Cloro(lat. Cloro), Cl, um elemento químico do Grupo VII do sistema periódico Mendeleev, número atômico 17, massa atômica 35,453; pertence à família dos halogênios. Em condições normais (0°C, 0,1 MN/m 2 , ou 1 kgf/cm 2) um gás verde-amarelado com um odor irritante. O Cloro Natural consiste em dois isótopos estáveis: 35 Cl (75,77%) e 37 Cl (24,23%). Os isótopos radioativos com números de massa 31-47 são obtidos artificialmente, em particular: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 com meias-vidas (T ½) respectivamente 0,31; 2,5; 1,56 seg; 3,1 10 5 anos; 37,3, 55,5 e 1,4 min. 36 Cl e 38 Cl são usados ​​como traçadores.

Referência histórica. O cloro foi obtido pela primeira vez em 1774 por K. Scheele pela interação do ácido clorídrico com a pirolusita MnO 2 . No entanto, somente em 1810, G. Davy estabeleceu que o cloro é um elemento e o nomeou cloro (do grego chloros - amarelo-verde). Em 1813, J. L. Gay-Lussac propôs o nome Cloro para este elemento.

Distribuição de cloro na natureza. O cloro ocorre na natureza apenas na forma de compostos. O teor médio de Cloro na crosta terrestre (clarke) é de 1,7·10 -2% em peso, em rochas ígneas ácidas - granitos e outros 2,4·10 -2, em básicos e ultrabásicos 5·10 -3 . A migração da água desempenha um papel importante na história do cloro na crosta terrestre. Na forma de íon Cl - é encontrado no Oceano Mundial (1,93%), salmouras subterrâneas e lagos salgados. O número de minerais próprios (principalmente cloretos naturais) é 97, sendo o principal a halita NaCl (sal-gema). Também são conhecidos grandes depósitos de cloretos de potássio e magnésio e cloretos mistos: silvinita KCl, silvinita (Na,K)Cl, carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O, cainita KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofite MgCl 2 6H 2 O Na história da Terra, o fornecimento de HCl contido em gases vulcânicos para as partes superiores da crosta terrestre foi de grande importância.

Propriedades físicas do cloro. O cloro tem t pb -34,05°C, tpl -101°C. A densidade do cloro gasoso em condições normais é 3,214 g/l; vapor saturado a 0°C 12,21 g/l; cloro líquido a um ponto de ebulição de 1,557 g/cm 3 ; cloro sólido a -102°C 1,9 g/cm3. Pressão de vapor saturado de Cloro a 0°C 0,369; a 25°C 0,772; a 100°C 3,814 MN/m2 ou 3,69 respectivamente; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Calor de fusão 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); calor de vaporização 288 kJ/kg (68,8 cal/g); capacidade calorífica do gás a pressão constante 0,48 kJ/(kg K) . Constantes críticas de Cloro: temperatura 144°C, pressão 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), densidade 573 g/l, volume específico 1,745·10-3 l/g. Solubilidade (em g/l) Cloro a uma pressão parcial de 0,1 MN/m2, ou 1 kgf/cm2, em água 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); numa solução de NaCl 300 g/l 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Abaixo de 9,6°C em soluções aquosas, formam-se hidratos de cloro de composição variável Cl2·nH2O (onde n = 6-8); Estes são cristais amarelos de singonia cúbica, decompondo-se quando a temperatura aumenta em cloro e água. O cloro dissolve-se bem em TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 e alguns solventes orgânicos (especialmente em hexano C 6 H 14 e tetracloreto de carbono CCl 4). A molécula de cloro é diatômica (Cl 2). O grau de dissociação térmica de Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl a 1000 K é 2,07 10 -4%, a 2500 K 0,909%.

Propriedades químicas do cloro. Configuração eletrônica externa do átomo Cl 3s 2 Зр 5 . De acordo com isso, o cloro em compostos exibe estados de oxidação -1, +1, +3, +4, +5, +6 e +7. O raio covalente do átomo é 0,99Å, o raio iônico do Cl é 1,82Å, a afinidade eletrônica do átomo de Cloro é 3,65 eV e a energia de ionização é 12,97 eV.

