Clor

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Clor
17Cl
SofreClorArgó
F

Cl

Br
Aspecte
Gas groc-verd pàl·lid
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Clor, Cl, 17
Categoria d'elements Halògens
Grup, període, bloc 173, p
Pes atòmic estàndard 35,453(2)
Configuració electrònica [Ne] 3s2 3p5
2, 8, 7
Configuració electrònica de Clor
Propietats físiques
Fase Gas
Densitat (0 °C, 101.325 kPa)
3,2 g/L
Densitat del
líquid en el p. e.
1,5625[1] g·cm−3
Punt de fusió 171,6 K, -101,5 °C
Punt d'ebullició 239,11 K, -34,04 °C
Punt crític 416,9 K, 7,991 MPa
Entalpia de fusió (Cl2) 6,406 kJ·mol−1
Entalpia de vaporització (Cl2) 20,41 kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar (Cl2)
33,949 J·mol−1·K−1
Pressió de vapor
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 128 139 153 170 197 239
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1
(òxid àcid fort)
Electronegativitat 3,16 (escala de Pauling)
Energies d'ionització
(més)
1a: 1.251,2 kJ·mol−1
2a: 2.298 kJ·mol−1
3a: 3.822 kJ·mol−1
Radi covalent 102±4 pm
Radi de Van der Waals 175 pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Ortoròmbica
Clor té una estructura cristal·lina ortoròmbica
Ordenació magnètica Diamagnètic[2]
Resistivitat elèctrica (20 °C) > 10 Ω·m
Conductivitat tèrmica 8,9×10−3  W·m−1·K−1
Velocitat del so (Gas. 0 °C) 206 m·s−1
Nombre CAS 7782-50-5
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del clor
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
35Cl 75,77% 35Cl és estable amb 18 neutrons
36Cl traça 3,01×105 a β 0,709 36Ar
ε - 36S
37Cl 24,23% 37Cl és estable amb 20 neutrons

El clor és un element químic de nombre atòmic 17 situat en el grup dels halogens (grup 17) de la taula periòdica dels elements. El seu símbol és Cl. En condicions normals i en estat pur és un gas groc-verdós format per molècules diatòmiques, Cl2, unes 2,5 vegades més pesant que l'aire, d'olor desagradable i verinós. És un element abundant en la naturalesa i es tracta d'un element químic essencial per a moltes formes de vida.

Característiques principals[modifica | modifica el codi]

En la naturalesa no es troba en estat pur perquè reacciona amb rapidesa amb molts elements i compostos químics, sinó que es troba formant part de clorurs i clorats, sobretot en forma de clorur de sodi (NaCl, sal comuna o sal de taula), en les mines de sal i dissolt i en suspensió en l'aigua de mar.

S'empra per a potabilitzar l'aigua de consum dissolent-lo en la mateixa; també té altres aplicacions com a oxidant, blanquejador i desinfectant. El clor gasós és molt tòxic (neurotòxic) i va ser usar com a un dels primers gas de guerra (arma química) a la Primera Guerra Mundial i Segona Guerra Mundial.

Aquest halogen forma nombroses sals i s'obté a partir de clorurs a través de processos d'oxidació, generalment per mitjà d'electròlisi. Es combina fàcilment amb la major part dels elements. És lleugerament soluble en aigua (uns 6,5 g de clor per litre d'aigua a 25 °C), en part formant àcid hipoclorós (HClO).

En la majoria dels nombrosos compostos que forma presenta estat d'oxidació -1. També pot presentar els estats d'oxidació +1, +3, +5 i +7.

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

El clor s'empra principalment en la potabilització d'aigües, com a blanquejant en la producció de paper i en la preparació de distints compostos clorats.

  • Un procés de potabilització àmpliament utilitzat és la cloració. S'empra àcid hipoclorós, que es produeix dissolent clor en aigua i regulant el pH.
  • En la producció de paper s'empra clor en el blanqueig de la polpa, encara que tendeix a ser substituït per diòxid de clor (ClO2).
  • Una gran part del clor s'empra en la producció de clorur de vinil, compost orgànic que s'empra principalment en la síntesi del policlorur de vinil, conegut com a PVC.
  • S'usa en la síntesi de nombrosos compostos orgànics i inorgànics, per exemple tetraclorur de carboni, (CCl4), o cloroform (CHCl3), i distints halogenurs metàl·lics. També s'empra com a agent oxidant.
  • Preparació de clorur d'hidrogen (HCl, àcid clorhídric) pur; es pot dur a terme per síntesi directa
H2 + Cl2 → 2HCl

Història[modifica | modifica el codi]

El clor (del grec χλωρος, que significa "groc verdós") fou descobert el 1774 pel suec Carl Wilhelm Scheele, encara que ell creia que es tractava d'un compost que contenia oxigen. El va obtenir a partir de la reacció següent:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

El 1810 el químic anglès Humphry Davy demostrà que es tracta d'un element químic i li donà el nom de clor a causa del seu color.

