CHLOR: GESCHICHTE, EIGENSCHAFTEN, STRUKTUR, RISIKEN, VERWENDUNGEN - CHEMIE - 2025

Das Chlor ist ein chemisches Element, das durch das Symbol Cl dargestellt wird. Das zweite der Halogene befindet sich unterhalb von Fluor und ist das drittgrößte elektronegative Element von allen. Sein Name leitet sich von seiner gelblich-grünen Farbe ab, die intensiver als Fluorid ist.

Wenn jemand Ihren Namen hört, denken sie im Allgemeinen zuerst an die Bleichprodukte für Kleidung und das Wasser in Schwimmbädern. Obwohl Chlor in solchen Beispielen effektiv arbeitet, ist es nicht sein Gas, sondern seine Verbindungen (insbesondere Hypochlorit), die die Bleich- und Desinfektionswirkung ausüben.

Rundkolben mit gasförmigem Chlor im Inneren. Quelle: Larenmclane

Das obere Bild zeigt einen Rundkolben mit Chlorgas. Seine Dichte ist größer als die von Luft, was erklärt, warum es im Kolben verbleibt und nicht in die Atmosphäre entweicht; wie es bei anderen leichteren Gasen der Fall ist, um Helium oder Stickstoff zu sagen. In diesem Zustand ist es eine extrem giftige Substanz, da es Salzsäure in der Lunge produziert.

Aus diesem Grund hat elementares oder gasförmiges Chlor außer bei einigen Synthesen nicht viele Verwendungszwecke. Seine Verbindungen, seien es Salze oder chlorierte organische Moleküle, decken jedoch ein gutes Repertoire an Anwendungen ab, das über Schwimmbäder und extrem weiße Kleidung hinausgeht.

Ebenso finden sich seine Atome in Form von Chloridanionen in unserem Körper, die den Gehalt an Natrium, Kalzium und Kalium sowie im Magensaft regulieren. Andernfalls wäre die Aufnahme von Natriumchlorid noch tödlicher.

Chlor wird durch Elektrolyse von natriumchloridreicher Salzlösung hergestellt, einem industriellen Verfahren, bei dem auch Natriumhydroxid und Wasserstoff erhalten werden. Und weil die Meere eine fast unerschöpfliche Quelle dieses Salzes sind, sind die potenziellen Reserven dieses Elements in der Hydrosphäre sehr groß.

Geschichte

Erste Ansätze

Aufgrund der hohen Reaktivität von Chlorgas haben alte Zivilisationen nie vermutet, dass es existiert. Seine Verbindungen sind jedoch seit der Antike Teil der Kultur der Menschheit; seine Geschichte begann mit Kochsalz verbunden.

Auf der anderen Seite entstand Chlor durch Vulkanausbrüche und als jemand Gold in Königswasser auflöste; Aber keiner dieser ersten Ansätze reichte aus, um die Idee zu formulieren, dass das gelblich-grüne Gas ein Element oder eine Verbindung ist.

Entdeckung

Die Entdeckung von Chlor wird dem schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele zugeschrieben, der 1774 die Reaktion zwischen dem Mineral Pyrolusit und Salzsäure (bis dahin Salzsäure genannt) durchführte.

Scheele erhält die Anerkennung, als er der erste Wissenschaftler war, der die Eigenschaften von Chlor untersuchte; obwohl es zuvor von Jan Baptist van Helmont (1630) anerkannt wurde.

Die Experimente, mit denen Scheele seine Beobachtungen erhielt, sind interessant: Er bewertete die Bleichwirkung von Chlor auf rötliche und bläuliche Blütenblätter von Blüten sowie auf die Blätter von Pflanzen und Insekten, die sofort starben.

Ebenso berichtete er über seine hohe Reaktivitätsrate für Metalle, seinen erstickenden Geruch und seine unerwünschte Wirkung auf die Lunge und dass sein Säuregehalt zunahm, wenn er in Wasser gelöst wurde.

Oxymuratische Säure

Bis dahin betrachteten Chemiker eine Säure für jede Verbindung, die Sauerstoff hatte; so dachten sie fälschlicherweise, dass Chlor ein gasförmiges Oxid sein muss. So nannten sie es "Oxymuriático-Säure" (Salzsäureoxid), ein Name, der vom berühmten französischen Chemiker Antoine Lavoisier geprägt wurde.

