chlor

Cl, et kemisk element i gruppe VII i Mendeleevs periodiske system. Atomnummer, 17; atomvægt, 35.453. Et medlem af halogenfamilien.

under normale forhold (0 liter C og 0,1 meganevton/m2 eller 1 kg kraft/cm2) er klor en gullig grøn gas med en skarp, irriterende lugt. Det forekommer naturligt i form af to stabile isotoper: 35cl (75,77 procent) og 37cl (24,23 procent). Et antal radioaktive klorisotoper er opnået kunstigt, med massetal 32, 33, 34, 36, 38, 39, og 40, som har en halveringstid på 0,31 sek, 2,5 sek, 1,56 sek, 3,1 liter 105 år, 37,3 min, 55,5 min og 1,4 min. 36cl og 38Cl anvendes som isotopiske røbestoffer.

historie. Klor blev først opnået i 1774 af K. Scheele ved reaktionen af saltsyre med pyrolusit. Det var dog først i 1810, at H. Davy etablerede det som et element og kaldte det klor (fra græsk chlor, “Gullig grøn”). I 1813 Blev J. L. Gay-Lussac foreslog det franske navn chlore for dette element, hvorfra det russiske navn khlor er afledt.

fordeling i naturen. Klor findes kun i naturen som en bestanddel af forbindelser. Det gennemsnitlige indhold af klor i jordskorpen (clarke) er 1,7 liter 10-2 vægtprocent. Det gennemsnitlige indhold i sure vulkanske klipper, såsom granitter, er 2,4 liter l0–2, og i basale og ultrabasiske klipper, 5 liter 10-3. Vandvandring spiller en vigtig rolle i klorens historie i jordskorpen. I form af Cl– ion er chlor en bestanddel af Jordens oceaner (1.93 procent), underjordiske saltvand og saltsøer. Der er 97 klormineraler, primært naturlige chlorider, hvoraf den vigtigste er Halit, NaCl (se og rocksalt). Talrige omfattende forekomster af kalium-og magnesiumchlorider og blandede chlorider er kendt: sylvite, KCl, sylvinit, (Na,K)Cl, carnallit, KCl · MgCl2 · 6H2-liter, kainit, KCl · MgSO4 · 3H2O og bischofit MgCl2 · 6H2O. migrationen af HCl indeholdt i vulkanske gasser i de øvre dele af jordskorpen var af stor betydning i jordens geologiske historie.

fysiske og kemiske egenskaber. Kogepunktet for chlor er -34,05 liter C, og smeltepunktet -101 liter C. Tætheden af chlorgas ved normale forhold er 3,214 g/liter (g/l), mens densiteten af den mættede damp ved 0 liter C er 12,21 g/l. tætheden af flydende chlor ved kogepunktet er 1,557 g/cm3, mens densiteten af fast chlor ved -102 liter C er 1,9 g/cm2. Trykket af mættet klordamp er 0,369 meganevton/m2 (MN/m2) eller 3,69 kg kraft (kgf/cm2) ved 0″C, 0,772 MN/m2 (7,72 kgf/cm2) ved 25 liter C og 3,814 MN/m2 (38,14 kgf / cm2) ved 100 liter C. Fusionsvarmen er 90,3 kilojoule/kg (kJ/kg) eller 21,5 cal/g, mens fordampningsvarmen er 288 kJ/kg (68,8 cal / g). Varmekapaciteten af klorgas ved konstant tryk er 0,48 kJ/(kg · liter K) eller 0,11 cal / (g · liter C). De kritiske konstanter af chlor er som følger: kritisk temperatur, 144 liter C; kritisk tryk, 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2); kritisk densitet, 573 g/l; og kritisk volumen, 1,745 liter 10–3 liter/g. opløseligheden af chlor ved et partialtryk på 0,1 MN/m2 (1 kgf/cm2) i vand er 14,8 g/l ved 0 liter C, 5,8 g/l ved 30 liter C og 2.8 g/l ved 70 liter C, mens dens opløselighed i en 300 g/l NaCl-opløsning er 1,42 g/l ved 30 liter C og 0,64 g / l ved 70 liter C.

under 9,6 liter C i vandige opløsninger dannes hydrater af chlor med variabel sammensætning Cl2 · nH2O (hvor n varierer fra 6 til 8), som er i form af gule krystaller af det isometriske system, der nedbrydes med stigende temperatur til chlor og vand. Klor er letopløseligt i Ticl4, SiCl4, SnCl4 og nogle organiske opløsningsmidler, især geksan, C6H14 og tetrachlormethan, CCl4. Klormolekylet er diatomisk (Cl2). Graden af termisk dissociation af Cl2 + 243 kj liter 2CL er 2,07 liter 10-4 procent ved 1000 liter K og 0,909 procent ved 2500 liter K.