El clor es va emprar a la Primera Guerra Mundial, esdevenint el primer cas d'ús d'armes químiques.

Abundància[modifica | modifica el codi]

El clor es troba en la naturalesa combinat amb altres elements, principalment en forma de clorur de sodi (NaCl, i també altres minerals com la silvita (KCl, o clorur de potassi), o la carnalita, KMgCl3·6H2O (clorur de potassi i magnesi). És l'halogen més abundant en l'aigua marina amb una concentració d'uns 18000 ppm. A l'escorça terrestre és present en menor quantitat, uns 130 ppm. És pràcticament impossible trobar-lo sense combinar amb altres elements, a causa de la seua alta reactivitat.

Producció industrial[modifica | modifica el codi]

La producció de clor és una de les fonamentals a nivell industrial i en molts casos es pren com a indicador de la fortalesa econòmica d'un país.

Procés clor-àlcali[modifica | modifica el codi]

El clor s'obté principalment (més del 95% de la producció) per mitjà de l'electròlisi de clorur de sodi (NaCl) en dissolució aquosa (salmorra), denominat procés del clor-àlcali. S'empren tres mètodes: electròlisi amb cel·la d'amalgama de mercuri, electròlisi amb cel·la de diafragma i electròlisi amb cel·la de membrana.

El procés clor-àlcali es basa en la reacció de la salmorra amb aigua en cel·les electrolítiques, formant clor gas, hidròxid de sodi i hidrogen.

NaCl + H2O → NaOH + Cl2 + H2

La salmorra s'obté a partir de l'aigua de mar o de roca salina, mitjançant un procés de lixivació. Aquest producte ha de ser impurificat d'anions sulfat i de cations calci i magnesi. En el cas d'utilitzar el mètode de membrana, la salmorra no ha de tenir més de 2 ppm de catió calci.

Tecnologia d'amalgama[modifica | modifica el codi]

En el mètode d'amalgama s'util·litza un càtode de mercuri líquid i un ànode de titani recobert per diòxid de ruteni (RuO2). El càtode és de mercuri perquè el catió sodi és explosiu al contacte amb l'aigua, cosa que s'evita dissolvent-lo amb mercuri (una dissolució anomenada amalgama.

Les reaccions que es duen a terme són les següents:

  • En el càtode es redueix el catió sodi i es forma l'amalgama.
Na+/Hg + 1e- → Na/Hg
  • En l'ànode s'oxida el clorur per formar clor gas.
2Cl- → Cl2 + 2e-

Un cop obtinguda l'amalgama, es redirigeix cap a un reactor on es fa reaccionar amb aigua, una reacció catalitzada per diòxid de níquel (Ni2O3).

Na/Hg + H2O → NaOH + H2 + Hg

El mercuri, al ser més dens, s'enfonsa i es redirigeix cap a la cel·la electrol·lítica per ser reutilitzat.

L'hidròxid de sodi obtingut té una puresa del 50%

Processos secundaris[modifica | modifica el codi]

Altres processos industrials que s'han emparat en la producció de clor han estat els següents:

  • Procés Deacon: Consisteix en l'oxidació catal·lítica de l'àcid clorhídric (HCl), on el catal·litzador és el clorur de coure (II).
  • Procés Weldon: Consisteix en l'oxidació de l'àcid clorhídric (HCl) per efecte del permangant potàssic ([[KMnO4]]).

Compostos[modifica | modifica el codi]

