O cloro foi obtido pela primeira vez em 1772 por Scheele, que descreveu sua liberação durante a interação da pirolusita com o ácido clorídrico em seu tratado sobre pirolusita: 4HCl + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele notou o cheiro de cloro, semelhante ao cheiro de água régia, sua capacidade de interagir com ouro e cinábrio, bem como suas propriedades de branqueamento. No entanto, Scheele, de acordo com a teoria do flogisto prevalecente na química da época, sugeriu que o cloro é ácido clorídrico deflogisticado, ou seja, óxido de ácido clorídrico.
Berthollet e Lavoisier sugeriram que o cloro é um óxido do elemento murium, mas as tentativas de isolá-lo não tiveram sucesso até o trabalho de Davy, que conseguiu decompor o sal de cozinha em sódio e cloro por eletrólise.
O nome do elemento vem do grego clwroz- "verde".

Estar na natureza, obtendo:

O cloro natural é uma mistura de dois isótopos 35 Cl e 37 Cl. O cloro é o halogênio mais abundante na crosta terrestre. Como o cloro é muito ativo, na natureza ele ocorre apenas na forma de compostos na composição dos minerais: halita NaCl, silvin KCl, silvinita KCl NaCl, bischofite MgCl 2 6H 2 O, carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, cainita KCl MgSO 4 3H 2 O. As maiores reservas de cloro estão contidas nos sais das águas dos mares e oceanos.
Em escala industrial, o cloro é produzido em conjunto com hidróxido de sódio e hidrogênio por eletrólise de uma solução de cloreto de sódio:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
Para recuperar o cloro do cloreto de hidrogênio, que é um subproduto da cloração industrial de compostos orgânicos, é utilizado o processo Deacon (oxidação catalítica do cloreto de hidrogênio com oxigênio atmosférico):
4HCl + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Cl 2
Os laboratórios geralmente usam processos baseados na oxidação do cloreto de hidrogênio com agentes oxidantes fortes (por exemplo, óxido de manganês (IV), permanganato de potássio, dicromato de potássio):
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Propriedades físicas:

Em condições normais, o cloro é um gás verde-amarelado com um odor sufocante. O cloro é visivelmente solúvel em água ("água clorada"). A 20°C, 2,3 volumes de cloro se dissolvem em um volume de água. Ponto de ebulição = -34°C; ponto de fusão = -101°C, densidade (gás, N.O.) = 3,214 g/l.

Propriedades quimicas:

O cloro é muito ativo - combina diretamente com quase todos os elementos do sistema periódico, metais e não metais (exceto carbono, nitrogênio, oxigênio e gases inertes). O cloro é um agente oxidante muito forte, desloca não-metais menos ativos (bromo, iodo) de seus compostos com hidrogênio e metais:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl; Cl 2 + 2NaI \u003d I 2 + 2NaCl
Quando dissolvido em água ou álcalis, o cloro se dismuta, formando ácido hipocloroso (e quando aquecido, perclórico) e clorídrico, ou seus sais.
Cl2 + H2O HClO + HCl;
O cloro interage com muitos compostos orgânicos, entrando em reações de substituição ou adição:
CH 3 -CH 3 + xCl 2 => C 2 H 6-x Cl x + xHCl
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 \u003d\u003e Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
C 6 H 6 + Cl 2 => C 6 H 6 Cl + HCl
O cloro tem sete estados de oxidação: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7.

As conexões mais importantes:

Cloreto de hidrogênio HCl- um gás incolor que fumega no ar devido à formação de gotículas de neblina com vapor de água. Tem um odor forte e é altamente irritante para o trato respiratório. Contido em gases e águas vulcânicas, no suco gástrico. As propriedades químicas dependem do estado em que se encontra (pode estar no estado gasoso, líquido ou em solução). A solução de HCl é chamada ácido clorídrico (clorídrico). É um ácido forte, deslocando ácidos mais fracos de seus sais. Sais - cloretos- substâncias cristalinas sólidas com pontos de fusão elevados.
cloretos covalentes- compostos de cloro com não metais, gases, líquidos ou sólidos fusíveis com propriedades ácidas características, como regra, facilmente hidrolisados ​​pela água para formar ácido clorídrico:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl;
Óxido de cloro(I) Cl 2 O., um gás amarelo acastanhado com um odor pungente. Afeta os órgãos respiratórios. Facilmente solúvel em água, formando ácido hipocloroso.
Ácido hipocloroso HClO. Existe apenas em soluções. É um ácido fraco e instável. Decompõe-se facilmente em ácido clorídrico e oxigênio. Oxidante forte. Formado quando o cloro é dissolvido na água. Sais - hipocloritos, instável (NaClO*H 2 O se decompõe com uma explosão a 70 °C), oxidantes fortes. Amplamente utilizado para branqueamento e desinfecção pó descolorante, sal misto Ca(Cl)OCl
Ácido clorídrico HClO2, na forma livre é instável, mesmo em solução aquosa diluída, decompõe-se rapidamente. Ácido de força média, sais - cloritos são geralmente incolores e altamente solúveis em água. Ao contrário dos hipocloritos, os cloritos exibem propriedades oxidantes pronunciadas apenas em um ambiente ácido. Clorito de sódio NaClO 2 tem a maior aplicação (para branqueamento de tecidos e celulose).
Óxido de cloro(IV) ClO 2, - gás amarelo-esverdeado com cheiro desagradável (pungente), ...
Ácido clorídrico, HClO 3 - na forma livre é instável: desproporcional a ClO 2 e HClO 4 . Sais - cloratos; destes, os cloratos de sódio, potássio, cálcio e magnésio são os mais importantes. São agentes oxidantes fortes, explosivos quando misturados com agentes redutores. Cloreto de potássio ( Sal de Berthollet) - KClO 3 , era usado para produzir oxigênio em laboratório, mas devido ao alto perigo deixou de ser usado. Soluções de clorato de potássio foram usadas como um antisséptico fraco, droga externa para gargarejos.
Ácido perclórico HClO 4, em soluções aquosas, o ácido perclórico é o mais estável de todos os ácidos de cloro contendo oxigênio. O ácido perclórico anidro, obtido com ácido sulfúrico concentrado a partir de HClO 4 a 72%, não é muito estável. É o ácido monobásico mais forte (em solução aquosa). Sais - percloratos, são usados ​​como oxidantes (motores de foguete sólido).

Inscrição:

O cloro é usado em muitas indústrias, ciências e necessidades domésticas:
- Na produção de policloreto de vinila, compostos plásticos, borracha sintética;
- Para branquear tecidos e papéis;
- Produção de inseticidas organoclorados - substâncias que matam insetos prejudiciais às plantações, mas são seguras para as plantas;
- Para desinfecção da água - "cloração";
- Registado na indústria alimentar como aditivo alimentar E925;
- Na produção química de ácido clorídrico, lixívia, sal bertolet, cloretos metálicos, venenos, medicamentos, fertilizantes;
- Na metalurgia para a produção de metais puros: titânio, estanho, tântalo, nióbio.

