Cloro como representante dos halogéneos

Cloro como representante dos halogéneos

O cloro, tal como os outros
halogéneos, forma moléculas diatómicas (Cl₂). Manifesta uma
reatividade química extremamente elevada, reagindo com quase todas as
substâncias simples.

O Cloro é venenoso. A sua inspiração,
mesmo em pequenas quantidades, leva inflamação das vias respiratórias, e em
quantidades consideráveis leva morte.

É solúvel em água e, a 20 °C, 1 litro
de água dissolve 2,3 litros de cloro; a solução denomina-se água de cloro. O
Cloro e a água de Cloro actuam como desinfectantes, eliminando bactérias.

A água para beber deve conter no
máximo 0,1 mg de Cloro por litro, de modo a não alterar o seu sabor.

Obtenção laboratorial

No laboratório pode obter-se Cloro
através de:

1. Aquecimento de ácido clorídrico
concentrado com dióxido de manganés.

4HCl _(aq) + MnO_2
(s) → MnCl_{2 (aq)} + 2H₂O _(l)
+ Cl_{2 (g)}

2. Reação de clorato de potássio (KClO₃)
e o ácido clorídrico concentrado.

KClO_{3 (s)}
+ 6HCl (aq) → KCl (aq) + 3H₂O _(l) + 3 Cl₂ ↑

Aplicações

O Cloro usa-se no branqueamento de
tecidos e de papel, na produção de lixivia para fins domésticos e como
desinfectante na água para beber e nas piscinas. A sua utilização no tratamento
de água dos poços e outras fontes de água não tratadas é muito importante para
se evitar a cólera e outras doenças diarreicas. Os derivados do Cloro
(compostos clorados) têm igualmente uma grande variedade de aplicações como
mostram as figuras:

Tabela 3: Relação
entre propriedades e aplicações do Cloro

Propriedades químicas

À
temperatura ambiente, com iluminação, o Cloro praticamente não reage com o
hidrogénio; porém, ao aquecer ou ao Sol ocorrem reacções com explosão.

H_{2 (g)}
+ Cl_{2 (g)} → 2HCl_(g)

O Cloro
reage facilmente com o sódio metálico.

2Na_(s) + Cl_2
(g) → 2NaCl _(s)

O sódio metálico fundido arde no seio
do cloro, dando uma cintilação ofuscante e nas paredes do recipiente ocorre um
depósito branco de cloreto de sódio.

Cloreto de hidrogénio e ácido clorídrico

Embora o ácido clorídrico e o cloreto
de hidrogénio apresentem a mesma fórmula química, HCl, o cloreto de hidrogénio
encontra-se no estado gasoso e o ácido clorídrico é a solução aquosa daquele
gás. Portanto cloreto de hidrogénio é HCl_(g); ácido clorídrico é HCl
_(aq). O ácido clorídrico é um dos ácidos mais importantes, sendo que
a sua produção mundial por ano calcula-se em toneladas.

Obtenção

Fazendo reagir Cloro molecular (Cl₂)
com hidrogénio molecular (H₂) desaparece a cor amarelo-esverdeada do
Cloro e forma-se um produto incolor – o cloreto de hidrogénio, HCl (g).

H_{2 (g)}
+ Cl_{2 (g)} → 2HCl_(g)

No laboratório, o cloreto de
hidrogénio é obtido fazendo reagir o NaCl com o H₂SO₄
concentrado.

2NaCl _(g) + H₂SO_4
(conc.) → Na₂SO₄ + 2 HCl _(g)

O cloreto de hidrogénio
é um gás incolor, com cheiro forte e tóxico. E muito solúvel em água e a
sua solução aquosa é designada ácido clorídrico.

O ácido clorídrico é
um liquido incolor, com cheiro forte e corrosivo. Como tal, deve ser manuseado
com muito cuidado.

É obtido dissolvendo o cloreto de
hidrogénio, HCl_(g) em água.

HCl_(g) + H₂O
_(l) → HCl _(aq)

Propriedades químicas do ácido clorídrico

1. Reage com quase todos os metais formando sais.

2HCl + 2Na → 2NaCl + H₂

2. Reage com bases formando sais.

HCl + KOH → KCl + H₂O

3. Reage com óxidos de metais formando sais.

2HCl + Na₂O →
2NaCl + H₂O

Aplicações

O cloreto de hidrogénio
tem diversas aplicações. Utiliza-se para limpar, tratar e proteger
metais, curtir couros (preparar o couro para ser usado) e na produção e
refinação de uma grande variedade de produtos.

O ácido clorídrico é
normalmente utilizado como reagente químico em laboratórios e em processos
industriais. É usado na extração de petróleo, na produção de corantes,
hidr61ise de amido e proteínas, produção de tintas, couros, entre outros.

No comércio é encontrado na sua forma
de baixa pureza, recebendo o nome comummente conhecido de ácido muriático e é
usado principalmente para a remoção de manchas resultantes da humidade em pisos
e paredes de pedras, azulejos, tijolos e outros.

Este ácido pode também ser encontrado
no nosso estômago. O suco gástrico consiste numa mistura bastante diluída de
ácido clorídrico e várias enzimas que ajudam na digestão da comida.

Química no dia a dia

O
suco gástrico contém ácido clorídrico que é indispensável para a digestão e a
eliminação de micróbios. O excesso desse ácido no estômago pode provocar graves
doenças.

Os
sais do ácido clorídrico denominam-se cloretos e têm larga aplicação.

Cloreto de amónio, NH₄Cl – é usado para limpeza de solda em ferro, como suplemento alimentar para
gado, em champoo para cabelos, em estamparia de têxteis, em produtos de limpeza
e como medicamento mucolítico. É usado também no tratamento de neve, para a
endurecer e retardar o seu derretimento.

Cloreto de cálcio hidratado, CaCl₂
6H₂O – aplica-se na preparação de misturas
refrigerantes. O cloreto de cálcio (CaCl₂) anidro (seco) é utilizado
no laboratório para purificar gases e dissecar substâncias orgânicas liquidas.

Cloreto de mercúrio (II), HgCl₂, também chamado sublimado corrosivo – é um veneno muito violento. As
soluções diluídas do sublimado (1000) são utilizadas na medicina como
antisséptico muito forte. Aplica-se ainda no tratamento de sementes, no
curtimento e no tingimento de tecidos.

Cloreto de potássio, KCl – é utilizado em grandes quantidades na agricultura, como adubo.

Cloreto de prata, AgCl – é o cloreto menos solúvel. O cloreto de prata é empregue na indústria
fotográfica para o fabrico de materiais fotossensíveis.

Cloreto de sódio, NaCl, ou sal de cozinha – é o sal mais importante do ácido clorídrico. É vulgarmente conhecido como
sal ou sal de cozinha e é uma substância muito utilizada no dia a dia. É
formado na proporção de um átomo de Cloro por cada átomo de sódio e a sua
fórmula química é NaCl. O sal é fundamental para a Vida animal e é também muito
importante como conservante de alimentos e como tempero de alimentos.

O
cloreto de sódio é comummente obtido a partir da evaporação da água do mar, nas
salinas.

Outros halogéneos

Devido
semelhança da estrutura eletrónica, os elementos que formam a família dos
halogéneos apresentam comportamento químico semelhante. Todos possuem na última
camada sete electrões, faltando-lhes um electrão cada para adquirirem a
estrutura do gás nobre mais próximo — oito electrões na camada de valência, à
qual corresponde maior estabilidade. Todos apresentam grande actividade
química. Possuem, como o cloro, um cheiro muito forte e a sua inalação é
igualmente perigosa.

Deficiências
na quantidade de flúor e iodo no organismo têm consequências problemáticas: a deficiência de flúor pode
causar cárie e mortalidade infantil; a deficiência de iodo pode produzir bócio.

O
iodo aparece
em algumas algas de onde pode ser extraído. É um sólido que se sublima e é
empregue na medicina em forma de tintura de iodo (10% de iodo em álcool
etílico) que é um dos melhores agentes antissépticos. O flúor utiliza-se como
aditivo em pastas dentífricas e no fabrico de teflon (plástico).

O
bromo é um liquido vermelho-escuro usado na preparação de vários medicamentos e
corantes, bem como do AgBr utilizado na fotografia.

Bibliografia

SILVA, Filomena Neves. Q9 – Química 9ª Classe. 2ª Edição. Texto
Editores, Maputo, 2017.

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