1809 versuchten Joseph Louis Gay-Lussac und Louis Jacques Thénard, diese Säure mit Holzkohle zu reduzieren. Reaktion, mit der sie Metalle aus ihren Oxiden erhielten. Auf diese Weise wollten sie das chemische Element der angeblichen Oxymuratsäure (die sie als "Deflogstizierte Luft mit Salzsäure" bezeichneten) extrahieren.

Gay-Lussac und Thénard scheiterten jedoch in ihren Experimenten; Sie haben jedoch zu Recht die Möglichkeit in Betracht gezogen, dass das gelblich-grüne Gas ein chemisches Element und keine Verbindung sein muss.

Anerkennung als Element

Die Anerkennung von Chlor als chemisches Element war Sir Humphry Davy zu verdanken, der 1810 seine eigenen Experimente mit Kohlenstoffelektroden durchführte und zu dem Schluss kam, dass ein solches Salz der Salzsäure nicht existierte.

Und außerdem war es Davy, der den Namen "Chlor" für dieses Element vom griechischen Wort "Chloros" geprägt hat, was gelblich grün bedeutet.

Bei der Untersuchung der chemischen Eigenschaften von Chlor wurde festgestellt, dass viele seiner Verbindungen von Natur aus salzhaltig sind. daher nannten sie es "Halogen", was Salzbildner bedeutet. Dann wurde der Begriff Halogen mit den anderen Elementen derselben Gruppe (F, Br und I) verwendet.

Michael Faraday gelang es sogar, das Chlor zu einem Feststoff zu verflüssigen, der aufgrund seiner Kontamination mit Wasser das Hydrat Cl ₂ · H ₂ O bildete.

Der Rest der Geschichte des Chlors hängt mit seinen Desinfektions- und Bleicheigenschaften zusammen, bis sich das industrielle Verfahren der Elektrolyse von Salzlösung entwickelt, um massive Mengen Chlor zu erzeugen.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Aussehen

Es ist ein dichtes, undurchsichtiges gelblich-grünes Gas mit einem irritierenden, scharfen Geruch (eine superverstärkte Version von handelsüblichem Chlor) und außerdem extrem giftig.

Ordnungszahl (Z)

17

Atomares Gewicht

35,45 u.

Sofern nicht anders angegeben, entsprechen die übrigen Eigenschaften den für molekulares Chlor Cl ₂ gemessenen Mengen .

Siedepunkt

-34,04 ºC

Schmelzpunkt

-101,5 ºC

Dichte

- Unter normalen Bedingungen 3,2 g / l

-Nur am Siedepunkt 1,5624 g / ml

Beachten Sie, dass flüssiges Chlor ungefähr fünfmal so dicht ist wie sein Gas. Auch die Dichte seines Dampfes ist 2,49-mal größer als die von Luft. Deshalb neigt das Chlor im ersten Bild nicht dazu, aus dem Rundkolben zu entweichen, da es dichter als Luft ist und sich am Boden befindet. Diese Eigenschaft macht es zu einem noch gefährlicheren Gas.

Schmelzwärme

6,406 kJ / mol

Verdampfungswärme

20,41 kJ / mol

Molare Wärmekapazität

33,95 J / (mol K)

Wasserlöslichkeit

1,46 g / 100 ml bei 0 ° C.

Dampfdruck

7,67 atm bei 25 ° C. Dieser Druck ist im Vergleich zu anderen Gasen relativ niedrig.

Elektronegativität

3.16 auf der Pauling-Skala.

Ionisierungsenergien

- Erstens: 1251,2 kJ / mol

- Sekunde: 2298 kJ / mol

- Drittens: 3822 kJ / mol

Wärmeleitfähigkeit

8,9 10 & supmin; ^³ W / (m K)

Isotope

Chlor kommt in der Natur hauptsächlich als zwei Isotope vor: ³⁵ Cl mit einer Häufigkeit von 76% und ³⁷ Cl mit einer Häufigkeit von 24%. Somit ist das Atomgewicht (35,45 u) ein Durchschnitt der Atommassen dieser beiden Isotope mit ihren jeweiligen Häufigkeitsprozentsätzen.