Papel biológico e toxicidade:

O cloro é um dos elementos biogênicos mais importantes e faz parte de todos os organismos vivos. Em animais e humanos, os íons cloreto estão envolvidos na manutenção do equilíbrio osmótico, o íon cloreto tem um raio ótimo para penetração através da membrana celular. Os íons de cloro são vitais para as plantas, participando do metabolismo energético nas plantas, ativando a fosforilação oxidativa.
O cloro na forma de uma substância simples é venenoso, se entrar nos pulmões, causa uma queimadura do tecido pulmonar, asfixia. Tem um efeito irritante no trato respiratório em uma concentração no ar de cerca de 0,006 mg / l (ou seja, duas vezes o limite de odor de cloro). O cloro foi um dos primeiros agentes de guerra química usados ​​pela Alemanha na Primeira Guerra Mundial.

Korotkova Yu., Shvetsova I.
KhF Tyumen State University, 571 grupos.

Fontes: Wikipedia: http://ru.wikipedia.org/wiki/Cl e outros,
Site da RCTU D.I. Mendeleev:

Instrução

Para lidar com a tarefa, é necessário usar as fórmulas da densidade relativa:

Primeiro, encontre o peso molecular relativo da amônia, que pode ser calculado a partir da tabela D.I. Mendeleiev.

Ar (N) = 14, Ar (H) = 3 x 1 = 3, portanto
Sr(NH3) = 14 + 3 = 17

Substitua os dados obtidos na fórmula para determinar a densidade relativa pelo ar:
D (ar) = Sr (amônia) / Sr (ar);
D (ar) = Mr (amônia) / 29;
D (ar) = 17/29 = 0,59.

Exemplo No. 2. Calcule a densidade relativa da amônia em relação ao hidrogênio.

Substitua os dados na fórmula para determinar a densidade relativa do hidrogênio:
D (hidrogênio) = Mr (amônia) / Mr (hidrogênio);
D (hidrogênio) = Mr (amônia)/2;
D (hidrogênio) = 17/2 = 8,5.

O hidrogênio (do latim "Hydrogenium" - "gerar água") é o primeiro elemento da tabela periódica. É amplamente distribuído, existe na forma de três isótopos - prótio, deutério e trítio. O hidrogênio é um gás leve e incolor (14,5 vezes mais leve que o ar). É altamente explosivo quando misturado com ar e oxigênio. É usado na indústria química, alimentícia e também como combustível de foguete. Pesquisas estão em andamento sobre a possibilidade de usar hidrogênio como combustível para motores de automóveis. Densidade hidrogênio(como qualquer outro gás) pode ser definido de várias maneiras.

Instrução

Primeiro, com base na definição universal de densidade - a quantidade de substância por unidade de volume. No caso de estar em um recipiente selado, a densidade do gás é determinada de forma elementar, de acordo com a fórmula (M1 - M2) / V, onde M1 é a massa total do recipiente com gás, M2 é a massa do vaso vazio e V é o volume interno do vaso.

Se você quiser determinar a densidade hidrogênio, tendo dados iniciais como , aqui a equação universal de estado de um gás ideal vem em socorro, ou a equação de Mendeleev-Clapeyron: PV = (mRT)/M.
P - pressão do gás
V é o seu volume
R é a constante universal do gás
T é a temperatura do gás em Kelvin
M é a massa molar do gás
m é a massa real do gás.

Um gás ideal é considerado um gás matemático no qual a energia potencial das moléculas em comparação com sua energia cinética pode ser desprezada. No modelo de gás ideal, não há forças atrativas ou repulsivas entre as moléculas, e as colisões das partículas com outras partículas ou paredes dos vasos são absolutamente elásticas.

É claro que nem o hidrogênio nem qualquer outro gás são ideais, mas esse modelo permite cálculos com precisão suficientemente alta em condições próximas à pressão atmosférica e à temperatura ambiente. Por exemplo, dada a tarefa: encontre a densidade hidrogênio a uma pressão de 6 e uma temperatura de 20 graus Celsius.

Primeiro, converta todos os valores iniciais para o sistema SI (6 atmosferas \u003d 607950 Pa, 20 graus C \u003d 293 graus K). Em seguida, escreva a equação de Mendeleev-Clapeyron PV = (mRT)/M. Converta para: P = (mRT)/MV. Como m / V é a densidade (a razão entre a massa de uma substância e seu volume), você obtém: densidade hidrogênio= PM/RT, e temos todos os dados necessários para a solução. Você conhece pressão (607950), temperatura (293), constante universal de gás (8,31), massa molar hidrogênio (0,002).

Substituindo esses dados na fórmula, você obtém: densidade hidrogênio sob determinadas condições de pressão e temperatura é de 0,499 kg/metro cúbico, ou cerca de 0,5.

Fontes:

• como encontrar a densidade do hidrogenio

Densidade- esta é uma das características de uma substância, o mesmo que massa, volume, temperatura, área. É igual à razão entre massa e volume. A principal tarefa é aprender a calcular esse valor e saber do que ele depende.

Instrução

Densidadeé a razão entre a massa e o volume de uma substância. Se você deseja determinar a densidade de uma substância e conhece sua massa e volume, encontrar a densidade não será difícil para você. A maneira mais fácil de encontrar a densidade neste caso é p = m/V. Está em kg/m^3 no sistema SI. No entanto, esses dois valores nem sempre são fornecidos, portanto, você deve conhecer várias maneiras de calcular a densidade.

Densidade tem significados diferentes dependendo do tipo de substância. Além disso, a densidade varia com o grau de salinidade e temperatura. À medida que a temperatura diminui, a densidade aumenta e, à medida que o grau de salinidade diminui, a densidade também diminui. Por exemplo, a densidade do Mar Vermelho ainda é considerada alta, enquanto já é menor no Mar Báltico. Todos vocês já notaram que se você adicionar água a ela, ela flutua. Tudo isso se deve ao fato de ter uma densidade menor que a da água. Metais e substâncias de pedra, pelo contrário, afundam, pois sua densidade é maior. Com base na densidade dos corpos surgiu sobre sua natação.

Graças à teoria dos corpos flutuantes, pela qual você pode encontrar a densidade de um corpo, a água, o volume de todo o corpo e o volume de sua parte imersa. Esta fórmula se parece com: Vimmersed. partes / V corpo \u003d p corpo / p líquido. Segue-se que a densidade do corpo pode ser encontrada da seguinte forma: p corpo \u003d V imerso. partes * p líquido / corpo V. Esta condição é satisfeita com base nos dados tabulares e nos volumes especificados V imersos. partes e corpo em V.

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Dica 4: Como calcular o peso molecular relativo de uma substância

O peso molecular relativo é um valor adimensional que mostra quantas vezes a massa de uma molécula é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono. Assim, a massa de um átomo de carbono é de 12 unidades. Você pode determinar o peso molecular relativo de um composto químico adicionando as massas dos átomos que compõem a molécula da substância.

Você vai precisar

• - uma caneta;
• - papel de nota;
• - calculadora;
• - tabela periódica.

Instrução

Encontre na tabela periódica as células dos elementos que compõem esta molécula. Os valores das massas atômicas relativas (Ar) para cada substância são indicados no canto inferior esquerdo da célula. Reescreva-os arredondado para o número inteiro mais próximo: Ar(H) - 1; Ar(P) - 31; Ar(O) - 16.

