chloor

Cl, een chemisch element in Groep VII van Mendelejev ‘ s periodiek systeem. Atoomnummer 17; atoomgewicht 35.453. Een lid van de halogeenfamilie.

onder normale omstandigheden (0°C en 0,1 meganewton/m2, of 1 kilogram kracht/cm2) is chloor een geelgroen gas met een penetrante, irriterende geur. Het komt van nature voor in de vorm van twee stabiele isotopen: 35Cl (75,77 procent) en 37Cl (24,23 procent). Een aantal radioactieve chloorisotopen zijn kunstmatig verkregen, met massagetallen 32, 33, 34, 36, 38, 39, en 40, die een halfwaardetijd hebben van 0,31 sec, 2,5 sec, 1,56 sec, 3.1 × 105 Jr, 37,3 min, 55,5 min, en 1,4 min, respectievelijk. 36Cl en 38Cl worden gebruikt als isotopensporen.

geschiedenis. Chloor werd voor het eerst verkregen in 1774 door K. Scheele door de reactie van zoutzuur met pyrolusiet (mangaandioxide). Het was echter pas in 1810 dat H. Davy het als een element vestigde en het chloor noemde (van het Griekse chloros, “geelgroen”). In 1813, J. L. Gay-Lussac stelde de Franse naam chlore voor voor dit element waarvan de Russische naam khlor is afgeleid.

verdeling in de natuur. Chloor komt in de natuur alleen voor als bestanddeel van verbindingen. Het gemiddelde gehalte aan chloor in de aardkorst (clarke) is 1,7 × 10-2 gewichtsprocent. Het gemiddelde gehalte in zure stollingsgesteenten, zoals granieten, is 2,4 × l0-2, en in basisch en ultrabasisch gesteente 5 × 10-3. Watermigratie speelt een belangrijke rol in de geschiedenis van chloor in de aardkorst. In de vorm van het Cl– ion is chloor een component van de oceanen op aarde (1.93 procent), ondergrondse zoutmeren en zoutmeren. Er zijn 97 chloormineralen, voornamelijk natuurlijke chloriden, waarvan haliet, NaCl (zie en steenzout) de belangrijkste zijn. Er zijn talrijke omvangrijke afzettingen van kalium-en magnesiumchloriden en gemengde chloriden bekend: sylviet, KCL, sylviniet, (Na, K)Cl, carnalliet, KCl · MgCl2 · 6H2Ó, kainiet, KCl · MgSO4 · 3H2O, en bischofiet MgCl2 · 6H2O.

fysische en chemische eigenschappen. Het kookpunt van chloor is -34,05°C en het smeltpunt -101°C. De dichtheid van chloorgas bij normale omstandigheden is 3,214 g/liter (g/l), terwijl de dichtheid van de verzadigde damp bij 0°C 12,21 g/l is. de dichtheid van vloeibaar chloor bij het kookpunt is 1,557 g/cm3, terwijl de dichtheid van vast chloor bij -102°C 1,9 g / cm2 is. De druk van verzadigde chloordamp is 0,369 meganewton / m2 (MN/m2), of 3,69 kilogram-kracht (kgf/cm2), bij 0″C, 0,772 MN/m2 (7,72 kgf/cm2) bij 25°C, en 3,814 MN/m2 (38,14 kgf/cm2) bij 100°C. De warmte van de fusie is 90,3 kilojoules / kg (kJ/kg), of 21,5 cal/g, terwijl de warmte van de verdamping 288 kJ/kg (68,8 cal/g) bedraagt. De warmtecapaciteit van chloorgas bij constante druk is 0,48 kJ/(kg · °K), of 0,11 cal / (g · °c). De kritische constanten van chloor zijn als volgt: kritische temperatuur, 144°C; kritische druk, 7,72 MN / m2 (77,2 kgf/cm2); kritische dichtheid, 573 g/l; en kritisch volume, 1,745 × 10–3l/g. de oplosbaarheid van chloor bij een partiële druk van 0,1 MN/m2 (1 kgf/cm2) in water is 14,8 g/l bij 0°C, 5,8 g/l bij 30°C, en 2.8 g / l bij 70°C, terwijl de oplosbaarheid in een 300 g/l NaCl-oplossing 1,42 g/l bij 30°C en 0,64 g/l bij 70°C.