Alle Chlorradioisotope sind künstlich, von denen ³⁶ Cl mit einer Halbwertszeit von 300.000 Jahren das stabilste ist.

Oxidationszahlen

Chlor kann verschiedene Oxidationszahlen oder -zustände aufweisen, wenn es Teil einer Verbindung ist. Als eines der elektronegativsten Atome im Periodensystem weist es normalerweise negative Oxidationszahlen auf; außer wenn es auf Sauerstoff oder Fluor trifft, in dessen Oxiden bzw. Fluoriden es Elektronen "verlieren" muss.

In ihren Oxidationszahlen wird die Existenz oder Anwesenheit von Ionen mit der gleichen Ladungsgröße angenommen. Wir haben also: -1 (Cl ^- , das berühmte Chloridanion), +1 (Cl ⁺ ), +2 (Cl ²⁺ ), +3 (Cl ³⁺ ), +4 (Cl ⁴⁺ ), +5 ( Cl ⁵⁺ ), +6 (Cl ⁶⁺ ) und +7 (Cl ⁷⁺ ). Von allen sind -1, +1, +3, +5 und +7 die häufigsten in chlorierten Verbindungen.

Beispielsweise betragen in ClF und ClF ₃ die Oxidationszahlen für Chlor +1 (Cl ⁺ F ^- ) und +3 (Cl ³⁺ F ₃ ^- ). In Cl ₂ O ist dies +1 (Cl ₂ ⁺ O ^2- ); während in ClO ₂ Cl ₂ O ₃ und Cl ₂ O ₇ +4 (Cl ⁴⁺ O ₂ ^2- ), +3 (Cl ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) und +7 (Cl ₂ ^{7+) sind} Oder ₇ ^2- ).

Andererseits hat Chlor in allen Chloriden eine Oxidationszahl von -1; wie im Fall von NaCl (Na ⁺ Cl ^- ), wo es gültig ist zu sagen, dass Cl ^- aufgrund der ionischen Natur dieses Salzes existiert.

Struktur und elektronische Konfiguration

Chlormolekül

Zweiatomiges Chlormolekül, dargestellt mit einem räumlichen Füllungsmodell. Quelle: Benjah-bmm27 über Wikipedia.

Chloratome haben im Grundzustand folgende elektronische Konfiguration:

3s ² 3p ⁵

Daher hat jeder von ihnen sieben Valenzelektronen. Wenn sie nicht mit Energie überladen sind, befinden sich einzelne Cl-Atome im Raum, als wären sie grüne Murmeln. Ihre natürliche Tendenz besteht jedoch darin, kovalente Bindungen zwischen ihnen zu bilden und so ihre Valenzoktette zu vervollständigen.

Beachten Sie, dass sie nur ein Elektron benötigen, um acht Valenzelektronen zu haben, sodass sie eine einzige einfache Bindung bilden. Dies ist derjenige, der zwei Cl-Atome verbindet, um das Cl ₂ -Molekül (oberes Bild), Cl-Cl, zu erzeugen . Deshalb ist Chlor unter normalen und / oder terrestrischen Bedingungen ein molekulares Gas; nicht einatomig wie bei Edelgasen.

Intermolekulare Wechselwirkungen

Das Cl ₂ -Molekül ist homonuklear und unpolar, daher werden seine intermolekularen Wechselwirkungen von den Londoner Streukräften und seinen Molekularmassen bestimmt. In der Gasphase ist der Abstand Cl ₂ -Cl ₂ im Vergleich zu anderen Gasen relativ kurz, was zu seiner Masse ein Gas macht, das dreimal dichter als Luft ist.

Licht kann elektronische Übergänge innerhalb der Molekülorbitale von Cl ₂ anregen und fördern ; folglich erscheint seine charakteristische gelblich-grüne Farbe. Diese Farbe intensiviert sich im flüssigen Zustand und verschwindet dann teilweise, wenn sie sich verfestigt.

