Kloro

Wikipedia, Entziklopedia askea
Jump to navigation Jump to search
Kloroa
Chlorine liquid in an ampoule.jpg

17

SufreaKloroaArgona
   
 
17
Cl
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Ezaugarri orokorrak
Izena, ikurra, zenbakia Kloroa, Cl, 17
Serie kimikoa halogenoak
Taldea, periodoa, orbitala 17, 3, p
Masa atomikoa 35,453(2) g/mol
Konfigurazio elektronikoa [Ne] 3s2 3p5
Elektroiak orbitaleko 2, 8, 7
Propietate fisikoak
Egoera gasa
Dentsitatea (0 °C, 101,325 kPa) 101,325 - 3,2 g/L
Urtze-puntua 171,6 K
(-101,5 °C, -150,7 °F)
Irakite-puntua 239,11 K
(-34,4 °C, -29,27 °F)
Urtze-entalpia (Cl2) 6,406 kJ·mol−1
Irakite-entalpia (Cl2) 20,41 kJ·mol−1
Bero espezifikoa (25 °C) (Cl2) 33,949 J·mol−1·K−1

Lurrun-presioa

P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 128 139 153 170 197 239
Propietate atomikoak
Kristal-egitura ortoerronbikoa
Oxidazio-zenbakia(k) ±1, 3, 5, 7 (oxido azidiko sendoa)
Elektronegatibotasuna 3,16 (Paulingen eskala)
Ionizazio-potentziala 1.a: 1.251,2 kJ/mol
2.a: 2.298 kJ/mol
3.a: 3.822 kJ/mol
Erradio atomikoa (batezbestekoa) 100 pm
Erradio atomikoa (kalkulatua) 79 pm
Erradio kobalentea 99 pm
Van der Waalsen erradioa 175 pm
Datu gehiago
Eroankortasun termikoa (300 K) 8,9x10-3
Soinuaren abiadura (gas, 0 °C) 206 m/s
Isotopo egonkorrenak

Kloroaren isotopoak

iso UN Sd-P D DE (MeV) DP
35Cl %75,77 Cl egonkorra da 18 neutroirekin
36Cl Sintetikoa 3,01x105 u β 0,709 36Ar
ε - 36S
37Cl %24,23 Cl egonkorra da 20 neutroirekin

Kloroa bigarren halogenoa da, taula periodikoko 17 taldeko eta zenbakia atomikoa duen ez-metal bat izanik. Bere propietateak fluorraren, bromoaren eta iodoaren antzekoak dira. Kloroaren konfigurazio elektronikoa [Ne] 3s23p5, zeinetatik azkenengo zazpi elektroiek balentzia elektroiak diren.

Propietateak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Cl2 -ren OM diagrama.

Halogeno guztiek bezala, elektroi bat faltan dauka zortzikotearen araua betetzeko, eta afinitate elektroniko altua dauka. Horrela beste hainbat konposatuekin erreakzionatzen du balentzia geruza guztiz osatzeko [1]. Joera periodikoei dagokienez, elektronegatibitatea  fluorraren eta bromoaren artean dago (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), horregatik fluorra baino egonkorragoa eta bromoa baino erreaktiboagoa da.

Beste halogenoen modura, Cl2 molekulen arteko indar Van der Waals elkarrekintzak  dira, eta hauek proportzionalki indartzen dira zenbat eta molekula handiagoak izan. Horrela kloroaren urtzen puntua fluorraren eta bromoaren artean aurkituko da; -101,0 ºC-tan urtzen da eta -34 ºC-tan baporatzen da. Taldean behera joatean, masa molekularra handitzen da, honen ondorioz dentsitatea baita fluorra eta bromoaren artean aurkitzen da. Halogenoen kolorea intentsuagoa egiten da taldean behera joatean, izan ere espektro ikuskorreko uhin-luzerako izpi gehiago xurgatzen dute. Hau homo πg  orbital antilotzaile batekiko lumo σu orbital antilotzailearekiko elektroi trantsizioaren ondorioa da [1]. Kolore hori tenperatura oso baxuetan desagertzen da, adibidez -195 ºC-tan kloroaren kolorea ia ikusezina da [1].                 

