Cloro

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Cloro
XofreCloroArgon
F
  Orthorhombic.svg
 
17
Cl
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Cl
Br
Táboa periódica dos elementos
Información xeral
Nome, símbolo, número Cloro, Cl, 17
Serie química Halóxenos
Grupo, período, bloque 17, 3, p
Densidade 3,214 kg/m3
Aparencia amarelo verdoso
N° CAS
N° EINECS
Propiedades atómicas
Masa atómica 35,453 u
Radio medio 100 pm
Radio atómico (calc) 79 pm
Radio covalente 99 pm
Radio de van der Waals 175 pm
Configuración electrónica [Ne]3s2 3p5
Electróns por nivel de enerxía 2, 8, 7
Estado(s) de oxidación ±1, +3, +5, +7
Óxido
Estrutura cristalina ortorrómbica
Propiedades físicas
Estado ordinario gas (non magnético)
Punto de fusión 171,6 K
Punto de ebulición 239,11 K
Punto de inflamabilidade {{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización 10,2 kJ/mol
Entalpía de fusión 3,203 kJ/mol
Presión de vapor 1300
Temperatura crítica  K
Presión crítica  Pa
Volume molar m3/mol
Velocidade do son m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling) 3,16
Calor específica 480 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica S/m
Condutividade térmica 0,0089 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización 1251,2 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización 2298 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización 3822 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización 5158,6 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización 6542 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización 9362 kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD
MeV
35Cl 75,77% estable con 18 Neutróns
36Cl Sint. 3,01 × 105 a β-
ε
0,709
1,142
36Ar
36S
37Cl 24,23% estable con 20 Neutróns
Nota: unidades segundo o SI e en CNPT, salvo indicación contraria.

O cloro é un elemento químico de número atómico 17 situado no grupo dos halóxenos (grupo VII A) da táboa periódica dos elementos. O seu símbolo é Cl. En condicións normais e en estado puro é un gas amarelo-verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl2, unhas 2,5 veces máis pesado que o aire, de cheiro desagradable e velenoso. É un elemento abundante na natureza e trátase dun elemento químico esencial para moitas formas de vida.

Características principais[editar | editar a fonte]

Na natureza non se atopa en estado puro xa que reacciona con rapidez con moitos elementos e compostos químicos, senón que se atopa formando parte de cloruros e cloratos, sobre todo en forma de cloruro de sodio, nas minas de sal e disolto e en suspensión na auga de mar. O cloruro de sodio é o sal común ou sal de mesa.

Emprégase para potabilizar a auga de consumo disolvéndoo na mesma; tamén ten outras aplicacións como oxidante, branqueante e desinfectante. O cloro gasoso é moi tóxico (neurotóxico) e usouse como gas de guerra na Primeira e Segunda Guerra Mundial.

Este halóxeno forma numerosos sales e obtense a partir de cloruros a través de procesos de oxidación, xeralmente mediante electrólise. Combínase facilmente coa maior parte dos elementos. É lixeiramente soluble en auga (uns 6,5 g de cloro por litro de auga a 25 º#n>), en parte formando ácido hipocloroso, HClO.

Na maioría dos numerosos compostos que forma, presenta estado de oxidación -1. Tamén pode presentar os estados de oxidación +1, +3, +5 e +7.

Aplicacións[editar | editar a fonte]

O cloro emprégase principalmente na desinfección de augas, como branqueante na produción de papel e na preparación de distintos compostos clorados.

  • O proceso de desinfección de augas de consumo humano máis amplamente utilizado é a cloración. Emprégase ácido hipocloroso, HClO, que se produce disolvendo cloro en auga e regulando o pH.
  • Na produción de papel emprégase cloro no branqueo, aínda que tende a ser substituído por dióxido de cloro, ClO2.
  • Unha gran parte do cloro emprégase na produción de cloruro de vinilo, composto orgánico que se emprega principalmente na síntese do poli(cloruro de vinilo), coñecido como PVC.
  • Úsase na síntese de numerosos compostos orgánicos e inorgánicos, por exemplo tetracloruro de carbono, CCl4, ou cloroformo, CHCl3, e distintos haloxenuros metálicos. Tamén se emprega como axente oxidante.
  • Preparación de cloruro de hidróxeno puro; pódese levar a cabo por síntese directa: H2 + Cl2 → 2HCl

Historia[editar | editar a fonte]

O cloro (do grego χλωρος, que significa "amarelo verdoso") foi descuberto en 1774 polo sueco Carl Wilhelm Scheele, aínda que cría que se trataba dun composto que contiña osíxeno. Obtívoo a partir da seguinte reacción:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

En 1810 o químico inglés Humphry Davy demostra que se trata dun elemento químico e dálle o nome de cloro debido á súa cor.

