.

Το χημικό στοιχείο Χλώριο (Chlorine, Cl) είναι ένα αλογόνο με ατομικό αριθμό 17 και ατομικό βάρος 35,453 . Έχει θερμοκρασία τήξης -100,98 C° και θερμοκρασία βρασμού -34,6 C°. Το σύμβολό του είναι Cl. Είναι ένα στοιχείο που βρίσκεται στη φύση, κυρίως ως ιον σε διάφορα άλατα και κυρίως στο μαγειρικό αλάτι. Χρησιμοποιείται ως απολυμαντικό νερού.

Ιδιότητες

Το χλώριο είναι ένα ανοιχτο πράσινο αέριο με χαρακτηριστική οσμή που είναι ίδια με αυτήν των διαλυμάτων χλωρίνης που χρησιμοποιούνται στην οικιακή καθαριότητα. Είναι πολύ ισχυρό οξειδωτικό μέσο και αντιδρά με τα μέταλλα και ερεθίζει το δέρμα και τους βλεννογόνους. Είναι σημαντικό απολυμαντικό και λευκαντικό και διαλύεται εύκολα στο νερό.

Χρήσεις

Το χλώριο είναι σημαντικό βιομηχανικό προϊόν. Χρησιμοποιείται ως έχει ως απολυμαντικό σε πισίνες και στα συστήματα ύδρευσης των πόλεων. Στην τελευταία αυτή χρήση του έχει αρχίσει να αντικαθίσταται από το όζον, το οποίο έχει το πλεονέκτημα ότι δεν σχηματίζει χλωριωμένες οργανικές ενώσεις και δεν παραμένει στο νερό μετά την απολύμανση. Το χλώριο χρησιμοποείται επίσης στη λεύκανση υφασμάτων και του χαρτοπολτού.

Ενώσεις του χλωρίου χρησιμοποιούνται ευρέως στην καθημερινή ζωή. Η χλωρίνη είναι διάλυμα υποχλωριώδους νατρίου (NaClO). Το πλαστικό PVC, από το οποίο είναι κατασκευασμένα πολλά αντικείμενα καθημερινής χρήσης, παράγεται από αιθυλένιο και χλώριο και είναι η κυριότερη χρήση του χλωρίου στην Ευρώπη. Άλατα του χλωρίου, κυρίως χλωριούχο ασβέστιο (CaCl2) και χλωριούχο νάτριο (NaCl) χρησιμοποιούνται ως αντιπηκτικά τον χειμώνα. Το υδροχλωρικό οξύ, υδατικό διάλυμα του αερίου υδροχλωρίου (HCl) χρησιμοποιείται ως απορρυπαντικό και ως ενδιάμεσο στη βιομηχανία.

Βιομηχανικά, το χλώριο χρησιμοποιείται για την παρασκευή χλωριωμένων διαλυτών, όπως του διχλωρομεθανίου, του τετραχλωράνθρακα και άλλων διαλυτών. Οι χλωροφθοράνθρακες, ενώσεις του χλωρίου και του φθορίου με άνθρακα χρησιμοποιούνταν ως ψυκτικά. Στη βιομηχανική οργανική χημεία, τα χλωροπαράγωγα οργανικών ενώσεων χρησιμοποιούνται πάρα πολύ ως ενδιάμεσα σε συνθέσεις.

Οργανικές ενώσεις του χλωρίου χρησιμοποιούνται στην βιομηχανία πολυμερών, στην παρασκευή διαφόρων ειδών κόλλας και στην παραγωγή διαλυτικών και άλλων προϊόντων για την βιομηχανία χρωμάτων.

Ενώσεις του χλωρίου, όπως το DDT χρησιμοποιούνταν παλιότερα ως εντομοκτόνα. Η χρήση τους όμως έχει απαγορευθεί, καθώς προκαλούσαν σημαντικά περιβαλλοντικά προβλήματα.

Ιστορία

Το χλωριούχο νάτριο ήταν γνωστό από τους αρχαίους χρόνους. Η απομόνωση στοιχειακού χλωρίου έγινε από τον Σουηδό χημικό Καρλ Βίλχελμ Σέελε το 1774. Ο Σέελε παρήγαγε χλώριο με την αντίδραση υδροχλωρικού οξέος με διοξείδιο του μαγγανίου:

4ΗCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

O Σέελε δεν κατάλαβε εκείνη τη στιγμή ότι είχε ανακαλύψει ένα νέο χημικό στοιχείο. Μετά από τριάντα περίπου χρόνια, ο Σερ Χάμφρεϊ Ντέιβι, ένας Άγγλος χημικός, απέδειξε ότι το χλώριο ήταν ένα στοιχείο.

Χρησιμοποιήθηκε αρχικά ως βακτηριοκτόνο, το 1846 στη Βιέννη. Κατά τη διάρκεια του Πρώτου Παγκοσμίου Πολέμου χρησιμοποιήθηκε από Γερμανούς και Συμμάχους ως χημικό όπλο, με τρομακτικά αποτελέσματα στους ανθρώπους και στη γύρω πανίδα και χλωρίδα. Γύρω από τις θέσεις των μαχών πολλά δέντρα έχασαν το χρώμα των φύλλων τους και αρκετά λουλούδια αλλάξαν χρώμα.

