KLOORI: HISTORIA, OMINAISUUDET, RAKENNE, RISKIT, KÄYTÖT - KEMIA - 2026

Klooria on alkuaine, joka on symbolia Cj. Toinen halogeenien, on sijoitettu alle fluori, ja on kolmanneksi eniten elektronegatiivinen osa kaikkia. Sen nimi johtuu sen kellertävän vihreästä väristä, joka on voimakkaampaa kuin fluori.

Yleisesti ottaen, kun joku kuulee nimesi, he ajattelevat ensin vaatteiden valkaisutuotteita ja uima-altaiden vettä. Vaikka kloori toimii tehokkaasti tällaisissa esimerkeissä, valkaisua ja desinfiointia ei aiheuta sen kaasu, vaan sen yhdisteet (erityisesti hypokloriitti).

Pyöreä pullo, jossa on kaasumaista klooria. Lähde: Larenmclane

Yläkuvassa on kloorikaasulla varustettu pyöreä pullo. Sen tiheys on suurempi kuin ilman tiheys, mikä selittää miksi se pysyy pullossa eikä päästä ilmakehään. kuten tapahtuu muiden kevyempien kaasujen kanssa, sanoen helium tai typpi. Tässä tilassa se on erittäin myrkyllinen aine, koska se tuottaa suolahappoa keuhkoihin.

Siksi alkuaine- tai kaasumaisella kloorilla ei ole monia käyttötarkoituksia, paitsi joissakin synteeseissä. Sen yhdisteet, olivatpa ne sitten suoloja tai kloorattuja orgaanisia molekyylejä, kattavat kuitenkin hyvän käyttökohteen, ylittäen uima-altaat ja erittäin valkoiset vaatteet.

Samoin sen atomeja kloridi-anionien muodossa löytyy kehostamme säätelemällä natriumin, kalsiumin ja kaliumin pitoisuuksia sekä mahalaukun mehuissa. Muutoin natriumkloridin nauttiminen olisi vielä tappavampaa.

Klooria tuotetaan natriumkloridirikkaassa suolavedessä elektrolyysillä. Teollisuusprosessissa saadaan myös natriumhydroksidia ja vetyä. Ja koska meret ovat tämän suolan melkein ehtymätön lähde, tämän alkuaineen potentiaaliset varannot hydrosfäärissä ovat erittäin suuret.

Historia

Ensimmäiset lähestymistavat

Kloorikaasun korkean reaktiivisuuden vuoksi muinaiset sivilisaatiot eivät koskaan epäilleet sen olemassaoloa. Sen yhdisteet ovat kuitenkin olleet osa ihmiskunnan kulttuuria muinaisista ajoista lähtien; sen historia alkoi liittyä tavalliseen suolaan.

Toisaalta klooria syntyi tulivuorenpurkauksista ja kun joku liuotti kultaa vesialueisiin; Mutta mikään näistä ensimmäisistä lähestymistavoista ei edes riittänyt muotoamaan ajatusta siitä, että mainittu kellertävänvihreä kaasu oli alkuaine tai yhdiste.

Löytö

Kloorin löytö katsotaan ruotsalaiselle kemistille Carl Wilhelm Scheelelle, joka vuonna 1774 suoritti mineraalipyrololiitin ja suolahapon (tuolloin nimeltään muriatic acid) välisen reaktion.

Scheele sai tunnustusta, koska hän oli ensimmäinen tutkija, joka tutki kloorin ominaisuuksia; vaikka Jan Baptist van Helmont on aiemmin tunnustanut sen (1630).

Kokeet, joiden avulla Scheele sai huomautuksensa, ovat mielenkiintoisia: hän arvioi kloorin valkaisuvaikutusta punaisissa ja sinertävissä kukkalehdessä sekä heti kuolleiden kasvien ja hyönteisten lehtiissä.

Samoin hän kertoi sen korkeasta reaktiivisuudesta metalleille, sen tukehtuvasta hajasta ja epätoivotusta vaikutuksesta keuhkoihin ja että kun se liuotettiin veteen, sen happamuus lisääntyi.

