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) + MnO2 (s) → MnCl2 (aq) + 2H2O (l) + Cl2 (g) 2. Reação de clorato de potássio (KClO3) e o ácido clorídrico concentrado. KClO3 (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 Aplicações Descorante em presença da água. Como descorante na indústria de celulose e de papel. Desinfectante em presença da água. Como desinfectante na água para o consumo. Reage facilmente com outras substâncias. Para a produção de cloreto de hidrogénio, ácido clorídrico, solventes e insecticidas. 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. H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl(g) O Cloro reage facilmente com o sódio metálico. 2Na(s) + Cl2 (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). H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl(g) No laboratório, o cloreto de hidrogénio é obtido fazendo reagir o NaCl com o H2SO4 concentrado. 2NaCl (g) + H2SO4 (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
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