den ydre elektronkonfiguration af chloratomet er 3s23p5. Derfor kan chlor i sine forbindelser have iltningstilstande af -1, +1, +3, +4, +5, +6, og + 7. Den kovalente radius af chloratomet er 0,99 liter, mens den ioniske radius af Cl-er 1,82 liter. Elektronaffiniteten af chloratomet er 3,65 eV, mens ioniseringsenergien er 12,97 eV.

kemisk er chlor meget reaktivt og kombineres direkte med næsten alle metaller (med nogle metaller reagerer det kun i nærvær af fugt eller ved opvarmning) og med ikke-metaller (undtagen kulstof, nitrogen, ilt og de inerte gasser) og danner de tilsvarende chlorider. Det reagerer med mange forbindelser, erstatter hydrogen i mættede carbonhydrider og kombinerer med umættede forbindelser. Klor erstatter brom og jod fra deres forbindelser med hydrogen og metaller og erstattes selv af fluor fra dets forbindelser med disse elementer.

i nærvær af små mængder fugt reagerer alkalimetaller med klor ved forbrænding. De fleste metaller reagerer kun med tørt klor ved opvarmning. Stål, såvel som nogle metaller, er stabile i nærvær af tørt chlor ved moderate temperaturer og anvendes således til konstruktion af udstyr, der anvendes med tørt chlor og tanke til opbevaring af tørt chlor. Fosfor antændes i klor, danner PCl3, og ved yderligere chlorering, PCl5. Svovl reagerer med klor for at give S2Cl2, SCl2 og andre forbindelser med den generelle formel SnClm. Arsen, antimon, vismut, strontiumog tellur reagerer kraftigt med chlor.

en blanding af chlor og brint brænder med en farveløs eller gullig grøn flamme, der producerer hydrogenchlorid ved en kædereaktion. Den maksimale temperatur for en hydrogen-klorflamme er 2200 liter C. blandinger af chlor og hydrogen indeholdende 5,8 til 88,5 procent hydrogen er eksplosive.

med ilt danner chlor Cl2O, ClO2, O2O6, Cl2O7 og Cl2O8 samt hypochloritter (salte af hypochlorsyre), chloritter, chlorater og perchlorater. Alle iltforbindelser af chlorperchlorater. Alle iltforbindelserne af chlor danner eksplosive blandinger med let iltbare forbindelser. Kloroksider har lav stabilitet og kan eksplodere spontant. Hypochloritter ved opbevaring nedbrydes langsomt, mens chlorater og perchlorater kan eksplodere under initiatorernes virkning.

chlor hydrolyseres i vand og danner hypochlor-og saltsyrer: Cl2 + H2O-kur HClO + HCl. Hypochloritter og chlorider dannes ved chlorering af kolde alkaliske vandige opløsninger: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2. Chlorater dannes ved opvarmning. Chloreret kalk dannes ved chlorering af tørt calciumhydroksid (se).

Nitrogentrichlorid dannes i reaktionen mellem ammoniak og chlor. Ved chlorering af organiske forbindelser erstatter chlor enten hydrogen, for eksempel R-H + Cl2 = RCl + HCl eller fastgøres gennem flere bindinger, for eksempel,

danner forskellige chlorholdige organiske forbindelser (organiske chlorider).

med andre halogener danner chlor interhalogenforbindelser. Fluorider ClF, ClF3 og ClF5 er meget reaktive; for eksempel ingnitter glasuld spontant i nærvær af ClF3. Forbindelser af chlor med ilt og fluor omfatter chlor-iltfluorider, såsom ClO3F, ClO2F3, ClOF og ClOF3 og fluorperchlorat, FClO4.

produktion. Den industrielle produktion af klor blev påbegyndt i 1785 baseret på reaktionen mellem saltsyre og mangandiokseeller pyrolusit. I 1867 udviklede den britiske kemiker H. Deacon en metode til fremstilling af chlor ved iltning af HCI ved anvendelse af atmosfærisk ilt i nærvær af en katalysator. Ved begyndelsen af det 20.århundrede blev chlor produceret ved elektrolyse af vandige opløsninger af chlorider af alkalimetaller. 90-95 procent af verdensproduktionen af chlor blev opnået ved disse metoder i 1970 ‘ erne.små mængder chlor opnås som et biprodukt i produktionen af magnesium, calcium, natrium og lithium ved elektrolyse af smeltede chlorider. I 1975 var verdensproduktionen af klor omkring 25 millioner tons.