Oksimuraattihappo

Siihen mennessä kemikot pitivät happoa mille tahansa yhdisteelle, jolla oli happea; joten he ajattelivat virheellisesti, että kloorin on oltava kaasumainen oksidi. Näin he kutsuivat sitä ”oksymuriático hapoksi” (muriatic acid oxide), nimen, jonka ranskalainen kemisti Antoine Lavoisier keksi.

Sitten, vuonna 1809 Joseph Louis Gay-Lussac ja Louis Jacques Thénard yrittivät vähentää tätä happoa hiilellä; reaktio, jonka kanssa he saivat metalleja oksideistaan. Tällä tavoin he halusivat erottaa oletetun oksimuraattihapon (jota he kutsuivat ”muriatic acid deflogsticated air”) kemialliseksi alkuaineeksi.

Gay-Lussac ja Thénard epäonnistuivat kuitenkin kokeiluissaan; mutta he katsoivat oikein katsoessaan mahdollisuutta, että mainitun kellertävänvihreä kaasun on oltava kemiallinen elementti eikä yhdiste.

Tunnustaminen elementiksi

Kloorin tunnustaminen kemialliseksi alkuaineeksi oli kiitos Sir Humphry Davylle, joka teki vuonna 1810 omat kokeilunsa hiilielektrodien kanssa ja päätteli, että sellaista muriaattihapon oksidia ei ole olemassa.

Ja lisäksi Davy loi nimen 'kloori' tälle elementille kreikkalaisesta sanasta 'chloros', joka tarkoittaa kellertävän vihreää.

Kun he tutkivat kloorin kemiallisia ominaisuuksia, monien sen yhdisteiden havaittiin olevan suolaliuosta luonteeltaan; siksi he nimittivät sen ”halogeeniksi”, joka tarkoittaa suolamuodostajaa. Sitten termiä halogeeni käytettiin saman ryhmän muiden elementtien (F, Br ja I) kanssa.

Michael Faraday onnistui jopa nesteyttämään kloorin kiinteäksi aineeksi, joka veden saastumisen vuoksi muodosti hydraattia Cl ₂ · H ₂ O.

Loppuosa kloorin historiasta liittyy sen desinfiointi- ja valkaisuominaisuuksiin, kunnes suolaveden elektrolyysin teollisuusprosessi on kehitetty tuottamaan valtavia määriä klooria.

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Fyysinen ulkonäkö

Se on tiheä, läpinäkymätön kellertävänvihreä kaasu, jolla on ärsyttävä, kirpeä haju (kaupallisen kloorin superparannettu versio), ja se on erittäin myrkyllinen.

Atominumero (Z)

17

Atomipaino

35,45 u.

Ellei toisin ole osoitettu, loput ominaisuudet vastaavat määrät mitattu mole- kloori, Cl ₂.

Kiehumispiste

-34,04 ° C

Sulamispiste

-101,5 ºC

Tiheys

- Normaaliolosuhteissa, 3,2 g / l

- Vain kiehumispisteessä, 1,5624 g / ml

Huomaa, että nestemäinen kloori on noin viisi kertaa niin tiheä kuin sen kaasu. Lisäksi sen höyryn tiheys on 2,49 kertaa suurempi kuin ilman. Siksi ensimmäisessä kuvassa kloorilla ei ole taipumusta poistua pyöreästä pullosta, koska se on ilmasta tiheämpää ja sijaitsee pohjassa. Tämä ominaisuus tekee siitä vielä vaarallisemman kaasun.