onder 9,6°C in waterige oplossingen, worden hydraten van chloor gevormd met variabele samenstelling Cl2 · nH2O (waarbij n varieert van 6 tot 8), die de vorm hebben van gele kristallen van het isometrisch systeem die bij toenemende temperatuur ontleden in chloor en water. Chloor is gemakkelijk oplosbaar in ticl4, Sicl4, SnCl4, en sommige organische oplosmiddelen, vooral, hexaan, C6H14, en tetrachloorkoolstof, CCl4. Het chloormolecuul is diatomair (Cl2). De mate van thermische dissociatie van Cl2 + 243 kj ⁄ 2Cl is 2,07 × 10-4 procent bij 1000 ° K en 0,909 procent bij 2500 ° K.

de buitenste elektronenconfiguratie van het chlooratoom is 3s23p5. Bijgevolg kan chloor in zijn verbindingen oxidatietoestanden van -1, +1, +3, +4, +5, +6, en + 7. De covalente straal van het chlooratoom is 0,99 Å, terwijl de Ionische straal van Cl– 1,82 Å is. De elektronenaffiniteit van het chlooratoom is 3,65 eV, terwijl de ionisatie-energie 12,97 eV is.Chemisch is chloor zeer reactief en combineert het rechtstreeks met bijna alle metalen (met sommige metalen reageert het alleen bij vocht of bij verhitting) en met niet-metalen (behalve koolstof, stikstof, zuurstof en de inerte gassen), waardoor de overeenkomstige chloriden ontstaan. Het reageert met veel verbindingen, vervangt waterstof in verzadigde koolwaterstoffen en combineert met onverzadigde verbindingen. Chloor vervangt broom en jodium uit hun verbindingen door waterstof en metalen en wordt zelf vervangen door fluor uit zijn verbindingen met deze elementen.

in aanwezigheid van zeer kleine hoeveelheden vocht reageren alkalimetalen met chloor door verbranding. De meeste metalen reageren alleen bij verhitting met droog chloor. Staal, evenals sommige metalen, zijn stabiel in de aanwezigheid van droog chloor bij gematigde temperaturen en dus worden gebruikt voor de bouw van apparatuur gebruikt met droog chloor en tanks voor de opslag van droog chloor. Fosfor ontbrandt in chloor, vormt PCl3, en bij verdere chlorering, PCl5. Zwavel reageert met chloor om S2Cl2, SCl2, en andere samenstellingen met de algemene formule SnClm op te leveren. Arseen, Antimoon, Bismut, strontium en tellurium reageren krachtig met chloor.

een mengsel van chloor en waterstof verbrandt met een kleurloze of geelgroene vlam, die door een kettingreactie waterstofchloride produceert. De maximale temperatuur van een waterstof-chloorvlam is 2200°C. mengsels van chloor en waterstof met 5,8 tot 88,5 procent waterstof zijn explosief.

met zuurstof vormt chloor de oxiden Cl2O, ClO2, O2O6, Cl2O7 en Cl2O8, evenals hypochlorieten (zouten van hypochloorzuur), chlorieten, chloraten en perchloraten. Alle zuurstofverbindingen van chloorperchloraten. Alle zuurstofverbindingen van chloor vormen explosieve mengsels met gemakkelijk oxideerbare verbindingen. Chlooroxiden hebben een lage stabiliteit en kunnen spontaan exploderen. Hypochlorieten bij opslag ontleden langzaam, terwijl chloraten en perchloraten kunnen exploderen onder de actie van initiators.

