig, waarvan ³⁶ Cl eruit springt als de meest stabiele, met een halfwaardetijd van 300.000 jaar.

Oxidatienummers

Chloor kan verschillende oxidatiegetallen of -toestanden hebben als het deel uitmaakt van een verbinding. Omdat het een van de meest elektronegatieve atomen in het periodiek systeem is, heeft het gewoonlijk negatieve oxidatiegetallen; behalve wanneer het in zuurstof of fluor komt, in wiens oxiden respectievelijk fluoriden het elektronen moet "verliezen".

In hun oxidatiegetallen wordt het bestaan ​​of de aanwezigheid van ionen met dezelfde grootte van lading verondersteld. We hebben dus: -1 (Cl ^- , het beroemde chloride-anion), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl ⁵⁺ ), +6 (Cl ⁶⁺ ) en +7 (Cl ⁷⁺ ). Van allemaal zijn -1, +1, +3, +5 en +7 de meest voorkomende in gechloreerde verbindingen.

In ClF en ClF _{3 zijn} de oxidatiegetallen voor chloor bijvoorbeeld +1 (Cl ⁺ F ^- ) en +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). In Cl ₂ O, is 1 (Cl ₂ ⁺ O ² ); terwijl in ClO ₂ , Cl ₂ O ₃ en Cl ₂ O ₇ +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2- ), +3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) en +7 (Cl ₂ ⁷⁺ Of ₇ ^2- ).

In alle chloriden daarentegen heeft chloor een oxidatiegetal van -1; zoals in het geval van NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), waar het geldig is om te zeggen dat Cl ^- bestaat gezien de ionische aard van dit zout.

Structuur en elektronische configuratie

Chloor molecuul

Diatomisch chloormolecuul weergegeven met een ruimtelijk vulmodel. Bron: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Chlooratomen in hun grondtoestand hebben de volgende elektronische configuratie:

3s ² 3p ⁵

Daarom heeft elk van hen zeven valentie-elektronen. Tenzij ze overladen zijn met energie, zullen er individuele Cl-atomen in de ruimte zijn, alsof het groene knikkers zijn. Hun natuurlijke neiging is echter om covalente bindingen tussen hen te vormen, waardoor hun valentie-octetten worden voltooid.

Merk op dat ze maar één elektron nodig hebben om acht valentie-elektronen te hebben, dus ze vormen een enkele simpele binding; dit is degene die twee Cl-atomen verbindt om het Cl ₂ -molecuul te creëren (bovenste afbeelding), Cl-Cl. Daarom is chloor in normale en / of terrestrische omstandigheden een moleculair gas; niet mono-atomisch, zoals bij edelgassen.

Intermoleculaire interacties

Het Cl ₂ -molecuul is homonucleair en apolair, dus de intermoleculaire interacties worden bepaald door de Londense verstrooiingskrachten en de moleculaire massa. In de gasfase is de afstand Cl ₂ -Cl ₂ relatief kort in vergelijking met andere gassen, waardoor het, samen met de massa, een gas wordt dat drie keer zo dicht is als lucht.

Licht kan elektronische overgangen binnen de moleculaire orbitalen van Cl ₂ opwekken en bevorderen ; bijgevolg verschijnt de karakteristieke geelachtig groene kleur. Deze kleur wordt sterker in vloeibare toestand en verdwijnt vervolgens gedeeltelijk wanneer deze stolt.

Naarmate de temperatuur daalt (-34 ºC), verliezen de Cl _2- moleculen kinetische energie en neemt de afstand Cl ₂ -Cl ₂ af; daarom smelten deze samen en bepalen ze uiteindelijk het vloeibare chloor. Hetzelfde gebeurt wanneer het systeem nog meer wordt gekoeld (-101 ºC), nu met de Cl _2- moleculen zo dicht bij elkaar dat ze een orthorhombisch kristal definiëren.

Het feit dat er chloorkristallen bestaan, is een aanwijzing dat hun dispergerende krachten voldoende gericht zijn om een ​​structureel patroon te creëren; dat wil zeggen, moleculaire lagen van Cl ₂ . De scheiding van deze lagen is zodanig dat hun structuur niet verandert, zelfs niet onder een druk van 64 GPa, noch vertonen ze elektrische geleiding.

Waar te vinden en te verkrijgen

Chloridezouten

Robuuste kristallen van haliet, beter bekend als keuken- of keukenzout. Bron: ouder Géry

Chloor in gasvormige toestand kan nergens op het aardoppervlak worden gevonden, omdat het zeer reactief is en de neiging heeft om chloriden te vormen. Deze chloriden zijn goed verspreid over de aardkorst en verrijken bovendien, na miljoenen jaren te zijn weggespoeld door de regen, de zeeën en oceanen.

