Cloro: história, propriedades, estrutura, riscos, usos - Ciência - 2023

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o cloro é um elemento químico representado pelo símbolo Cl. É o segundo dos halogênios, localizado abaixo do flúor, e também é o terceiro elemento mais eletronegativo de todos. Seu nome deriva de sua cor verde amarelada, mais intensa que o flúor.

Popularmente, quando alguém ouve seu nome, pensa primeiro em produtos clareadores para roupas e água de piscina. Embora o cloro funcione efetivamente em tais exemplos, não é seu gás, mas seus compostos (especialmente hipoclorito) que exercem a ação branqueadora e desinfetante.

A imagem superior mostra um frasco redondo com gás cloro. Sua densidade é maior que a do ar, o que explica por que permanece no frasco e não escapa para a atmosfera; como com outros gases mais leves, como hélio ou nitrogênio. Nesse estado, é uma substância altamente tóxica, produzindo ácido clorídrico nos pulmões.

É por isso que o cloro elementar ou gasoso não tem muitos usos, exceto em algumas sínteses. Porém, seus compostos, sejam eles sais ou moléculas orgânicas cloradas, cobrem um bom repertório de utilizações, indo além de piscinas e roupas extremamente brancas.

Da mesma forma, seus átomos na forma de ânions cloreto encontram-se em nosso corpo, regulando os níveis de sódio, cálcio e potássio, bem como no suco gástrico. Caso contrário, a ingestão de cloreto de sódio seria ainda mais letal.

O cloro é produzido pela eletrólise da salmoura, rica em cloreto de sódio, processo industrial no qual também se obtém o hidróxido de sódio e o hidrogênio. E como os mares são uma fonte quase inesgotável desse sal, as reservas potenciais desse elemento na hidrosfera são muito grandes.

História

Primeiras abordagens

Devido à alta reatividade do cloro gasoso, civilizações antigas nunca suspeitaram de sua existência. No entanto, seus compostos fizeram parte da cultura da humanidade desde os tempos antigos; sua história começou ligada ao sal comum.

Por outro lado, o cloro surgiu de erupções vulcânicas e quando alguém dissolveu o ouro na água régia; Mas nenhuma dessas primeiras abordagens foi suficiente para formular a ideia de que o referido gás verde-amarelado era um elemento ou composto.

Descoberta

A descoberta do cloro é atribuída ao químico sueco Carl Wilhelm Scheele, que em 1774 realizou a reação entre o mineral pirolusita e o ácido clorídrico (então denominado ácido muriático).

Scheele recebe o crédito por ter sido o primeiro cientista a estudar as propriedades do cloro; embora tenha sido reconhecido anteriormente (1630) por Jan Baptist van Helmont.

Os experimentos com os quais Scheele obteve suas observações são interessantes: ele avaliou a ação branqueadora do cloro nas pétalas avermelhadas e azuladas das flores, bem como nas folhas de plantas e insetos que morriam instantaneamente.

Da mesma forma, ele relatou sua alta taxa de reatividade para metais, seu odor sufocante e efeito indesejável nos pulmões, e que quando dissolvido em água aumentava sua acidez.

Ácido oximurático

A essa altura, os químicos consideravam um ácido qualquer composto que contivesse oxigênio; então eles erroneamente pensaram que o cloro deve ser um óxido gasoso. É assim que o chamam de "ácido oximurático" (óxido de ácido muriático), um nome cunhado pelo famoso químico francês Antoine Lavoisier.

Então, em 1809, Joseph Louis Gay-Lussac e Louis Jacques Thénard tentaram reduzir esse ácido com carvão; reação com a qual eles obtiveram metais de seus óxidos. Desse modo, eles queriam extrair o elemento químico do suposto ácido oximurático (que eles chamaram de "ar desmatado com ácido muriático"

No entanto, Gay-Lussac e Thénard falharam em seus experimentos; mas eles estavam corretos ao considerar a possibilidade de que o dito gás verde-amarelado deva ser um elemento químico e não um composto.

Reconhecimento como elemento

O reconhecimento do cloro como elemento químico foi graças a Sir Humphry Davy, que em 1810 realizou suas próprias experiências com eletrodos de carbono e concluiu que tal óxido de ácido muriático não existia.

E, além disso, foi Davy quem cunhou o nome 'cloro' para este elemento da palavra grega 'chloros', que significa verde amarelado.

À medida que estudavam as propriedades químicas do cloro, muitos de seus compostos eram de natureza salina; portanto, eles o chamaram de "halogênio", que significa formador de sal. Em seguida, o termo halogênio foi usado com os outros elementos do mesmo grupo (F, Br e I).

Michael Faraday ainda conseguiu liquefazer o cloro em um sólido que, por estar contaminado com água, formou o hidrato Cl₂H₂OU.