O gas cloro empregouse na Primeira Guerra Mundial, sendo o primeiro caso de uso de armas químicas.

Abundancia e obtención[editar | editar a fonte]

O cloro atópase na natureza combinado con outros elementos, principalmente en forma de cloruro de sodio, NaCl, e tamén outros minerais como a silvina, KCl, ou a carnalita, KMgCl3·6H2O. É o halóxeno máis abundante na auga mariña cunha concentración duns 18000 ppm. Na codia terrestre está presente en menor cantidade, uns 130 ppm. É practicamente imposible atopalo sen combinar con outros elementos, debido á súa alta reactividade.

O cloro obtense principalmente (máis do 95% da produción) mediante a electrólise de cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa, denominado proceso do cloro-álcali. Empréganse tres métodos: electrólise con cela de amálgama de mercurio, electrólise con cela de diafragma e electrólise con cela de membrana.

Electrólise con cela de amálgama de mercurio[editar | editar a fonte]

Foi o primeiro método empregado para producir cloro a escala industrial. Con todo prodúcense perdas de mercurio no proceso xerando problemas ambientais. Nas dúas últimas décadas do século XX melloráronse os procesos, aínda que se seguen perdendo uns 1,3 gramos de mercurio por tonelada de cloro producida. Por estes problemas ambientais este proceso foise substituíndo polo que utiliza unha cela de membrana e actualmente supón menos do 20% da produción mundial de cloro.

Emprégase un cátodo de mercurio e un ánodo de titanio recuberto de platino ou óxido de platino. O cátodo está depositado no fondo da cela de electrólise e o ánodo sobre este, a poucas distancia.

A cela aliméntase con cloruro de sodio e, coa diferenza de potencial adecuada, prodúcese a electrólise:

2Cl- - 2e- → Cl2
Hg + 2Na+ + 2e- → NaHg

A continuación procédese á descomposición da amálgama formada para recuperar o mercurio. A base sobre a que está a amálgama está lixeiramente inclinada e desta forma vai saíndo da cela de electrólise e pasa a unha torre onde se engade auga ao contraxeito, producíndose as reaccións:

H2O + 1e- → 1/2H2 + OH-
NaHg - 1e- → Na+ + Hg

Desta forma o mercurio se reutiliza.

Con este método conséguese unha sosa (NaOH) moi concentrada e un cloro moi puro, así a todo consome máis enerxía ca outros métodos e existe o problema de contaminación por mercurio.

Electrólise con cela de diafragma[editar | editar a fonte]

Este método emprégase principalmente en Canadá e Estados Unidos.

Emprégase un cátodo perforado de aceiro ou ferro e un ánodo de titanio recuberto de platino ou óxido de platino. Ao cátodo adhíreselle un diafragma poroso de fibras de asbesto e mesturado con outras fibras (por exemplo con politetrafluoroetileno). Este diafragma separa o ánodo do cátodo evitando a recombinación dos gases xerados nestes.

Aliméntase o sistema continuamente con salmoira que circula dende o ánodo ata o cátodo. As reaccións que se producen son as seguintes:

2Cl- - 2e- → Cl2 (no ánodo)
H2 + 2e- → H2 (no cátodo)

Na disolución queda unha mestura de NaOH e NaCl. O NaCl se reutiliza e o NaOH ten interese comercial.

Este método ten a vantaxe de consumir menos enerxía có que emprega amálgama de mercurio, pero o inconveniente de que o NaOH obtido é de menor pureza, polo que xeralmente se concentra. Tamén existe un risco asociado ao uso de asbestos.

Electrólise con cela de membrana[editar | editar a fonte]

Este método é o que se adoita implantar nas novas plantas de produción de cloro. Supón aproximadamente o 30% da produción mundial de cloro.

É similar ao método que emprega cela de diafragma: substitúese o diafragma por unha membrana sintética selectiva que deixa pasar ións Na+, pero non ións OH- ou Cl-.

O NaOH que se obtén é máis puro e máis concentrado có obtido co método de cela de diafragma, e do mesmo xeito ca ese método consómese menos enerxía ca nas de amálgama mercurio, aínda que a concentración de NaOH segue sendo inferior e é necesario concentralo. Por outra banda, o cloro obtido polo método de amálgama de mercurio é algo máis puro.

