Chlor

Cl, ein chemisches Element der Gruppe VII des Periodensystems von Mendelejew. Ordnungszahl, 17; Atomgewicht, 35.453. Ein Mitglied der Halogenfamilie.

Unter normalen Bedingungen (0 ° C und 0,1 Meganewton / m2 oder 1 kg / cm2) ist Chlor ein gelblich-grünes Gas mit einem stechenden, irritierenden Geruch. Es kommt natürlich in Form von zwei stabilen Isotopen vor: 35Cl (75,77 Prozent) und 37Cl (24,23 Prozent). Eine Reihe radioaktiver Chlorisotope wurde künstlich erhalten, mit Massenzahlen 32, 33, 34, 36, 38, 39, und 40, die eine Halbwertszeit von 0,31 sec, 2,5 sec, 1,56 sec, 3,1 × 105 min, 37,3 min, 55,5 min und 1,4 min haben. 36Cl und 38Cl werden als Isotopen-Tracer verwendet.

Geschichte. Chlor wurde erstmals 1774 von K. Scheele durch Reaktion von Salzsäure mit Pyrolusit (Mangandioxid) erhalten. Erst 1810 etablierte H. Davy es als Element und nannte es Chlor (aus dem griechischen Chloros, “gelbgrün”). 1813 wurde J. L. Gay-Lussac schlug den französischen Namen chlore für dieses Element vor, von dem der russische Name khlor abgeleitet ist.

Verbreitung in der Natur. Chlor kommt in der Natur nur als Bestandteil von Verbindungen vor. Der durchschnittliche Gehalt an Chlor in der Erdkruste (Clarke) beträgt 1,7 × 10-2 Gewichtsprozent. Der durchschnittliche Gehalt in sauren magmatischen Gesteinen wie Granit beträgt 2,4 × l0-2 und in basischen und ultrabasischen Gesteinen 5 × 10-3. Die Wassermigration spielt eine wichtige Rolle in der Geschichte des Chlors in der Erdkruste. In Form des Cl–Ions ist Chlor Bestandteil der Ozeane der Erde (1.93 Prozent), unterirdischen Solen und Salzseen. Es gibt 97 Chlormineralien, hauptsächlich natürliche Chloride, von denen das wichtigste Halit, NaCl (siehe und STEINSALZ) ist. Es sind zahlreiche ausgedehnte Vorkommen von Kalium- und Magnesiumchloriden und Mischchloriden bekannt: Sylvit, KCl, Sylvinit, (Na,K) Cl, Carnallit, KCl · MgCl2 · 6H2O, Kainit, KCl · MgSO4 · 3H2O und Bischofit MgCl2 · 6H2O. Die Migration von in vulkanischen Gasen enthaltenem HCl in die oberen Teile der Erdkruste war für die Erdgeschichte von großer Bedeutung.

Physikalische und chemische Eigenschaften. Der Siedepunkt von Chlor beträgt -34,05 ° C und der Schmelzpunkt -101 ° C. Die Dichte von Chlorgas beträgt unter normalen Bedingungen 3,214 g / Liter (g / l), während die Dichte des gesättigten Dampfes bei 0 ° C 12,21 g / l beträgt. Die Dichte von flüssigem Chlor an seinem Siedepunkt beträgt 1,557 g / cm3, während die Dichte von festem Chlor bei -102 ° C 1,9 g / cm2 beträgt. Der Druck von gesättigtem Chlordampf beträgt 0,369 Meganewton / m2 (MN / m2) oder 3,69 Kilogrammkraft (kgf / cm2) bei 0 ° C, 0,772 MN / m2 (7,72 kgf / cm2) bei 25 ° C und 3,814 MN / m2 (38,14 kgf / cm2) bei 100 ° C. Die Schmelzwärme beträgt 90,3 Kilojoule / kg (kJ / kg) oder 21,5 cal / g, während die Verdampfungswärme 288 kJ / kg (68,8 cal / g) beträgt. Die Wärmekapazität von Chlorgas bei konstantem Druck beträgt 0,48 kJ / (kg · ° K) oder 0,11 cal / (g · ° C). Die kritischen Konstanten von Chlor sind wie folgt: kritische Temperatur, 144 ° C; kritischer Druck, 7,72 MN / m2 (77,2 kgf / cm2); kritische Dichte, 573 g / l; und kritisches Volumen, 1,745 × 10–3l / g. Die Löslichkeit von Chlor bei einem Partialdruck von 0,1 MN / m2 (1 kgf / cm2) in Wasser beträgt 14,8 g / l bei 0 ° C, 5,8 g / l bei 30 ° C und 2.8 g / l bei 70 ° C, während in einer 300 g / l NaCl-Lösung seine Löslichkeit 1,42 g / l bei 30 ° C und 0,64 g / l bei 70 ° C beträgt.