Determine o peso molecular relativo do composto (Mr). Para fazer isso, multiplique a massa atômica de cada elemento pelo número de átomos em . Em seguida, some os valores resultantes. Para ácido fosfórico: Mr(n3po4) = 3*1 + 1*31 + 4*16 = 98.

O peso molecular relativo é numericamente igual à massa molar da substância. Algumas tarefas usam este link. Exemplo: um gás à temperatura de 200 K e pressão de 0,2 MPa tem densidade de 5,3 kg/m3. Determine seu peso molecular relativo.

Use a equação de Mendeleev-Claiperon para um gás ideal: PV = mRT/M, onde V é o volume de gás, m3; m é a massa de um determinado volume de gás, kg; M é a massa molar do gás, kg/mol; R é a constante universal do gás. R=8,314472 m2kg s-2 K-1 Mol-1; T – gás, K; P - pressão absoluta, Pa. Expresse a massa molar desta relação: М = mRT/(PV).

Como você sabe, densidade: p = m/V, kg/m3. Substitua na expressão: M = pRT / P. Determine a massa molar do gás: M \u003d 5,3 * 8,31 * 200 / (2 * 10 ^ 5) \u003d 0,044 kg / mol. Peso molecular relativo do gás: Mr = 44. Você pode adivinhar que é dióxido de carbono: Mr(CO2) = 12 + 16*2 = 44.

Fontes:

• calcular pesos moleculares relativos

Em laboratórios químicos e ao realizar experimentos químicos em casa, muitas vezes é necessário determinar a densidade relativa de uma substância. A densidade relativa é a razão entre a densidade de uma determinada substância e a densidade de outra sob certas condições, ou a densidade de uma substância de referência, que é considerada como água destilada. A densidade relativa é expressa como um número abstrato.

Você vai precisar

• - tabelas e diretórios;
• - hidrômetro, picnômetro ou balanças especiais.

Instrução

A densidade relativa das substâncias em relação à densidade da água destilada é determinada pela fórmula: d=p/p0, onde d é a densidade relativa desejada, p é a densidade da substância de teste, p0 é a densidade da substância de referência . O último parâmetro é tabular e é determinado com bastante precisão: a 20 ° C, a água tem uma densidade de 998,203 kg / m3 e atinge sua densidade máxima a 4 ° C - 999,973 kg / m3. Antes dos cálculos, não esqueça que p e p0 devem ser expressos nas mesmas unidades.

Além disso, a densidade relativa de uma substância pode ser encontrada em livros de referência física e química. O valor numérico da densidade relativa é sempre igual ao peso específico relativo da mesma substância nas mesmas condições. Conclusão: utilizar tabelas de densidade relativa da mesma forma que se fossem tabelas de densidade relativa.

Ao determinar a densidade relativa, sempre leve em consideração a temperatura das substâncias de teste e referência. O fato é que a densidade das substâncias diminui e aumenta com o resfriamento. Se a temperatura da substância de teste for diferente da referência, faça uma correção. Calcule-o como a mudança média na densidade relativa por 1°C. Procure os dados necessários nos nomogramas de correções de temperatura.

Para calcular rapidamente a densidade relativa dos líquidos na prática, use um hidrômetro. Use picnômetros e escalas especiais para medir a matéria relativa e seca. O hidrômetro clássico é um tubo de vidro que se expande na parte inferior. Na extremidade inferior do tubo há um reservatório ou uma substância especial. A parte superior do tubo é marcada com divisões que mostram o valor numérico da densidade relativa da substância de teste. Muitos hidrômetros são equipados adicionalmente com termômetros para medir a temperatura da substância de teste.

Lei de Avogadro

A distância das moléculas de uma substância gasosa umas das outras depende das condições externas: pressão e temperatura. Sob as mesmas condições externas, as lacunas entre as moléculas de diferentes gases são as mesmas. A lei de Avogadro, descoberta em 1811, afirma que volumes iguais de gases diferentes sob as mesmas condições externas (temperatura e pressão) contêm o mesmo número de moléculas. Aqueles. se V1=V2, T1=T2 e P1=P2, então N1=N2, onde V é volume, T é temperatura, P é pressão, N é o número de moléculas de gás (índice "1" para um gás, "2" para outro).

Primeiro corolário da lei de Avogadro, volume molar

O primeiro corolário da lei de Avogadro afirma que o mesmo número de moléculas de quaisquer gases nas mesmas condições ocupa o mesmo volume: V1=V2 em N1=N2, T1=T2 e P1=P2. O volume de um mol de qualquer gás (volume molar) é um valor constante. Lembre-se de que 1 mol contém o número avogadiano de partículas - 6,02x10^23 moléculas.

Assim, o volume molar de um gás depende apenas da pressão e da temperatura. Normalmente, os gases são considerados à pressão e temperatura normais: 273 K (0 graus Celsius) e 1 atm (760 mm Hg, 101325 Pa). Sob tais condições normais, denotadas "n.o.", o volume molar de qualquer gás é 22,4 l/mol. Conhecendo este valor, é possível calcular o volume de qualquer massa e qualquer quantidade de gás.

A segunda consequência da lei de Avogadro, as densidades relativas dos gases

Para calcular as densidades relativas dos gases, aplica-se a segunda consequência da lei de Avogadro. Por definição, a densidade de uma substância é a razão entre sua massa e seu volume: ρ=m/V. Para 1 mol de uma substância, a massa é igual à massa molar M, e o volume é igual ao volume molar V(M). Portanto, a densidade do gás é ρ=M(gás)/V(M).

Sejam dois gases - X e Y. Suas densidades e massas molares - ρ(X), ρ(Y), M(X), M(Y), interligadas pelas relações: ρ(X)=M(X) /V(M), ρ(Y)=M(Y)/V(M). A densidade relativa do gás X sobre o gás Y, denotada como Dy(X), é a razão das densidades desses gases ρ(X)/ρ(Y): Dy(X)=ρ(X)/ρ(Y) =M(X)xV(M)/V(M)xM(Y)=M(X)/M(Y). Os volumes molares são reduzidos e, a partir disso, podemos concluir que a densidade relativa do gás X sobre o gás Y é igual à razão de suas massas molares ou moleculares relativas (elas são numericamente iguais).

As densidades dos gases são frequentemente determinadas em relação ao hidrogênio, o mais leve de todos os gases, cuja massa molar é de 2 g / mol. Aqueles. se o problema diz que o gás desconhecido X tem uma densidade de hidrogênio de, digamos, 15 (densidade relativa é um valor adimensional!), então encontrar sua massa molar não é difícil: M(X)=15xM(H2)=15x2=30 g/mol. Muitas vezes, a densidade relativa do gás em relação ao ar também é indicada. Aqui você precisa saber que o peso molecular relativo médio do ar é 29, e você já precisa multiplicar não por 2, mas por 29.

DEFINIÇÃO

Livre cloroé um gás amarelo-esverdeado que consiste em moléculas diatômicas.