O resto da história do cloro está ligado às suas propriedades desinfetantes e branqueadoras, até o desenvolvimento do processo industrial de eletrólise da salmoura para a produção de grandes quantidades de cloro.

Propriedades físicas e químicas

Aparência física

É um gás espesso, opaco, verde-amarelado, com um odor acre irritante (uma versão super aprimorada do cloro comercial) e também extremamente venenoso.

Número atômico (Z)

Peso atômico

35,45 u.

Salvo indicação em contrário, todas as outras propriedades correspondem às quantidades medidas para cloro molecular, Cl₂.

Ponto de ebulição

-34,04 ºC

Ponto de fusão

-101,5 ºC

Densidade

- Em condições normais, 3,2 g / L

- Bem no ponto de ebulição, 1,5624 g / mL

Observe que o cloro líquido é aproximadamente cinco vezes mais denso que seu gás. Além disso, a densidade de seu vapor é 2,49 vezes maior do que a do ar. É por isso que na primeira imagem o cloro não tende a escapar do frasco redondo, já que por ser mais denso que o ar está localizado na parte inferior.Essa característica o torna um gás ainda mais perigoso.

Calor de fusão

6,406 kJ / mol

Calor da vaporização

20,41 kJ / mol

Capacidade de calor molar

33,95 J / (mol K)

Solubilidade em água

1,46 g / 100 mL a 0 ºC

Pressão de vapor

7,67 atm a 25 ° C Essa pressão é relativamente baixa em comparação com outros gases.

Eletro-negatividade

3,16 na escala de Pauling.

Energias de ionização

-Primeiro: 1251,2 kJ / mol

-Segundo: 2298 kJ / mol

-Terceiro: 3822 kJ / mol

Condutividade térmica

8,9·10^-3 W / (mK)

Isótopos

O cloro ocorre na natureza principalmente como dois isótopos: ³⁵Cl, com abundância de 76%, e ³⁷Cl, com abundância de 24%. Assim, o peso atômico (35,45 u) é uma média das massas atômicas desses dois isótopos, com seus respectivos percentuais de abundância.

Todos os radioisótopos do cloro são artificiais, entre os quais o ³⁶Cl como o mais estável, com meia-vida de 300.000 anos.

Números de oxidação

O cloro pode ter vários números ou estados de oxidação quando faz parte de um composto. Por ser um dos átomos mais eletronegativos da tabela periódica, geralmente apresenta números de oxidação negativos; exceto quando se transforma em oxigênio ou flúor, em cujos óxidos e fluoretos, respectivamente, ele precisa "perder" elétrons.

Em seus números de oxidação, a existência ou presença de íons com a mesma magnitude de carga é assumida. Assim, temos: -1 (Cl^–, o famoso ânion cloreto), +1 (Cl⁺), +2 (Cl²⁺), +3 (Cl³⁺), +4 (Cl⁴⁺), +5 (Cl⁵⁺), +6 (Cl⁶⁺) e +7 (Cl⁷⁺) De todos eles, -1, +1, +3, +5 e +7 são os mais comuns encontrados em compostos clorados.

Por exemplo, em ClF e ClF₃ os números de oxidação para cloro são +1 (Cl⁺F^–) e +3 (Cl³⁺F₃^–) No Cl₂Ou, este é +1 (Cl₂⁺OU^2-); enquanto no ClO₂, Cl₂OU₃ e Cl₂OU₇, são +4 (Cl⁴⁺OU₂^2-), +3 (Cl₂³⁺OU₃^2-) e +7 (Cl₂⁷⁺OU₇^2-).

Em todos os cloretos, por outro lado, o cloro tem um número de oxidação -1; como no caso de NaCl (Na⁺Cl^–), onde é válido dizer que o Cl^– dada a natureza iônica deste sal.

Estrutura e configuração eletrônica

Molécula de cloro

Os átomos de cloro em seu estado fundamental têm a seguinte configuração eletrônica:

[Ne] 3s² 3p⁵

Portanto, cada um deles tem sete elétrons de valência. A menos que estejam sobrecarregados de energia, haverá átomos de Cl individuais no espaço, como se fossem bolas de gude verdes. No entanto, sua tendência natural é formar ligações covalentes entre eles, completando assim seus octetos de valência.

Observe que eles só precisam de um elétron para ter oito elétrons de valência, então eles formam uma ligação simples simples; isto é, aquele que une dois átomos de Cl para criar a molécula de Cl₂ (imagem superior), Cl-Cl. É por isso que o cloro em condições normais e / ou terrestres é um gás molecular; não monoatômico, como com os gases nobres.

