O que é o cloro?

Cloro


 


O cloro ( grego chlorós, esverdeado ) é um elemento químico , símbolo Cl de número atômico 17 ( 17 prótons e 17 elétrons ) com massa atómica 35,5 u, encontrado em temperatura ambiente no estado gasoso. Gás extremamente tóxico e de odor irritante, foi descoberto em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele.


O elemento cloro está situado na série química dos halogênios ( grupo 17 ou 7A ). No estado puro, na sua forma biatômica (Cl2) e em condições normais de temperatura e pressão, é um gás de coloração amarelo esverdeada, sendo duas vezes e meia mais pesado que o ar. É abundante na natureza e é um elemento químico essencial para muitas formas de vida.





































































































































EnxofreCloroArgônio
F
Cl
Br
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Geral
Nome, símbolo, número Cloro, Cl, 17
Classe , série química
Não-metal , representativo

( halogênio )
Grupo, período, bloco 17 ( VIIA ), 3, p
Densidade, dureza 3,214 kg/m3 (273K), (ND)
Cor e aparência Verde amarelado
Propriedades atômicas
Massa atómica 35,453(2) u
Raio atómico calculado 100 pm (79 pm)
Raio covalente 99 pm
Raio de van der Waals 175 pm
Configuração electrónica [Ne]3s23p5
Elétrons por nível de energia 2, 8, 7
Estados de oxidação (óxido) ± 1, 3, 5, 7 (fortemente ácido)
Estrutura cristalina ortorrômbica
Propriedades físicas
Estado da matéria gasoso (não-magnético)
Ponto de fusão 171,6 K (-101,5 °C)
Ponto de ebulição 239,11 K (-34,04 °C)
Volume molar 17,39×10-6 m3/mol
Entalpia de vaporização 10,2 kJ/mol
Entalpia de fusão 3,203 kJ/mol
Pressão de vapor 1300 Pa
Velocidade do som não disponível
Miscelânea
Eletronegatividade 3,16 (escala de Pauling)
Calor específico 480 J/kg·K
Condutividade elétrica não disponível
Condutividade térmica 0,089 W/m·K
Potencial de ionização 1251,2 kJ/mol
Potencial de ionização 2298 kJ/mol
Potencial de ionização 3822 kJ/mol
Potencial de ionização 5158,6 kJ/mol
Potencial de ionização 6542 kJ/mol
Potencial de ionização 9362 kJ/mol
Potencial de ionização 11018 kJ/mol
Potencial de ionização 33604 kJ/mol
Potencial de ionização 38600 kJ/mol
10º Potencial de ionização 43961 kJ/mol
Isótopos mais estáveis
























iso AN Meia-vida MD ED MeV PD
35Cl 75,77% estável com 18 neutrons
35Cl sintético 301 anos β
ε
0,709
1,142
36Ar
36S
37Cl 24,23% estável com 20 neutrons
Unidades SI e CNTP, exceto onde indicado o contrário






Índice






Características principais


Na natureza não é encontrado em estado puro, já que reage com rapidez com muitos elementos e compostos químicos, sendo encontrado formando parte de cloretos e cloratos, sobretudo na forma de cloreto de sódio nas minas de sal gema e dissolvido na água do mar. O cloreto de sódio é comum como sal de mesa.


O cloro é empregado para potabilizar a água de consumo dissolvendo-o na mesma. Também é usado como oxidante , branqueador e desinfetante. É gasoso e muito tóxico (neurotóxico) , foi usado como gás de guerra na Primeira e na Segunda Guerra Mundial.


Este halogênio forma numerosos sais, obtidos a partir de cloretos por processos de oxidação, geralmente mediante a eletrólise. Combina-se facilmente com a maior parte dos elementos. É ligeiramente solúvel em água (uns 6,5 g de cloro por litro de água a 25 ºC) formando, em parte, o ácido hipocloroso, HClO.


Na maioria dos numerosos compostos que forma apresenta estado de oxidação -1. Também pode apresentar os estados de oxidação +1, +3, +5 e +7.