Wenn die Temperatur sinkt (-34 ºC), verlieren die Cl ₂ -Moleküle kinetische Energie und der Abstand von Cl ₂ -Cl ₂ nimmt ab; Daher verschmelzen diese und definieren am Ende das flüssige Chlor. Das gleiche passiert, wenn das System noch mehr gekühlt wird (-101 ºC), wobei die Cl ₂ -Moleküle jetzt so nahe beieinander liegen, dass sie einen orthorhombischen Kristall definieren.

Die Tatsache, dass Chlorkristalle existieren, zeigt an, dass ihre Dispersionskräfte gerichtet genug sind, um ein Strukturmuster zu erzeugen; das heißt, molekulare Schichten von Cl ₂ . Die Trennung dieser Schichten ist derart, dass ihre Struktur selbst unter einem Druck von 64 GPa nicht verändert wird und sie auch keine elektrische Leitung aufweisen.

Wo zu finden und zu erhalten

Chloridsalze

Robuste Halitkristalle, besser bekannt als Koch- oder Speisesalz. Quelle: Eltern Géry

Chlor in seinem gasförmigen Zustand kann nirgendwo auf der Erdoberfläche gefunden werden, da es sehr reaktiv ist und zur Bildung von Chloriden neigt. Diese Chloride sind in der Erdkruste gut verteilt und bereichern nach Millionen von Jahren, in denen sie vom Regen weggespült wurden, die Meere und Ozeane.

Von allen Chloriden ist das NaCl des Minerals Halit (oberes Bild) das häufigste und am häufigsten vorkommende; gefolgt von den Mineralien Silvin, KCl und Carnalit, MgCl ₂ · KCl · 6H ₂ O. Wenn die Wassermassen durch die Einwirkung der Sonne verdunsten, hinterlassen sie Wüstensalzseen, aus denen NaCl direkt als Rohstoff gewonnen werden kann zur Herstellung von Chlor.

Elektrolyse von Sole

Das NaCl löst sich in Wasser unter Bildung einer Salzlösung (26%), die in einer Chlor-Alkali-Zelle einer Elektrolyse unterzogen wird. Dort finden zwei Halbreaktionen in den Anoden- und Kathodenräumen statt:

2Cl ^- (aq) => Cl ₂ (g) + 2e ^- (Anode)

2H ₂ O (1) + 2e ^- => 2OH ^- (aq) + H ₂ (g) (Kathode)

Und die globale Gleichung für beide Reaktionen lautet:

2 NaCl (aq) + 2H ₂ O (1) => 2 NaOH (aq) + H ₂ (g) + Cl ₂ (g)

Mit fortschreitender Reaktion wandern die an der Anode gebildeten Na ⁺ -Ionen durch eine durchlässige Asbestmembran in den Kathodenraum. Aus diesem Grund befindet sich NaOH auf der rechten Seite der globalen Gleichung. Beide Gase, Cl ₂ und H ₂ , werden von der Anode bzw. der Kathode gesammelt.

Das Bild unten zeigt, was gerade geschrieben wurde:

Diagramm zur Herstellung von Chlor durch Elektrolyse von Salzlösung. Quelle: Jkwchui

Es ist zu beachten, dass die Konzentration der Sole bis zum Ende um 2% abnimmt (Durchgang 24 bis 26%), was bedeutet, dass ein Teil der Anionen Cl ^- ursprüngliche Moleküle zu Cl _{2 wurden} . Letztendlich hat die Industrialisierung dieses Verfahrens ein Verfahren zur Herstellung von Chlor, Wasserstoff und Natriumhydroxid bereitgestellt.

Säurelösung von Pyrolusit

Wie im Abschnitt "Geschichte" erwähnt, kann Chlorgas durch Auflösen von Pyrolusitmineralproben mit Salzsäure erzeugt werden. Die folgende chemische Gleichung zeigt die aus der Reaktion erhaltenen Produkte:

MnO ₂ (s) + 4HCl (aq) => MnCl ₂ (aq) + 2H ₂ O (l) + Cl ₂ (g)

Legierungen

Chlorlegierungen existieren aus zwei einfachen Gründen nicht: Ihre gasförmigen Moleküle können nicht zwischen Metallkristallen eingeschlossen werden, und sie sind auch sehr reaktiv, so dass sie sofort mit Metallen reagieren würden, um ihre jeweiligen Chloride zu erzeugen.