Interações intermoleculares

A molécula Cl₂ é homonuclear e apolar, portanto suas interações intermoleculares são governadas pelas forças de dispersão de London e suas massas moleculares. Na fase gasosa, a distância Cl₂-Cl₂ é relativamente curto em comparação com outros gases que, somados à sua massa, o tornam um gás três vezes mais denso que o ar.

A luz pode excitar e promover transições eletrônicas dentro dos orbitais moleculares de Cl₂; conseqüentemente, aparece sua cor verde-amarelada característica. Essa cor se intensifica no estado líquido e desaparece parcialmente quando se solidifica.

Conforme a temperatura cai (-34 ºC), as moléculas de Cl₂ perder energia cinética e distância Cl₂-Cl₂ diminui; portanto, estes coalescem e acabam definindo o cloro líquido. O mesmo acontece quando o sistema é resfriado ainda mais (-101 ºC), agora com as moléculas de Cl₂ tão próximos que definem um cristal ortorrômbico.

O fato de existirem cristais de cloro é indicativo de que suas forças dispersivas são suficientemente direcionais para criar um padrão estrutural; isto é, camadas moleculares de Cl₂. A separação dessas camadas é tal que sua estrutura não se modifica mesmo sob uma pressão de 64 GPa, nem apresentam condução elétrica.

Onde encontrar e obter

Sais de cloreto

O cloro no estado gasoso não pode ser encontrado em nenhum lugar da superfície terrestre, pois é muito reativo e tende a formar cloretos. Esses cloretos estão bem difundidos por toda a crosta terrestre e, além disso, após milhões de anos sendo arrastados pelas chuvas, estão enriquecendo os mares e oceanos.

De todos os cloretos, o NaCl do mineral halita (imagem superior) é o mais comum e abundante; seguido pelos minerais silvin, KCl, e carnalita, MgCl₂KCl 6H₂O. Quando as massas de água evaporam pela ação do Sol, elas deixam para trás lagos de sal do deserto, dos quais o NaCl pode ser extraído diretamente como matéria-prima para a produção de cloro.

Eletrólise de salmoura

O NaCl se dissolve em água para produzir uma salmoura (26%), que é submetida à eletrólise dentro de uma célula de cloro-álcali. Lá, duas semi-reações ocorrem nos compartimentos de ânodo e cátodo:

2Cl^–(ac) => Cl₂(g) + 2e^– (Ânodo)

2h₂O (l) + 2e^– => 2OH^–(ac) + H₂(g) (cátodo)

E a equação global para ambas as reações é:

2NaCl (aq) + 2H₂O (l) => 2NaOH (aq) + H₂(g) + Cl₂(g)

Conforme a reação prossegue, os íons Na⁺ formados no ânodo migram para o compartimento do cátodo através de uma membrana de amianto permeável. Por esse motivo, o NaOH está do lado direito da equação global. Ambos os gases, Cl₂ e H₂, são coletados do ânodo e do cátodo, respectivamente.

A imagem abaixo ilustra o que acabou de ser escrito:

Observe que a concentração da salmoura no final diminui em 2% (vai de 24 a 26%), o que significa que parte de seus ânions Cl^– originais foram transformados em moléculas de Cl₂. No final, a industrialização desse processo proporcionou um método para a produção de cloro, hidrogênio e hidróxido de sódio.

Dissolução ácida da pirolusita

Conforme mencionado na seção de história, o gás cloro pode ser produzido dissolvendo amostras de minerais de pirolusita com ácido clorídrico. A seguinte equação química mostra os produtos obtidos a partir da reação:

MnO₂(s) + 4HCl (aq) => MnCl₂(ac) + 2H₂O (l) + Cl₂(g)

Ligas

As ligas de cloro não existem por duas razões simples: suas moléculas gasosas não podem ser aprisionadas entre cristais metálicos e também são muito reativas, de modo que reagiriam imediatamente com os metais para produzir seus respectivos cloretos.

Por outro lado, os cloretos também não são desejáveis, pois uma vez dissolvidos na água exercem um efeito salino que promove a corrosão nas ligas; e, portanto, os metais se dissolvem para formar cloretos metálicos. O processo de corrosão para cada liga é diferente; alguns são mais suscetíveis do que outros.

O cloro, portanto, não é um bom aditivo para ligas; nem como Cl₂ nem como Cl^– (e átomos de Cl seriam reativos demais para sequer existir).

Riscos

Embora a solubilidade do cloro na água seja baixa, basta produzir ácido clorídrico na umidade da pele e dos olhos, que acaba corroendo os tecidos causando irritações graves e até perda de visão.

Pior ainda é respirar seus vapores amarelo-esverdeados, pois uma vez nos pulmões volta a gerar ácidos e danifica o tecido pulmonar. Com isso, a pessoa experimenta dor de garganta, tosse e dificuldade respiratória devido aos fluidos formados nos pulmões.