Aplicações


O cloro é aplicado principalmente na purificação de águas, no branqueamento durante a produção de papel e na preparação de diversos compostos clorados, como por exemplo o hipoclorito de sódio e hipoclorito de cálcio



  • Um processo de purificação de águas amplamente utilizado é a cloração. O agente é o ácido hipocloroso , HClO , que se produz dissolvendo cloro na água e regulando o pH.
  • Outra aplicação que vem ampliando sobremaneira os níveis de qualidade de vida das populações que usufruem deste processo, é a aplicação de cloro em estações de tratamento de esgoto.
  • Na produção de papel se emprega cloro no branqueamento da polpa, apesar de estar sendo substituído pelo díoxido de cloro, ClO2.
  • Uma grande parte de cloro é empregada na produção de cloreto de vinila, composto orgânico usado como matéria-prima para a obtenção de policloreto de vinila, conhecido como PVC.
  • Também é utilizado na síntese de numerosos compostos orgânicos e inorgânicos como, por exemplo, o tetracloreto de carbono (CCl4), o clorofórmio (CHCl3) e diferentes halogenetos metálicos. Também é empregado como agente oxidante.
  • Preparação de cloreto de hidrogênio puro, que pode ser obtido por síntese direta: H2 + Cl2 → 2HCl


História


O cloro (do grego χλωρος, que significa “amarelo verdoso” ) foi descoberto em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele, acreditando que se tratava de um composto contendo oxigênio. Obteve-o a partir da seguinte reacção:


MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O.


Os processos anteriores às técnicas de eletrólise se baseavam nesta reação ou na reação direta de HCl com o ar ou oxigênio puro, produzindo água e cloro. Com estas técnicas começava a produção de cloro para alvejamento de roupas e papel, por volta do século XIX.


Em 1810 o químico inglês Humphry Davy demonstrou que se tratava de um elemento químico, e lhe deu o nome de cloro devido à sua coloração amarelo-esverdeada. O cloro foi utilizado na Primeira Guerra Mundial. Foi a primeira vez que se utilizou uma substância como arma química. Alguns cloretos metálicos são empregados como catalizadores como, por exemplo, FeCl2, FeCl3 e AlCl3. Ácido hipocloroso (HClO). Empregado na depuração de águas e alguns sais como agente alvejante. Ácido cloroso (HClO2). O sal de sódio correspondente (NaClO2), é usado para produzir dióxido de cloro (ClO2), usado como desinfetante. Ácido clórico (HClO3). O clorato de sódio (NaClO3), também pode ser usado para produzir dióxido de cloro, empregado para o branqueamento do papel, assim como para a obtenção de perclorato. Ácido perclórico (HClO4). É um ácido oxidante empregado na indústria de explosivos. O perclorato de sodio (NaClO4), é usado como oxidante e na indústria têxtil e papeleira. Compostos de cloro como os clorofluorocarbonetos (CFCs) contribuem para a destruição da camada de ozôno. Alguns compostos orgânicos de cloro são empregados como pesticida, como, por exemplo, o hexaclorobenzeno (HCB), o para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), o toxafeno e outros. Muitos compostos organoclorados criam problemas ambientais devido a sua toxicidade como os pesticidas citados anteriormente, os difenilos policlorados (PCBs) e as dioxinas.



Abundância e obtenção


O cloro é encontrado na natureza combinado com outros elementos, principalmente na forma de cloreto de sódio, NaCl , e também em outros minerais como a silvina, KCl, ou na carnallita, KMgCl3·6H2O. É o halogênio mais abundante na água do mar com uma concentração de aproximadamente 18000 ppm. Na crosta terrestre está presente em menor quantidade, uns 130 ppm. É praticamente impossível encontra-lo sem estar combinado com outros elementos, devido a sua alta reatividade.


O cloro é obtido principalmente ( mais de 95% da produção ) a partir da eletrólise do cloreto de sódio, NaCl, em solução aquosa, denominado processo de cloro-álcali. São usados três métodos:



  • Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio.
  • Eletrólise com célula de diafragma
  • Eletrólise com célula de membrana.


Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio:


Foi o primeiro método utilizado para produzir cloro em escala industrial.


Neste processo ocorrem perdas de mercúrio gerando problemas ambientais. Nas duas últimas décadas do Século XX o processo foi melhorado, embora ainda ocorra a perda de 1,3 gramas de mercúrio por tonelada de cloro produzida. Devido aos problemas ambientais este processo está sendo substituído pela eletrólise de célula de membrana que, atualmente , é responsável pelo suprimento de menos de 20% da produção mundial de cloro.


É empregado um cátodo de mercúrio e um ânodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. O cátodo está depositado no fundo de uma célula de eletrólise e o ânodo sobre este, a pouca distância. A célula é preenchida com cloreto de sódio e, com uma diferença de potencial adequada, se processa a eletrólise:



2Cl → Cl2(g) + 2e
Hg + 2Na+ + 2e → NaHg

A seguir se procede a decomposição da amálgama formada para recuperar o mercúrio. A base sobre a qual está a amálgama é ligeiramente inclinada para escorrer a amálgama passando para uma torre onde , em presença da água, ocorrem as seguintes reações de oxidação e redução:



H2O + 1e → 1/2H2 + OH


NaHg – 1e → Na+ + Hg

Desta forma o mercúrio é reutilizado. Como subproduto forma-se soda caústica ( NaOH ) pela combinação da hidroxila ( OH ) e Na+ formado nos dois eletrodos:



Na+ + OH → NaOH

Deste modo se consegue a soda caústica (NaOH) muito concentrada e um cloro muito puro, porém consome-se mais energia do que em outros processos e existe o problema da contaminação com o mercúrio.



Eletrólise com célula de diafragma:


Este método é utilizado principalmente no Canadá e Estados Unidos.


Utiliza-se um cátodo perfurado de aço ou ferro e um ânodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. Ao cátodo se adere um diafragma poroso de fibras de asbesto misturado com outras fibras como por exemplo, o politetrafluoroetileno. Este diafragma separa o ânodo do cátodo evitando a recombinação dos gases formados.


O sistema é alimentado continuamente com salmoura que circula desde o ânodo até o cátodo. As reações que ocorrem são:



2Cl → Cl2 + 2e (no ânodo)
2H+ + 2e → H2(g) (no cátodo)

Na dissolução permanece uma mistura de NaOH e NaCl. O NaCl é reutilizado e o NaOH é de interesse comercial.


Este método apresenta a vantagem de consumir menos energia que o utilizado na amálgama de mercúrio porém, o inconveniente é que o NaOH produzido é menos puro. Existe também o risco associado ao uso do asbesto.



Eletrólise com célula de membrana:


Este método é o que se pretetende implantar para a produção de cloro. Estima-se uma produção mundial de aproximadamente 30% deste elemento. Este método é similar ao método que se emprega na célula de diafragma. O diafragma é substituido por uma membrana sintética seletiva que deixa passar ions Na+, porém não permite a pasagem de íons OH o Cl.


O NaOH obtido é mais puro e mais concentrado que o obtido pelo método da célula de diafragama e, como este, consome menos energia que o método da amálgama de mercúrio, mesmo que a concentração de NaOH obtida seja menor, sendo necessário concentrá-lo. Por outro lado, o cloro obtido pelo método da amálgama de mercurio é mais puro.



Compostos



Sais Inorgânicos



Cloretos


Cloretos são sais derivados do ácido clorídrico (HCl). Em sua maioria, são bem cristalizados e facilmente solúveis em água. Algumas exceções são:



  • Cloreto de chumbo (PbCl2) e cloreto paladioso (PdCl2) – pouco solúveis em água.
  • Cloreto mercuroso (HgCl), cuproso (CuCl), cloreto de prata (AgCl) e cloreto auroso (AuCl) são virtualmente insolúveis.

Em regra geral, os sais não se decompõem pelo calor (os cloretos de ouro e platina são as únicas exceções) e são relativamente estáveis em presença de água, embora alguns, tais como os cloretos de antimônio e bismuto e dos elementos conhecidos como semi-metais, possam fornecer oxicloretos com a água. Por exemplo: BiCl2 + H2O ightleftharpoons BiOCl + 2 HCl


O cloreto de prata decompõe-se (como todos os sais de prata) por meio de fotólise (onde o agente é a luz), por meio da seguinte reação: 2 AgCl longrightarrow 2 Ag° + Cl2 , deixando um resíduo de prata finamente dividido e, por causa disso, com uma coloração escura.


Alguns cloretos metálicos são empregados como catalisadores como, por exemplo, o cloreto ferroso (FeCl2), cloreto férrico (FeCl3) e cloreto de alumínio (AlCl3).


Pode-se reconhecer os cloretos em solução pela formação de um precipitado branco de cloreto de prata, ao se adicionar gotas de solução de nitrato de prata (AgNO3) acidificada com ácido nítrico (HNO3). A adição de hidróxido de amônio (NH4OH) faz o precipitado se dissolver, pela formação do complexo diamin-prata – [Ag(NH3)2]+. Quando expostos à luz, o composto sofre fotólise (como mencionado antes) e a solução passa a ter uma coloração violeta.