Fuusion lämpö

6,406 kJ / mol

Höyrystymislämpö

20,41 kJ / mol

Molaarinen lämpökapasiteetti

33,95 J / (mol K)

Vesiliukoisuus

1,46 g / 100 ml 0 ° C: ssa

Höyrynpaine

7,67 atm 25 ° C: ssa. Tämä paine on suhteellisen alhainen verrattuna muihin kaasuihin.

elektronegatiivisuus

3.16 Paulingin asteikolla.

Ionisaatioenergiat

- Ensin: 1251,2 kJ / mol

-Toinen: 2298 kJ / mol

- Kolmas: 3822 kJ / mol

Lämmönjohtokyky

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

isotoopit

Klooria esiintyy luonteessa pääasiassa kahtena isotooppina: ³⁵ Cl, jossa on 76%, ja ³⁷ Cl, jossa on 24%. Siten atomipaino (35,45 u) on näiden kahden isotoopin atomimassien keskiarvo niiden vastaavilla runsausprosentteilla.

Kaikki klooriradioisotoopit ovat keinotekoisia, joista ³⁶ Cl erottuu vakaimpana, puoliintumisaika on 300 000 vuotta.

Hapetusnumerot

Kloorilla voi olla erilaisia ​​hapetuslukuja tai -tiloja, kun se on osa yhdistettä. Koska jaksotaulukossa on yksi elektronegatiivisimmista atomeista, sillä on yleensä negatiiviset hapetusluvut; paitsi silloin, kun se joutuu happea tai fluoria, joiden oksidien ja fluorien, sen on "menettää" elektroneja.

Niiden hapetusluvuissa oletetaan, että ionien olemassaolo tai läsnäolo esiintyy samalla varaustasolla. Siten meillä on: -1 (Cl ^-, kuuluisa kloridi-anioni), +1 (Cl ⁺), +2 (Cl ²⁺), +3 (Cl ³⁺), +4 (Cl ⁴⁺), +5 (Cl ⁵⁺), +6 (Cl ⁶⁺) ja +7 (Cl ^{7 +}). Kaikista niistä -1, +1, +3, +5 ja +7 ovat yleisimpiä kloorattuissa yhdisteissä.

Esimerkiksi CIF ja CIF ₃ hapetus numerot klooria +1 (CI ⁺ F ^-) ja +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^-). In Cl ₂: ta, tämä on +1 (Cl ₂ ⁺ O ^2-); kun taas CIO ₂, Cl ₂ O ₃: n ja Cl ₂ O ₇ on +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2-), +3 (Cl ₂ ^{3 +} O ₃ ^2-) ja +7 (Cl ₂ ⁷⁺ Tai ₇ ²).

Kaikissa klorideissa sen sijaan kloorin hapetusluku on -1; kuten NaCl: n (Na ⁺ Cl ^-) tapauksessa, jossa on perusteltua sanoa, että Cl ^- esiintyy ottaen huomioon tämän suolan ionisen luonteen.

Rakenne ja elektroninen kokoonpano

Kloorimolekyyli

Diatominen kloorimolekyyli, joka on esitetty tilallisella täyttömallilla. Lähde: Benjah-bmm27 Wikipedian kautta.

Klooriatomilla on perustilassaan seuraava elektroninen kokoonpano:

3s ² 3p ⁵

Siksi jokaisella heistä on seitsemän valenssielektronia. Ellei niitä ole ylikuormitettu energialla, avaruudessa on yksittäisiä Cl-atomeja, ikään kuin ne olisivat vihreitä marmoria. Heidän luonnollisena taipumuksena on kuitenkin muodostaa kovalenttisia sidoksia keskenään, täydentäen siten valenssioktitejaan.

Huomaa, että he tarvitsevat vain yhden elektronin ollakseen kahdeksan valenssielektronia, joten ne muodostavat yhden yksinkertaisen sidoksen; tämä on, yksi, joka yhdistää kaksi Cl-atomia luoda CI ₂ -molekyylin (ylempi kuva), Cl-Cl. Siksi kloori on normaaleissa ja / tai maanpäällisissä olosuhteissa molekyylikaasu; ei monatominen, kuten jalokaasujen kanssa.

Molekyylien väliset vuorovaikutukset

Cl- ₂ -molekyyli on Homonukleaariset ja poolittomat, joten sen välisten vuorovaikutusten säännellään Lontoon sironta voimat ja sen moolimassat. Kaasufaasissa etäisyys Cl _2- Cl ₂ on suhteellisen lyhyt verrattuna muihin kaasuihin, mikä lisää massaansa lisättäen siitä kaasun, joka on kolme kertaa tiheämpi kuin ilma.