Se houver vazamento de cloro, haverá uma situação particularmente perigosa: o ar não pode simplesmente "varrer" seus vapores; eles permanecem lá até que reajam ou se dispersem lentamente.

Além disso, é um composto altamente oxidante, de modo que várias substâncias podem reagir explosivamente com ele ao menor contato; assim como lã de aço e alumínio. É por isso que, onde o cloro é armazenado, todas as considerações necessárias devem ser tomadas para evitar riscos de incêndio.

Ironicamente, embora o cloro gasoso seja mortal, seu ânion cloreto não é tóxico; Pode ser consumido (com moderação), não queima, nem reage exceto com flúor e outros reagentes.

Formulários

Síntese

Cerca de 81% do gás cloro produzido anualmente é utilizado para a síntese de cloretos orgânicos e inorgânicos. Dependendo do grau de covalência desses compostos, o cloro pode ser encontrado como meros átomos de Cl em moléculas orgânicas cloradas (com ligações C-Cl), ou como íons de Cl^– em alguns sais de cloreto (NaCl, CaCl₂, MgCl₂, etc.).

Cada um desses compostos tem suas próprias aplicações. Por exemplo, clorofórmio (CHCl₃) e cloreto de etila (CH₃CH₂Cl) são solventes que passaram a ser usados como anestésicos inalatórios; diclorometano (CH₂Cl₂) e tetracloreto de carbono (CCl₄), por sua vez, são solventes amplamente usados em laboratórios de química orgânica.

Quando esses compostos clorados são líquidos, na maioria das vezes eles são usados como solventes para meios de reação orgânicos.

Em outros compostos, a presença de átomos de cloro representa um aumento no momento de dipolo, de modo que eles podem interagir em maior grau com uma matriz polar; um composto de proteínas, aminoácidos, ácidos nucléicos, etc., biomoléculas. Assim, o cloro também tem um papel na síntese de medicamentos, pesticidas, inseticidas, fungicidas, etc.

Em relação aos cloretos inorgânicos, costumam ser utilizados como catalisadores, matéria-prima para obtenção de metais por eletrólise, ou fontes de íons Cl.^–.

Biológico

O cloro gasoso ou elementar não tem função nos seres vivos, a não ser destruir seus tecidos. No entanto, isso não significa que seus átomos não possam ser encontrados no corpo. Por exemplo, íons Cl^– Eles são muito abundantes no ambiente celular e extracelular, e ajudam a controlar os níveis de íons Na⁺e Ca²⁺, em sua maioria.

Da mesma forma, o ácido clorídrico faz parte do suco gástrico com o qual o alimento é digerido no estômago; seus Cl ions^–, na companhia de H₃OU⁺, defina o pH próximo a 1 dessas secreções.

Armas quimicas

A densidade do gás cloro o torna uma substância mortal quando derramado ou derramado em espaços fechados ou abertos. Por ser mais denso que o ar, uma corrente dele não transporta cloro facilmente, por isso permanece por um tempo considerável antes de finalmente se dispersar.

Na Primeira Guerra Mundial, por exemplo, esse cloro foi usado em campos de batalha. Uma vez liberado, ele se infiltraria nas trincheiras para sufocar os soldados e forçá-los a emergir.

Desinfetante

As soluções cloradas, aquelas em que o gás cloro foi dissolvido em água e depois tornado alcalino com um tampão, têm excelentes propriedades desinfetantes, além de inibir a putrefação dos tecidos. Eles têm sido usados para desinfetar feridas abertas para eliminar bactérias patogênicas.

A água da piscina é precisamente clorada para eliminar bactérias, micróbios e parasitas que podem se hospedar nela. Antigamente era utilizado cloro gasoso para essa finalidade, porém sua ação é bastante agressiva. Em vez disso, são usadas soluções de hipoclorito de sódio (lixívia) ou comprimidos de ácido tricloroisocianúrico (TCA).

O dito acima mostra que não é o Cl₂ o que exerce a ação desinfetante senão o HClO, ácido hipoclorito, que produz radicais O · que destroem os microorganismos.

Alvejante

Muito semelhante à sua ação desinfetante, o cloro também alveja os materiais, pois os corantes responsáveis pelas cores são degradados pelo HClO. Assim, suas soluções cloradas são ideais para a remoção de manchas em roupas brancas, ou para o branqueamento da polpa de papel.

Policloreto de Vinila

O composto de cloro mais importante de todos, para o qual cerca de 19% da produção de gás cloro restante é usado, é o cloreto de polivinila (PVC). Este plástico tem múltiplos usos. Com ele são feitos tubos de água, caixilhos de janelas, revestimentos de paredes e pisos, fiação elétrica, bolsas de soro, revestimentos, etc.

Referências

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