Sob pressão normal, liquefaz-se a (-34 o C) e solidifica a (-101 o C). Um volume de água dissolve cerca de dois volumes de cloro. A solução amarelada resultante é muitas vezes referida como "água clorada".

O cloro tem um odor forte. A inalação causa inflamação das vias aéreas. Como meio de primeiros socorros para envenenamento agudo por cloro, é usada a inalação de vapores de uma mistura de álcool e éter.

A temperatura crítica do cloro é 144 o C, a pressão crítica é 76 atm. No ponto de ebulição, o cloro líquido tem densidade de 1,6 g/cm 3 e seu calor de vaporização é de 4,9 kcal/mol. O cloro sólido tem densidade de 2,0 g/cm 3 e calor de fusão de 165 kcal/mol. Seus cristais são formados por moléculas individuais de Cl 2 (a distância mais curta entre as quais é de 3,34 A).

A ligação Cl-Cl é caracterizada por uma distância nuclear de 1,98 A e uma constante de força de 3,2. Dissociação térmica do cloro molecular de acordo com a equação

Cl 2 + 58 kcal = 2Cl

Torna-se perceptível a partir de cerca de 1000 o C.

A prevalência de cloro na natureza

Em termos de prevalência na natureza, o cloro está próximo do flúor - é responsável por 0,02% do número total de átomos na crosta terrestre. O corpo humano contém 0,25 (peso)% de cloro.

A forma primária do cloro na superfície da Terra corresponde à sua extrema dispersão. Como resultado do trabalho da água, que por muitos milhões de anos destruiu as rochas e lavou delas todos os constituintes solúveis, os compostos de cloro se acumularam nos mares. A secagem deste último levou à formação em muitos lugares do globo de poderosos depósitos de NaCl, que serve como matéria-prima para a produção de todos os compostos de cloro.

Breve descrição das propriedades químicas e densidade do cloro

A essência da atividade química do cloro se manifesta na capacidade de seu átomo de anexar elétrons e se transformar em um íon carregado negativamente.

A atividade química do cloro é muito alta - combina-se com quase todos os metais (às vezes apenas na presença de vestígios de água ou quando aquecido) e com todos os elementos metalóides, exceto C, N e O. É importante notar que em a completa ausência de umidade, o cloro não afeta o ferro. Isso permite armazená-lo em cilindros de aço.

A interação do cloro com o hidrogênio de acordo com a reação

H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 kcal

Procede extremamente lentamente, mas o aquecimento da mistura de gás ou sua forte iluminação (luz solar direta, queima de magnésio, etc.) é acompanhado por uma explosão.

Entre as substâncias complexas com as quais o cloro reage estão as águas, álcalis e haletos metálicos.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício	De acordo com o TCA da combustão de sódio em cloro 2Na + Cl 2 = 2NaCl + 819 kJ calcule quanto sódio foi queimado se 1,43 kJ de calor foi liberado.
Solução	Como resultado da queima de sódio em cloro, o sódio é formado e 819 kJ são liberados, ou seja, ocorre uma reação exotérmica: 2Na + Cl2 = 2NaCl + 819 kJ. De acordo com a equação da reação, 2 mols de sódio foram submetidos à combustão. A massa molar do sódio é 23 g/mol. Então, a massa teórica de sódio será igual a: m(Na) th = n(Na) × M(Na); m(Na)th = 2 × 23 = 46 g. Vamos denotar a massa prática de sódio como "x". Vamos fazer uma proporção: x g Na - 1,43 kJ de calor; 46 g de Na - 819 kJ de calor. Expresse "x": x \u003d (46 × 1,43) / 819 \u003d 0,08. Consequentemente, 0,08 g de sódio queimaram.
Responda	A massa de sódio é 0,08 g.

EXEMPLO 2

Exercício	Encontre a densidade do nitrogênio do ar com a seguinte composição volumétrica: 20,0% de oxigênio; 79,0% de nitrogênio e 1,0% de argônio.
Solução	Como os volumes dos gases são proporcionais às suas quantidades (lei de Avogadro), a massa molar média de uma mistura pode ser expressa não apenas em termos de mols, mas também em termos de volumes: M = (M 1 V 1 + M 2 V 2 + M 3 V 3) / (V 1 + V 2 + V 3). M(O 2) \u003d 2 × Ar (O) \u003d 2 × 16 \u003d 32 g / mol; M (N 2) \u003d 2 × Ar (O) \u003d 2 × 14 \u003d 28 g / mol; M(Ar) = Ar(Ar) = 40 g/mol. Pegue 100 dm 3 da mistura, depois V (O 2) \u003d 20 dm 3, V (N 2) \u003d 79 dm 3, V (Ar) \u003d 1 dm 3. Substituindo esses valores na fórmula acima, obtemos: M = (32x20 + 28x79 + 40x1) / (20 + 79 + 1); M = 28,9 g/mol. A densidade do nitrogênio é obtida dividindo a massa molar média da mistura pela massa molar do nitrogênio: D N 2 \u003d 28,9 / 28 \u003d 1,03.
Responda	A densidade do nitrogênio do ar é 1,03.

Cloro(do grego χλωρ?ς - "verde") - um elemento do subgrupo principal do sétimo grupo, o terceiro período do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, com número atômico 17. É indicado pelo símbolo Cl(lat. Cloro). Não-metal reativo. Pertence ao grupo dos halogênios (originalmente, o nome "halogênio" foi usado pelo químico alemão Schweiger para cloro [literalmente, "halogênio" é traduzido como sal), mas não se enraizou e, posteriormente, tornou-se comum para o VII grupo de elementos, que inclui o cloro).

A substância simples cloro (número CAS: 7782-50-5) em condições normais é um gás venenoso verde-amarelado com um odor pungente. A molécula de cloro é diatômica (fórmula Cl 2).

A história da descoberta do cloro

Pela primeira vez, o cloreto de hidrogênio anidro gasoso foi coletado por J. Prisley em 1772. (sobre mercúrio líquido). O cloro foi obtido pela primeira vez em 1774 por Scheele, que descreveu sua liberação durante a interação da pirolusita com o ácido clorídrico em seu tratado sobre a pirolusita:

4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Scheele notou o cheiro de cloro, semelhante ao cheiro de água régia, sua capacidade de interagir com ouro e cinábrio, bem como suas propriedades de branqueamento.

No entanto, Scheele, de acordo com a teoria do flogisto prevalecente na química da época, sugeriu que o cloro é ácido clorídrico deflogisticado, ou seja, óxido de ácido clorídrico. Berthollet e Lavoisier sugeriram que o cloro é um óxido do elemento muria, no entanto, as tentativas de isolá-lo não tiveram sucesso até o trabalho de Davy, que conseguiu decompor o sal de mesa em sódio e cloro por eletrólise.

