بحث حول Le chlore
Introduction :
Le
premier chimiste à avoir isolé le dichlore est réputé être le Suédois Carl
Wilhelm Scheele, 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, reconnut que c'était un corps simple, et lui
donna son nom actuel de chlore.
Le
nom de chlore vient du grec chloros qui signifie « vert pâle », en référence à
la couleur de l'élément chimique pur.
Définition :
Le
chlore est l'élément chimique de numéro atomique 17, de symbole Cl. C'est le
plus commun des halogènes.
Le
chlore 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.[1]
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. C'est sous le nom de chlore que le dichlore est en effet
répertorié pour le transport des matières dangereuses par exemple.
Certains
virus, certaines bactéries ou les biofilms peuvent développer une certaine
résistance au chlore. Ce phénomène est d'intérêt épidémiologique et
écoépidémiologique.[2]
Historique
Le
mot chlore vient du grec khlôros signifiant « vert pâle ».
Le
dichlore est découvert en 1774 par le chimiste Carl Wilhelm Scheele en versant
quelques gouttes d'acide chlorhydrique sur du dioxyde de manganèse. Scheele
pense à tort qu'il contient de l'oxygène. C'est en 1810 que Humphry Davy lui
attribue 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 est utilisé en prépondérance
pour la désinfection des eaux de centres de remise en forme et de piscines
publiques et privées. Le chlore est quelquefois associé à d'autres produits
algicides, 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, remplaçant la
thymine du code génétique d'une bactérie et formant un AXN.[3]
Sources :
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.
En
laboratoire, le chlore peut s'obtenir en chauffant un mélange de solution
d'acide chlorhydrique et de dioxyde de manganèse.[4]
Chimie
Du Chlore :
Quand
le Cl2 se dissout dans l’eau il est rapidement hydrolysé et il produit l’acide
hypochloreux et l’acide chlorhydrique.[5]
Dans
le cas des hypochlorites, il se produit une dissociation des deux sels d’accord
avec les équations suivantes :
Utilisations
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[6];
·
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 le chlore comme oxydant et en substitution de l'hydrogène, parce que
cette substitution confère souvent des propriétés intéressantes aux composés
organiques, par exemple au néoprène (un caoutchouc synthétique résistant aux
hydrocarbures).[7]
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 d'une surface ou la
détermination d'un taux d'érosion.
Le
Chlore Et Ses Dérives :
L’utilisation
du chlore comme agent désinfectant commence au début du siècle XX, en
complétant ainsi le procès de filtration, qui était déjà largement utilisé. Les
produits de la famille du chlore les plus habituels dans la désinfection de l’eau
sont: le chlore gazeux, l’hypochlorite de sodium, l’hypochlorite de calcium.[8]
Le
chlore (Cl2) est un gaz toxique, plus dense que l’air, d’une couleur verte jaunâtre.
Il s’agit d’un produit très oxydant qui réagit avec beaucoup de composés. En
présence d’humidité il devient extrêmement corrosif, et c’est pour ceci que les
conduits et les matériels qui sont en contact avec le chlore doivent être fabriqués
en alliages spéciaux. Le vapeur de chlore est irritant par inhalation, et il
peut causer des graves blessures dans le cas d’une exposition à des
concentrations élevées. Par conséquent, le chlore doit être utilisé par du personnel
qualifié et il faut des systèmes de contrôle et d’alarme très efficaces. Pour
ceci, il est préférable utiliser des hypochlorites en solution ou en forme solide.
L’hypochlorite
de sodium (NaClO) en solution est un désinfectant utilisé depuis le siècle
XVIII, et populairement connu comme eau de Javel. Dans l’industrie, ceci est
obtenu par réaction du chlore gazeux avec une solution d’hydroxyde de sodium.
Après la réaction on obtient des solutions aqueuses de couleur jaune verdâtre,
qui ont une concentration donnée de chlore actif par litre. Il est commercialisé
en dissolutions de concentrations entre 3 et 15% en poids.[9]
L’hypochlorite
de sodium est un oxydant très puissant et instable, à tel point que une
solution de 100 grammes de chlore actif par litre, après avoir été emmagasinée
pendant trois mois, peut en contenir 90 grammes ou moins.
L’hypochlorite
de calcium (Ca(ClO)2) est un solide blanc avec un contenu entre 20 et 70% de
chlore actif. Il est très corrosif et il peut s’enflammer en contact avec
certains matériaux acides. Cependant, il présente deux avantages par rapport à
l’hypochlorite de sodium: un contenu en chlore plus élevé et une plus grande
stabilité. Pour son utilisation on le dilue dans l’eau pour en obtenir une solution
avec une concentration plus maniable, par exemple 2%.[10]
Conclusion
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).
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).
[1] Chimie, terminale S
obligatoire, programme 2002, Nathan, coll. «
Sirius », 2008, 351 p.
[2] Darla M. Goeres, T. Palys, B. B. Sandel et J. Geiger, « Evaluation of
disinfectant efficacy against biofilm and suspended bacteria in a laboratory
swimming pool model », Water research, vol. 38, no 13, juillet 2004, p. 3103-3109
[3] Christian Zwiener, Susan D. Richardson, David M. De Marini, Tamara
Grummt, Thomas Glauner et Fritz H. Frimmel, « Drowning in Disinfection
Byproducts? Assessing Swimming Pool Water », Environmental Science &
Technology, vol. 41, no 2, 17 novembre 2006, p. 363-372
[4] Alfred Bernard,
Catherine Voisin et Marc Nickmilder, « Risques d’asthme et d’allergie associés
à la fréquentation des piscines désinfectées au chlore », Louvain médical, vol.
126, no 10, janvier 2007, p. 212-216
[5] Paul Arnaud, Brigitte
Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie organique 1er cycle/Licence,
PCEM, Pharmacie, Cours, QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, 710 p.,
[6] Edmondo Canelli, « Chemical, Bacteriological, and Toxicological
Properties of Cyanuric Acid and Chlorinated Isocyanurates as Applied to
Swimming Pool Disinfection : A Review », American Journal of Public Health,
vol. 64, no 2,
février 1974, p. 155-162
[7] David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87e
éd. (ISBN
0849304873), p. 10-202
[8] 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.
[9] Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers'
Handbook, États-Unis, McGraw-Hill, 1997, 7e éd., p 2-5.
[10] W. M Haynes, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2010-2011, 91e
éd., p 14.
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