Cloro (Cl2)

Il cloro è il secondo alogeno, essendo un non metallo del gruppo 17 della tavola periodica. Le sue proprietà sono quindi simili a quelle del fluoro, del bromo e dello iodio, e sono ampiamente intermedie tra quelle dei primi due. Il cloro ha la configurazione elettronica [Ne]3s23p5, con i sette elettroni nel terzo e più esterno strato atomico che fungono da elettroni di valenza. Come tutti gli alogeni, è quindi a un elettrone di distanza da un ottetto completo, ed è quindi un forte agente ossidante, che reagisce con molti elementi per completare il suo strato atomico esterno. Corrispondentemente alle tendenze periodiche, ha un'elettronegatività intermedia tra fluoro e bromo (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), ed è meno reattivo del fluoro e più reattivo del bromo. È anche un agente ossidante più debole del fluoro, ma più forte del bromo. Al contrario, lo ione cloruro è un agente riducente più debole del bromuro, ma più forte del fluoruro. Ha un raggio atomico intermedio tra il fluoro e il bromo, e questo fa sì che molte delle sue proprietà atomiche continuino in modo simile la tendenza verso l'alto dallo iodio al bromo, come l'energia di prima ionizzazione, l'affinità elettronica, l'entalpia di dissociazione della molecola X2 (X = Cl, Br, I), il raggio ionico e la lunghezza del legame X–X. (Il fluoro è anomalo a causa delle sue piccole dimensioni.)
Tutti e quattro gli alogeni stabili subiscono forze di attrazione intermolecolari di van der Waals, e la loro intensità aumenta con il numero di elettroni tra tutte le molecole di alogeno biatomico omonucleare. Pertanto, i punti di fusione e di ebollizione del cloro sono intermedi tra quelli del fluoro e del bromo: il cloro fonde a -101,0 °C e bolle a -34,0 °C. A causa dell'aumento del peso molecolare degli alogeni lungo il gruppo, la densità e i calori di fusione e vaporizzazione del cloro sono di nuovo intermedi tra quelli del bromo e del fluoro, sebbene tutti i loro calori di vaporizzazione siano piuttosto bassi (il che porta a un'elevata volatilità) grazie alla loro struttura molecolare biatomica.[38] Gli alogeni diventano più scuri man mano che si scende nel gruppo: quindi, mentre il fluoro è un gas giallo pallido, il cloro è distintamente giallo-verde. Questa tendenza si verifica perché le lunghezze d'onda della luce visibile assorbite dagli alogeni aumentano scendendo nel gruppo. Nello specifico, il colore di un alogeno, come il cloro, deriva dalla transizione elettronica tra l'orbitale molecolare antilegante πg più occupato e l'orbitale molecolare antilegante σu più vuoto. Il colore sbiadisce a basse temperature, per cui il cloro solido a -195 °C è quasi incolore.

Come il bromo e lo iodio solidi, il cloro solido cristallizza nel sistema cristallino ortorombico, in un reticolo stratificato di molecole di Cl2. La distanza Cl–Cl è di 198 pm (vicina alla distanza Cl–Cl gassosa di 199 pm) e la distanza Cl···Cl tra le molecole è di 332 pm all'interno di uno strato e di 382 pm tra gli strati (si confronti il ​​raggio di van der Waals del cloro, 180 pm). Questa struttura implica che il cloro sia un pessimo conduttore di elettricità, e in effetti la sua conduttività è così bassa da essere praticamente non misurabile.

Il cloro è un gas ossidante, tossico, non infiammabile, di colore giallo-verdastro, con un odore pungente e soffocante, irritante per le mucose. Viene trasportato come gas liquefatto alla sua stessa pressione di vapore.

Applicazioni

Nella fabbricazione di semiconduttori: incisione al plasma di strati di alluminio e altri metalli.

Nella clorazione di vari prodotti chimici organici.