Distribuição na natureza

Na natureza, existem dois isótopos de cloro 35 Cl e 37 Cl. O cloro é o halogênio mais abundante na crosta terrestre. O cloro é muito ativo - combina diretamente com quase todos os elementos da tabela periódica. Portanto, na natureza, ocorre apenas na forma de compostos na composição de minerais: halita NaCl, silvin KCl, silvinita KCl NaCl, bischofite MgCl 2 6H2O, carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, cainita KCl MgSO 4 3H 2 O. As maiores reservas de cloro estão contidas nos sais das águas dos mares e oceanos (o conteúdo da água do mar é de 19 g/l). O cloro é responsável por 0,025% do número total de átomos na crosta terrestre, o número Clarke de cloro é 0,017% e o corpo humano contém 0,25% de íons de cloro em massa. Em humanos e animais, o cloro é encontrado principalmente nos fluidos intercelulares (incluindo o sangue) e desempenha um papel importante na regulação dos processos osmóticos, bem como nos processos associados ao funcionamento das células nervosas.

Propriedades físicas e físico-químicas

Em condições normais, o cloro é um gás verde-amarelado com um odor sufocante. Algumas de suas propriedades físicas são apresentadas na tabela.

Algumas propriedades físicas do cloro

Propriedade	Significado
Cor (gás)	amarelo verde
Temperatura de ebulição	-34°C
Temperatura de fusão	-100°C
temperatura de decomposição (dissociações em átomos)	~1400°C
Densidade (gás, n.o.s.)	3,214 g/l
Afinidade para o elétron de um átomo	3,65 eV
Primeira energia de ionização	12,97 eV
Capacidade de calor (298 K, gás)	34,94 (J/mol K)
Temperatura critica	144°C
pressão crítica	76 atm
Entalpia padrão de formação (298 K, gás)	0 (kJ/mol)
Entropia padrão de formação (298 K, gás)	222,9 (J/mol K)
Entalpia de fusão	6,406 (kJ/mol)
Entalpia de ebulição	20,41 (kJ/mol)
Energia de clivagem de ligação homolítica X-X	243 (kJ/mol)
Energia de clivagem de ligação heterolítica X-X	1150 (kJ/mol)
Energia de ionização	1255 (kJ/mol)
Energia de afinidade eletrônica	349 (kJ/mol)
Raio atômico	0,073 (nm)
Eletronegatividade segundo Pauling	3,20
Eletronegatividade de Allred-Rochow	2,83
Estados de oxidação estáveis	-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

O cloro gasoso é relativamente fácil de liquefazer. A partir de uma pressão de 0,8 MPa (8 atmosferas), o cloro já estará líquido à temperatura ambiente. Quando resfriado a uma temperatura de -34 ° C, o cloro também se torna líquido à pressão atmosférica normal. O cloro líquido é um líquido amarelo-esverdeado com um efeito corrosivo muito alto (devido à alta concentração de moléculas). Ao aumentar a pressão, é possível obter a existência de cloro líquido até uma temperatura de +144°C (temperatura crítica) a uma pressão crítica de 7,6 MPa.

Em temperaturas abaixo de -101 °C, o cloro líquido cristaliza em uma rede ortorrômbica com grupo espacial cmca e parâmetros a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Abaixo de 100 K, a modificação ortorrômbica do cloro cristalino se transforma em uma modificação tetragonal com um grupo espacial P4 2 /ncm e parâmetros de rede a=8,56 Å ec=6,12 Å.

Solubilidade

O grau de dissociação da molécula de cloro Cl 2 → 2Cl. A 1000 K é 2,07 × 10 -4% e a 2500 K é 0,909%.

O limiar de percepção de odor no ar é de 0,003 (mg/l).

Em termos de condutividade elétrica, o cloro líquido está entre os isolantes mais fortes: conduz corrente quase um bilhão de vezes pior que a água destilada e 10 22 vezes pior que a prata. A velocidade do som no cloro é cerca de uma vez e meia menor do que no ar.

Propriedades quimicas

A estrutura da camada eletrônica

O nível de valência do átomo de cloro contém 1 elétron desemparelhado: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5, então a valência de 1 para o átomo de cloro é muito estável. Devido à presença de um orbital desocupado do subnível d no átomo de cloro, o átomo de cloro também pode exibir outras valências. Esquema da formação de estados excitados do átomo:

São também conhecidos compostos de cloro nos quais o átomo de cloro apresenta formalmente valência 4 e 6, como ClO 2 e Cl 2 O 6 . No entanto, esses compostos são radicais, o que significa que eles têm um elétron desemparelhado.

Interação com metais

O cloro reage diretamente com quase todos os metais (com alguns apenas na presença de umidade ou quando aquecido):

Cl 2 + 2Na → 2NaCl 3Cl 2 + 2Sb → 2SbCl 3 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3

Interação com não metais

Com não metais (exceto carbono, nitrogênio, oxigênio e gases inertes), forma os cloretos correspondentes.

Na luz ou quando aquecido, reage ativamente (às vezes com uma explosão) com o hidrogênio por um mecanismo radical. Misturas de cloro com hidrogênio, contendo de 5,8 a 88,3% de hidrogênio, explodem por irradiação com a formação de cloreto de hidrogênio. Uma mistura de cloro e hidrogênio em pequenas concentrações queima com uma chama incolor ou verde-amarelada. A temperatura máxima da chama de hidrogênio-cloro é de 2200 °C.:

Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2

Com o oxigênio, o cloro forma óxidos nos quais apresenta um estado de oxidação de +1 a +7: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Eles têm um odor pungente, são termicamente e fotoquimicamente instáveis ​​e propensos a decomposição explosiva.

Ao reagir com flúor, não se forma cloreto, mas flúor:

Cl 2 + 3F 2 (ex.) → 2ClF 3

Outras propriedades

O cloro desloca o bromo e o iodo de seus compostos com hidrogênio e metais:

Cl 2 + 2HBr → Br 2 + 2HCl Cl 2 + 2NaI → I 2 + 2NaCl

Quando reagido com monóxido de carbono, o fosgênio é formado:

Cl 2 + CO → COCl 2

Quando dissolvido em água ou álcalis, o cloro se dismuta, formando ácido hipocloroso (e quando aquecido, perclórico) e clorídrico, ou seus sais:

Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

Por cloração de hidróxido de cálcio seco, a lixívia é obtida:

Cl 2 + Ca(OH) 2 → CaCl(OCl) + H 2 O

A ação do cloro sobre a amônia pode ser obtida tricloreto de nitrogênio:

4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl

Propriedades oxidantes do cloro

O cloro é um agente oxidante muito forte.

Cl 2 + H 2 S → 2HCl + S

Reações com substâncias orgânicas

Com compostos saturados:

CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl + HCl

Liga-se a compostos insaturados por ligações múltiplas:

CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl

Os compostos aromáticos substituem um átomo de hidrogênio por cloro na presença de catalisadores (por exemplo, AlCl 3 ou FeCl 3):

C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl

Como conseguir

Métodos Industriais

Inicialmente, o método industrial de produção de cloro baseava-se no método de Scheele, ou seja, a reação da pirolusita com ácido clorídrico:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Em 1867, Deacon desenvolveu um método para produzir cloro por oxidação catalítica de cloreto de hidrogênio com oxigênio atmosférico. O processo Deacon é atualmente usado para recuperar o cloro do cloreto de hidrogênio, um subproduto da cloração industrial de compostos orgânicos.