Valo voi kiihottaa ja edistää elektronien siirtymistä molekyyliorbitaalien Cl ₂; tämän seurauksena sille ominainen kellertävänvihreä väri näyttää. Tämä väri kirkastuu nestemäisessä tilassa ja katoaa sitten osittain, kun kiinteytyy.

Lämpötilan laskiessa (-34 ° C), Cl- ₂ -molekyylien menettää kineettistä energiaa ja Cl ₂ -CI ₂ etäisyys pienenee; siksi nämä yhdistyvät ja lopulta määrittelevät nestemäisen kloorin. Sama tapahtuu, kun järjestelmä jäähdytetään vielä (-101 ° C), nyt: lla ₂ -molekyylejä niin lähellä toisiaan, että ne määrittävät ortorombinen kide.

Se, että kloorikiteitä on olemassa, on osoitus siitä, että niiden dispergointivoimat ovat riittävän suuntaisia ​​rakennekuvion luomiseksi; että on, molekyyli- kerrosta Cl ₂. Näiden kerrosten erotus on sellainen, että niiden rakenne ei muutu edes 64 GPa: n paineessa, eikä niillä ole sähkönjohtavuutta.

Mistä löytää ja saada

Kloridisuolat

Kestävät halliittikiteet, tunnetaan paremmin nimellä tavallinen tai ruokasuola. Lähde: Vanhempi Géry

Klooria kaasumaisessa tilassaan ei löydy mistään maapallon pinnasta, koska se on erittäin reaktiivinen ja muodostaa klorideja. Nämä kloridit leviävät hyvin koko maankuoreen, ja lisäksi miljoonien vuosien ajan sateiden pesemällä ne rikastuvat merillä ja valtamerellä.

Kaikista klorideista mineraalihaliitin NaCl (ylempi kuva) on yleisin ja runsas; sen jälkeen mineraalit silviini, KCl ja karnaliitti, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Kun vesimassat haihtuvat auringon vaikutuksesta, ne jättävät taaksepäin suolajärviä, joista NaCl voidaan suoraan raaka-aineena uuttaa kloorin tuotantoon.

Suolaveden elektrolyysi

NaCl liukenee veteen suolaliuoksen (26%) tuottamiseksi, joka suoritetaan elektrolyysillä kloori-alkalisolussa. Anodi- ja katodiosastoissa tapahtuu kaksi puolireaktiota:

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

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

Ja molempien reaktioiden globaali yhtälö on:

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

Reaktion edetessä anodille muodostuneet Na ⁺ -ionit siirtyvät katodiosastoon läpäisevän asbestikalvon läpi. Tästä syystä NaOH on globaalin yhtälön oikealla puolella. Molemmat kaasut, Cl ₂ ja H ₂, kerätään anodin ja katodin, vastaavasti.

Alla oleva kuva kuvaa juuri kirjoitettua:

Kaavio kloorin tuottamiseksi suolaveden elektrolyysillä. Lähde: Jkwchui

Huomaa, että pitoisuus suolaliuosta loppuun laskee 2% (siirtää 24-26%), mikä tarkoittaa sitä, että osa anioneista Cl ^- alkuperäinen molekyylien tuli Cl ₂. Loppujen lopuksi tämän prosessin teollistuminen on tarjonnut menetelmän kloorin, vedyn ja natriumhydroksidin tuottamiseksi.

Pyrolusiitin hapan liuotus

Kuten historiaosassa mainittiin, kloorikaasua voidaan tuottaa liuottamalla pyrololiittim mineraalinäytteitä suolahapolla. Seuraava kemiallinen yhtälö näyttää reaktiosta saadut tuotteet:

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

Alloys

Klooriseoksia ei ole olemassa kahdesta yksinkertaisesta syystä: niiden kaasumaisia ​​molekyylejä ei voida vangita metallikiteiden väliin, ja ne ovat myös erittäin reaktiivisia, joten ne reagoivat välittömästi metallien kanssa tuottamaan vastaavia klorideja.