de to hovedmetoder til elektrolyse af vandige opløsninger af NaCl er elektrolyse i en membrancelle med en fast katode og elektrolyse i en kviksølvkatodecelle. I begge metoder frigøres klorgas ved grafitanoden eller titan-ruthenium-anoden. I den første metode frigøres hydrogen ved katoden, og der dannes en opløsning af NaOH og NaCl, hvorfra kommerciel kaustisk soda opnås ved efterfølgende behandling. I den anden metode dannes natriumamalgam ved katoden. En NaOH-opløsning, hydrogen og rent kviksølv dannes ved nedbrydning af natriumamalgam med rent vand i et separat apparat. Det dannede rene kviksølv genbruges i produktionen. Begge metoder giver 1.125 tons NaOH pr.

elektrolyse i en membrancelle er en billigere proces og giver billigere NaOH. Kviksølvkatodemetoden tillader produktion af meget ren NaOH, selvom kviksølvtab i løbet af produktionen forurener miljøet. I 1970, 62.2 procent af verdensproduktionen af klor var ved kviksølvkatodemetoden, mens metoden ved anvendelse af membrancellen tegnede sig for 33,6 procent og andre metoder for 4,2 procent. Begyndende i 1970 blev elektrolyse ved hjælp af en fast katode og en ionbyttermembran anvendt, en metode, der muliggjorde produktion af ren NaOH uden kviksølv.

anvendelser. Klorproduktion er en af de førende grene af den kemiske industri. Det meste af det producerede klor omdannes på produktionsstedet til klorholdige forbindelser. Klor opbevares og transporteres i flydende form i tanke, cylindre, jernbanetankbiler eller specielt udstyrede skibe. Følgende forbrug af klor er karakteristisk for industrilande: 60-75 procent anvendes til fremstilling af klorholdige organiske forbindelser, 10-20 procent til fremstilling af klorholdige uorganiske forbindelser, 5-15 procent til blegning af papirmasse og stoffer og 2-6 procent til sanitære formål og vandchlorering.

klor bruges også til chlorering af nogle malme for at ekstrahere titanium, niobium og sirkonium.

forskellige klorholdige organiske og uorganiske forbindelser diskuteres i separate artikler (Se indeks).

klor i organismer. Klor er et biogent element og en bestanddel af plante-og dyrevæv. Indholdet af klor i planter varierer fra tusindedele af 1 procent til flere procent (halofytter indeholder store mængder klor), mens klorindholdet i dyr varierer fra hundrededele til tiendedele af 1 procent. Det daglige klorbehov hos et voksen menneske er 2-4 g og opfyldes simpelthen ved indtagelse af mad. I fødevarer er chlor sædvanligvis til stede i overskud i form af natriumchlorid og kaliumchlorid. Brød, kød og mejeriprodukter er især rige på klor.

i dyreorganismer er chlor et vigtigt osmotisk aktivt stof i blodplasma, lymfe, spinalvæske og nogle væv. Det er vigtigt i vand-saltmetabolisme, hvilket letter opbevaring af vand ved væv. Reguleringen af syre-basebalancen i væv opnås ud over andre processer ved en ændring i klorfordelingen mellem blod og andre væv.

i planter deltager klor i energiudveksling, der aktiverer både iltning af phosphorylering og fotophosphorylering. Det påvirker også absorptionen af ilt ved rødder og er nødvendig for dannelsen af ilt i fotosyntese af isolerede kloroplaster. Klor er ikke inkluderet i sammensætningen af de fleste næringsmedier til kunstig plantedyrkning. Det er muligt, at meget lave koncentrationer af klor er tilstrækkelige til udvikling af planter.

forgiftning. Klorforgiftning er mulig i den kemiske industri, papirmasse-og papirindustrien, tekstil-og medicinalindustrien. Klor irriterer slimhinderne i øjnene og luftvejene. Sekundære infektioner følger normalt de primære inflammatoriske ændringer. Akut forgiftning udvikler sig næsten øjeblikkeligt. Blandt de symptomer, der bemærkes ved indånding af mellemstore og lave koncentrationer af klor, er stramning og smerter i brystet, tør hoste, hurtig vejrtrækning, brændende fornemmelse i øjnene og rive, øget indhold af leukocytter i blodet og øget kropstemperatur. Bronchial lungebetændelse, giftigt lungeødem, depression og kramper er mulige. I lette tilfælde sker genopretning efter tre til syv dage. Katarre i det øvre luftveje og tilbagevendende bronkitis og pneumosklerose er langsigtede følgevirkninger; aktivering af lungetuberkulose er også mulig. Ved langvarig vejrtrækning af lave koncentrationer af chlor observeres lignende, men langsomt udviklende lidelser.

sikkerhedsforanstaltninger til forebyggelse af klorforgiftning inkluderer hermetisk forsegling af produktionsudstyr, god ventilation og om nødvendigt brug af gasmasker. Den maksimalt tilladte koncentration af klor i luften på produktionssteder er 1 mg/m3. Produktionen af klor, chloreret kalk og andre klorholdige forbindelser betragtes som potentielt skadelig, og følgelig begrænser sovjetisk lov brugen af kvindelig og ungdomsarbejde.