Van alle chloriden is de NaCl van het mineraal haliet (bovenste afbeelding) de meest voorkomende en overvloedige; gevolgd door de mineralen silvin, KCl en carnaliet, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Wanneer de watermassa's verdampen door de werking van de zon, laten ze woestijnzoutmeren achter, waaruit NaCl direct als grondstof kan worden gewonnen voor de productie van chloor.

Elektrolyse van pekel

Het NaCl lost op in water om een ​​pekel (26%) te produceren, dat wordt onderworpen aan elektrolyse in een chloor-alkalicel. Er vinden twee halfreacties plaats in de anode- en kathodecompartimenten:

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

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

En de globale vergelijking voor beide reacties is:

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

Naarmate de reactie vordert, migreren de Na ⁺ -ionen die bij de anode worden gevormd, door een doorlaatbaar asbestmembraan naar het kathodecompartiment. Om die reden staat NaOH aan de rechterkant van de globale vergelijking. Beide gassen Cl ₂ en H ₂ , worden vanuit de anode en kathode resp.

De onderstaande afbeelding illustreert wat er zojuist is geschreven:

Schema voor de productie van chloor door elektrolyse van pekel. Bron: Jkwchui

Merk op dat de concentratie van de pekel tot het einde met 2% afneemt (passeer 24 tot 26%), wat betekent dat een deel van de anionen Cl ^- oorspronkelijke moleculen Cl _{2 werd} . Uiteindelijk heeft de industrialisatie van dit proces een methode opgeleverd om chloor, waterstof en natriumhydroxide te produceren.

Zure oplossing van pyrolusiet

Zoals vermeld in de geschiedenissectie, kan chloorgas worden geproduceerd door pyrolusietmineraalmonsters op te lossen met zoutzuur. De volgende chemische vergelijking toont de producten die uit de reactie zijn verkregen:

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

Legeringen

Chloorlegeringen bestaan ​​om twee eenvoudige redenen niet: hun gasvormige moleculen kunnen niet tussen metallische kristallen worden opgesloten en ze zijn ook erg reactief, dus ze zouden onmiddellijk reageren met metalen om hun respectievelijke chloriden te produceren.

Anderzijds zijn chloriden ook niet wenselijk, aangezien ze, eenmaal opgelost in water, een zouteffect hebben dat corrosie in de legeringen bevordert; en daarom lossen de metalen op om metaalchloriden te vormen. Het corrosieproces voor elke legering is anders; sommige zijn gevoeliger dan andere.

Chloor is daarom helemaal geen goed additief voor legeringen; noch als Cl _2, noch als Cl ^- (en Cl-atomen zouden te reactief zijn om zelfs maar te bestaan).

Risico's

Hoewel de oplosbaarheid van chloor in water laag is, is het voldoende om zoutzuur te produceren in het vocht van onze huid en ogen, waardoor de weefsels gaan corroderen, wat ernstige irritatie en zelfs verlies van het gezichtsvermogen veroorzaakt.

Nog erger is het inademen van zijn geelachtig groenige dampen, aangezien het eenmaal in de longen weer zuren genereert en het longweefsel beschadigt. Hiermee ervaart de persoon een zere keel, hoest en ademhalingsmoeilijkheden vanwege het vocht dat in de longen wordt gevormd.

Als er een chloorlek is, bevindt u zich in een bijzonder gevaarlijke situatie: de lucht kan zijn dampen niet zomaar "wegvegen"; ze blijven daar totdat ze reageren of langzaam verdwijnen.

Bovendien is het een sterk oxiderende verbinding, dus verschillende stoffen kunnen er bij het minste contact explosief mee reageren; net als staalwol en aluminium. Daarom moeten bij opslag van chloor alle nodige overwegingen worden genomen om brandrisico's te vermijden.

Ironisch genoeg is chloorgas dodelijk, maar het chloride-anion ervan niet giftig; Het kan (met mate) worden geconsumeerd, het brandt niet en reageert ook niet behalve met fluor en andere reagentia.

Toepassingen

Synthese

Ongeveer 81% van het jaarlijks geproduceerde chloorgas wordt gebruikt voor de synthese van organische en anorganische chloriden. Afhankelijk van de mate van covalentie van deze verbindingen, kan chloor worden gevonden als louter Cl-atomen in gechloreerde organische moleculen (met C-Cl-bindingen), of als Cl ^- ionen in enkele chloridezouten (NaCl, CaCl ₂ , MgCl ₂ , enzovoort.).

Elk van deze verbindingen heeft zijn eigen toepassingen. Bijvoorbeeld, chloroform (CHCl ₃ ) en ethylchloride (CH ₃ CH ₂ Cl) zijn oplosmiddelen die zijn gaan gebruiken als inhalatie-anesthetica; dichloormethaan (CH ₂ Cl ₂ ) en tetrachloorkoolstof (CCl ₄ ) zijn van hun kant oplosmiddelen die veel worden gebruikt in laboratoria voor organische chemie.