Toisaalta, kloridit eivät myöskään ole toivottavia, koska veteen liuenneinaan niillä on suolaliuosvaikutus, joka edistää seosten korroosiota; ja siksi metallit liukenevat muodostaen metalliklorideja. Kunkin seoksen korroosioprosessi on erilainen; jotkut ovat alttiimpia kuin toiset.

Kloori ei siis ole mikään hyvä lisäaine seoksille; ei Cl _{2: na} eikä Cl ^{- na} (ja Cl-atomit olisivat liian reaktiivisia edes olemassa).

riskit

Vaikka kloorin liukoisuus veteen on heikko, se riittää tuottamaan suolahappoa ihon ja silmien kosteudessa, mikä lopulta syövyttää kudoksia aiheuttaen vakavaa ärsytystä ja jopa näköhäiriöitä.

Vielä pahempaa on sen kellertävän vihertävän höyryn hengittäminen, koska kerran keuhkoissa se tuottaa hapot uudelleen ja vahingoittaa keuhkokudosta. Tällä henkilöllä on kurkkukipu, yskä ja hengitysvaikeudet keuhkoihin muodostuvien nesteiden takia.

Kloorivuotojen ollessa erityisen vaarallisessa tilanteessa: ilma ei voi yksinkertaisesti "pyyhkiä pois" höyrystään; ne pysyvät siellä kunnes reagoivat tai hajoavat hitaasti.

Tämän lisäksi se on voimakkaasti hapettava yhdiste, joten erilaiset aineet voivat reagoida räjähtävästi sen kanssa pienimmässä kosketuksessa; aivan kuten teräsvilla ja alumiini. Siksi kloorin varastoinnissa on otettava huomioon kaikki tarvittavat näkökohdat paloriskien välttämiseksi.

Ironista kyllä, vaikka kloorikaasu on tappavaa, sen kloridi-anioni ei ole myrkyllinen; Sitä voidaan kuluttaa (maltillisesti), se ei pala eikä reagoi paitsi fluorin ja muiden reagenssien kanssa.

Sovellukset

Synteesi

Noin 81% vuosittain tuotetusta kloorikaasusta käytetään orgaanisten ja epäorgaanisten kloridien synteesiin. Riippuen siitä, kuinka paljon kova- lenssilla näiden yhdisteiden, klooria voidaan löytää pelkästään Cl-atomia klooratut orgaaniset molekyylit (C-CI sidoksia), tai Cl ^- ioneja muutaman kloridisuolat (NaCl, CaCI ₂, MgCI ₂, jne.).

Jokaisella näistä yhdisteistä on omat sovellutuksensa. Esimerkiksi, kloroformi (CHCI ₃) ja etyylikloridia (CH ₃ CH ₂ Cl) ovat liuottimet, jotka on tullut käytettäväksi inhalaatioanesteettien; dikloorimetaani (CH ₂ Cl ₂) ja hiilitetrakloridia (CCI ₄), niiden osa, ovat liuottimet yleisesti käytetään orgaanisessa kemiassa laboratorioissa.

Kun nämä klooratut yhdisteet ovat nestemäisiä, suurimmaksi osaksi niitä käytetään liuottimina orgaanisiin reaktioväliaineisiin.

Muissa yhdisteissä klooriatomien läsnäolo edustaa dipolimomentin lisääntymistä, jotta ne voivat olla vuorovaikutuksessa enemmän polaarisen matriisin kanssa; yksi koostuu proteiineista, aminohapoista, nukleiinihapoista jne., biomolekyyleistä. Siksi kloorilla on myös rooli lääkkeiden, torjunta-aineiden, hyönteismyrkkyjen, fungisidien jne. Synteesissä.

