Cloro

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
Cloro
Aspetto
Aspetto dell'elemento
Gas giallo verdastro
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico cloro, Cl, 17
Serie alogeni
Gruppo, periodo, blocco 17 (VIIA), 3, p
Densità 3,214 kg/m³ a 273 K
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 35,453 amu
Raggio atomico (calc.) 100 pm
Raggio covalente 99 pm
Raggio di van der Waals 175 pm
Configurazione elettronica [Ne]3s23p5
e per livello energetico 2, 8, 7
Stati di ossidazione ±1,3,5,7 (acido forte)
Struttura cristallina ortorombica
Proprietà fisiche
Stato della materia gas (non magnetico)
Punto di fusione 171,6 K (−101,55 °C)
Punto di ebollizione 239,11 K (−34,1 °C)
Volume molare 17,39 × 10−6  m³/mol
Entalpia di vaporizzazione 10,2 kJ/mol
Calore di fusione 3,203 kJ/mol
Tensione di vapore 1300 Pa
Altre proprietà
Numero CAS 7782-50-5
Elettronegatività 3,16
Calore specifico 480 J/(kg K)
Conducibilità termica 0,0089 W/(m K)
Energia di prima ionizzazione 1 251,2 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 2 298 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 3 822 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione 5 158,6 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione 6 542 kJ/mol
Energia di sesta ionizzazione 9 362 kJ/mol
Energia di settima ionizzazione 11 018 kJ/mol
Energia di ottava ionizzazione 33 604 kJ/mol
Energia di nona ionizzazione 38 600 kJ/mol
Energia di decima ionizzazione 43 961 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP
35Cl 75,77% È stabile con 18 neutroni
36Cl sintetico 301 000 anni β
ε
0,709
1,142
36Ar
36S
37Cl 24,23% È stabile con 20 neutroni
iso: isotopo
NA: abbondanza in natura
TD: tempo di dimezzamento
DM: modalità di decadimento
DE: energia di decadimento in MeV
DP: prodotto del decadimento

Il cloro (dal greco χλωρός, chloròs, «verde pallido») è l'elemento chimico della tavola periodica con numero atomico 17 e simbolo Cl. È un alogeno, situato nel gruppo 17 della tavola periodica. Il gas cloro è verde giallastro, due volte e mezzo più pesante dell'aria, ha un odore soffocante estremamente sgradevole ed è molto velenoso. In condizioni standard ed in un ampio intervallo di temperature e pressioni il gas cloro è costituito da una molecola biatomica Cl2 (numero CAS 7782-50-5). È un potente agente ossidante, sbiancante e disinfettante. Sotto forma di anione cloruro Cl- è un componente del comune sale da cucina (o cloruro di sodio) e di molti altri composti, è molto abbondante in natura e necessario a quasi tutte le forme di vita, compreso l'organismo umano (il sangue umano contiene infatti una discreta quantità di anione cloruro).

Cenni storici[modifica | modifica sorgente]

Il composto più comune del cloro, il cloruro di sodio è conosciuto dall'antichità, gli archeologi hanno scoperto che il sale veniva usato già prima del 3000 a.C.
L'acido cloridrico era già conosciuto nell'800 d.C. dall'alchimista Jābir ibn Hayyān, mentre nel 1400 l'acqua regia, una mistura di acido cloridrico e acido nitrico era usata per sciogliere l'oro.
Il cloro fu scoperto nel 1774 da Carl Wilhelm Scheele, che erroneamente però lo ritenne un composto dell'ossigeno. Fu battezzato cloro come elemento chimico nel 1810 da Humphry Davy, che lo riconobbe finalmente come tale. In precedenza era chiamato anche "spirito di sale".

Disponibilità[modifica | modifica sorgente]

In natura il cloro si trova soltanto combinato sotto forma di ione cloruro. I cloruri costituiscono la gran parte di tutti i sali sciolti nei mari e negli oceani della Terra; in effetti, l'1,9% della massa di tutti gli oceani è dovuta agli ioni cloruro. Concentrazioni ancora più alte di cloruro si trovano nel Mar Morto e in depositi sotterranei.

La gran parte dei cloruri è solubile in acqua, perciò i cloruri allo stato solido si trovano soltanto nelle regioni più aride o in giacimenti sotterranei profondi. Minerali comuni di cloro sono la halite (cloruro di sodio), silvite (cloruro di potassio) e la carnallite (cloruro esaidrato di potassio e magnesio).

Industrialmente, il cloro elementare è prodotto solitamente per elettrolisi di cloruro di sodio sciolto in acqua. Insieme al cloro, il processo genera anche idrogeno e idrossido di sodio, secondo l'equazione chimica

2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

Produzione industriale[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi Processo cloro-soda.

Il cloro viene prodotto per elettrolisi di soluzioni di cloruro di sodio,[1] dette anche salamoie. A livello industriale l'elettrolisi viene condotta principalmente secondo tre processi.