Unter 9,6 ° C In wässrigen Lösungen bilden sich Chlorhydrate mit variabler Zusammensetzung Cl2 · nH2O (wobei n im Bereich von 6 bis 8 liegt), die in Form gelber Kristalle des isometrischen Systems vorliegen, die sich mit zunehmender Temperatur in Chlor und Wasser zersetzen. Chlor ist in TiCl4, SiCl4, SnCl4 und einigen organischen Lösungsmitteln, insbesondere Hexan, C6H14 und Tetrachlorkohlenstoff, CCl4, leicht löslich. Das Chlormolekül ist zweiatomig (Cl2). Der Grad der thermischen Dissoziation von Cl2 + 243 kJ ⇄ 2Cl beträgt 2,07 × 10-4 Prozent bei 1000 ° K und 0,909 Prozent bei 2500 ° K.

Die äußere Elektronenkonfiguration des Chloratoms beträgt 3s23p5. Folglich kann Chlor in seinen Verbindungen Oxidationsstufen von -1, +1, +3, +4, +5, +6, und +7. Der kovalente Radius des Chloratoms beträgt 0,99 Å, während der Ionenradius von Cl- 1,82 Å beträgt. Die Elektronenaffinität des Chloratoms beträgt 3,65 eV, während die Ionisationsenergie 12,97 eV beträgt.

Chemisch ist Chlor sehr reaktiv und verbindet sich direkt mit fast allen Metallen (mit einigen Metallen reagiert es nur in Gegenwart von Feuchtigkeit oder beim Erhitzen) und mit Nichtmetallen (außer Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und den Inertgasen) und bildet die entsprechenden Chloride. Es reagiert mit vielen Verbindungen, ersetzt Wasserstoff in gesättigten Kohlenwasserstoffen und verbindet sich mit ungesättigten Verbindungen. Chlor ersetzt Brom und Jod aus ihren Verbindungen durch Wasserstoff und Metalle und wird selbst durch Fluor aus seinen Verbindungen mit diesen Elementen ersetzt.

In Gegenwart winziger Mengen Feuchtigkeit reagieren Alkalimetalle mit Chlor durch Verbrennung. Die meisten Metalle reagieren erst beim Erhitzen mit trockenem Chlor. Stahl sowie einige Metalle sind in Gegenwart von trockenem Chlor bei moderaten Temperaturen stabil und werden daher für den Bau von Geräten mit trockenem Chlor und Tanks zur Lagerung von trockenem Chlor verwendet. Phosphor entzündet sich in Chlor und bildet PCl3 und bei weiterer Chlorierung PCl5. Schwefel reagiert mit Chlor zu S2CL2, SCl2 und anderen Verbindungen mit der allgemeinen Formel SnClm. Arsen, Antimon, Wismut, Strontium und Tellur reagieren heftig mit Chlor.

Eine Mischung aus Chlor und Wasserstoff verbrennt mit einer farblosen oder gelblich grünen Flamme und erzeugt durch eine Kettenreaktion Chlorwasserstoff. Die maximale Temperatur einer Wasserstoff-Chlor-Flamme beträgt 2200 ° C. Mischungen aus Chlor und Wasserstoff, die 5,8 bis 88,5 Prozent Wasserstoff enthalten, sind explosiv.

Chlor bildet mit Sauerstoff die Oxide Cl2O, ClO2, O2O6, Cl2O7 und Cl2O8 sowie Hypochlorite (Salze der hypochlorigen Säure), Chlorite, Chlorate und Perchlorate. Alle Sauerstoffverbindungen von Chlorperchloraten. Alle Sauerstoffverbindungen des Chlors bilden mit leicht oxidierbaren Verbindungen explosive Gemische. Chloroxide haben eine geringe Stabilität und können spontan explodieren. Hypochlorite zersetzen sich bei Lagerung langsam, während Chlorate und Perchlorate unter Einwirkung von Initiatoren explodieren können.