Iodo eta bromo solidoaren antzera, kloro solidoak egitura ortorronbikoa erakusten du bere kristal egituran, kloro molekulak xaflaka agertuz. Cl-Cl loturen distantzia 198 pm-koa da eta Cl···Cl  distantzia molekulen artean xafla barnean 332 pm-koa da, eta 338 pm xaflen artean. Kloroak eroankortasun oso baxua dauka, izan ere, hain da baxua zein ia neurgaitza baita [1].

Taula periodikoan halogenoen taldean kokatzen da fluor eta bromo elementuen artean, bere propietateak aipatutako beste bi elementuen artekoak direlarik. Orokorrean konposatu askotan parte hartzen duen elementua da, baina naturan ia ezinezkoa bakarrik topatzea. Kloroak inguru tenperaturan hori-berde kolorea duen dikloro (Cl2) gasa eratzen du, usain garratza eta toxikoa. Aipagarria da erreaktibitate handiko elementua dela eta oso oxidatzaile ona, elementuen artean afinitate elektronikorik altuena du  eta hirugarren elektronegatibitaterik altuena, oxigeno eta fluorraren atzetik.                                                      

Konposatuak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Hidrogeno kloruroa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Hidrogeno kloruroa, HCl, kloroak osatzen duen konposaturik sinpleena. Bai industrian zein laborategietan asko erabiltzen den produktu kimikoa da gas egoeran zein uretan disolbatuta azido klorhidriko gisa. Konposatu hau lortzeko prozesu desberdinak daude, hidrogeno gasa kloro gasean errez edo hidrokarburoen klorazioan azpi produktu moduan.

Beste metodo bat sodio kloruroa azido sulfuriko kontzentratuarekin kontaktuan jartzean datza, non azido klorhidrikoa lortzen den [1]:

                                       NaCl + H2SO4 ⟶  NaHSO4 + HCl

Kloruro binarioak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloruro binarioak, FeCl2, FeCl3, AlCl3 adibidez eta katalizatzaile gisa erabiltzen dira. Orokorrean, taula periodikoko elementu gehienek kloruro binarioak eratzen dituzte, konposatuaren ezegonkortasun arazo handiak edo erreaktiboa geldoa bada dira salbuespen bakarrak [1].

Konposatu polikloratuak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Konposatu polikloratuak, dikloroa oxidatzaile sendoa bada ere, badaude egoerak non oxidatu daiteke Cl+2 katioia emateko, oso ezegonkorra. Cl+3 katioia, berriz, egonkorragoa da eta konposatu hau lortzeko teknika desberdinak daude [1].

                             Cl2 + ClF + AsF5 ⟶  Cl+3AsF6

Kloro fluoruroak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro fluoruroak, hiru motatako kloro fluoruroak daude eta hirurek dira konposatu diamagnetikoak [1].

Kloro monofluoruroa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro monofluoruroa, ClF, termikoki oso egonkorra da eta altzairuzko botiletan saltzen da. Kolorerik ez duen gasa da [1].

Kloro trifluoruroa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro trifluoruroa, ClF3, hegazkorra den kolore gabeko likidoa da. Ezagutzen den      konposatu kimikoen artean erreaktiboena da eta egoera normalean inerteak diren hainbat konposatuekin erreakzionatzen du [1].

Kloro pentafluoruroa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro pentafluoruroa, ClF5, kloroaren fluorazioaz lortzen da edo kloruro metalikoak fluor gasarekin erreakzionatzean [1].

kloroaren pseudohaluroak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Badaude ere, kloroaren pseudohaluroak diren beste konposatu batzuk, hala nola, kloro zianatoa ClNCO, kloro tiozianatoa ClSCN eta kloro azida ClN3.

Kloro oxidoak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro oxidoak, nahiko ezegonkorrak diren konposatuak dira eta hainbat konposatuk osatzen dute [1]:

Dikloro oxidoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Dikloro oxidoa, Cl2O, marroi-hori koloreko gasa da. Uretan oso disolbagarria da eta berotzean, eztanda egiten du [1].

Kloro dioxidoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro dioxidoa ClO2, paramagnetikoa den gas horia da [1]

Kloro oxoazidoak eta oxoanioiak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloro oxoazidoak eta oxoanioiak, kloroak lau oxoazido eratzen diru; azido hipoklosoa HClO, azido klorosoa HClO2, azido klorikoa HClO3 eta azido perklorikoa HClO4. Kloroa, disoluzio basikoetan desproportzionatzeko joera handiagoa du disoluzio azidoetan baino [1].