Quimicamente, o cloro é muito ativo, combina-se diretamente com quase todos os metais (com alguns apenas na presença de umidade ou quando aquecido) e com não metais (exceto carbono, nitrogênio, oxigênio, gases inertes), formando os cloretos correspondentes, reage com muitos compostos, substitui o hidrogênio em hidrocarbonetos saturados e une compostos insaturados. O cloro desloca o bromo e o iodo de seus compostos com hidrogênio e metais; dos compostos de cloro com esses elementos, é substituído pelo flúor. Os metais alcalinos na presença de vestígios de umidade interagem com o cloro com ignição, a maioria dos metais reage com o cloro seco apenas quando aquecido. O aço, assim como alguns metais, é resistente ao cloro seco em baixas temperaturas, por isso são utilizados para a fabricação de equipamentos e instalações de armazenamento de cloro seco. O fósforo inflama em uma atmosfera de cloro, formando РCl 3 , e após cloração adicional - РCl 5 ; enxofre com cloro, quando aquecido, dá S 2 Cl 2, SCl 2 e outros S n Cl m. Arsênio, antimônio, bismuto, estrôncio, telúrio interagem vigorosamente com o cloro. Uma mistura de cloro e hidrogênio queima com uma chama incolor ou amarelo-esverdeada para formar cloreto de hidrogênio (esta é uma reação em cadeia).

A temperatura máxima da chama de hidrogênio-cloro é 2200°C. Misturas de cloro com hidrogênio contendo de 5,8 a 88,5% de H 2 são explosivas.

O cloro forma óxidos com o oxigênio: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 , Cl 2 O 8 , bem como hipocloritos (sais do ácido hipocloroso), cloritos, cloratos e percloratos. Todos os compostos de oxigênio do cloro formam misturas explosivas com substâncias facilmente oxidadas. Os óxidos de cloro são instáveis ​​e podem explodir espontaneamente, os hipocloritos se decompõem lentamente durante o armazenamento, os cloratos e percloratos podem explodir sob a influência de iniciadores.

O cloro na água é hidrolisado, formando ácidos hipocloroso e clorídrico: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. Ao clorar soluções aquosas de álcalis no frio, hipocloritos e cloretos são formados: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, e quando aquecidos - cloratos. Por cloração de hidróxido de cálcio seco, obtém-se lixívia.

Quando a amônia reage com o cloro, o tricloreto de nitrogênio é formado. Na cloração de compostos orgânicos, o cloro substitui o hidrogênio ou adiciona através de ligações múltiplas, formando vários compostos orgânicos contendo cloro.

O cloro forma compostos interhalogênicos com outros halogênios. Os fluoretos ClF, ClF 3 , ClF 3 são muito reactivos; por exemplo, em uma atmosfera de lã de vidro ClF 3 inflama-se espontaneamente. São conhecidos compostos de cloro com oxigênio e flúor - Oxifluoretos de cloro: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 e perclorato de flúor FClO 4 .

Obtendo Cloro. O cloro começou a ser produzido na indústria em 1785 pela interação do ácido clorídrico com o óxido de manganês (II) ou pirolusita. Em 1867, o químico inglês G. Deacon desenvolveu um método para produzir cloro oxidando HCl com oxigênio atmosférico na presença de um catalisador. Desde o final do século 19 - início do século 20, o cloro tem sido produzido por eletrólise de soluções aquosas de cloretos de metais alcalinos. Esses métodos produzem 90-95% do cloro do mundo. Pequenas quantidades de cloro são obtidas incidentalmente na produção de magnésio, cálcio, sódio e lítio por eletrólise de cloretos fundidos. Dois métodos principais de eletrólise de soluções aquosas de NaCl são usados: 1) em eletrolisadores com cátodo sólido e diafragma de filtro poroso; 2) em eletrolisadores com cátodo de mercúrio. De acordo com ambos os métodos, o cloro gasoso é liberado em um ânodo de grafite ou óxido de titânio-rutênio. De acordo com o primeiro método, o hidrogênio é liberado no cátodo e uma solução de NaOH e NaCl é formada, da qual a soda cáustica comercial é isolada por processamento subsequente. De acordo com o segundo método, o amálgama de sódio é formado no cátodo, quando é decomposto com água pura em um aparelho separado, obtém-se uma solução de NaOH, hidrogênio e mercúrio puro, que novamente entra em produção. Ambos os métodos dão 1,125 toneladas de NaOH por 1 tonelada de Cloro.