Andererseits sind Chloride auch nicht wünschenswert, da sie, sobald sie in Wasser gelöst sind, einen salzhaltigen Effekt ausüben, der die Korrosion in den Legierungen fördert; und daher lösen sich die Metalle unter Bildung von Metallchloriden. Der Korrosionsprozess für jede Legierung ist unterschiedlich; Einige sind anfälliger als andere.

Chlor ist daher überhaupt kein guter Zusatzstoff für Legierungen; weder als Cl ₂ noch als Cl ^- (und Cl-Atome wären zu reaktiv, um überhaupt zu existieren).

Risiken

Obwohl die Löslichkeit von Chlor in Wasser gering ist, reicht es aus, Salzsäure in der Feuchtigkeit unserer Haut und Augen zu produzieren, was dazu führt, dass das Gewebe korrodiert und ernsthafte Reizungen und sogar Sehverlust verursacht.

Noch schlimmer ist das Atmen seiner gelblich-grünlichen Dämpfe, da es in der Lunge wieder Säuren erzeugt und das Lungengewebe schädigt. Dabei hat die Person Halsschmerzen, Husten und Atembeschwerden aufgrund der in der Lunge gebildeten Flüssigkeiten.

Wenn es ein Chlorleck gibt, befinden Sie sich in einer besonders gefährlichen Situation: Die Luft kann ihre Dämpfe nicht einfach "wegfegen"; Sie bleiben dort, bis sie langsam reagieren oder sich zerstreuen.

Darüber hinaus handelt es sich um eine stark oxidierende Verbindung, so dass verschiedene Substanzen bei geringstem Kontakt explosionsartig damit reagieren können. genau wie Stahlwolle und Aluminium. Deshalb müssen bei der Lagerung von Chlor alle notwendigen Überlegungen angestellt werden, um Brandgefahren zu vermeiden.

Obwohl Chlorgas tödlich ist, ist sein Chloridanion ironischerweise nicht toxisch. Es kann (in Maßen) konsumiert werden, es brennt nicht und reagiert nur mit Fluor und anderen Reagenzien.

Anwendungen

Synthese

Rund 81% des jährlich produzierten Chlorgases werden zur Synthese von organischen und anorganischen Chloriden verwendet. Je nach Kovalenzgrad dieser Verbindungen kann Chlor als bloße Cl-Atome in chlorierten organischen Molekülen (mit C-Cl-Bindungen) oder als Cl ^- -Ionen in einigen wenigen Chloridsalzen (NaCl, CaCl ₂ , MgCl ₂ , gefunden werden). etc.).

Jede dieser Verbindungen hat ihre eigenen Anwendungen. Beispielsweise sind Chloroform (CHCl ₃ ) und Ethylchlorid (CH ₃ CH ₂ Cl) Lösungsmittel, die als Inhalationsanästhetika verwendet werden; Dichlormethan (CH ₂ Cl ₂ ) und Tetrachlorkohlenstoff (CCl ₄ ) sind Lösungsmittel, die in Laboratorien für organische Chemie weit verbreitet sind.

Wenn diese chlorierten Verbindungen flüssig sind, werden sie meistens als Lösungsmittel für organische Reaktionsmedien verwendet.

In anderen Verbindungen stellt das Vorhandensein von Chloratomen eine Zunahme des Dipolmoments dar, so dass sie in größerem Maße mit einer polaren Matrix interagieren können; eine, die aus Proteinen, Aminosäuren, Nukleinsäuren usw., Biomolekülen besteht. Somit spielt Chlor auch eine Rolle bei der Synthese von Arzneimitteln, Pestiziden, Insektiziden, Fungiziden usw.

In Bezug auf anorganische Chloride werden sie üblicherweise als Katalysatoren, Rohmaterial zur Gewinnung von Metallen durch Elektrolyse oder als Quellen für Cl ^- Ionen verwendet .

Biologisch

Das gasförmige oder elementare Chlor spielt bei Lebewesen keine andere Rolle als die Zerstörung ihres Gewebes. Dies bedeutet jedoch nicht, dass seine Atome nicht im Körper gefunden werden können. Zum Beispiel sind Cl ^- Ionen in der zellulären und extrazellulären Umgebung sehr häufig und helfen meistens dabei, die Spiegel von Na ^{+ -} und Ca ²⁺ -Ionen zu kontrollieren .