4HCl + O 2 → 2H 2 O + 2Cl 2

Hoje, o cloro é produzido em escala industrial juntamente com hidróxido de sódio e hidrogênio por eletrólise de uma solução de cloreto de sódio:

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Ânodo: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 Cátodo: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -

Como a eletrólise da água ocorre em paralelo com a eletrólise do cloreto de sódio, a equação total pode ser expressa da seguinte forma:

1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2

São utilizadas três variantes do método eletroquímico para a produção de cloro. Dois deles são eletrólise com cátodo sólido: métodos de diafragma e membrana, o terceiro é eletrólise com cátodo de mercúrio líquido (método de produção de mercúrio). Dentre os métodos de produção eletroquímicos, a eletrólise catódica de mercúrio é o método mais fácil e conveniente, mas este método causa danos ambientais significativos devido à evaporação e vazamento de mercúrio metálico.

Método de diafragma com cátodo sólido

A cavidade da célula é dividida por uma partição porosa de amianto - diafragma - no espaço do cátodo e do ânodo, onde estão localizados o cátodo e o ânodo da célula, respectivamente. Portanto, esse eletrolisador é frequentemente chamado de eletrólise do diafragma e o método de produção é a eletrólise do diafragma. Um fluxo de anólito saturado (solução de NaCl) entra continuamente no espaço anódico da célula do diafragma. Como resultado do processo eletroquímico, o cloro é liberado no ânodo devido à decomposição da halita e o hidrogênio é liberado no cátodo devido à decomposição da água. Neste caso, a zona próxima ao cátodo é enriquecida com hidróxido de sódio.

Método de membrana com cátodo sólido

O método da membrana é essencialmente semelhante ao método do diafragma, mas os espaços do ânodo e do cátodo são separados por uma membrana de polímero de troca catiônica. O método de produção da membrana é mais eficiente que o método do diafragma, mas é mais difícil de usar.

Método de mercúrio com cátodo líquido

O processo é realizado em um banho eletrolítico, que consiste em um eletrolisador, um decompositor e uma bomba de mercúrio, interligados por comunicações. No banho eletrolítico, sob a ação de uma bomba de mercúrio, o mercúrio circula, passando pelo eletrolisador e pelo decompositor. O cátodo do eletrolisador é uma corrente de mercúrio. Ânodos - grafite ou baixo desgaste. Juntamente com o mercúrio, uma corrente de anólito, uma solução de cloreto de sódio, flui continuamente através do eletrolisador. Como resultado da decomposição eletroquímica do cloreto, moléculas de cloro são formadas no ânodo e o sódio liberado se dissolve em mercúrio no cátodo, formando um amálgama.

Métodos de laboratório

Em laboratórios, para obter cloro, geralmente são utilizados processos baseados na oxidação do cloreto de hidrogênio com agentes oxidantes fortes (por exemplo, óxido de manganês (IV), permanganato de potássio, dicromato de potássio):

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 +8H2OK2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O

Armazenamento de cloro

O cloro produzido é armazenado em “tanques” especiais ou bombeado para cilindros de aço de alta pressão. Cilindros com cloro líquido sob pressão têm uma cor especial - cor de pântano. Deve-se notar que durante o uso prolongado de cilindros de cloro, tricloreto de nitrogênio extremamente explosivo se acumula neles e, portanto, de tempos em tempos, os cilindros de cloro devem ser lavados e limpos rotineiramente de cloreto de nitrogênio.

Padrões de qualidade do cloro

De acordo com GOST 6718-93 “Cloro líquido. Especificações” os seguintes graus de cloro são produzidos

Inscrição

O cloro é usado em muitas indústrias, ciências e necessidades domésticas:

• Na produção de policloreto de vinila, compostos plásticos, borracha sintética, que são utilizados para fazer: isolamento de fios, perfis de janelas, materiais de embalagem, roupas e calçados, discos de linóleo e gramofone, vernizes, equipamentos e plásticos de espuma, brinquedos, peças de instrumentos, materiais de construção. O cloreto de polivinil é produzido pela polimerização do cloreto de vinil, que hoje é mais frequentemente obtido a partir do etileno em um método balanceado com cloro através de um intermediário 1,2-dicloroetano.
• As propriedades de branqueamento do cloro são conhecidas desde a antiguidade, embora não seja o cloro em si que “branqueie”, mas o oxigênio atômico, que é formado durante a decomposição do ácido hipocloroso: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Este método de branqueamento de tecidos, papel, papelão é usado há séculos.
• Produção de inseticidas organoclorados - substâncias que matam insetos prejudiciais às plantações, mas são seguras para as plantas. Uma parte significativa do cloro produzido é gasto na obtenção de produtos fitofarmacêuticos. Um dos inseticidas mais importantes é o hexaclorociclohexano (muitas vezes referido como hexaclorano). Esta substância foi sintetizada pela primeira vez em 1825 por Faraday, mas encontrou aplicação prática apenas após mais de 100 anos - na década de 30 do século XX.
• Foi usado como agente de guerra química, bem como para a produção de outros agentes de guerra química: gás mostarda, fosgênio.
• Para desinfecção da água - "cloração". O método mais comum de desinfecção da água potável; baseia-se na capacidade do cloro livre e seus compostos de inibir os sistemas enzimáticos de microrganismos que catalisam processos redox. Para a desinfecção da água potável, são utilizados cloro, dióxido de cloro, cloramina e alvejante. SanPiN 2.1.4.1074-01 estabelece os seguintes limites (corredor) para o teor permitido de cloro residual livre na água potável do abastecimento de água centralizado 0,3 - 0,5 mg / l. Vários cientistas e até políticos na Rússia criticam o próprio conceito de cloração da água da torneira, mas não podem oferecer uma alternativa ao efeito desinfetante dos compostos de cloro. Os materiais dos quais os canos de água são feitos interagem de maneira diferente com a água da torneira clorada. O cloro livre na água da torneira reduz significativamente a vida útil das tubulações à base de poliolefinas: tubos de polietileno de vários tipos, incluindo polietileno reticulado, mais conhecido como PEX (PEX, PE-X). Nos EUA, para controlar a admissão de dutos feitos de materiais poliméricos para uso em sistemas de abastecimento de água com água clorada, eles foram obrigados a adotar 3 normas: ASTM F2023 para tubos de polietileno reticulado (PEX) e água clorada quente, ASTM F2263 para todos os tubos de polietileno e água clorada e ASTM F2330 para tubos multicamadas (polímero metálico) e água clorada quente. Em termos de durabilidade ao interagir com água clorada, as tubulações de cobre apresentam resultados positivos.
• Registado na indústria alimentar como aditivo alimentar E925.
• Na produção química de ácido clorídrico, alvejante, sal berthollet, cloretos metálicos, venenos, medicamentos, fertilizantes.
• Na metalurgia para a produção de metais puros: titânio, estanho, tântalo, nióbio.
• Como um indicador de neutrinos solares em detectores de cloro-argônio.

Muitos países desenvolvidos estão tentando limitar o uso de cloro em casa, inclusive porque a queima de lixo contendo cloro produz uma quantidade significativa de dioxinas.

Papel biológico

O cloro é um dos elementos biogênicos mais importantes e faz parte de todos os organismos vivos.

