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.

Índice

1 Características principais
2 Aplicações
3 História
4 Abundância e obtenção
5 Compostos
- 5.1 Sais Inorgânicos
- 5.2 Compostos Orgânicos
6 Isótopos
7 Precauções
8 Ligações externas

[editar] 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.

[editar] 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

[editar] 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 reação: 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 catalisadores 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 téxtil e papeleira. 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 toxidade como os pesticidas citados anteriormente, os difenilos policlorados (PCBs) e as dioxinas.

[editar] 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 carnalita, 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.

[editar] 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^– – 2e^– → Cl₂

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.

[editar] 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^- - 2e^- → Cl₂ (no ânodo)

H₂ + 2e^- → H₂ (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.

[editar] 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.

[editar] Compostos

[editar] Sais Inorgânicos

[editar] 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 $\rightleftharpoons$ 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.

[editar] Hipocloritos

Hipocloritos sãos sais provenientes do ácido hipocloroso (HOCl) 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 $\rightarrow$ 2 Na⁺ + Cl₂

2 H₂O $\rightarrow$ H₂ + 2 OH^–

2 NaOH + H₂ + Cl₂

Reação do hidróxido de sódio com o gás cloro: 2 NaOH + Cl₂ $\rightarrow$ 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.

[editar] 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 $\rightleftharpoons$ 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 $\rightleftharpoons$ 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.

[editar] 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 $\rightleftharpoons$ 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 $\rightarrow$ 3 KClO₄ + KCl

3 KClO₄ $\rightarrow$ 3 KCl + 6 O₂

4 KClO₃ $\rightarrow$ 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.

[editar] 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

[editar] Compostos Orgânicos

Compostos de cloro como os clorofluorocarbonetos (CFC's) 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 toxidade como os pesticidas citados anteriormente, os difenilos policlorados (PCBs) e as dioxinas.

[editar] 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^-

[editar] 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 ).

[editar] Ligações externas

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Categoria: Elementos químicos