Klorofluorokarburo konposatuak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

CFC edo klorofluorokarburo edo kloofluorokarbono konposatuak ozono geruzaren apurketaren errudunak dira. Adibidez, CFCl3 eta CF2Cl .

Isotopoak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloroak bi isotopo egonkor ditu, 35Cl eta 37Cl, zeintzuk naturan kantitate handitan eratzen diren  isotopo bakarrak diren. Zehatz-mehatz, 35Cl -ari kloro naturalaren 76% egokitzen zaio eta 37Cl -ari 24% -a. Bi isotopo hauek izarretan sintetizatzen dira, oxigeno eta silizioaren konbustioa dela medio. Kloroaren beste isotopo guztiak erradioaktiboak dira, erdibizitza motzegiak dituztenak, beraz, naturan aurkitzeko probabilitaterik ez dute. Hala ere, laborategian gehien erabiltzen direnak 36Cl (t1/2 = 3∙105 urte) eta 38Cl (t1/2 = 37,2 min), hauek kloro naturalaren neutroien aktibazioen bidez eratzen dira [1].

Agerpena eta Ekoizpena[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloroa erreaktiboegia da naturan elementu aske moduan agertzeko, baina oso ugaria da kloruro forman osatzen dituen gatzetan. Lurrazalari dagokionez, elementuen ugaritasunean hogeigarren postuan dago eta 126 ppm dagokio. Honen arrazoia existitzen diren kloruroen mineralen metakina handiak dira, bereziki sodio kloruroa, zein ur gazitik lurruntzen den [1]. Industrian, normalean, uretan disolbatuta dagoen sodio kloruroaren elektrolisiaren bidez kloro elementala ekoizten da. Metodo hau “kloro-alkali” prozesua deritzo eta 1892-an industrializatu zen [1]. Gaur egun kloro gasaren kantitate industrial garrantzitsuena ekoizten du; hala ere, kloroarekin batera hidrogeno gasa eta sodio hidroxidoa (sosa) lortzen da, zein produktu garrantzitsuena den. Erreakzio kimikoa honako hau da [2]:

2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH

Katodoa: 2 H2O + 2 e → H2 + 2 OH -

Anodoa: 2 Cl - → Cl2 + 2 e-


Erabilerak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloroaren erabilerak hainbat dira. Alde batetik, ura araztea eta desinfektatzea non kloroa uretan disolbatuz gero Escherichia coli bakterioaren aurkari nagusia bilakatzen den bromoaren gainetik [3]. Bestalde, kloroa kimikan oxidatzaile moduan erabiltzen da, ordezkapen erreakzioetan parte hartzen du halogeno sekundarioak euren gatzetatik aldenduz. Geologiaren arloan ere HCl-ak karbonatoekin erreakzionatzen du, karbonatodun mineralen identifikazioa erraztuz. Amaitzeko, arma moduan erabili izan da, kloroa urarekin birikietan erreakzionatzean HCl-a sortzen da eta heriotza eragin dezake.

Eragin Biologikoak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloruro anioia ezinbesteko elikagaia da metabolismorako. Beharrezkoa da urdailean gertatzen den  azido klorhidrikoaren ekoizpenerako eta funtzio zelularretan. Kontsumorako iturri nagusia sukaldeko gatza da (NaCl).  Kloruroaren muturreko kontzentrazioek odolean alterazio elektrolitikoak eragiten ditu. Hipokloremia (kloruro eza) ez da ohikoa gertatzea eta gertatzen bada beste anomalien ezagatik da [4]. Azidosia, arnasketa kronikoarekin erlazionatu daiteke [5]. Hiperkloremia (kloruro gehiegi izatea) orokorrean ez ditu sintomak aurkezten, baina sintomak agertzekotan hipernatremiaren (sodio gehiegi izatea) antzekoak izaten dira. Kloruroaren faltak odolean burmuinaren deshidratazioa ekar dezake eta beste alde batetik odolaren garraioan ere du eragina. Sintomak gehienetan berhidratazio azkarraren ondorioz gertatzen dira, zeinek burmuinaren edema eragiten duen [6].