Παραγωγή

Το χλώριο παράγεται βιομηχανικά από ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου νατρίου. Το μεγαλύτερο μέρος χλωριούχου νατρίου προέρχεται από κοιτάσματα ορυκτού άλατος. Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης παράγεται και υδροξείδιο του νατρίου, το οποίο επίσης χρησιμοποιείται. Υπάρχουν τρία είδη διεργασιών παραγωγής χλωρίου: η διεργασία κελλιού με μεμβράνη, η διεργασία κελλιού με διάφραγμα και η διεργασία με υδράργυρο. Από τις τρεις διεργασίες η παλαιότερη είναι η διαδικασία με υδράργυρο. Πλεονεκτεί στο ότι τα προϊόντα της είναι εξαιρετικά καθαρά, αλλά το πρόβλημα της διαφυγής υδραργύρου είναι εξαιρετικά σημαντικό. Γι' αυτό το λόγο, στις μέρες μας προτιμούνται διεργασίες με ημιπερατές μεμβράνες.

Ισότοπα

Στη φύση βρίσκονται δύο σταθερά ισότοπα του χλωρίου: το ³⁵Cl και το ³⁷Cl, με ποσοστά 75,78 % και 24,22 %. Ραδιοϊσότοπα με μαζικό αριθμό 36, 38, 39, 40, 41, 42 και 43 έχουν παρασκευαστεί σε εργαστήρια. Από αυτά το σταθερότερο είναι το ³⁶Cl, με χρόνο ημιζωής 301000 χρόνια.

Χημεία

Ο δεσμός μεταξύ των δύο ατόμων χλωρίου μπορεί να διασπαστεί ομολυτικά από την θερμότητα ή, συνηθέστερα, από ορατό φως. Οι ελεύθερες ρίζες που προκύπτουν είναι εξαιρετικά δραστικά σώματα, τα οποία μέσα από μία σειρά αντιδράσεων μπορούν να αντικαταστήσουν όλα τα υδρογόνα ενός οργανικού μορίου. Εκτός από τις αντιδράσεις ελευθέρων ριζών, το μόριο του χλωρίου μπορεί να προστεθεί σε διπλούς ή τριπλούς δεσμούς οργανικών μορίων.

Το μόριο του χλωρίου σε υδατικό διάλυμα παθαίνει αυτοοξειδαναγωγή, σύμφωνα με την εξής αντίδραση:

Cl₂ + H₂O → ClO- + Cl- + 2H+

Η θέση της ισορροπίας εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από το pH του διαλύματος.

Το υποχλωριώδες ιόν μπορεί με τη σειρά του να δώσει με αυτοοξειδαναγωγή χλωρικά ιόντα. Αυτά, στη μορφή του άλατος με νάτριο χρησιμοποιούνται στον αποχρωματισμό ξυλοπολτού.

3ClO- → 2Cl- + ClΟ₃-

Τα χλωρικά ιόντα με ηλεκτρόλυση σε υδατικό διάλυμα μπορούν να δώσουν υπερχλωρικά ιόντα, τα οποία είναι εκρηκτικά και βρίσκουν χρήση σε αντίστοιχες εφαρμογές. Η χημική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης έχει ως εξής:

ClΟ₃- + 3H₂O → ClΟ4- + 2H₃O+ + 2e-

Προφυλάξεις-Κίνδυνοι

Το χλώριο είναι τοξικό στην επαφή, την κατάποση και την εισπνοή. Απαραίτητη είναι η χρήση γαντιών, γυαλιών ασφαλείας και καλού εξαερισμού κατά την χρήση του. Συγκεντρώσεις άνω των 500 ppm είναι θανατηφόρες. Η μέγιστη επιτρεπόμενη συγκέντρωση στον αέρα για οκτάωρο είναι 1 ppm. Είναι επίσης πάρα πολύ τοξικό για τους θαλάσσιους οργανισμούς.

Η χρήση ενώσεων του χλωρίου στα ψυγεία και τα προωθητικά των σπρέι θεωρείται ότι προκαλεί την τρύπα του όζοντος. Επίσης, τα εντομοκτόνα με χλώριο προκάλεσαν προβλήματα βιοσυσσώρευσης σε οργανισμούς πιο πάνω στην τροφική αλυσίδα.

Βιβλιογραφία

Ebbing, D.D., Gammon, S.D., Γενική Χημεία 6η έκδοση, μετάφραση Ν. Κλούρα, Εκδόσεις Π. Τραυλός, Αθήνα 2002, ISBN 960-7990-66-8
Μανουσάκη Γ., Χημικός και Βιολογικός πόλεμος, εκδόσεις Πατάκη, Αθήνα 1999, ISBN 960-378-305-2

Αλογόνα

Φυσική

Χημεία

Retrieved from "http://el.wikipedia.org/"
All text is available under the terms of the GNU Free Documentation License

Επιστήμη

Αλφαβητικός κατάλογος

Home