A eletrólise do diafragma requer menos investimento de capital para a produção de cloro e produz NaOH mais barato. O método do cátodo de mercúrio produz NaOH muito puro, mas a perda de mercúrio polui o meio ambiente.

O uso de cloro. Um dos ramos importantes da indústria química é a indústria do cloro. As principais quantidades de cloro são processadas no local de sua produção em compostos contendo cloro. O cloro é armazenado e transportado na forma líquida em cilindros, barris, tanques ferroviários ou em embarcações especialmente equipadas. Para países industrializados, o seguinte consumo aproximado de cloro é típico: para a produção de compostos orgânicos contendo cloro - 60-75%; compostos inorgânicos contendo Cloro, -10-20%; para branqueamento de celulose e tecidos - 5-15%; para necessidades sanitárias e cloração da água - 2-6% da produção total.

O cloro também é utilizado para a cloração de alguns minérios para extração de titânio, nióbio, zircônio e outros.

Cloro no organismo O cloro é um dos elementos biogênicos, um componente constante dos tecidos vegetais e animais. O teor de cloro nas plantas (muito cloro nas halófitas) - de milésimos de por cento a por cento inteiro, em animais - décimos e centésimos de por cento. A necessidade diária de um adulto em Cloro (2-4 g) é coberta por produtos alimentícios. Com os alimentos, o cloro geralmente é fornecido em excesso na forma de cloreto de sódio e cloreto de potássio. Pão, carne e laticínios são especialmente ricos em cloro. Em animais, o cloro é a principal substância osmoticamente ativa no plasma sanguíneo, linfa, líquido cefalorraquidiano e alguns tecidos. Desempenha um papel no metabolismo água-sal, contribuindo para a retenção de água pelos tecidos. A regulação do equilíbrio ácido-base nos tecidos é realizada juntamente com outros processos, alterando a distribuição de cloro entre o sangue e outros tecidos. O cloro está envolvido no metabolismo energético das plantas, ativando tanto a fosforilação oxidativa quanto a fotofosforilação. O cloro tem um efeito positivo na absorção de oxigênio pelas raízes. O cloro é necessário para a produção de oxigênio durante a fotossíntese por cloroplastos isolados. O cloro não está incluído na maioria dos meios nutrientes para cultivo artificial de plantas. É possível que concentrações muito baixas de Cloro sejam suficientes para o desenvolvimento das plantas.

A intoxicação por cloro é possível nas indústrias química, papel e celulose, têxtil, farmacêutica e outras. O cloro irrita as membranas mucosas dos olhos e do trato respiratório. A infecção secundária geralmente se junta às alterações inflamatórias primárias. A intoxicação aguda desenvolve-se quase imediatamente. A inalação de concentrações médias e baixas de cloro provoca aperto e dor no peito, tosse seca, respiração rápida, dor nos olhos, lacrimejamento, aumento dos níveis de leucócitos no sangue, temperatura corporal, etc. Possível broncopneumonia, edema pulmonar tóxico, depressão , convulsões. Em casos leves, a recuperação ocorre em 3-7 dias. Como consequências a longo prazo, observam-se catarros do trato respiratório superior, bronquite recorrente, pneumosclerose e outros; possível ativação da tuberculose pulmonar. Com a inalação prolongada de pequenas concentrações de cloro, observam-se formas semelhantes, mas de desenvolvimento lento da doença. Prevenção de envenenamento: produção de vedação, equipamentos, ventilação eficaz, se necessário, o uso de máscara de gás. A produção de cloro, lixívia e outros compostos contendo cloro pertence a indústrias com condições de trabalho prejudiciais.

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 tais 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 um gás matemático no qual a energia potencial das moléculas em comparação com sua energia cinética pode ser desprezada. No modelo de um gás ideal, as forças de atração ou repulsão não atuam entre as moléculas, e as colisões das partículas com outras partículas ou paredes do vaso 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.

Vídeos relacionados

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. 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 uma quantidade 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

CLORO-uma; m.[do grego. chlōros - verde pálido] Um elemento químico (Cl), um gás asfixiante amarelo-esverdeado com um odor pungente (usado como veneno e desinfetante). Compostos de cloro. Intoxicação por cloro.

◁ Cloro (ver).

cloro

(lat. Cloro), um elemento químico do grupo VII do sistema periódico, refere-se a halogênios. O nome vem do grego chlōros, verde-amarelo. O cloro livre consiste em moléculas diatômicas (Cl 2); gás verde-amarelado com odor pungente; densidade 3,214 g/l; t p-101°C; t intervalo -33,97°C; à temperatura normal, é facilmente liquefeito sob uma pressão de 0,6 MPa. Quimicamente muito ativo (agente oxidante). Os principais minerais são halite (sal-gema), silvina, bischofite; a água do mar contém cloretos de sódio, potássio, magnésio e outros elementos. São utilizados na produção de compostos orgânicos contendo cloro (60-75%), substâncias inorgânicas (10-20%), para branqueamento de celulose e tecidos (5-15%), para necessidades sanitárias e desinfecção (cloração) de água . Tóxico.

CLORO

CLORO (lat. Cloro), Cl (leia "cloro"), um elemento químico com número atômico 17, massa atômica 35.453. Na sua forma livre, é um gás pesado amarelo-esverdeado com um odor forte e sufocante (daí o nome: cloros grego - verde-amarelo).
O cloro natural é uma mistura de dois nuclídeos (cm. NUCLÍDEO) com números de massa 35 (em uma mistura de 75,77% em massa) e 37 (24,23%). Configuração da camada eletrônica externa 3 s 2 p 5 . Nos compostos, apresenta principalmente estados de oxidação –1, +1, +3, +5 e +7 (valências I, III, V e VII). Localizado no terceiro período no grupo VIIA do sistema periódico de elementos de Mendeleev, refere-se aos halogênios (cm. HALOGÊNIOS).
O raio do átomo de cloro neutro é 0,099 nm, os raios iônicos são iguais, respectivamente (entre parênteses estão os valores do número de coordenação): Cl - 0,167 nm (6), Cl 5+ 0,026 nm (3) e Clr 7+ 0,022 nm (3) e 0,041 nm (6). As energias de ionização sucessivas do átomo de cloro neutro são 12,97, 23,80, 35,9, 53,5, 67,8, 96,7 e 114,3 eV, respectivamente. Afinidade eletrônica 3,614 eV. Na escala de Pauling, a eletronegatividade do cloro é 3,16.
Histórico de descobertas
O composto químico mais importante do cloro - sal de mesa (fórmula química NaCl, nome químico cloreto de sódio) - é conhecido pelo homem desde os tempos antigos. Há evidências de que a extração de sal de mesa foi realizada já em 3-4 mil anos aC na Líbia. É possível que, usando sal de mesa para várias manipulações, os alquimistas também tenham encontrado cloro gasoso. Para dissolver o "rei dos metais" - o ouro - eles usaram "aqua regia" - uma mistura de ácidos clorídrico e nítrico, cuja interação libera cloro.
Pela primeira vez, o gás cloro foi obtido e descrito em detalhes pelo químico sueco K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) em 1774. Ele aqueceu ácido clorídrico com o mineral pirolusita (cm. PIROLUSITA) MnO 2 e observou a evolução de um gás amarelo-esverdeado com odor pungente. Como naqueles dias a teoria do flogisto dominava (cm. FLOGISTO), Scheele considerou o novo gás como "ácido clorídrico deflogistinado", ou seja, como um óxido (óxido) de ácido clorídrico. A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) considerava o gás como um óxido do elemento "múria" (o ácido clorídrico era chamado de ácido muríico, do latim muria - salmoura). O mesmo ponto de vista foi compartilhado pela primeira vez pelo cientista inglês G. Davy (cm. DEVI Humphrey), que passou muito tempo decompondo o "óxido de murium" em substâncias simples. Ele não teve sucesso e, em 1811, Davy chegou à conclusão de que esse gás é uma substância simples e um elemento químico corresponde a ele. Davy foi o primeiro a propor, de acordo com a cor amarelo-esverdeada do gás, chamá-lo de cloro (cloro). O nome "cloro" foi dado ao elemento em 1812 pelo químico francês J. L. Gay-Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis); é aceito em todos os países, exceto Grã-Bretanha e EUA, onde o nome introduzido por Davy foi preservado. Foi sugerido que este elemento deveria ser chamado de "halogênio" (isto é, produzindo sais), mas acabou se tornando o nome comum para todos os elementos do grupo VIIA.
Estar na natureza
O teor de cloro na crosta terrestre é de 0,013% em massa, em concentração perceptível está na forma de íon Cl - presente na água do mar (em média, cerca de 18,8 g/l). Quimicamente, o cloro é altamente ativo e, portanto, não ocorre na forma livre na natureza. Faz parte desses minerais que formam grandes depósitos, como sal de mesa ou sal-gema (halita (cm. HALITA)) NaCl, carnalita (cm. CARNALITA) KCl MgCl 2 6H 21 O, silvite (cm. SILVINO) KCl, silvinita (Na, K)Cl, cainita (cm. Cainita) KCl MgSO 4 3H 2 O, bischofite (cm. BISÓFITO) MgCl 2 6H 2 O e muitos outros. O cloro pode ser encontrado em uma variedade de rochas, no solo.
Recibo
Para obter cloro gasoso, a eletrólise de uma solução aquosa forte de NaCl é usada (às vezes é usado KCl). A eletrólise é realizada usando uma membrana de troca catiônica que separa os espaços do cátodo e do ânodo. Ao mesmo tempo, através do processo
2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2
três produtos químicos valiosos são obtidos de uma só vez: no ânodo - cloro, no cátodo - hidrogênio (cm. HIDROGÊNIO), e o álcali se acumula na célula (1,13 toneladas de NaOH para cada tonelada de cloro produzida). A produção de cloro por eletrólise requer grandes gastos de eletricidade: de 2,3 a 3,7 MW são gastos na obtenção de 1 tonelada de cloro.
Para obter cloro em laboratório, a reação do ácido clorídrico concentrado com algum agente oxidante forte (permanganato de potássio KMnO 4, dicromato de potássio K 2 Cr 2 O 7, clorato de potássio KClO 3 , alvejante CaClOCl, óxido de manganês (IV) MnO 2) é usado. É mais conveniente usar permanganato de potássio para esses fins: neste caso, a reação prossegue sem aquecimento:
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O.
Se necessário, o cloro na forma liquefeita (sob pressão) é transportado em tanques ferroviários ou em cilindros de aço. Os cilindros de cloro têm uma marcação especial, mas mesmo na ausência desse cilindro de cloro, é fácil distingui-lo de cilindros com outros gases não tóxicos. O fundo dos cilindros de cloro tem a forma de um hemisfério, e um cilindro com cloro líquido não pode ser colocado verticalmente sem apoio.
Propriedades físicas e químicas
Em condições normais, o cloro é um gás verde-amarelo, a densidade do gás a 25 ° C é de 3,214 g/dm 3 (cerca de 2,5 vezes a densidade do ar). O ponto de fusão do cloro sólido é -100,98°C, o ponto de ebulição é -33,97°C. O potencial de eletrodo padrão Cl 2 /Cl - em uma solução aquosa é +1,3583 V.
No estado livre, existe na forma de moléculas diatômicas de Cl 2 . A distância internuclear nesta molécula é de 0,1987 nm. A afinidade eletrônica da molécula de Cl 2 é de 2,45 eV, o potencial de ionização é de 11,48 eV. A energia de dissociação das moléculas de Cl 2 em átomos é relativamente baixa e chega a 239,23 kJ/mol.
O cloro é ligeiramente solúvel em água. A uma temperatura de 0°C, a solubilidade é de 1,44% em peso, a 20°C - 0,711°C% em peso, a 60°C - 0,323% em peso. %. Uma solução de cloro na água é chamada de água clorada. O equilíbrio é estabelecido na água clorada:
Cl 2 + H 2 O H + = Cl - + HOCl.
Para deslocar esse equilíbrio para a esquerda, ou seja, para reduzir a solubilidade do cloro na água, deve-se adicionar à água cloreto de sódio NaCl ou algum ácido forte não volátil (por exemplo, sulfúrico).
O cloro é altamente solúvel em muitos líquidos não polares. O próprio cloro líquido serve como solvente para substâncias como Bcl 3 , SiCl 4 , TiCl 4 .
Devido à baixa energia de dissociação das moléculas de Cl 2 em átomos e à alta afinidade eletrônica do átomo de cloro, o cloro é quimicamente altamente ativo. Entra em interação direta com a maioria dos metais (incluindo, por exemplo, ouro) e muitos não metais. Assim, sem aquecimento, o cloro reage com alcalino (cm. METAIS ALCALINOS) e metais alcalino-terrosos (cm. METAIS ALCALINOS TERRESTRES), com antimônio:
2Sb + 3Cl 2 = 2SbCl 3
Quando aquecido, o cloro reage com o alumínio:
3Cl 2 + 2Al = 2A1Cl 3
e ferro:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
O cloro reage com o hidrogênio H 2 quando inflamado (o cloro queima silenciosamente em uma atmosfera de hidrogênio) ou quando uma mistura de cloro e hidrogênio é irradiada com luz ultravioleta. Neste caso, o gás cloreto de hidrogênio HCl é formado:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.
Uma solução de cloreto de hidrogênio em água é chamada de ácido clorídrico (cm.ÁCIDO CLORÍDRICO)(ácido clorídrico. A concentração de massa máxima de ácido clorídrico é de cerca de 38%. Sais de ácido clorídrico - cloretos (cm. Cloretos), por exemplo, cloreto de amônio NH 4 Cl, cloreto de cálcio CaCl 2 , cloreto de bário BaCl 2 e outros. Muitos cloretos são altamente solúveis em água. Praticamente insolúvel em água e em soluções aquosas ácidas de cloreto de prata AgCl. Uma reação qualitativa à presença de íons cloreto em uma solução é a formação de um precipitado branco de AgCl com íons Ag +, que é praticamente insolúvel em meio de ácido nítrico:
CaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + 2AgCl.
À temperatura ambiente, o cloro reage com enxofre (forma-se o chamado monocloreto de enxofre S 2 Cl 2) e flúor (forma-se os compostos ClF e ClF 3). Quando aquecido, o cloro interage com o fósforo (dependendo das condições de reação, formam-se compostos de PCl 3 ou PCl 5), arsênico, boro e outros não metais. O cloro não reage diretamente com oxigênio, nitrogênio, carbono (vários compostos de cloro com esses elementos são obtidos indiretamente) e gases inertes (recentemente, os cientistas encontraram maneiras de ativar tais reações e realizá-las “diretamente”). Com outros halogênios, o cloro forma compostos interhalogênicos, por exemplo, agentes oxidantes muito fortes - fluoretos ClF, ClF 3, ClF 5. O poder oxidante do cloro é maior que o do bromo, então o cloro desloca o íon brometo das soluções de brometo, por exemplo:
Cl 2 + 2NaBr \u003d Br 2 + 2NaCl
O cloro entra em reações de substituição com muitos compostos orgânicos, por exemplo, com metano CH 4 e benzeno C 6 H 6:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl ou C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + Hcl.
A molécula de cloro é capaz de adicionar ligações múltiplas (duplas e triplas) a compostos orgânicos, por exemplo, ao etileno C 2 H 4:
C 2 H 4 + Cl 2 = CH 2 ClCH 2 Cl.
O cloro interage com soluções aquosas de álcalis. Se a reação ocorre à temperatura ambiente, então o cloreto (por exemplo, cloreto de potássio KCl) e o hipoclorito são formados. (cm. HIPOCLORITOS)(por exemplo, hipoclorito de potássio KClO):
Cl 2 + 2KOH \u003d KClO + KCl + H 2 O.
Quando o cloro interage com uma solução alcalina quente (temperatura de cerca de 70-80 ° C), o cloreto e o clorato correspondentes são formados (cm. CLORATOS), por exemplo:
3Cl 2 + 6KOH \u003d 5KSl + KClO 3 + 3H 2 O.
Quando o cloro interage com uma pasta úmida de hidróxido de cálcio Ca (OH) 2, o alvejante é formado (cm. PÓ DESCOLORANTE)("lixívia") CaClOCl.
O estado de oxidação do cloro +1 corresponde a um ácido hipocloroso fraco e instável (cm.Ácido Hipocloroso) HClO. Seus sais são hipocloritos, por exemplo, NaClO é hipoclorito de sódio. Os hipocloritos são os oxidantes mais fortes e são amplamente utilizados como agentes branqueadores e desinfetantes. Quando os hipocloritos, em particular a lixívia, interagem com o dióxido de carbono CO 2, forma-se ácido hipocloroso volátil entre outros produtos (cm.Ácido Hipocloroso), que pode se decompor com a liberação de óxido de cloro (I) Cl 2 O:
2HClO \u003d Cl 2 O + H 2 O.
