Chlore

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Chlore
SoufreChloreArgon
F
  Structure cristalline orthorhombique
 
17
Cl
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Cl
Br
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Chlore, Cl, 17
Série chimique Halogènes
Groupe, période, bloc 17 (VII), 3, p
Masse volumique 3,214 g·l-1,
1,56 g·cm-3 (-33,6 °C)[1]
Couleur Vert jaunâtre 7782-50-5
No CAS 7782-50-5 [2]
Propriétés atomiques
Masse atomique 35,453 ± 0,002 u[1]
Rayon atomique (calc) 100 pm (79 pm)
Rayon de covalence 102 ± 4 pm [3]
Rayon de van der Waals 180 pm [4]
Configuration électronique [Ne] 3s2 3p5
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 7
État(s) d’oxydation 0, ±1, +3, +5, +7
Oxyde Acide fort
Structure cristalline Orthorhombique
Propriétés physiques
État ordinaire Gaz (non-magnétique)
Point de fusion −101,5 °C [1]
Point d’ébullition −34,04 °C [1]
Énergie de fusion 3,203 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 10,2 kJ·mol-1
Température critique 143,8 °C
Volume molaire 22,062×10-3 m3·mol-1
Pression de vapeur > Patm. à 20 °C
Vitesse du son 206 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 3,16
Chaleur massique 480 J·kg-1·K-1
Conductivité thermique 8,9×10-3 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[5]
1re : 12,96763 eV 2e : 23,8136 eV
3e : 39,61 eV 4e : 53,4652 eV
5e : 67,8 eV 6e : 97,03 eV
7e : 114,1958 eV 8e : 348,28 eV
9e : 400,06 eV 10e : 455,63 eV
11e : 529,28 eV 12e : 591,99 eV
13e : 656,71 eV 14e : 749,76 eV
15e : 809,40 eV 16e : 3 658,521 eV
17e : 3 946,2960 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
35Cl 75,77 % stable avec 18 neutrons
36Cl traces
{syn.}
301 000 ans β-
—-—
ε / β+
0,709
—-—
1,142
36Ar
—-—
36S
37Cl 24,23 % stable avec 20 neutrons
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le chlore est un élément chimique de la famille des halogènes, de symbole Cl, et de numéro atomique 17.

Il est abondant dans la nature, son dérivé le plus important est le « sel de table » ou chlorure de sodium (NaCl). Ce dernier est nécessaire à de nombreuses formes de vie.

Le chlore, à l'état de corps simple se présente sous la forme de la molécule de dichlore Cl2, qui est un gaz jaune-vert 2,5 fois plus dense que l'air, aux conditions normales de température et de pression. Ce gaz a une odeur suffocante très désagréable et est extrêmement toxique.

L'ion hypochlorite de l'eau de Javel contenant un atome de chlore, on dit souvent d'une eau javellisée qu'elle est « chlorée ». Il s'agit toutefois d'un abus de langage, source fréquente de confusions entre l'élément chlore, le gaz dichlore et l'ion hypochlorite. On parle aussi de chlore lorsqu'il s'agit en fait de dichlore. C'est sous le nom de chlore que le dichlore est en effet répertorié pour le transport des matières dangereuses par exemple.

Certains virus (norovirus par exemple[6]), certaines bactéries ou les biofilms peuvent développer une certaine résistance au chlore. Ce phénomène est d'intérêt épidémiologique[7] et écoépidémiologique.

Découverte[modifier | modifier le code]

C'est le chimiste suédois Carl Wilhelm Scheele qui est réputé avoir isolé le dichlore le premier en 1774. Il lui donna le nom d'acide muriatique déphlogistiqué, car il pensait que c'était un gaz composé.

Avec l'abandon du phlogistique, on crut, pendant quelques années que ce gaz contenait de l'oxygène, et ce n'est qu'en 1809 que le chimiste britannique Humphry Davy prouva qu'il n'en était pas ainsi, reconnût que c'était un gaz simple, et lui donna son nom actuel de chlore.

Caractéristiques notables[modifier | modifier le code]

Dichlore gazeux.
Dichlore liquide.

L'élément chimique pur a la forme d'un gaz jaune-verdâtre diatomique Cl2, le dichlore cité plus haut, dans les conditions normales de température et de pression. Le nom de chlore vient du grec chloros qui signifie « vert pâle », en référence à sa couleur.
Le chlore est produit à partir des chlorures, par oxydation et principalement par électrolyse. Avec des métaux, il forme des sels appelés les chlorures.

Il se liquéfie aisément, il bout à -34 °C à pression atmosphérique. Il est transporté (ou conservé) liquide, sous pression, aux températures ambiantes.

Avec le fluor, le brome, l'iode et l'astate, le chlore forme la série des halogènes qui constitue le groupe 17 du tableau périodique — groupe d'éléments très électronégatifs, donc très réactifs. Il se combine aisément avec presque tous les éléments. En effet, la liaison entre les deux atomes est relativement faible (seulement de 242,580 ±0.004 kJ/mol) qui fait du Cl2 une molécule fortement réactive.

Des composés avec l'oxygène, l'azote, le xénon, et le krypton sont connus. Ils ne se forment pas par une réaction directe entre ces éléments[8], mais doit être initiée par un agent externe, catalyseur ou ionisation. Bien que très réactif, le chlore n'est pas aussi extrêmement réactif que le fluor.
Le gaz de chlore pur, cependant, est (comme l'oxygène) un comburant et peut soutenir la combustion des composés organiques tels que les hydrocarbures, bien que le carbone composant le carburant tende à ne brûler qu'incomplètement, une grande partie demeurant sous forme de suie[9]. Ce qui montre l'affinité (relative) extrême du chlore pour l'hydrogène (comme tous les halogènes), produisant du chlorure d'hydrogène, un corps plus lié que l'eau (l'oxyde d'hydrogène).

À 10 °C (et à pression atmosphérique), 1 l d'eau dissout 3,10 l de chlore et 1,77 l à 30 °C[10].

En solution, le chlore se trouve généralement sous forme d'ion chlorure Cl.
L'ion chlorure, Cl, est également le principal ion dissout dans l'eau de mer. Environ 1,9 % de la masse de l'eau de mer est celle des ions chlorure.

Utilisations[modifier | modifier le code]

Le chlore est un produit chimique important dans la purification de l'eau, dans les désinfectants, les agents de blanchissement ainsi que dans le gaz moutarde.

En raison de sa toxicité, le dichlore a été un des premiers gaz employés lors de la Première Guerre mondiale comme gaz de combat. Les premiers masques à gaz inventés pour s'en protéger étaient en fait des compresses ou des cagoules de toiles imbibées de thiosulfate de sodium.

Le dichlore est depuis largement utilisé pour fabriquer de nombreux objets et produits courants :

  • comme biocide, pour tuer les bactéries et autres microbes, donc pour la potabilisation de l'eau (dichlore, eau de Javel...). Le chlore a des propriétés rémanentes, ce qui signifie que son action désinfectante est valable sur tout le long du réseau de distribution d'eau. Pour purifier l'eau, on peut également utiliser le dioxyde de chlore, gaz très oxydant qui présente l'avantage de ne pas produire de chlorophénols lorsqu'il reste des traces de dérivés phénoliques dans l'eau. Ce produit est en outre décolorant et désodorisant ;
  • pour le traitement de l'eau des piscines comme biocide sous la forme de chloro-isocyanurates (par exemple le dichloroisocyanurate de sodium dihydrate pour le chlore choc) ou d'acide trichloroisocyanurique (par exemple pour le chlore lent) qui ont l'avantage de se présenter sous une forme solide[11] ;
  • pour le blanchissement du papier : autrefois on utilisait du chlore gazeux mais ce procédé était très polluant. Il a été remplacé par un procédé employant du dioxyde de chlore en combinaison avec du peroxyde d'hydrogène ;
  • pour la production d'antiseptiques, de colorants, d'insecticides, de peintures, de produits pétroliers, des plastiques (comme le PVC), des médicaments, des textiles, des dissolvants, et de beaucoup d'autres produits de consommation.

La chimie organique emploie cet élément intensivement comme oxydant et dans la substitution parce que le chlore donne souvent beaucoup de propriétés désirées dans un composé organique quand il est substitué à l'hydrogène (par exemple dans le néoprène un caoutchouc synthétique résistant aux hydrocarbures).

Il existe d'autres emplois dans la production des chlorates, chloroforme, tétrachlorure de carbone, et dans l'extraction de brome.

En géomorphologie et paléosismologie, l'isotope 36Cl, créé par les rayons cosmiques, est utilisé pour la datation par isotopes cosmogéniques de surfaces ou la détermination de taux d'érosion.