  • Alguns clorurs metàl·lics s'empren com catalitzadors. Per exemple, clour de ferro (II) (FeCl2), clorur de ferro (III) (FeCl3), clorur d'alumini (AlCl3).
  • Àcid hipoclorós (HClO, component principal del lleixiu). S'empra en la depuració d'aigües i alguna de les seues sals com a agent blanquejant.
  • Àcid clorós,HClO2. La sal de sodi corresponent, clorit de sodi NaClO2, s'empra per a produir diòxid de clor, ClO2, el qual s'usa com a desinfectant.
  • Àcid clòric (HClO3). El clorat de sodi, NaClO3, també es pot emprar per a produir diòxid de clor, empleat en el blanqueig de paper, així com per a obtenir perclorat.
  • Àcid perclòric (HClO4). És un àcid oxidant i s'empra en la indústria d'explosius. El perclorat de sodi, NaClO4, s'empra com a oxidant i en la indústria tèxtil i paperera.
  • Compostos de clor com els clorofluorocarburs (CFCs) contribueixen a la destrucció de la capa d'ozó i són gasos hivernacle.
  • Alguns compostos orgànics del clor s'empren com a pesticides. Per exemple, l'hexaclorobenzè (HCB), el para-diclorodifeniltricloroetà (DDT), el toxafè, etcètera.
  • Molts compostos organoclorats presenten problemes ambientals a càusa de la seua toxicitat, per exemple els pesticides anteriors, els bifenils policlorats (PCBs), o les dioxines.

Isòtops[modifica | modifica el codi]

A la Natura es troben dos isòtops estables de clor. Un de massa 35 uma, i l'altre de 37 uma, amb unes proporcions relatives de 3:1 respectivament, la qual cosa dóna un pes atòmic per al clor de 35,5 uma.

El clor té 9 isòtops amb masses des de 32 uma fins a 40 uma. Només tres d'aquests es troben a la natura: el 35Cl, estable i amb una abundància del 75,77%, el 37Cl, també estable i amb una abundància del 24,23%, i l'isòtop radioactiu 36Cl. La relació de 36Cl amb el Cl estable en l'ambient és d'aproximadament 700 x 10-15:1.

El 36Cl es produeix en l'atmosfera a partir del 36Ar per interaccions amb protons de rajos còsmics. En el subsòl es genera 36Cl principalment per mitjà de processos de captura de neutrons del 35Cl, o per captura de muons del 40Ca. El 36Cl es desintegra a 36S i a 36Ar, amb un període de semidesintegració combinat de 308000 anys.

El període de semidesintegració d'aquest isòtop hidròfil i no reactiu el fa útil per a la datació geològica en el rang de 60000 a 1 milió d'anys. A més, es van produir grans quantitats de 36Cl per la irradiació d'aigua de mar durant les detonacions atmosfèriques d'armes nuclears entre 1952 i 1958. El temps de residència del 36Cl en l'atmosfera és d'aproximadament 1 setmana. Així, és un marcador (química) per a les aigües superficials i subterrànies dels anys 1950, i també és útil per a la datació d'aigües que tinguen menys de 50 anys. El 36Cl s'ha emprat en altres àrees de les ciències geològiques, incloent la datació de gel i sediments.

Núclid Abundància natural Massa Spin Període de semidesintegració Cadena de desintegració
32Cl - 31,9857 1 298 mil·lisegons ε
33Cl - 32,9775 3/2 2,511 segons ε
34Cl - 33,9738 0 1,5264 segons ε
35Cl 75,77 34,9689 3/2 estable  
36Cl - 35,9683 2 301000 anys β-
37Cl 24,23 36,9659 3/2 estable  
38Cl - 37,9680 2 37,24 minuts β-
39Cl - 38,9680 3/2 55,6 minuts β-
40Cl - 39,9704 2 1,38 minuts β-
41Cl - 40,9707 n.m. 34 segons β-
42Cl - 41,9732 n.m 6,8 segons β-
43Cl - 42,9742 n.m. 3,3 segons β-


Precaucions[modifica | modifica el codi]

El clor provoca irritació en el sistema respiratori, especialment en nens i persones d'edat. En estat gasós, irrita les mucoses i en estat líquid crema la pell. Es pot detectar en l'aire pel seu olor de partir de 3,5 ppm, essent mortal a partir d'uns 1000 ppm. Es va usar com a arma química en la Primera Guerra Mundial.

Una exposició aguda a altes (però no letals) concentracions de clor pot provocar un edema pulmonar, o líquid en el pulmons. Una exposició crònica a baixa concentració debilita els pulmons augmentant-ne la susceptibilitat a altres malalties pulmonars.

En molts països es fixa com a límit d'exposició en el treball per a aquest gas 0,5 ppm (mitja de 8 hores diàries, 40 hores a la setmana).

Es poden produir fums tòxics quan es mescla hipoclorit de sodi amb urea, amoníac o algun altre producte de neteja. Aquests fums consisteixen en una mescla de clor i clorur de nitrogen; per tant, aquestes combinacions haurien de ser evitades.

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. Chlorine, Gas Encyclopaedia, Air Liquide
  2. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Clor