Chloor (element)

Chloor / Chlorium
	gasvormig chloor in een 20 ml ampul
Algemeen
Naam	Chloor / Chlorium
Symbool	Cl
Atoomnummer	17
Groep	Halogenen
Periode	Periode 3
Blok	P-blok
Reeks	Halogenen
Kleur	Geelgroen
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u)	35,453
Elektronenconfiguratie	[Ne]3s2 3p5
Oxidatietoestanden	−1, +1, +3, +4, +5, +7
Elektronegativiteit (Pauling)	3,16
Atoomstraal (pm)	100
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	1251,20
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	2297,72
3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1)	3821,81
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3)	3,214
Smeltpunt (K)	172
Kookpunt (K)	239
Aggregatietoestand	Gas
Smeltwarmte (kJ·mol−1)	3,20
Verdampingswarmte (kJ·mol−1)	10,20
Van der Waalse straal (pm)	175
Kristalstructuur	Ortho
Molair volume (m3·mol−1)	22,7
Geluidssnelheid (m·s−1)	206
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1)	480
Warmtegeleiding (W·m−1·K−1)	0,0089
	SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt,; tenzij anders aangegeven
Portaal	Scheikunde

Chloor is een scheikundig element met symbool Cl en atoomnummer 17. Het behoort tot de groep van de halogenen. Chloor komt bij kamertemperatuur voor als een geelgroen en zeer giftig gas dichloor (Cl₂).

Ontdekking

Chloor is in 1774 door Carl Scheele ontdekt, maar hij besefte niet dat het een element was. Hij vermoedde dat het een verbinding van zuurstof was.

In 1810 kwam Humphry Davy tot die gevolgtrekking toen bij het oplossen van metalen in 'geoxideerd zoutzuur' eenvoudige zouten ontstaan. Hij bedacht de naam 'chloor', die hij afleidde van het Griekse woord voor 'geelgroen'. In 1823 ontdekte Michael Faraday hoe chloor vloeibaar gemaakt kon worden.

Eigenschappen

De naam Chloor is afkomstig van het Griekse woord χλωρος (chloros), dat is te vertalen als geelgroenig. Chloor is een gas dat makkelijk zouten vormt (halogeen); chloorgas komt door zijn hoge reactiviteit niet in de atmosfeer voor.

Productie

Op industriële schaal wordt chloor gemaakt door elektrolyse van een zoutoplossing.

{\ce {2NaCl + 2H2O -> 2NaOH + Cl2 + H2}}

Op laboratoriumschaal kan chloor bereid worden uit zoutzuur en mangaan(IV)oxide

{\ce {4HCl + MnO2 -> MnCl2 + 2H2O + Cl2}}

Toepassingen

Verbindingen van chloor in de oxidatietoestand +1 of hoger, zoals in natriumhypochloriet, worden veel gebruikt bij het zuiveren van water, en als ontsmettingsmiddel. Daarnaast is chloorgas een veelgebruikte grondstof in de chemische industrie voor de productie van een breed scala aan producten. Enkele toepassingen van chloor en zijn verbindingen zijn:

Natriumhypochloriet, of als oplossing bleekloog, bleekwater of eau de javel, in het dagelijks leven vaak "chloor" genoemd, wordt gebruikt voor:
- het doden van schadelijke bacteriën. De stof is opgenomen in de lijst van essentiële geneesmiddelen van de WHO.
- het zuiveren van kraan- en zwembadwater
- voor het bleken van papier^[1]
Insecticiden, verf, petroleumindustrie, kunststof, geneesmiddelen, textiel en zeer veel (andere) consumentenproducten
Kaliumchloraat (KClO₃) en kaliumperchloraat (KClO₄) of andere chloraten en perchloraten zijn goede oxidatoren en worden daarom dikwijls in de pyrotechniek gebruikt
In de organische chemie worden chloorverbindingen veel toegepast als oxidator en in substitutiereacties
Keukenzout of natriumchloride (NaCl) wordt gebruikt als smaakmaker in de keuken
Zoutzuur, een oplossing van waterstofchloride (HCl) in water
Polyvinylchloride (pvc), zoals in vloerzeil en (vroeger) lp's
Mosterdgas, een giftige chloorverbinding

Chemisch wapen

Chloorgas is in de Eerste Wereldoorlog in 1915 door de Duitse troepen voor het eerst als strijdgas ingezet in Ieper. Het is tijdens die oorlog regelmatig gebruikt. Het gas is zwaarder dan lucht, vult de loopgraven en vernietigt de longen. De MAC-waarde is 1,5 mg/m³.