Em animais e humanos, os íons cloreto estão envolvidos na manutenção do equilíbrio osmótico, o íon cloreto tem um raio ótimo para penetração através da membrana celular. Isso explica sua participação conjunta com os íons sódio e potássio na criação de uma pressão osmótica constante e na regulação do metabolismo água-sal. Sob a influência do GABA (um neurotransmissor), os íons cloreto têm um efeito inibitório nos neurônios, reduzindo o potencial de ação. No estômago, os íons cloreto criam um ambiente favorável para a ação das enzimas proteolíticas do suco gástrico. Canais de cloro estão presentes em muitos tipos de células, membranas mitocondriais e músculo esquelético. Esses canais desempenham funções importantes na regulação do volume de fluido, transporte de íons transepitelial e estabilização dos potenciais de membrana, e estão envolvidos na manutenção do pH celular. O cloro se acumula no tecido visceral, pele e músculos esqueléticos. O cloro é absorvido principalmente no intestino grosso. A absorção e excreção do cloro estão intimamente relacionadas com os íons sódio e bicarbonatos, em menor grau com os mineralocorticóides e a atividade da Na + /K + - ATP-ase. As células acumulam 10-15% de todo o cloro, dessa quantidade, de 1/3 a 1/2 - nos eritrócitos. Cerca de 85% do cloro está no espaço extracelular. O cloro é excretado do corpo principalmente pela urina (90-95%), fezes (4-8%) e pela pele (até 2%). A excreção do cloro está associada aos íons sódio e potássio, e reciprocamente ao HCO 3 - (equilíbrio ácido-base).

Uma pessoa consome 5-10 g de NaCl por dia. A necessidade humana mínima de cloro é de cerca de 800 mg por dia. A criança recebe a quantidade necessária de cloro através do leite materno, que contém 11 mmol/l de cloro. O NaCl é necessário para a produção de ácido clorídrico no estômago, que promove a digestão e a destruição de bactérias patogênicas. Atualmente, o papel do cloro na ocorrência de certas doenças em humanos não é bem compreendido, principalmente devido ao pequeno número de estudos. Basta dizer que mesmo as recomendações sobre a ingestão diária de cloro não foram desenvolvidas. O tecido muscular humano contém 0,20-0,52% de cloro, osso - 0,09%; no sangue - 2,89 g / l. No corpo de uma pessoa média (peso corporal 70 kg) 95 g de cloro. Todos os dias com comida, uma pessoa recebe 3-6 g de cloro, que em excesso cobre a necessidade desse elemento.

Os íons de cloro são vitais para as plantas. O cloro está envolvido no metabolismo energético das plantas, ativando a fosforilação oxidativa. É necessário para a formação de oxigênio no processo de fotossíntese por cloroplastos isolados, estimula processos auxiliares de fotossíntese, principalmente aqueles associados ao acúmulo de energia. O cloro tem um efeito positivo na absorção de compostos de oxigênio, potássio, cálcio e magnésio pelas raízes. Uma concentração excessiva de íons cloreto nas plantas também pode ter um lado negativo, por exemplo, reduzir o teor de clorofila, reduzir a atividade da fotossíntese e retardar o crescimento e desenvolvimento das plantas.

Mas há plantas que, no processo de evolução, ou se adaptaram à salinidade do solo, ou, na luta pelo espaço, ocuparam salinas vazias onde não há competição. As plantas que crescem em solos salinos são chamadas de halófitas, elas acumulam cloreto durante a estação de crescimento e depois se livram do excesso através da queda das folhas ou liberam cloreto na superfície das folhas e galhos e recebem o duplo benefício de sombrear a superfície da luz solar.

Entre os microrganismos também são conhecidos os halófilos - halobactérias - que vivem em águas ou solos altamente salinos.

Características de operação e precauções

O cloro é um gás tóxico sufocante que, se entrar nos pulmões, causa queimaduras no tecido pulmonar, asfixia. Tem um efeito irritante no trato respiratório em uma concentração no ar de cerca de 0,006 mg / l (ou seja, duas vezes o limite de odor de cloro). O cloro foi um dos primeiros agentes de guerra química usados ​​pela Alemanha na Primeira Guerra Mundial. Ao trabalhar com cloro, roupas de proteção, máscaras de gás e luvas devem ser usadas. Por um curto período de tempo, é possível proteger os órgãos respiratórios da entrada de cloro com um curativo de pano umedecido com uma solução de sulfito de sódio Na 2 SO 3 ou tiossulfato de sódio Na 2 S 2 O 3.

A MPC do cloro no ar atmosférico é a seguinte: média diária - 0,03 mg/m³; máximo uma vez - 0,1 mg / m³; nas instalações de trabalho de uma empresa industrial - 1 mg / m³.

Não importa o quão negativo nos sintamos em relação aos banheiros públicos, a natureza dita suas próprias regras e você precisa visitá-los. Além dos odores naturais (para este lugar), outro aroma familiar é o alvejante usado para desinfetar a sala. Recebeu esse nome por causa do principal ingrediente ativo - Cl. Vamos aprender sobre este elemento químico e suas propriedades, e também dar uma descrição do cloro por posição no sistema periódico.

Como este item foi descoberto

Pela primeira vez um composto contendo cloro (HCl) foi sintetizado em 1772 pelo padre britânico Joseph Priestley.

Após 2 anos, seu colega sueco Karl Scheele conseguiu descrever um método para separar Cl usando a reação entre ácido clorídrico e dióxido de manganês. No entanto, esse químico não entendeu que um novo elemento químico estava sendo sintetizado como resultado.

Os cientistas levaram quase 40 anos para aprender a extrair cloro na prática. Isso foi feito pela primeira vez pelo britânico Humphrey Davy em 1811. Ao fazê-lo, ele usou uma reação diferente de seus predecessores teóricos. Davy decompôs o NaCl (conhecido pela maioria como sal de cozinha) por eletrólise.

Depois de estudar a substância resultante, o químico britânico percebeu que era elementar. Após essa descoberta, Davy não apenas o nomeou - cloro (cloro), mas também foi capaz de caracterizar o cloro, embora fosse muito primitivo.

O cloro se transformou em cloro (cloro) graças a Joseph Gay-Lussac e existe nesta forma em francês, alemão, russo, bielorrusso, ucraniano, tcheco, búlgaro e alguns outros idiomas hoje. Em inglês até hoje, o nome "chlorin" é usado e em italiano e espanhol "chloro".

O elemento em questão foi descrito com mais detalhes por Jens Berzelius em 1826. Foi ele quem conseguiu determinar sua massa atômica.

O que é cloro (Cl)

Tendo considerado a história da descoberta deste elemento químico, vale a pena aprender mais sobre ele.

O nome cloro foi derivado da palavra grega χλωρός ("verde"). Foi dado por causa da cor amarelada-esverdeada desta substância.

O cloro existe sozinho como um gás diatômico Cl 2, mas nesta forma praticamente não ocorre na natureza. Mais frequentemente aparece em vários compostos.

Além da tonalidade distinta, o cloro é caracterizado por um odor adocicado e pungente. É uma substância muito tóxica, portanto, se entrar no ar e for inalada por uma pessoa ou animal, pode levar à morte em poucos minutos (dependendo da concentração de Cl).