Cella a mercurio[modifica | modifica sorgente]

Si tratta del primo metodo usato per la produzione industriale. La cella elettrolitica consiste di un anodo di titanio ed un catodo di mercurio. All'anodo si sviluppa cloro gassoso; al catodo il sodio forma un amalgama con il mercurio: l'amalgama viene poi trattato con acqua per rigenerare il mercurio e convertire il sodio metallico in idrossido di sodio e idrogeno gassoso. Tale metodologia è oggi considerata altamente inquinante a causa del mercurio che tende a disperdersi nell'ambiente, pertanto tutti gli impianti che la utilizzano in Italia sono stati messi fuori servizio o sono in via di dismissione e/o riconversione verso la tecnologia a membrana.

Cella a diaframma[modifica | modifica sorgente]

Un setto di amianto è posto sul catodo, costituito da una griglia di ferro. In questo modo, il cloro che viene a formarsi viene tenuto separato dal resto della salamoia, che si arricchisce di idrossido di sodio.

È un processo più conveniente del precedente, anche se l'idrossido di sodio che si ottiene è diluito. Inoltre ha un elevato contenuto residuo di cloruro di sodio, che costringe ad un costoso trattamento per la separazione via evaporativa. È considerata una tecnologia obsoleta, anche a causa della cessazione dell'impiego dell'amianto, che peraltro viene sostituito da altri materiali fibrosi.

Cella a membrana[modifica | modifica sorgente]

La cella elettrolitica è divisa in due sezioni da una membrana semipermeabile agli ioni cloruro; nella sezione dell'anodo si trova la salamoia, in quella del catodo acqua distillata. L'efficienza energetica è simile a quella delle celle a diaframma, col vantaggio di ottenere idrossido di sodio di elevata purezza. Questa tecnologia è oggi considerata lo stato dell'arte e non presenta problemi di inquinamento. Tra i leader mondiali nella costruzione di celle a membrana vi è l'italiana De Nora S.p.A.

In Italia un impianto funzionante con questa tecnologia è lo stabilimento Syndial di Assemini (Cagliari).

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

Il cloro è un importante agente chimico utilizzato nella depurazione dell'acqua, nei disinfettanti, come sbiancante; è stato fra le prime armi chimiche impiegate su vasta scala, in forma gassosa. Si usa inoltre nella fabbricazione di molti oggetti di uso quotidiano, come carta, antisettici, tinture, alimenti, insetticidi, vernici, prodotti petroliferi, plastica, medicinali, tessuti, solventi. Si usa come battericida (acido ipocloroso HClO, ipoclorito di sodio NaClO, clorito di sodio NaClO2) nell'acqua potabile e nelle piscine. Anche piccoli depositi d'acqua potabile sono abitualmente trattati con questa sostanza.

La chimica organica sfrutta estesamente questo elemento come ossidante e per sostituire atomi di idrogeno nelle molecole, come nella produzione della gomma sintetica; il cloro infatti conferisce spesso molte proprietà utili ai composti organici con cui viene combinato. Altri usi sono la produzione di clorati, cloroformio, tetracloruro di carbonio e nell'estrazione del bromo.

Il cloro è stato il primo elemento chimico ad essere stato impiegato in forma organica nei rilevatori di neutrini solari. Sotto forma di composti come tetracloruro di carbonio, tricloroetilene, soluzione acquosa satura di cloruro di gallio) è usato per lo studio dei "neutrini elettronici solari". Si è visto infatti che l'atomo di cloro, colpito da un neutrino si trasforma in argon (gas) ed emette un elettrone. Questo elettrone viene rilevato dai fotomoltiplicatori e la sua energia, direzione, ecc. studiate per trarne informazioni.

È possibile che la quantità di argon presente nell'atmosfera (nella quale è presente come "gas raro", ovvero a bassa concentrazione) sia venuta a formarsi in ere preistoriche per azione del bombardamento neutrinico solare del cloro presente nelle acque degli oceani o emesso dalle eruzioni vulcaniche. Non esiste ancora prova che gli altri gas nobili possano derivare per bombardamento neutrinico degli alogeni che li precedono nella tavola periodica (il neon dal fluoro; il kripton dal bromo ed infine lo xeno dallo iodio).

Impiego del cloro per la depurazione delle acque.

Isotopi[modifica | modifica sorgente]

La massa atomica del cloro è 35,4527. I due principali isotopi stabili del cloro, 35Cl (75,77%) e 37Cl (24,23%), si trovano rispettivamente nella proporzione 3:1 e conferiscono al cloro un apparente peso atomico di 35,5. Il cloro ha 12 isotopi con numeri di massa che variano da 32 a 40. È presente un isotopo radioattivo, il 36Cl.

Nuclide Abbondanza Massa Spin Emivita Decadimento
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 2 301 000 anni β
37Cl 24,23 36,9659 3/2 - -
38Cl - 37,9680 2 37,2 min β
39Cl - 38,9680 3/2 55,6 min β
40Cl - 39,9704 2 1,38 min β
41Cl - 40,9707 n. m. 34s β
42Cl - 41,9732 n. m. 6,8 s β
43Cl - 42,9742 n. m. 3,3 s β

Sono solo tre gli isotopi del cloro che si trovano in natura: gli stabili 35Cl (75,77%) e 37Cl (24,23%) ed il radioattivo 36Cl, che rappresenta circa il 7×10−15% del cloro totale. Nell'atmosfera, 36Cl viene prodotto per reazione tra 36Ar ed i raggi cosmici; a livello del suolo il 36Cl è invece prodotto per cattura neutronica dal 35Cl o per cattura muonica dal 40Ca. 36Cl decade in 36S e 36Ar con una emivita di circa 308.000 anni. Una così lunga emivita rende questo isotopo utile per la datazione geologica di reperti di età compresa tra i 60 000 anni ed il milione di anni.

Grandi quantità di 36Cl si sono inoltre formate per irraggiamento della acque marine durante le esplosioni nucleari condotte in atmosfera negli anni tra il 1952 ed il 1958. Il 36Cl permane nell'atmosfera per circa una settimana, quindi il tenore di 36Cl nei suoli e nelle acque è utile per datare reperti recenti - fino a 50 anni. 36Cl trova uso anche in altre applicazioni, quali la datazione di ghiacci e sedimenti.

Stati di ossidazione[modifica | modifica sorgente]

Il cloro può assumere gli stati di ossidazione −1, +1, +3, +5, o +7 corrispondenti agli anioni Cl (cloruro), ClO (ipoclorito), ClO2 (clorito), ClO3 (clorato), o ClO4 (perclorato).

numero di ossidazione −1 +1 +3 +5 +7
anione cloruro ipoclorito clorito clorato perclorato
formula Cl ClO ClO2 ClO3 ClO4
struttura Lo ione cloruro Lo ione ipoclorito Lo ione clorito Lo ione clorato Lo ione perclorato

Composti[modifica | modifica sorgente]

I composti utilizzati del cloro sono tantissimi: le famiglie più note sono i cloruri, gli ipocloriti, i clorati, i perclorati in campo inorganico, le clorammine e tutti gli alogenuri organici in campo organico.

Precauzioni[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi clorofluorocarburi.
Simboli di rischio chimico

tossico pericoloso in ambiente comburente gas compresso
pericolo


frasi H: 270 - 280 - 330 - 315 - 319 - 335 - 400 - EUH071
consigli P: 260 - 220 - 280 - 244 - 273 - 304+340 - 305+351+338 - 332+313 - 370+376 - 302+352 - 315 - 405 - 403 [2]


Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela

Avvertenze

Il cloro irrita il sistema respiratorio, soprattutto in bambini e anziani. Allo stato gassoso irrita le mucose, e allo stato liquido provoca ustioni cutanee. La presenza del cloro è rilevabile elettronicamente alla concentrazione di 0.2 ppm mentre l'odore di cloro viene avvertito a concentrazioni di 3.0-3.5 ppm, ma la concentrazione letale è di circa 1000 ppm o più (il cloro fu per questo impiegato nella prima guerra mondiale come arma chimica). L'esposizione a questo gas non dovrebbe quindi superare concentrazioni di 0.5 ppm (TLV-TWA, tempo medio di 8 ore per 40 ore settimanali).
Anche l'esposizione cronica a dosi non letali di cloro può provocare malessere: 30 ppm possono provocare irritazione agli occhi, danni anche rilevanti all'apparato respiratorio e nausea, mentre 60 ppm possono provocare danni a lungo termine come ad esempio edema polmonare. L'esposizione cronica a bassi livelli di cloro indebolisce i polmoni a causa dei suoi effetti corrosivi, rendendoli vulnerabili ad altre malattie.

Esperimenti condotti sui ratti mostrano che 293 ppm di Cl2 causano la morte del 50% delle cavie.[3]

In ambiente domestico, il cloro si sviluppa quando l'ipoclorito di sodio (o candeggina) viene miscelata con l'acido muriatico. Per contatto tra candeggina ed urina (urea), ammoniaca o altri prodotti sbiancanti possono svilupparsi vapori tossici contenenti gas cloro o tricloruro di azoto.

Considerazioni ambientali[modifica | modifica sorgente]

Le principale fonti di cloro nell'atmosfera (WMO Global Ozone Research and Monitoring Project - Report No. 44, Ginevra, 1998).

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Rolla, op. cit., p. 297
  2. ^ scheda del cloro su IFA-GESTIS
  3. ^ Cloro e tossicità

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Altri progetti[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]