Cloro
Caratteristiche e proprietà del cloro
Il cloro (dal gr. chloròs, giallo-verde) fu isolato come sostanza per la prima volta da K.W. Schede nel 1774 che erroneamente però lo ritenne un composto dell'ossigeno, solo nel 1810 H. Davy ne riconobbe la natura di elemento e gli diede il nome.
Allo Stato elementare il cloro è un gas di colore giallognolo, di odore pungente, a molecola biatomica.
Il cloro è un elemento con elevata elettronegatività e come tale tende ad acquistare un elettrone, ha un odore soffocante, molto sgradevole, ed è altamente velenoso. Data la sua elevata reattività, non si trova libero in natura, ma sotto forma di ione cloruro CI− sia nella crosta terrestre (0,15% in peso) sia nelle nelle acque salate.
Con l'idrogeno si combina violentemente, specialmente sotto l'azione della luce, per dare acido cloridrico
H2 + Cl2 → 2 HCl
con l'acqua reagisce formando acido ipocloroso e acido cloridrico (acqua di cloro):
Cl2 + H2O → HClO + HCl
Non reagisce a freddo con carbonio, ossigeno, azoto. Allo stato anidro reagisce violentemente con i metalli alcalini e alcalino-terrosi; in presenza di acqua reagisce praticamente con tutti i metalli, oro e platino compresi.
La configurazione elettronica del cloro è la seguente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
Cloro.
Composti del cloro
L'acido cloridrico HCl, (nome d'uso del cloruro di idrogeno) è un gas irritante e incolore. In soluzione acquosa al 35-38% in peso è posto in commercio con il nome di acido muriatico.
In natura è presente nelle emanazioni vulcaniche e nel succo gastrico (quello umano ne contiene sino allo 0,5%).
L'acido cloridrico in soluzione acquosa è un acido forte, totalmente dissociato, che reagisce anche a freddo con tutti i metalli che precedono l'idrogeno nella serie dei potenziali standard di riduzione, e con la maggior parte degli ossidi e idrossidi metallici, formando i rispettivi cloruri.
L'acido cloridrico viene impiegato nella produzione di una vasta gamma di composti organici, come reagente in chimica analitica, come catalizzatore in chimica organica, nella produzione di cloruri metallici, nella produzione di gomme, nella fabbricazione di materie plastiche (PVC), etc..
I cloruri sono i composti del cloro a numero di ossidazione -1 con metalli o non-metalli. Nel primo caso possono essere considerati sali dell'acido cloridrico che hanno un legame ionico. Al secondo gruppo appartengono composti con carattere di legame covalente, facilmente idrolizzabili.
L'acido ipocloroso HClO è un acido debole, instabile e noto in soluzione acquosa con concentrazioni fino a un massimo del 25%.
L'acido cloroso HClO2, non è stato isolato e si suppone possa esistere come acido debole nelle soluzioni acquose acidificate dei suoi sali, i cloriti. Di questi il più importante è il clorito di sodio NaClO2, utilizzato per la preparazione del diossido di cloro, come sbiancante e decolorante.
L'acido clorico HClO3, acido forte e ossidante, ottenuto per reazione di clorato di bario con acido solforico e formalmente per reazione del biossido di cloro ClO2 con acqua.
L'acido perclorico HClO4, è il più forte acido inorganico che si conosca, è un liquido incolore, fumante, instabile se anidro, stabile in presenza di acqua. È un fortissimo ossidante. A contatto con sostanze organiche come legno, cellulosa, carta, esplode. Si prepara distillando nel vuoto perclorato con acido solforico concentrato.
Nonostante il cloro non reagisca facilmente con l'ossigeno, si conoscono numerosi ossidi; tra questi i più importanti sono quelli corrispondenti ai numeri di ossidazione +1 (monossido di dicloro, Cl2O), +4 (diossido di dicloro, ClO2), +6 (esaossido di dicloro, Cl2O6) e +7 (eptaossido di dicloro, Cl2O7). Sono sostanze generalmente colorate, gassose o liquide a temperatura ambiente, chimicamente instabili; si comportano da energici ossidanti reagendo in maniera spesso esplosiva con le sostanze organiche. Gli ossidi di cloro a numeri di ossidazione dispari danno luogo con acqua al corrispondente acido (e con le basi ai corrispondenti sali):
Cl2O + H2O → 2HClO (acido ipocloroso)
Cl2O3 + H2O → 2HClO2 (acido cloroso)
Cl2O5 + H2O → 2HClO3 (acido clorico)
Cl2O7 + H2O → 2HClO4 (acido perclorico)
Gli ossidi di cloro a numeri di ossidazione pari, tramite reazioni di ossidoriduzione interna (dismutazione), possono formare diversi acidi. Per esempio, il monossido reagisce facilmente con acqua per formare acido ipocloroso, mentre il diossido con acqua forma acido cloroso e acido clorico:
Cl2O + H2O → 2HClO
2ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3
Tra questi ossidi il più importante è il diossido di cloro ClO2. È un gas giallo-verde, facilmente condensabile in un liquido rosso (p.eb. 10 °C circa), di odore penetrante, tossico ed esplosivo. Viene preparato per riduzione di clorati in soluzione con diossido di zolfo:
2ClO3− + SO2 → 2ClO2 + SO42−
oppure mediante ossidazione con cloro dei cloriti:
Cl2 + 2ClO2− → 2ClO2 + 2Cl−
Poiché in soluzione acquosa, in presenza di sostanze organiche, libera facilmente ossigeno atomico, trova pratica utilizzazione come agente di sbianca nell'industria della cellulosa e della carta, e nel trattamento deodorante e battericida delle acque.
Silvite
Utilizzo del cloro
I principali impieghi del cloro si hanno nella preparazione industriale di disinfettanti e sbiancanti (ipoclorito di sodio). Si usa per la produzione di: acido cloridrico, polivinilcloruro, intermedi impiegati per la preparazione di coloranti, prodotti farmaceutici e insetticidi. È stato fra le prime armi chimiche impiegate su vasta scala, in forma gassosa.
Metodo di produzione del cloro
Industrialmente, il cloro elementare è prodotto (insieme alla soda caustica) per elettrolisi di cloruro di sodio sciolto in acqua.
2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2
L'elettrolisi viene compiuta solitamente in celle a diaframma o in celle a membrana.
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