Ebenso ist Salzsäure Teil des Magensaftes, mit dem Nahrung im Magen verdaut wird; Ihre Cl ^- Ionen definieren in Begleitung von H ₃ O ⁺ den pH-Wert nahe 1 dieser Sekrete.

Chemische Waffen

Die Dichte von Chlorgas macht es zu einer tödlichen Substanz, wenn es verschüttet oder in geschlossene oder offene Räume gegossen wird. Da ein Strom dichter als Luft ist, führt er nicht leicht Chlor, so dass er eine beträchtliche Zeit verbleibt, bevor er sich endgültig verteilt.

Im Ersten Weltkrieg wurde dieses Chlor beispielsweise auf Schlachtfeldern eingesetzt. Einmal freigelassen, würde es sich in die Gräben schleichen, um die Soldaten zu ersticken und sie an die Oberfläche zu zwingen.

Desinfektionsmittel

Die Pools sind chloriert, um die Vermehrung und Ausbreitung von Mikroorganismen zu verhindern. Quelle: Pixabay.

Chlorierte Lösungen, bei denen Chlorgas in Wasser gelöst und dann mit einem Puffer alkalisch gemacht wurde, haben ausgezeichnete Desinfektionseigenschaften und hemmen die Fäulnis des Gewebes. Sie wurden verwendet, um offene Wunden zu desinfizieren, um pathogene Bakterien zu beseitigen.

Das Schwimmbadwasser wird präzise chloriert, um Bakterien, Mikroben und Parasiten zu entfernen, die sich darin befinden können. Zu diesem Zweck wurde früher Chlorgas verwendet, dessen Wirkung jedoch ziemlich aggressiv ist. Stattdessen werden Natriumhypochloritlösungen (Bleichmittel) oder Trichlorisocyanursäure (TCA) -Tabletten verwendet.

Das Vorstehende zeigt, dass nicht Cl ₂ die Desinfektionswirkung ausübt, sondern HClO, Hypochloritsäure, die O-Radikale erzeugt, die Mikroorganismen zerstören.

Bleichen

Chlor ist seiner desinfizierenden Wirkung sehr ähnlich und bleicht auch Materialien, da die für die Farben verantwortlichen Farbstoffe durch HClO abgebaut werden. Daher sind seine chlorierten Lösungen ideal zum Entfernen von Flecken auf weißen Kleidungsstücken oder zum Bleichen von Papierzellstoff.

Polyvinylchlorid

Die wichtigste Chlorverbindung von allen, die etwa 19% der verbleibenden Chlorgasproduktion ausmacht, ist Polyvinylchlorid (PVC). Dieser Kunststoff hat mehrere Verwendungszwecke. Damit werden Wasserleitungen, Fensterrahmen, Wand- und Bodenbeläge, elektrische Leitungen, Infusionsbeutel, Mäntel usw. hergestellt.

Verweise

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische Chemie . (Vierte Edition). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Chlor. Wiederhergestellt von: en.wikipedia.org
3. Laura H. et al. (2018). Struktur von festem Chlor bei 1,45 GPaZeitschrift für Kristallographie. Crystalline Materials, Band 234, Ausgabe 4, Seiten 277–280, ISSN (Online) 2196-7105, ISSN (Print) 2194-4946, DOI: doi.org/10.1515/zkri-2018-2145
4. Nationales Zentrum für Informationen zur Biotechnologie. (2019). Chlor. PubChem-Datenbank. CID = 24526. Wiederhergestellt von: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Marques Miguel. (sf). Chlor. Wiederhergestellt von: nautilus.fis.uc.pt
6. American Chemistry Council. (2019). Chlorchemie: Einführung in Chlor. Wiederhergestellt von: chlorine.americanchemistry.com
7. Fong-Yuan Ma. (Nd). Ätzende Wirkung von Chloriden auf Metalle. Abteilung für Meerestechnik, NTOU Republik China (Taiwan).
8. Der Staat New York. (2019). Die Fakten über Chlor. Wiederhergestellt von: health.ny.gov
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakten zu Chlorelementen. Chemicool. Wiederhergestellt von: chemicool.com