|
|
|
|
|
Símbol: Cl |
Nombre atòmic: 17 |
|
|
Clor |
Cloro |
Chlorine |
Chlore |
Grup: 17 |
Període: 3 |
|
|
Família: halògens |
Configuració electrònica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 |
|||||
|
Generalitats |
|||||
|
Descobridor/s: Carl Wilhelm Scheele |
Nacionalitat: Suec |
Any: 1774 |
|||
|
Origen del nom: del grec i vol
dir “groc verdós” |
Una mica
d’història: El clor es va aïllar per primera
vegada en estat lliure a l’any 1774 per Scheele tractant diòxid
de manganés (mineral pirolusita)
amb àcid clorhídric, tot i que anteriorment Van Helmont
havia observat el despreniment d’un gas groc verdós al calentar
una mescla d’àcids nítric i clorhídric (aigua
regia) que podria ser clor. En qualsevol cas, tant un com l’altre van
considerar que es tractava d’un compost. A l’any 1810 Davy, Gay-Lussac
y Thenard van demostrar que es tractava d’un element. |
||||
|
Estat
natural: El clor lliure
no es troba a la natura però els seus compostos són minerals
comuns: sal comuna, halita, carnal·lita (KMgCl3·6H2O)
i silvita (KCl) |
Estructura cristal·lina: Sistema
ortorròmbic |
|
|||
|
Abundància
a l’ésser humà:1200000 ppb (parts per bilió) en pes |
Abundància a la Terra: ocupa el lloc 20è en la classificació dels elements més abundants en l’escorça terrestre. |
Abundància
al Sistema Solar: 1000 ppb (parts per bilió) en pes |
|||
|
Propietats |
||||||||
|
Físiques |
Massa
atòmica (u) |
Densitat
(kg/m3) |
Duresa
(escala de Mohs) |
Volum
atòmic (cm3/mol) |
||||
|
35,453 |
3,2 |
-- |
22,7 |
|||||
|
Tèrmiques |
Estat
d’agregació a 298 K |
Punt de
fusió (K) |
Punt
d’ebullició (K) |
|
||||
|
gas |
172,22 |
239,2 |
|
|||||
|
Radis |
Radi
atòmic (Å) |
Radi
iònic (Å) |
Radi
covalent (Å) |
|
||||
|
0,97 |
Cl- = 1,81 Cl7+ = 0,26 |
0,99 |
|
|||||
|
Ionització |
Afinitat
electrònica (KJ/mol) |
1a
energia ionització (KJ/mol) |
2a
energia ionització (KJ/mol) |
3a
energia ionització (KJ/mol) |
Estats
d’oxidació |
|||
|
349 |
1251,1 |
2297,7 |
3821,7 |
+1,+2,+3, +4,+5,+6,+7 -1 |
||||
|
Elèctriques |
Conductivitat
elèctrica (mOhm.cm)-1 |
Electròniques |
Electronegativitat
(Pauling) |
Polaritzabilitat
(Å3) |
|
|||
|
0,0 |
3,16 |
2,2 |
|
|||||
|
Termodinàmiques |
Calor
d’atomització (KJ/mol d’àtoms) |
Calor de
fusió (KJ/mol) |
Calor de
vaporització (KJ/mol) |
Calor
específica (J/kg K) |
Conductivitat
tèrmica (J/m s ºC) |
|||
|
121,0 |
6,4 |
20,4 |
484,88 |
0,01 |
||||
|
Altres |
Potencial
normal de reducció (v) |
Caràcter
metàl·lic |
Precaucions: el gas clor
és molt tòxic a causa de la seva naturalesa oxidant forta.