Chloorhydrolyseert in water, waarbij hypochloorzuur en zoutzuur worden gevormd: Cl2 + H2o HC HClO + HCl. Hypochlorieten en chloriden worden gevormd bij de chlorering van koude alkalische waterige oplossingen: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2. Chloraten worden gevormd bij verhitting. Gechloreerde kalk wordt gevormd door de chlorering van droog calciumhydroxide (zie).

Stikstoftrichloride wordt gevormd in de reactie tussen ammoniak en chloor. Bij de chlorering van organische verbindingen vervangt chloor waterstof, bijvoorbeeld R—H + Cl2 = RCl + HCl, of hecht zich via meerdere bindingen, bijvoorbeeld,

het vormen van verschillende chloorhoudende organische verbindingen (organische chloriden).

met andere halogenen vormt chloor interhalogeenverbindingen. De fluoriden ClF, ClF3 en ClF5 zijn zeer reactief; bijvoorbeeld, glaswol ingnieten spontaan in de aanwezigheid van ClF3. Verbindingen van chloor met zuurstof en fluor omvatten chlooroxyfluoriden, zoals ClO3F, ClO2F3, ClOF, en ClOF3, en fluor perchloraat, FClO4.

productie. De industriële productie van chloor werd begonnen in 1785 op basis van de reactie tussen zoutzuur en mangaandioxide, of pyrolusiet. In 1867 ontwikkelde de Britse chemicus H. Deacon een methode voor de productie van chloor door de oxidatie van HCl met behulp van atmosferische zuurstof in de aanwezigheid van een katalysator. Aan het begin van de 20e eeuw werd chloor geproduceerd door de elektrolyse van waterige oplossingen van de chloriden van alkalimetalen. Ongeveer 90-95 procent van de wereldproductie van chloor werd verkregen door deze methoden in de jaren 1970. kleine hoeveelheden chloor worden verkregen als een bijproduct in de productie van magnesium, calcium, natrium en lithium door de elektrolyse van gesmolten chloriden. In 1975 bedroeg de wereldproductie van chloor ongeveer 25 miljoen ton.De twee belangrijkste methoden voor de elektrolyse van waterige oplossingen van NaCl zijn elektrolyse in een membraancel met een vaste kathode en elektrolyse in een kwikkathodecel. In beide methoden komt chloorgas vrij bij de grafietanode of titaniumoxide-rutheniumoxide-anode. Bij de eerste methode komt waterstof vrij aan de kathode en wordt een oplossing van NaOH en NaCl gevormd, waaruit bijtende soda in de handel wordt verkregen door verdere behandeling. In de tweede methode wordt natriumamalgaam gevormd aan de kathode. Een NaOH-oplossing, waterstof en zuiver kwik worden gevormd bij de afbraak van natriumamalgaam door zuiver water in een afzonderlijk apparaat. Het zuivere kwik gevormd wordt hergebruikt in de productie. Beide methoden leveren 1,125 ton NaOH per ton geproduceerde chloor op.Elektrolyse in een membraancel is een minder duur proces en levert goedkopere NaOH op. De kwikkathodemethode maakt de productie van zeer zuivere NaOH mogelijk, hoewel kwikverliezen tijdens de productie het milieu verontreinigen. In 1970, 62.2 procent van de wereldproductie van chloor was door de kwikkathode methode, terwijl de methode met behulp van de membraan cel goed voor 33,6 procent en andere methoden voor 4,2 procent. Vanaf 1970 werd elektrolyse met een vaste kathode en een ionenwisselingsmembraan toegepast, een methode die de productie van zuivere NaOH zonder kwik mogelijk maakte.

gebruikt. Chloorproductie is een van de toonaangevende takken van de chemische industrie. Het grootste deel van het geproduceerde chloor wordt op de productielocatie omgezet in chloorhoudende verbindingen. Chloor wordt opgeslagen en vervoerd in vloeibare vorm in tanks, cilinders, treinwagons of speciaal uitgeruste schepen. De volgende consumptie van chloor is kenmerkend voor industriële landen: 60-75 procent wordt gebruikt voor de productie van chloorhoudende organische verbindingen, 10-20 procent voor de productie van chloorhoudende anorganische verbindingen, 5-15 procent voor het bleken van pulp en stoffen, en 2-6 procent voor sanitaire doeleinden en waterchlorering.