Compostos[editar | editar a fonte]

  • Algúns cloruros metálicos empréganse como catalizadores. Por exemplo, FeCl2, FeCl3, AlCl3.
  • Ácido hipocloroso, HClO. Emprégase na depuración de augas e algún dos seus sales como axente branqueante.
  • Ácido cloroso,HClO2. O sal de sodio correspondente, NaClO2, emprégase para producir dióxido de cloro, ClO2, o cal úsase como desinfectante.
  • Ácido clórico (HClO3). O clorato de sodio, NaClO3, tamén se pode empregar para producir dióxido de cloro, empregado no branqueo de papel, así como para obter perclorato.
  • Ácido perclórico (HClO4). É un ácido oxidante e emprégase na industria de explosivos. O perclorato de sodio, NaClO4, emprégase como oxidante e na industria téxtil e papeleira.
  • Compostos de cloro como os clorofluorocarburos (CFCs) contribúen á destrución da capa de ozono.
  • Algúns compostos orgánicos de cloro empréganse como pesticidas. Por exemplo, o hexaclorobenceno (HCB), o para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), o toxafeno, etcétera.
  • Moitos compostos organoclorados presentan problemas ambientais debido ao seu toxicidade, por exemplo os pesticidas anteriores, os bifenilos policlorados (PCBs), ou as dioxinas.

Isótopos[editar | editar a fonte]

Núclido Abundancia Masa Espín Vida media Decaemento
32Cl - 31,9857 1 298 ms  ?
33Cl - 32,9775 3/2 2,51 s  ?
34Cl - 33,9738 0 1,53 s  ?
35Cl 75,77 34,9689 3/2 - -
36Cl - 35,9683 2 301000 a  ?-
37Cl 24,23 36,9659 3/2 - -
38Cl - 37,9680 2 37,2 m  ?-
39Cl - 38,9680 3/2 55,6 m  ?-
40Cl - 39,9704 2 1,38 m  ?-
41Cl - 40,9707 n.m. 34 s  ?-
42Cl - 41,9732 n.m. 6,8 s  ?-
43Cl - 42,9742 n.m. 3,3 s  ?-

Na natureza atópanse dúas isótopos estables de cloro. Un de masa 35 uma, e o outro de 37 uma, cunhas proporcións relativas de 3:1 respectivamente, o que dá un peso atómico para o cloro de 35,5 uma.

O cloro ten 9 isótopos con masas dende 32 uma ata 40 uma. Só tres destes se atopan na natureza: o 35Cl, estable e cunha abundancia do 75,77%, o 37Cl, tamén estable e cunha abundancia do 24,23%, e o isótopo radioactivo 36Cl. A relación de 36Cl co Cl estable no ambiente é de aproximadamente 700 x 10-15:1.

O 36Cl prodúcese na atmosfera a partir do 36Ar por interaccións con protóns de raios cósmicos. No subsolo xérase 36Cl principalmente mediante procesos de captura de neutróns do 35Cl, ou por captura de muóns do 40Ca. O 36Cl decae a 36S e a 36Ar, cunha vida media combinada de 308000 anos.

A vida media deste isótopo hidrofílico e non reactivo faino útil para a datación xeolóxica no rango de 60000 a 1 millón de anos. Ademais, producíronse grandes cantidades de 36Cl pola irradiación de auga de mar durante as detonacións atmosféricas de armas nucleares entre 1952 e 1958. O tempo de residencia do 36Cl na atmosfera é de aproximadamente 1 semana. Así pois, é un marcador para as augas superficiais e subterráneas dos anos 1950, e tamén é útil para a datación de augas que teñan menos de 50 anos. O 36Cl empregouse noutras áreas das ciencias xeolóxicas, incluíndo a datación de xeo e sedimentos.

Precaucións[editar | editar a fonte]

O cloro provoca irritación no sistema respiratorio, especialmente en nenos e persoas maiores. En estado gas irrita as mucosas e en estado líquido queima a pel. Pódese detectar no aire polo seu cheiro a partir de 3,5 ppm, sendo mortal a partir duns 1000 ppm. Usouse como arma química na Primeira Guerra Mundial.

Unha exposición aguda a altas (pero non letais) concentracións de cloro pode provocar edema pulmonar, ou líquido nos pulmóns. Unha exposición crónica a concentracións de baixo nivel debilita os pulmóns aumentando a susceptibilidade a outras enfermidades pulmonares.

En moitos países fixouse como límite de exposición no traballo para este gas en 0,5 ppm (media de 8 horas diarias, 40 horas á semana).

Pódense producir fumes tóxicos cando se mestura hipoclorito de sodio con urea, amoníaco ou algún outro produto de limpeza. Estes fumes consisten nunha mestura de cloro e cloruro de nitróxeno; polo tanto, estas combinacións deberían evitarse.

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]