Concentracions fins i tot baixes de gas, poden atacar ulls, gola, pulmons,
amb efectes dolorosos. El gas irrita les membranes mucoses i el líquid crema la pell. Al 1915 s’utilitzava com a gas de guerra: una concentració de 1000 ppm pot resultar fatal després d’unes quantes respiracions profundes. |
|||||
|
+1,36
(1/2Cl2/Cl-) |
No metall |
|||||||
|
Característiques: |
|
|||||||
|
El clor és un gas groc verdós d’olor
penetrant i irritant, dens i verinós que pot liquar-se
fàcilment a la pressió de 6,8 atmosferes i a 20ºC. El Clor gasós es
dissol bastant bé amb aigua: a la pressió atmosfèrica i
a 0ºC, 1 litre d’aigua dissol aproximadament 5 litres de clor
gasós donant una dissolució que es coneix com a aigua de clor
de la que es pot cristal·litzar un hidrat. El clor es combina
directament amb gairebé tots els elements. |
||||||||
|
Isòtops |
||||||
|
Isòtop |
Protons |
Neutrons |
Símbol |
Vida mitjana |
Abundància(%) |
Altres |
|
Clor-35 |
17 |
18 |
35Cl |
Estable |
75,53 |
|
|
Clor-36 |
17 |
19 |
36Cl |
3.010.000anys |
0,00 |
Radioactiu |
|
Clor-37 |
17 |
20 |
37Cl |
Estable |
24,47 |
|
|
Clor-38 |
17 |
21 |
38Cl |
37,2
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Clor-39 |
17 |
22 |
39Cl |
55,6
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Clor-40 |
17 |
23 |
40Cl |
1,38
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Clor-41 |
17 |
24 |
41Cl |
34
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Clor-42 |
17 |
25 |
42Cl |
6,8
segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Clor-43 |
17 |
26 |
43Cl |
3,3 segons |
0,00 |
Radioactiu |
|
Reactivitat |
|
|
Descripció |
És extremadament oxidant i
forma clorurs amb la majoria dels elements. Quan es combina amb l'hidrogen, per
donar lloc a clorur d'hidrogen en presència de llum difosa, es
produeix una reacció lenta; però si es combinen sota la llum
solar directa es produeix una explosió i se'n desprèn una gran
quantitat de calor. El clor també es combina amb
els compostos hidrogenats com l'amoníac i l'àcid
sulfhídric formant àcid clorhídric amb l’hidrogen
d'aquests. Descompon molts hidrocarburs
però si es controlen les condicions de la reacció s'aconsegueix
la substitució parcial de l'hidrogen pel clor. Reacciona reversiblement amb el
vapor d'aigua, formant àcid clorhídric i alliberant oxigen: Cl2 + H2O à 2HCl + ½O2 En fred i amb presència del
llum, reacciona lentament amb l'aigua donant àcid clorhídric i
àcid hipoclorós, HClO, que es descompon a la vegada per a
formar oxigen. A això es deu el poder oxidant de l'aigua de clor. Pot formar clorurs amb la major
part dels metalls tot i que amb diferents condicions i amb diferent
intensitat. Per exemple, amb el sodi en fred reacciona lentament, però
si s'esclafa bull amb una flama molt brillant formant-se clorur de sodi. Reacciona també amb el ferro
i amb el coure, però si es troba completament sec ja no té lloc
la reacció. Per això pot guardar-se en cilindres d'acer o de
ferro. L'aigua de clor pot dissoldre a l'or i al
platí, que son metalls molt resistents als agents químics. Si es dissol en substàncies
que proporcionen una gran concentració de ions hidroxil es forma una
mescla de clorur i hipoclorit. Per exemple amb hidròxid de sodi dóna una mescla de
clorur i hipoclorit sòdics anomenada aigua de Javel. El clor es combina directament amb
la majoria dels elements no metàl·lics, a excepció del
carboni, nitrogen i oxigen (dels
que sí se'n coneixen clorurs, tot i que obtinguts indirectament). Per
exemple amb el fòsfor es combina formant triclorur de fòsfor, i
pentaclorur de fòsfor si hi ha clor en excés. Es combina amb els halògens:
· el clor, Cl2, reacciona
amb el fluor, F2, a 25ºC per formar ClF, també es
forma el fluorur de clor (III):
Cl2 (g) + F2
(g)à 2 ClF (g) ; Cl2
(g) + 3F2 (g)à 2 ClF3(g) sota condicions forçades, el
fluor sobrant reacciona amb el clor; Cl2, a 350ºC i 225 atm,
per formar ClF5: Cl2
(g) + 5F2 (g)à 2 ClF5 (g) · el clor, Cl2,
reacciona amb el brom, Br2, en la fase gas per formar clorur de
brom, espècie inestable: Cl2 (g) + Br2 (g)à 2 ClBr (g) · de manera semblant, el
clor Cl2, reacciona amb el iode, I2, a temperatura
ambient, per formar clorur de iode (I): Cl2 (g) + I2 (g)à 2 ICl (g) El clor, Cl2, reacciona amb
àlcali aquós i calent per produir clorat, ClO 3Cl2 (g)
+ 6 OH- (aq) à ClO |
|
Amb aire |
No reacciona
|
,
però monés una sisena part del clor total es transforma en aquesta
reacció: