CLORO

Proveniente do grego “khlorós”, que significa “esverdeado”, o cloro foi sintetizado pela primeira vez pelo químico sueco Carl W. Scheele por meio da oxidação do HCl com MnO2. Possuindo 17 prótons, o cloro é um ametal que, em seu estado natural, apresenta-se na forma gasosa com coloração esverdeada, possuindo raio atômico maior que o do flúor e menor que os demais elementos do seu grupo. Diferentemente do flúor, o cloro é o elemento com a maior afinidade eletrônica dentre os elementos mais reativos, mesmo tendo a quarta maior eletronegatividade [1,2].

Divergindo-se do flúor, o cloro permite estados de oxidação +1, +3, +5 e +7 dependendo dos átomos o qual está ligado, além do NOX 0 do se estado fundamental (Cl₂), e do estado -1 quando em ânion. Sendo muito reativo, o cloro se combina diretamente com a maioria dos elementos, com exceção dos gases nobres. Tendo também uma baixa energia de ligação o cloro possui pontos de fusão (-101,5 °C) e ebulição (-34,04 °C) muito baixos. Caracterizado como uma substância muito tóxica, o gás cloro foi usado como gás de combate na I Guerra Mundial. A exemplo, concentrações de 3 ppm (parte por milhão) desse gás já é identificado pelo olfato humano, podendo causar danos aos pulmões e profundas queimações, além de ser mortal em concentrações superiores a 15 ppm [1,2,4].

Atualmente, a produção do gás cloro é feita por duas formas: a partir da eletrólise de soluções aquosas de NaCl no processo de fabricação do NaOH ou pela eletrólise do NaCl fundido no processo de fabricação do sódio. Por se liquefazer facilmente com compressão à temperatura ambiente, o cloro é geralmente armazenado e manuseado na forma líquida em recipientes de aço. A utilização do cloro é amplamente difundida no cotidiano, sendo o cloreto de sódio (sal de cozinha) o composto mais comum de cloro. O cloro também é usado na forma de hipoclorito de sódio NaClO, presente na formulação de alvejantes como a água sanitária. Também é empregado na produção de compostos organoclorados, variados compostos químicos inorgânicos como os branqueadores, no emprego como bactericida no tratamento da água, dentre outros [1,2].

[1] BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall. p. 814-818. 2005.

[2] Lee, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. Editora Edgard Blücher Ltda. p. 293-318. 1999.

[3] SHRIVER, D. F., ATKINS, P. W., Química Inorgânica, 4ª Ed. Bookman: Porto Alegre. p. 422-446. 2008.

[4] https://www.tabelaperiodica.org/categoria/grupo-17

[5] https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/bromo

[6] https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/iodo

[7] http://elementos-quimicos.info/elementos-quimicos/iodo.html

[8] https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/astato

[9]https://www.publico.pt/2014/05/06/ciencia/noticia/elemento-quimico-117-foi-confirmado-e-ja-pode-ter-direito-a-nome-oficial-1634740

[10] https://iupac.org/discovery-and-assignment-of-elements-with-atomic-numbers-113-115-117-and-118/

[11] VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Mestre Jou, 1981. p. 355-364.

[12] https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-ametais.htm

[13] ino descritiva pg 361

[14] https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-auto-oxirreducao.htm