Historique[modifier | modifier le code]

Le mot chlore vient du grec khlôros signifiant « vert pâle ». Le dichlore fut découvert en 1774 par le chimiste Carl Wilhelm Scheele, en versant quelques gouttes d'acide chlorhydrique sur du dioxyde de manganèse. Scheele pensait à tort qu'il contenait de l'oxygène. C'est en 1810 que Humphry Davy lui attribua le nom de chlore, en insistant sur le fait que c'était en fait un élément chimique bien distinct.

À partir du XIXe siècle, le chlore, notamment sous forme d'eau de Javel, est utilisé comme désinfectant et pour le traitement de l'eau potable. Il est également utilisé pour le blanchiment des tissus dans l'industrie textile.

Dès la fin de la Seconde Guerre mondiale, le chlore fut utilisé en prépondérance pour la désinfection des eaux de centre de remise en forme et de piscines publiques et privées. Le chlore est quelquefois associé à d'autres produits algicide, pour neutraliser le développement des algues dans les eaux de baignades chaudes et froides.

En 2010, le chlore intervient sous la forme du 5-chloro-uracile dans le premier organisme vivant synthétisé par la xénobiologie.

Sources[modifier | modifier le code]

Dans la nature, on ne trouve le chlore que combiné avec d'autres éléments, en particulier du sodium, sous forme de sel (chlorure de sodium : NaCl), mais également avec la carnallite et la sylvine.

L'électrolyse chlore-soude est la principale méthode de production du chlore. Elle a lieu à partir d'une solution aqueuse de chlorure de sodium : le chlore se dégage à l'anode et l'eau est décomposée à la cathode en hydrogène (qui se dégage) et en ions hydroxyde formant progressivement une solution de soude.
On peut aussi électrolyser directement le sel fondu.

Composés[modifier | modifier le code]

chlorures - hypochlorites - chlorites - chlorates - perchlorates

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes du chlore.

Le chlore possède 24 isotopes connus de nombre de masse variant entre 28 et 51, ainsi que deux isomères, 34mCl et 38mCl.
Parmi eux, les deux principaux sont les isotopes stables 35Cl (75,78 %) et 37Cl (24,22 %), présents en proportion relative 37,89:12,11, respectivement, permettant d'attribuer au chlore une masse atomique standard de 35,453(2) u.

En analyse biologique[modifier | modifier le code]

Le taux sanguin de chlore est appelé chlorémie.
Dans le sang d'un adulte de poids moyen à jeun, il doit être compris entre 98 et 107 mEq/L.

Effets sur la santé[modifier | modifier le code]

Des études récentes montrent une influence de la chloration des piscines sur le risque d'asthme et de rhinites allergiques[12], soit à cause du chlore, soit aussi à cause des produits secondaires ou sous-produits que son usage génère[13],[14], qui peuvent aussi en cas d'exposition chroniques affecter le personnel travaillant dans les piscines (trihalométhanes [15] ou autres[16]) qui peuvent être toxiques ou génotoxiques[17].

Le chlore irrite le système respiratoire, spécialement chez les enfants et les personnes âgées. Une forte exposition au chlore peut entraîner un asthme induit ou syndrome de Brooks. Cet asthme serait prédisposé par l'exposition chronique à l'air des piscines intérieures qui s'accompagne d'une destruction des cellules de Clara (cellules protectrices situées dans les poumons)[18].

Dans son état gazeux, il irrite les membranes des muqueuses et dans son état liquide, il brûle la peau. Il suffit de 3,5 ppm pour distinguer son odeur, mais ce gaz est mortel à partir de 1 000 ppm pour une bouffée d'environ une minute.

L'exposition à ce gaz ne devrait donc pas excéder 0,5 ppm (valeur d'exposition moyenne pondérée sur 8 heures, 40 heures par semaine).

Sur les sites industriels la détection du chlore est primordiale pour la sécurité des personnes, ainsi des détecteurs sont mis en place. L'INERIS a réalisé une étude indépendante sur 5 détecteurs de chlore à la demande de l'EXERA.

Son utilisation pour la désinfection de l'eau potable ou des piscines génère des sous-produits dangereux, dont certains gazeux comme les chloramines, particulièrement au contact de la sueur et l'urine[19]. Certains sont toxiques, d'autres peuvent entraîner des défauts de naissance, d'autres encore sont génotoxiques, et enfin certains sont des cancérogènes connus[20],[21].