Arriskuak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kloroa arnas aparatua, begiak eta azala erasotzen dituen gas toxiko bat da. Hau airea baino dentsoagoa da, horregatik azpialdean metatzeko joera du [7].

Kloro gasa oxidatzaile sendoa da, eta sukoiak diren beste konposatuekin erraz erreakziona dezake. Honek, kloroa toxikoa egiten du, izan ere, urarekin edota fluido zelularrekin kontaktuan jartzean erreakzionatzen du azido klorhidrikoa (HCl) eta  azido hipoklorosoa (HClO) emanez.

Airean 30 ppm badago oka eta eztul egitea eragin dezake eta biriketan zauriak 60 ppm-tan. 1000 ppm inguruko esposizioa hilgarria da arnas gutxi batzuk ondoren. Gas hau bizitzarako eta osasunerako arriskutsua izateko kontzentrazioa 10 ppm da, baina 3 ppm-tan usain daiteke [1].

Estatu Batuetan, Laneko Segurtasunak eta Osasun-Administrazioak (OSHA) esposizio-muga onargarria jarri du 1 ppm-tan, edo 3 mg/m3 kloroarekiko esposizioa. Laneko Segurtasunerako eta Osasunerako Institutu Nazionalak gomendatutako 0,5 ppm-tan 15 minutu gainetik esposizio-muga izendatu du [8].

Etxeetan gehien bat garbikeriekin gertatzen dira istripuak, hipoklorito lixibak hainbat garbitzaile azidoekin kontaktuan jartzean kloro gasa sortzen da [9]. Baita hipoklorito lixiba amoniakoarekin kontaktuan jartzean kloroaminak sortzen dira, zeintzuk toxikoak diren gizakientzat [10].

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  1. a b c d e f g h i j k l m n o p q r s Greenwood, N. N. (Norman Neill) (1997) Chemistry of the elements (2nd ed. argitaraldia) Butterworth-Heinemann ISBN 0750633654 PMC 37499934 . Noiz kontsultatua: 2019-04-04.
  2. Egon., Wiberg, (2001) Inorganic chemistry (1st English ed.. argitaraldia) Academic Press ISBN 0123526515 PMC 48056955 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  3. Koski, T. A.; Stuart, L. S.; Ortenzio, L. F. (1966-03) «Comparison of Chlorine, Bromine, and Iodine as Disinfectants for Swimming Pool Water» Applied Microbiology (2): 276–279 ISSN 0003-6919 PMID 4959984 PMC PMC546668 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  4. Lavie, C. J.; Crocker, E. F.; Key, K. J.; Ferguson, T. G. (1986-10) «Marked hypochloremic metabolic alkalosis with severe compensatory hypoventilation» Southern Medical Journal (10): 1296–1299 ISSN 0038-4348 PMID 3764530 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  5. Levitin, Howard; Branscome, William; Epstein, Franklin H. (1958-12) «The Pathogenesis Of Hypochloremia in Respiratory Acidosis1» Journal of Clinical Investigation (12): 1667–1675 doi:10.1172/JCI103758 ISSN 0021-9738 PMID 13611033 PMC PMCPMC1062852 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  6. Cambier, C.; Detry, B.; Beerens, D.; Florquin, S.; Ansay, M.; Frans, A.; Clerbaux, T.; Gustin, P. (1998-10) «Effects of hyperchloremia on blood oxygen binding in healthy calves» Journal of Applied Physiology (Bethesda, Md.: 1985) (4): 1267–1272 doi:10.1152/jappl.1998.85.4.1267 ISSN 8750-7587 PMID 9760315 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  7. «CDC | Facts About Chlorine» web.archive.org 2016-04-23 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  8. Wood-Black, Frankie (2000-03) «NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards and Other Databases DHHS (NIOSH) Publication No. 99-115» Chemical Health and Safety (2): 52 doi:10.1016/s1074-9098(99)00094-5 ISSN 1074-9098 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  9. Berezow, Alex, Why You Should Never Mix Different Drain Cleaners.
  10. «Bleach Mixing Dangers :: Washington State Department of Health» www.doh.wa.gov . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.

Kanpo loturak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Wikimedia Commonsen badira fitxategi gehiago, gai hau dutenak: Kloro Aldatu lotura Wikidatan