Hipocloritos


Hipocloritos sãos sais provenientes do ácido hipocloroso (HClO) e são mais importantes que o próprio ácido correspondente, devido à dificuldade de se obter o ácido ao contrário de seus sais.


Os hipocloritos, devido à sua ação oxidante e desinfectante (e baixo preço), tem largo uso tanto domiciliar quanto industrial. O cloro que se compra em mercados é uma solução de hipoclorito de sódio. Quando o percentual de cloro livre nesta mistura é de cerca de 2%, então temos a chamada água sanitária, também chamada de água de lavadeira em outras cidades.


Obtém-se hipoclorito de sódio através de eletrólise de cloreto de sódio (NaCl). Ao se produzir hidróxido de sódio e gás cloro, faz-se os dois reagirem entre si, conforme as reações abaixo:












Durante a eletrólise
2 NaCl ightarrow 2 Na+ + Cl2
2 H2O ightarrow H2 + 2 OH
2 NaOH + H2 + Cl2



Reação do hidróxido de sódio com o gás cloro: 2 NaOH + Cl2 ightarrow NaCl + NaOCl + H2O



Devido à sua alta sensibilidade, o hipoclorito de sódio não pode ser obtido anidro, pois ao se aquecer, o cloro se desprende sob a forma de gás, restando unicamente hidróxido de sódio.


O “cloro em pó” usado em piscinas é hipoclorito de cálcio (normalmente com certa quantidade de sulfato de cobre). Este não é adequado ao uso domestico, logo não convem usá-lo no lugar do hipoclorito de sódio.


O poder oxidante dos hipoclororitos fazem com que eles ataquem os corantes, destruindo-os, tornando-se assim um agente alvejante bem eficiente.




Cloritos


São sais correspondentes do ácido cloroso (HClO2), e podem ser obtidos reagindo-se uma base com dióxido de cloro (ClO2), formando uma mostura de cloritos e cloratos, conforme a reação:


2 KOH + 2 ClO2 ightleftharpoons KClO2 + KClO3 + H2O


Mas, também podem ser obtidos reagindo-se peróxido de sódio (Na2O2) com dióxido de cloro, conforme a reação abaixo:


Na2O2 + 2 ClO2 ightleftharpoons 2 NaClO2 + O2


Os cloritos são facilmente decompostos. Os cloritos solúveis, assim como os hipocloritos, são agentes oxidantes, descoram matérias corantes, mas ainda não se obteve ácido cloroso puro.




Cloratos


Os cloratos são sais correspondentes ao ácido clórico (HClO3). Pode-se obter cloratos fazendo passar gás cloro sobre uma solução alcalina a quente (cerca de 70°C), conforme reação abaixo:


6 KOH + 3 Cl2 ightleftharpoons 2 KClO3 + 5KCl + 3 H2O


Os cloratos são enérgicos oxidantes. Se misturarmos clorato com matéria orgânica, carvão vegetal, enxofre etc., e golpearmos a mistura com um martelo (ou se aquecermos), poderá haver explosão. Portanto, as misturas de clorato com estes materiais não devem ser triturados, mas cada componente deverá ser triturado em separado e depois ser feita a mistura até homogeneização.


Os cloratos decompõem-se por aquecimento, desprendendo oxigênio, reação esta usada no processo comum de laboratório, para se preparar oxigênio. Em ausência de catalisador, a reação se processa em duas fases, conforme as reações abaixo:










4 KClO3 ightarrow 3 KClO4 + KCl
3 KClO4 ightarrow 3 KCl + 6 O2
4 KClO3 ightarrow 4 KCl + 6 O2


Todos os cloratos são solúveis em água. O clorato de potássio é um dos cloratos menos solúveis. Podemos facilmente reconhecer os cloratos pelo fato deles não precipitarem com solução de nitrato de prata, embora o extrato aquoso de sua calcinação dê um precipitado. Isso explica-se pelo fato do clorato se decompor em cloreto e este precipita com a prata sob a forma de cloreto de prata, insolúvel em meio ácido.




Percloratos


Os percloratos são sais derivados do ácido perclórico. Este é um dos mais poderosos ácidos inorgânicos. Seu potencial de ionização é muito alto. É um poderoso oxidante e extremamente instável. Deixando cair uma gota do ácido sobre papel ou madeira, pode haver inflamação instanânea. Sobre carvão vegetal, acontecerá uma explosão. Em contato com a pele, causará queimaduras dolorosas e um ferimento grave.