Voir aussi[modifier | modifier le code]

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Articles connexes[modifier | modifier le code]

Sources d'informations et liens externes[modifier | modifier le code]

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  3. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  4. Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie, Cours, QCM et applications, Dunod,‎ 8 juillet 2004, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355)
  5. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC,‎ 2006, 87e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202
  6. Podewils, L. J., Zanardi Blevins, L., Hagenbuch, M., Itani, D., Burns, A., Otto, C., ... & Widdowson, M. (2007). Outbreak of norovirus illness associated with a swimming pool. Epidemiology and infection, 135(05), 827-833. (résumé
  7. Goeres, D. M., Palys, T., Sandel, B. B., & Geiger, J. (2004). Evaluation of disinfectant efficacy against biofilm and suspended bacteria in a laboratory swimming pool model. Water research, 38(13), 3103-3109.
  8. Merck Index of Chemicals and Drugs, 9th ed.
  9. Lange's Handbook of Chemistry, 10th ed
  10. (en) « WebElements.com – Chlorine », Mark Winter [The University of Sheffield and WebElements Ltd, UK] (consulté le 2007-03-17)
  11. Zwiener, C., Richardson, S. D., De Marini, D. M., Grummt, T., Glauner, T., & Frimmel, F. H. (2007) Drowning in disinfection byproducts? Assessing swimming pool water. Environmental science & technology, 41(2), 363-372.
  12. Bernard A et Al., Risques d’asthme et d'allergies associés à la fréquentation des piscines désinfectées au chlore, 2006 [[« http://www.md.ucl.ac.be/loumed/V126,%202007/V126,%202007/Decembre/Bernard%20A%20et%20al-pS212-216.pdf » (ArchiveWikiwixArchive.isGoogleQue faire ?). Consulté le 2013-03-26 lire en ligne]]
  13. Cantu, R., Evans, O., Kawahara, F. K., Wymer, L. J., & Dufour, A. P. (2001). HPLC determination of cyanuric acid in swimming pool waters using phenyl and confirmatory porous graphitic carbon columns. Analytical chemistry, 73(14), 3358-3364 (http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ac001412t résumé]).
  14. Canelli, E. (1974). Chemical, bacteriological, and toxicological properties of cyanuric acid and chlorinated isocyanurates as applied to swimming pool disinfection: a review. American journal of public health, 64(2), 155-162.
  15. Caro, J., & Gallego, M. (2007). Assessment of exposure of workers and swimmers to trihalomethanes in an indoor swimming pool. Environmental science & technology, 41(13), 4793-4798 (résumé).
  16. Sakkas, V. A., Giokas, D. L., Lambropoulou, D. A., & Albanis, T. A. (2003). Aqueous photolysis of the sunscreen agent octyl-dimethyl-< i> p-aminobenzoic acid: Formation of disinfection byproducts in chlorinated swimming pool water. Journal of Chromatography A, 1016(2), 211-222 (résumé).
  17. Richardson, S. D., DeMarini, D. M., Kogevinas, M., Fernandez, P., Marco, E., Lourencetti, C., ... & Villanueva, C. M. (2010). What’s in the pool? A comprehensive identification of disinfection by-products and assessment of mutagenicity of chlorinated and brominated swimming pool water EHP (Environmental Health Perspective ; PDF, 38 pages) Doi:10.1289/ehp.1001965, mis en ligne le 12 Sept. 2010.
  18. Selon le prof. Alfred Bernard de l'Université de Louvain-la-Neuve cité dans GHI, 15-16 septembre 2010, Chlore dangereux pour les poumons des bébés, p.23
  19. GHI, 15-16 septembre 2010, Chlore dangereux pour les poumons des bébés, p.23
  20. (en) Debra Levey Larson, « What's in your Water?: Disinfectants Create Toxic By-products », sur ACES News, College of Agricultural, Consumer and Environmental Sciences - University of Illinois at Urbana-Champaign,‎ 2009-03-31 (consulté le 2009-12-31)
  21. Richardson, D.; Plewa, J.; Wagner, D.; Schoeny, R.; Demarini, M. (Nov 2007). "Occurrence, genotoxicity, and carcinogenicity of regulated and emerging disinfection by-products in drinking water: a review and roadmap for research". Mutation research 636 (1-3): 178–242. PMID : 17980649
  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqn Uqu Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq Uhp Uhh Uhs Uho
   
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto  


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz rares
Métaux alcalins  Métaux alcalino-terreux  Métaux de transition Métaux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides Éléments non classés