É o cheiro desse gás, Cl 2 O, que é o cheiro característico do alvejante.
O estado de oxidação do cloro +3 corresponde a um ácido pouco estável de força média HclO 2. Este ácido é chamado cloreto, seus sais são cloritos. (cm. CLORETOS (sais)), por exemplo, NaClO 2 - clorito de sódio.
O estado de oxidação do cloro +4 corresponde a apenas um composto - dióxido de cloro СlО 2.
O estado de oxidação do cloro +5 corresponde a ácido clorídrico forte, estável apenas em soluções aquosas a uma concentração inferior a 40%. (cm.Ácido Hipocloroso) HClO3. Seus sais são cloratos, por exemplo, clorato de potássio KClO 3 .
O estado de oxidação do cloro +6 corresponde a apenas um composto - trióxido de cloro СlО 3 (existe na forma de um dímero Сl 2 О 6).
O estado de oxidação do cloro +7 corresponde a um ácido perclórico muito forte e bastante estável (cm.ÁCIDO PERCLÓRICO) HClO4. Seus sais são percloratos (cm. PERCLORATOS), por exemplo, perclorato de amônio NH 4 ClO 4 ou perclorato de potássio KClO 4 . Deve-se notar que os percloratos de metais alcalinos pesados ​​- potássio e especialmente rubídio e césio são ligeiramente solúveis em água. Óxido correspondente ao estado de oxidação do cloro +7 - Cl 2 O 7.
Entre os compostos que contêm cloro em estados de oxidação positivos, os hipocloritos têm as propriedades oxidantes mais fortes. Para percloratos, as propriedades oxidantes não são características.
Inscrição
O cloro é um dos produtos mais importantes da indústria química. Sua produção mundial é de dezenas de milhões de toneladas por ano. O cloro é usado para produzir desinfetantes e agentes branqueadores (hipoclorito de sódio, alvejante e outros), ácido clorídrico, cloretos de muitos metais e não metais, muitos plásticos (cloreto de polivinila (cm. cloreto de polivinila) e outros), solventes contendo cloro (dicloroetano CH 2 ClCH 2 Cl, tetracloreto de carbono CCl 4, etc.), para abertura de minérios, separação e purificação de metais, etc. O cloro é usado para desinfetar a água (cm. CLORAÇÃO)) e para muitos outros fins.
Papel biológico
O cloro é um dos elementos biogênicos mais importantes (cm. ELEMENTOS BIOGÊNICOS) e é encontrado em todos os organismos vivos. Algumas plantas, as chamadas halófitas, não são apenas capazes de crescer em solos altamente salinos, mas também acumulam cloretos em grandes quantidades. São conhecidos microrganismos (halobactérias, etc.) e animais que vivem em condições de alta salinidade do ambiente. O cloro é um dos principais elementos do metabolismo água-sal de animais e humanos, que determina os processos físico-químicos nos tecidos do corpo. Está envolvido na manutenção do equilíbrio ácido-base nos tecidos, na osmorregulação (cm. OSMO-REGULAÇÃO)(o cloro é a principal substância osmoticamente ativa do sangue, linfa e outros fluidos corporais), estando principalmente fora das células. Nas plantas, o cloro está envolvido em reações oxidativas e fotossíntese.
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.
Características de trabalhar com cloro
O cloro é um gás venenoso sufocante que, se entrar nos pulmões, provoca 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. O cloro foi um dos primeiros venenos químicos (cm. SUBSTÂNCIAS VENENOSAS) usado 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. O MPC do cloro no ar das instalações de trabalho é de 1 mg/m 3 , no ar dos assentamentos 0,03 mg/m 3 .

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 (portanto, no início do estudo desse elemento, os cientistas levaram anos para aprender a sintetizá-lo). Normalmente o Cl é encontrado em compostos de 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 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 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, apenas alguns 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.