Chlor hydrolysiert in Wasser unter Bildung von Hypochlor- und Salzsäuren: Cl2 + H2O ⇆ HClO + HCl. Hypochlorite und Chloride entstehen bei der Chlorierung von kalten alkalischen wässrigen Lösungen: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2. Beim Erhitzen entstehen Chlorate. Chlorkalk wird durch Chlorierung von trockenem Calciumhydroxid gebildet (siehe).

Stickstofftrichlorid entsteht bei der Reaktion zwischen Ammoniak und Chlor. Bei der Chlorierung organischer Verbindungen ersetzt Chlor entweder Wasserstoff, beispielsweise R-H + Cl2 = RCl + HCl, oder bindet beispielsweise über Mehrfachbindungen,

bildung verschiedener chlorhaltiger organischer Verbindungen (organische Chloride).

Chlor bildet mit anderen Halogenen Interhalogenverbindungen. Die Fluoride ClF, ClF3 und ClF5 sind sehr reaktiv; zum Beispiel ingnites Glaswolle spontan in Gegenwart von ClF3. Verbindungen von Chlor mit Sauerstoff und Fluor umfassen Chloroxyfluoride wie ClO3F, ClO2F3, ClOF und ClOF3 und Fluorperchlorat, FClO4.

Produktion. Die industrielle Produktion von Chlor wurde 1785 auf der Grundlage der Reaktion zwischen Salzsäure und Mangandioxid oder Pyrolusit begonnen. 1867 entwickelte der britische Chemiker H. Deacon ein Verfahren zur Herstellung von Chlor durch Oxidation von HCl unter Verwendung von Luftsauerstoff in Gegenwart eines Katalysators. Um die Wende des 20.Jahrhunderts wurde Chlor durch Elektrolyse von wässrigen Lösungen der Chloride von Alkalimetallen hergestellt. Ungefähr 90-95 Prozent der Weltproduktion des Chlors wurde durch diese Methoden in den 1970er Jahren erhalten. Kleine Mengen Chlor werden als Nebenprodukt in der Produktion des Magnesiums, des Kalziums, des Natriums und des Lithiums durch die Elektrolyse von flüssigen Chlorverbindungen erhalten. Im Jahr 1975 betrug die weltweite Chlorproduktion etwa 25 Millionen Tonnen.

Die beiden Hauptmethoden für die Elektrolyse wässriger Lösungen von NaCl sind die Elektrolyse in einer Membranzelle mit einer Festkathode und die Elektrolyse in einer Quecksilberkathodenzelle. Bei beiden Verfahren wird Chlorgas an der Graphitanode oder Titanoxid-Rutheniumoxid-Anode freigesetzt. Bei der ersten Methode wird Wasserstoff an der Kathode freigesetzt und eine Lösung von NaOH und NaCl gebildet, aus der durch anschließende Behandlung handelsübliche Natronlauge gewonnen wird. Bei der zweiten Methode wird Natriumamalgam an der Kathode gebildet. Bei der Zersetzung von Natriumamalgam durch reines Wasser in einer separaten Apparatur entstehen eine NaOH-Lösung, Wasserstoff und reines Quecksilber. Das gebildete reine Quecksilber wird in der Produktion wiederverwendet. Beide Methoden ergeben 1,125 Tonnen NaOH pro Tonne produziertes Chlor.

Die Elektrolyse in einer Membranzelle ist ein kostengünstigeres Verfahren und liefert billigeres NaOH. Das Quecksilberkathodenverfahren erlaubt die Herstellung von sehr reiner NaOH, obwohl Quecksilberverluste bei der Herstellung die Umwelt belasten. Im Jahr 1970, 62.2 Prozent der weltweiten Chlorproduktion erfolgte nach der Quecksilberkathodenmethode, während die Methode mit der Membranzelle 33,6 Prozent und andere Methoden 4,2 Prozent ausmachten. Ab 1970 wurde die Elektrolyse mit einer Festkathode und einer Ionenaustauschermembran verwendet, eine Methode, die die Herstellung von reiner NaOH ohne Quecksilber ermöglichte.