Jotka koskevat epäorgaanisia klorideja, ne ovat yleensä käyttää katalyytteinä, raaka-aineena saamiseksi metallien elektrolyysin, tai lähteitä Cl ^- ioneja.

biologinen

Kaasumaisella tai alkuainekloorilla ei ole muuta merkitystä elävissä olennoissa kuin niiden kudosten tuhoaminen. Tämä ei kuitenkaan tarkoita, että sen atomeja ei löydy kehosta. Esimerkiksi Cl ^- ioneja on erittäin runsaasti solu - ja solunulkoisissa ympäristöissä, ja ne auttavat pääsääntöisesti Na ^{+ -} ja Ca ^{2+ -} ionien tason hallitsemisessa.

Samoin suolahappo on osa mahalaukun mehusta, jonka kanssa ruoka sulataan mahassa; niiden Cl ^- ionit määrittävät H ₃ O ⁺ -yrityksessä pH: n lähelle yhtä näistä erityksistä.

Kemikaaliset aseet

Kloorikaasun tiheys tekee siitä tappavan aineen, kun se valuu tai kaadetaan suljettuihin tai avoimiin tiloihin. Koska ilmavirta on tiheämpi, sen virta ei kuljeta helposti klooria, joten se pysyy huomattavan ajan ennen lopullista hajoamista.

Esimerkiksi ensimmäisessä maailmansodassa tätä klooria käytettiin taistelukentillä. Kun se on vapautettu, se hiipi kouruihin tukehtumaan sotilaita ja pakottaa heidät pintaan.

Desinfiointiaine

Altaat kloorataan mikro-organismien lisääntymisen ja leviämisen estämiseksi. Lähde: Pixabay.

Kloorattuilla liuoksilla, joilla kloorikaasu on liuotettu veteen ja sitten tehty emäksiseksi puskurilla, on erinomaiset desinfiointiominaisuudet, samoin kuin ne estävät kudosten putoamista. Niitä on käytetty desinfioimaan avoimet haavat patogeenisten bakteerien poistamiseksi.

Uima-altaan vesi klooidaan tarkalleen bakteereiden, mikrobien ja loisten poistamiseksi. Kloorikaasua käytettiin tähän tarkoitukseen, mutta sen toiminta on melko aggressiivinen. Sen sijaan käytetään natriumhypokloriittiliuoksia (valkaisuainetta) tai trikloori-isosyanuurihappo (TCA) -tabletteja.

Edellä esitetty osoittaa, että se ei ole Cl ₂, joka kohdistaa desinfioiva toimintaa, mutta HClO, hypokloriitin happo, joka tuottaa O-radikaalit, joita mikro-organismien tuhoamiseksi.

valkaisuaine

Hyvin samanlainen kuin sen desinfioiva vaikutus, kloori valkaisee myös materiaaleja, koska HClO hajottaa väreistä vastaavat väriaineet. Siksi sen klooratut liuokset ovat ihanteellisia tahrojen poistamiseksi valkoisista vaatteista tai paperimassan valkaisemiseksi.

Polyvinyylikloridi

Kaikista tärkein klooriyhdiste, jonka osuus jäljellä olevasta kloorikaasun tuotannosta on noin 19%, on polyvinyylikloridi (PVC). Tällä muovilla on useita käyttötarkoituksia. Sen avulla valmistetaan vesiputket, ikkunakehykset, seinä- ja lattiapäällysteet, sähköjohdot, IV-pussit, takit jne.

Viitteet

1. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Kloori. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Laura H. et ai. (2018). Kiinteän kloorin rakenne kohdassa 1.45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Kiteiset materiaalit, osa 234, numero 4, sivut 277–280, ISSN (Online) 2196-7105, ISSN (painettu) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Kloori. PubChem-tietokanta. CID = 24526. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (SF). Kloori. Palautettu: nautilus.fis.uc.pt
6. American Chemistry Council. (2019). Kloorikemia: Johdatus klooriin. Palautettu: kloori.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Kloridien syövyttävät vaikutukset metalleihin. Meritekniikan laitos, NTOU Kiinan tasavalta (Taiwan).
8. New Yorkin osavaltio. (2019). Tietoja kloorista. Palautettu sivustosta: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Kloori-elementti. Chemicool. Palautettu osoitteesta: chemicool.com