Os percloratos não descoram substâncias coloridas, como os demais oxiácidos do cloro. O sal de potássio é um dos percloratos menos solúvel em água e totalmente insolúvel em ácool. Obtém-se perclorato de potássio (KClO4) ao se neutralizar cautelosamente uma solução alcoólica de hidróxido de potássio (KOH) com o ácido perclórico puro. Ao ir ser formando, o perclorato de potássio se depositará no fundo, bastando filtrar a mistura após a neutralização.


Ao contrário do que acontece com os cloratos, os percloratos não são decompostos pelo ácido clorídrico e, quando aquecidos com o ácido sulfúrico concentrado, não produzem nenhum gás explosivo.


Não são reduzidos a cloretos pelo dióxido de enxofre (SO2) e, para sua decomposição, necessitam temperaturas mais elevadas que os cloratos




Compostos Orgânicos



  • Compostos de cloro como os clorofluorocarbonetos (CFCs) contribuem para a destruição da camada de ozônio.
  • Alguns compostos orgânicos de cloro são empregados como pesticida, como, por exemplo, o hexaclorobenzeno ( HCB) , o para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), o toxafeno e outros.
  • Muitos compostos organoclorados criam problemas ambientais devido a sua toxicidade como os pesticidas citados anteriormente, os difenilos policlorados (PCBs) e as dioxinas.


Isótopos


Na natureza são encontrados dois isótopos estáveis do cloro. Um de massa 35 uma e outro de 37 uma, com uma proporção relativa de 3:1, respectivamente, o que determina uma massa atómica de 35,5 uma, aproximadamente.


O cloro tem nove isótopos com massa desde 32 até 40 uma. Somente três são encontrados na natureza: o 35Cl, estável, com uma abundância de 75,77%, o 37Cl, também estável com uma abundância de 24,23%, e o isótopo radioativo 36Cl. A relação do 36Cl com o Cl estável no ambiente é de aproximadamente 700 x 10-15 para 1.


O 36Cl é produzido na atmosfera a partir do 36Ar por interações com prótons dos raios cósmicos. No subsolo é gerado o 36Cl principalmente a partir de processos de captura de neutrons do 35Cl, ou por captura de muones do 40Ca. O 36Cl decai a 36S e a 36Ar, com uma vida média combinada de de 308.000 anos.


A vida média deste isótopo hidrofílico e não reativo é útil para a datação geológica no intervalo de 60.000 a 1 milhão de anos. Além disso, foram produzidos grandes quantidades de 36Cl pela irradiaação da água do mar durante as detonações atmosféricas de armas nucleares entre 1952 e 1958. O tempo de permanência do 36Cl na atmosfera é de aproximadamente 1 semana. Por isso, é um marcador para as águas superficiais e subterrâneas dos anos 50 e, também util para a datação de águas que contenham menos de 50 anos. O 36Cl e, também, empregado em outras áreas das ciências geológicas como na datação de gelo e sedimentos.































































































Isótopo Abundância Massa Spín Vida média Decaimento
32Cl 31,9857 1 298 ms ε
33Cl 32,9775 3/2 2,51 s ε
34Cl 33,9738 0 1,53 s ε
35Cl 75,77 34,9689 3/2
36Cl 35,9683 2 301000 a β
37Cl 24,23 36,9659 3/2
38Cl 37,9680 2 37,2 m β
39Cl 38,9680 3/2 55,6 m β
40Cl 39,9704 2 1,38 m β
41Cl 40,9707 n.m. 34 s β
42Cl 41,9732 n.m. 6,8 s β
43Cl 42,9742 n.m. 3,3 s β




Precauções


O cloro provoca irritação no sistema respiratório, especialmente em crianças. No estado gasoso irrita as mucosas e no estado líquido queima a pele. Pode ser detectado no ar pelo seu odor a partir de 3,5 ppm, sendo mortal a partir de 1.000 ppm. Foi usado como arma química a partir da Primeira Guerra Mundial.


Uma exposição aguda a altas concentrações de cloro ( porém não letais ) pode provocar edema pulmonar, ou líquido nos pulmões. Uma exposição crônica abaixo do nível letal debilita os pulmões aumentando a suceptibilidade a outras enfermidades pulmonares.


Em muitos paises é fixado o limite de exposição no trabalho em 0,5 ppm ( média de 6 horas diárias, 40 horas semanais ).

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