Verwendet. Die Chlorproduktion ist einer der führenden Zweige der chemischen Industrie. Der größte Teil des produzierten Chlors wird am Produktionsstandort in chlorhaltige Verbindungen umgewandelt. Chlor wird in flüssiger Form in Tanks, Zylindern, Eisenbahnkesselwagen oder speziell ausgerüsteten Schiffen gelagert und transportiert. Der folgende Chlorverbrauch ist charakteristisch für Industrieländer: 60-75 Prozent werden zur Herstellung chlorhaltiger organischer Verbindungen, 10-20 Prozent zur Herstellung chlorhaltiger anorganischer Verbindungen, 5-15 Prozent zum Bleichen von Zellstoff und Geweben und 2-6 Prozent für sanitäre Zwecke und Wasserchlorierung verwendet.

Chlor wird auch zur Chlorierung einiger Erze verwendet, um Titan, Niob und Zirkonium zu extrahieren.

Verschiedene chlorhaltige organische und anorganische Verbindungen werden in separaten Artikeln diskutiert (siehe Index).

Chlor in Organismen. Chlor ist ein biogenes Element und Bestandteil von pflanzlichen und tierischen Geweben. Der Chlorgehalt in Pflanzen reicht von Tausendstel 1 Prozent bis zu mehreren Prozent (Halophyten enthalten große Mengen Chlor), während der Chlorgehalt in Tieren von Hundertstel bis Zehntel 1 Prozent reicht. Der tägliche Chlorbedarf eines erwachsenen Menschen beträgt 2-4 g und wird einfach durch Nahrungsaufnahme gedeckt. In Lebensmitteln ist Chlor normalerweise im Überschuss in Form von Natriumchlorid und Kaliumchlorid vorhanden. Brot, Fleisch und Milchprodukte sind besonders reich an Chlor.

In tierischen Organismen ist Chlor eine wichtige osmotisch aktive Substanz von Blutplasma, Lymphe, Rückenmarksflüssigkeit und einigen Geweben. Es ist wichtig für den Wasser-Salz-Stoffwechsel und erleichtert die Wasserretention durch Gewebe. Die Regulierung des Säure-Basen-Gleichgewichts in Geweben wird neben anderen Prozessen durch eine Änderung der Chlorverteilung zwischen Blut und anderen Geweben erreicht.

In Pflanzen ist Chlor am Energieaustausch beteiligt und aktiviert sowohl die oxidative Phosphorylierung als auch die Photophosphorylierung. Es beeinflusst auch die Absorption von Sauerstoff durch Wurzeln und ist notwendig für die Bildung von Sauerstoff in der Photosynthese durch isolierte Chloroplasten. Chlor ist nicht in der Zusammensetzung der meisten Nährmedien für den künstlichen Pflanzenanbau enthalten. Es ist möglich, dass sehr niedrige Chlorkonzentrationen für die Entwicklung von Pflanzen ausreichen.

Vergiftung. Chlorvergiftungen sind in der Chemie-, Papier-, Textil- und Pharmaindustrie möglich. Chlor reizt die Schleimhäute der Augen und der Atemwege. Sekundärinfektionen folgen normalerweise den primären entzündlichen Veränderungen. Akute Vergiftung entwickelt sich fast sofort. Zu den Symptomen, die beim Einatmen mittlerer und niedriger Chlorkonzentrationen festgestellt werden, gehören Anspannung und Schmerzen in der Brust, trockener Husten, schnelles Atmen, Brennen in den Augen und Tränen, erhöhter Gehalt an Leukozyten im Blut und erhöhte Körpertemperatur. Bronchialpneumonie, toxisches Lungenödem, Depression und Krämpfe sind möglich. In leichten Fällen erfolgt die Erholung nach drei bis sieben Tagen. Katarrh der oberen Atemwege und wiederkehrende Bronchitis und Pneumosklerose sind Langzeitfolgen; Die Aktivierung der Lungentuberkulose ist ebenfalls möglich. Bei längerer Atmung niedriger Chlorkonzentrationen werden ähnliche, aber sich langsam entwickelnde Störungen beobachtet.

Sicherheitsmaßnahmen zur Vermeidung von Chlorvergiftungen umfassen die hermetische Abdichtung von Produktionsanlagen, eine gute Belüftung und gegebenenfalls die Verwendung von Gasmasken. Die maximal zulässige Konzentration von Chlor in der Luft an Produktionsstandorten beträgt 1 mg/m3. Die Produktion von Chlor, Chlorkalk und anderen chlorhaltigen Verbindungen wird als potenziell schädlich angesehen, und folglich schränkt das sowjetische Gesetz den Einsatz von Frauen- und Jugendarbeit ein.