Wanneer deze gechloreerde verbindingen vloeibaar zijn, worden ze meestal gebruikt als oplosmiddelen voor organische reactiemedia.

In andere verbindingen vertegenwoordigt de aanwezigheid van chlooratomen een toename van het dipoolmoment, zodat ze in grotere mate kunnen interageren met een polaire matrix; een die bestaat uit eiwitten, aminozuren, nucleïnezuren, enz., biomoleculen. Chloor speelt dus ook een rol bij de synthese van medicijnen, pesticiden, insecticiden, fungiciden, enz.

Anorganische chloriden worden meestal gebruikt als katalysatoren, grondstof voor het verkrijgen van metalen door elektrolyse of als bronnen van Cl ^- ionen .

Biologisch

Het gasvormige of elementaire chloor speelt geen andere rol in levende wezens dan het vernietigen van hun weefsels. Dit betekent echter niet dat de atomen ervan niet in het lichaam kunnen worden gevonden. Cl ^- ionen zijn bijvoorbeeld zeer overvloedig aanwezig in de cellulaire en extracellulaire omgeving en helpen meestal om de niveaus van Na ⁺ en Ca ²⁺ -ionen te beheersen .

Evenzo maakt zoutzuur deel uit van het maagsap waarmee voedsel in de maag wordt verteerd; hun Cl ^- ionen , in het gezelschap van H ₃ O ⁺ , bepalen de pH dicht bij 1 van deze afscheidingen.

Chemische wapens

De dichtheid van chloorgas maakt het een dodelijke substantie wanneer het wordt gemorst of gegoten in gesloten of open ruimtes. Omdat het dichter is dan lucht, draagt ​​een stroom ervan niet gemakkelijk chloor, dus het blijft geruime tijd aanwezig voordat het zich uiteindelijk verspreidt.

In de Eerste Wereldoorlog werd dit chloor bijvoorbeeld gebruikt op slagvelden. Eenmaal losgelaten, zou het de loopgraven binnensluipen om de soldaten te verstikken en hen naar de oppervlakte te dwingen.

Ontsmettingsmiddel

De poelen worden gechloreerd om de voortplanting en verspreiding van micro-organismen te voorkomen. Bron: Pixabay.

Gechloreerde oplossingen, die waarbij chloorgas is opgelost in water en vervolgens alkalisch is gemaakt met een buffer, hebben uitstekende desinfecterende eigenschappen en remmen weefselverrotting. Ze zijn gebruikt om open wonden te desinfecteren om pathogene bacteriën te elimineren.

Zwembadwater wordt nauwkeurig gechloreerd om bacteriën, microben en parasieten te elimineren die zich erin kunnen nestelen. Hiervoor werd vroeger chloorgas gebruikt, maar de werking is behoorlijk agressief. In plaats daarvan worden natriumhypochlorietoplossingen (bleekmiddel) of trichloorisocyanuurzuur (TCA) -tabletten gebruikt.

Uit het bovenstaande blijkt dat niet de Cl ₂ de desinfecterende werking uitoefent, maar het HClO, hypochlorietzuur, dat O-radicalen produceert die micro-organismen vernietigen.

Bleken

Zeer vergelijkbaar met zijn desinfecterende werking, bleken chloor ook materialen omdat de kleurstoffen die verantwoordelijk zijn voor de kleuren worden afgebroken door HClO. Daarom zijn de gechloreerde oplossingen ideaal voor het verwijderen van vlekken uit witte kledingstukken of voor het bleken van papierpulp.

Polyvinylchloride

De belangrijkste chloorverbinding, die goed is voor ongeveer 19% van de resterende chloorgasproductie, is polyvinylchloride (PVC). Dit plastic heeft meerdere toepassingen. Hiermee worden waterleidingen, kozijnen, wand- en vloerbedekkingen, elektrische bedrading, infuuszakken, jassen etc. gemaakt.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Chloor. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Laura H. et al. (2018). Structuur van vast chloor op 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Crystalline Materials, Volume 234, Issue 4, Pages 277-280, ISSN (online) 2196-7105, ISSN (gedrukt) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Chloor. PubChem-database. CID = 24526. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Markies Miguel. (sf). Chloor. Hersteld van: nautilus.fis.uc.pt
6. American Chemistry Council. (2019). Chloorchemie: inleiding tot chloor. Hersteld van: chlorine.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Corrosieve effecten van chloriden op metalen. Afdeling Marine Engineering, NTOU Republiek China (Taiwan).
8. New York staat. (2019). De feiten over chloor. Hersteld van: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Feiten over chloorelementen. Chemicool. Hersteld van: chemicool.com