Como o cloro é quase 2,5 vezes mais pesado que o ar, ele sempre estará abaixo dele, ou seja, próximo ao próprio solo. Por esse motivo, se suspeitar da presença de Cl, deve subir o mais alto possível, pois haverá uma concentração menor desse gás.

Além disso, ao contrário de algumas outras substâncias tóxicas, as substâncias que contêm cloro têm uma cor característica, que pode permitir que sejam visualmente identificadas e tratadas. A maioria das máscaras de gás padrão ajuda a proteger os órgãos respiratórios e as membranas mucosas dos danos causados ​​pelo Cl. Porém, para total segurança, medidas mais sérias devem ser tomadas, até a neutralização da substância tóxica.

Vale ressaltar que foi com o uso do cloro como gás venenoso pelos alemães em 1915 que as armas químicas começaram sua história. Como resultado do uso de quase 200 toneladas da substância, 15 mil pessoas foram envenenadas em poucos minutos. Um terço deles morreu quase instantaneamente, um terço recebeu danos permanentes e apenas 5 mil conseguiram escapar.

Por que uma substância tão perigosa ainda não é proibida e milhões de toneladas são extraídas anualmente? É tudo sobre suas propriedades especiais e, para entendê-las, vale a pena considerar as características do cloro. A maneira mais fácil de fazer isso é com a tabela periódica.

Caracterização do cloro no sistema periódico

Cloro como halogênio

Além de extrema toxicidade e odor pungente (característica de todos os representantes deste grupo), o Cl é altamente solúvel em água. Uma confirmação prática disso é a adição de detergentes contendo cloro na água da piscina.

Ao entrar em contato com o ar úmido, a substância em questão começa a fumegar.

Propriedades do Cl como um não metal

Considerando as características químicas do cloro, vale a pena prestar atenção às suas propriedades não metálicas.

Tem a capacidade de formar compostos com quase todos os metais e não metais. Um exemplo é a reação com átomos de ferro: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

Muitas vezes é necessário usar catalisadores para realizar reações. Este papel pode ser desempenhado por H 2 O.

Muitas vezes, as reações com Cl são endotérmicas (elas absorvem calor).

Deve-se notar que na forma cristalina (na forma de pó), o cloro interage com os metais apenas quando aquecido a altas temperaturas.

Reagindo com outros não metais (exceto O 2, N, F, C e gases inertes), o Cl forma compostos - cloretos.

Ao reagir com O 2, formam-se óxidos extremamente instáveis ​​e propensos ao decaimento. Neles, o estado de oxidação do Cl pode se manifestar de +1 a +7.

Ao interagir com o F, formam-se fluoretos. Seu grau de oxidação pode ser diferente.

Cloro: uma característica de uma substância em termos de suas propriedades físicas

Além das propriedades químicas, o elemento em consideração também possui propriedades físicas.

Efeito da temperatura no estado agregado de Cl

Tendo considerado as características físicas do elemento cloro, entendemos que ele é capaz de entrar em diferentes estados de agregação. Tudo depende do regime de temperatura.

Em seu estado normal, o Cl é um gás altamente corrosivo. No entanto, ele pode facilmente liquefazer. Isso é afetado pela temperatura e pressão. Por exemplo, se for igual a 8 atmosferas e a temperatura for +20 graus Celsius, Cl 2 é um líquido amarelo ácido. É capaz de manter este estado de agregação até +143 graus, se a pressão também continuar a subir.

Ao atingir -32 ° C, o estado do cloro deixa de depender da pressão e continua líquido.

A cristalização de uma substância (estado sólido) ocorre a -101 graus.

Onde na natureza existe Cl

Tendo considerado as características gerais do cloro, vale a pena descobrir onde um elemento tão difícil pode ser encontrado na natureza.

Devido à sua alta reatividade, quase nunca é encontrado em sua forma pura (por isso, no início do estudo desse elemento, os cientistas levaram anos para aprender a sintetizá-lo). Normalmente o Cl é encontrado em compostos em vários minerais: halita, silvina, cainita, bischofite, etc.

Acima de tudo, é encontrado em sais extraídos da água do mar ou do oceano.

Efeito no corpo

Ao considerar as características do cloro, já foi dito mais de uma vez que é extremamente venenoso. Ao mesmo tempo, os átomos da matéria estão contidos não apenas nos minerais, mas também em quase todos os organismos, das plantas aos humanos.

Devido às suas propriedades especiais, os íons Cl penetram nas membranas celulares melhor do que outros (portanto, mais de 80% de todo o cloro do corpo humano está localizado no espaço intercelular).

Juntamente com o K, o Cl é responsável pela regulação do equilíbrio água-sal e, consequentemente, pela igualdade osmótica.

Apesar de um papel tão importante no corpo, o Cl 2 puro mata todos os seres vivos - de células a organismos inteiros. No entanto, em doses controladas e com exposição de curta duração, não tem tempo para causar danos.

Um exemplo vívido da última afirmação é qualquer pool. Como você sabe, a água nessas instituições é desinfetada com Cl. Ao mesmo tempo, se uma pessoa raramente visita essa instituição (uma vez por semana ou por mês), é improvável que sofra com a presença dessa substância na água. No entanto, os funcionários dessas instituições, especialmente aqueles que ficam na água quase o dia todo (socorristas, instrutores), geralmente sofrem de doenças de pele ou têm um sistema imunológico enfraquecido.

Em conexão com tudo isso, depois de visitar as piscinas, é imperativo tomar um banho - para lavar possíveis resíduos de cloro da pele e do cabelo.

Uso humano de Cl

Tendo em conta a partir da caracterização do cloro que é um elemento "caprichoso" (quando se trata de interagir com outras substâncias), será interessante saber que é bastante utilizado na indústria.

Em primeiro lugar, é usado para desinfetar muitas substâncias.

O Cl também é usado na fabricação de certos tipos de pesticidas, o que ajuda a salvar as plantações de pragas.

A capacidade dessa substância de interagir com quase todos os elementos da tabela periódica (característica do cloro como não-metal) ajuda a extrair certos tipos de metais (Ti, Ta e Nb), assim como a cal e o ácido clorídrico com seus ajuda.

Além de todos os itens acima, o Cl é usado na produção de substâncias industriais (cloreto de polivinila) e medicamentos (clorexidina).

Vale ressaltar que hoje foi encontrado um desinfetante mais eficaz e seguro - o ozônio (O 3 ). No entanto, sua produção é mais cara que o cloro, e esse gás é ainda mais instável que o cloro (uma breve descrição das propriedades físicas em 6-7 p.). Portanto, poucos podem se dar ao luxo de usar ozonização em vez de cloração.

Como o cloro é produzido?

Hoje, muitos métodos são conhecidos para a síntese desta substância. Todos eles se enquadram em duas categorias:

• Químico.
• Eletroquímico.

No primeiro caso, o Cl é obtido como resultado de uma reação química. No entanto, na prática, eles são muito caros e ineficientes.

Portanto, os métodos eletroquímicos (eletrólise) são preferidos na indústria. Existem três deles: diafragma, membrana e eletrólise de mercúrio.