chloor wordt ook gebruikt voor de chlorering van sommige ertsen om titaan, niobium en zirkonium te extraheren.

verschillende chloorhoudende organische en anorganische verbindingen worden in afzonderlijke artikelen besproken (zie Index).

chloor in organismen. Chloor is een biogeen element en een bestanddeel van plantaardige en dierlijke weefsels. Het chloorgehalte in planten varieert van duizendsten van 1 procent tot enkele procent (halofyten bevatten grote hoeveelheden chloor), terwijl het chloorgehalte in dieren varieert van honderdsten tot tienden van 1 procent. De dagelijkse chloorbehoefte van een volwassen mens is 2-4 g en wordt eenvoudig voldaan met de inname van voedsel. In voedsel is chloor meestal aanwezig in overmaat in de vorm van natriumchloride en kaliumchloride. Vooral brood, vlees en melkproducten zijn rijk aan chloor.

in dierlijke organismen is chloor een belangrijke osmotisch werkzame stof in bloedplasma, lymfe, spinale vloeistof en sommige weefsels. Het is belangrijk in het water-zoutmetabolisme, waardoor het vasthouden van water door weefsels wordt vergemakkelijkt. De regulering van het zuur-base-evenwicht in weefsels wordt, naast andere processen, bereikt door een verandering in de chloordistributie tussen bloed en andere weefsels.

in installaties neemt chloor deel aan de energie-uitwisseling en activeert het zowel oxidatieve fosforylering als fotofosforylering. Het beïnvloedt ook de opname van zuurstof door wortels en is noodzakelijk voor de vorming van zuurstof in fotosynthese door geïsoleerde chloroplasten. Chloor is niet opgenomen in de samenstelling van de meeste voedingsstoffen voor de kunstmatige plantenteelt. Het is mogelijk dat zeer lage concentraties chloor voldoende zijn voor de ontwikkeling van planten.

vergiftiging. Chloorvergiftiging is mogelijk in de chemische, pulp-en-papier -, textiel-en farmaceutische industrie. Chloor irriteert de slijmvliezen van de ogen en luchtwegen. Secundaire infecties volgen meestal de primaire inflammatoire veranderingen. Acute vergiftiging ontwikkelt zich bijna onmiddellijk. Onder de symptomen genoteerd bij de inhalatie van middelgrote en lage concentraties chloor zijn aanscherping en pijn in de borst, droge hoest, snelle ademhaling, brandend gevoel in de ogen en scheuren, verhoogd gehalte aan leukocyten in het bloed, en verhoogde lichaamstemperatuur. Bronchiale longontsteking, toxisch longoedeem, depressie en convulsies zijn mogelijk. In lichte gevallen vindt herstel plaats na drie tot zeven dagen. Catarre van de bovenste luchtwegen en terugkerende bronchitis en pneumosclerose zijn gevolgen op lange termijn; de activering van pulmonale tuberculose is ook mogelijk. Bij langdurige ademhaling van lage concentraties chloor worden soortgelijke maar langzaam ontwikkelende aandoeningen waargenomen.

veiligheidsmaatregelen ter voorkoming van chloorvergiftiging omvatten het hermetisch afdichten van productieapparatuur, goede ventilatie en, indien nodig, het gebruik van gasmaskers. De maximaal toelaatbare concentratie chloor in de lucht op productielocaties is 1 mg / m3. De productie van chloor, gechloreerde kalk en andere chloorhoudende verbindingen wordt als potentieel schadelijk beschouwd en bijgevolg beperkt de Sovjetwet het gebruik van vrouwelijke en jeugdige arbeid.