Chloorgas tast de slijmvliezen aan, dus ook de luchtwegen en de longen. Bij ernstige aantasting ervan treedt verstikking op door het opzwellen van de slijmvliezen. De opvolger van chloorgas (in juli 1917) was mosterdgas.

Nog steeds wordt chloorgas gebruikt als chemisch wapen. De Tamil Tijgers hebben het ingezet tegen het Sri Lankaanse regeringsleger. Chloor is immers zeer eenvoudig verkrijgbaar wegens zijn vele toepassingen, en kan anders gemakkelijk door elektrolyse van keukenzout (natriumchloride) worden bereid (in een goed ingerichte elektrolysecel worden geen bijproducten gevormd als chloraten of hypochlorieten).

Opmerkelijke eigenschappen

Chloor is een halogeen; er ontbreekt één elektron in de buitenste schil. Het diatomaire gas is daarom een sterke oxidator, en is zelfs een sterkere oxidator dan dizuurstof. Chloor reageert met vrijwel elk ander element en is daarom een zeer makkelijke zoutvormer. Daarom is de chloorchemie een belangrijke tak van de industrie. In water van 10 °C lost chloor goed op.

Verschijning

In vrije vorm wordt chloor niet op aarde aangetroffen. In verbindingen zoals keukenzout komt het echter in ruime mate voor. Andere belangrijke chloorbronnen zijn de mineralen cornalliet en sylviet waar het element op grote schaal uit wordt gewonnen met behulp van elektrolyse.

Isotopen

Stabielste isotopen
Iso	RA (%)	Halveringstijd	VV	VE (MeV)	VP
³⁵Cl	75,77	stabiel met 18 neutronen
³⁶Cl	syn	3,01 × 10⁵ j	β⁻	10,413	³⁶Ar
³⁷Cl	24,23	stabiel met 20 neutronen

Chloor wordt op aarde als twee stabiele isotopen aangetroffen met massagetal 35 en 37 in een verhouding van ongeveer 3:1. Daarnaast komt het radioactieve chloor-36 voor met een halveringstijd van 3,01 × 10⁵ jaar. Deze isotoop wordt in de atmosfeer geproduceerd uit argon-36 als gevolg van kosmische straling. Op kunstmatige basis kunnen in totaal negen chloorisotopen worden geproduceerd, maar geen van alle heeft een lange halveringstijd.

Toxicologie en veiligheid

Gasvormig chloor is irriterend aan ogen en luchtwegen en kan brandwonden veroorzaken op de huid. Bij een concentratie van slechts 3,5 ppm is chloor al te herkennen aan de geur; chloor kan acuut dodelijk zijn bij 1000 ppm, maar langdurige blootstelling (40 uur per week) moet niet hoger zijn dan 0,5 ppm.

Diatomair chloorgas vervalt door een fotolytische initiatiereactie tot chloorradicalen. Daglicht is genoeg om deze reactie in gang te zetten (zie bijv. chloorknalgas). Het gevaar van deze radicalen is dat ze uiterst reactief zijn en verbindingen aan kunnen gaan met organische stoffen. Een persoon die in contact komt met deze radicalen zou zodoende geperchloreerd worden en allerlei onnatuurlijke chloorverbindingen in bijvoorbeeld zijn huid, longen en ogen krijgen.

Bij het mengen van chloor met urine, ammoniak of basische schoonmaakmiddelen kunnen zich giftige mengsels vormen van chloorgas en stikstoftrichloride. Daarom moeten deze combinaties vermeden worden.

Sommige chloorverbindingen, zoals de zouten natriumchloride (keukenzout) en ammoniumchloride (salmiak), zijn echter veel minder giftig dan elementair chloor. Dit komt doordat in zouten chloor voorkomt in oxidatietoestand −1.

Chloorchemie

Chloor is van de elementen behoudens zuurstof en fluor het meest elektronegatieve element en treedt daarom meestal op als oxidator. Met metalen worden meestal ionaire chloriden (met het ion Cl⁻) gevormd (bijvoorbeeld natriumchloride), met niet-metalen worden eerder covalente chloriden gevormd (bijvoorbeeld fosfortrichloride). Ook organische chloorverbindingen zijn covalent.

Externe link

Bronnen, noten en/of referenties

↑ Dit is een van de redenen waarom papierproductie en milieuverontreiniging (met organochloorverbindingen) vaak hand in hand gaan. Tegenwoordig wordt ook vaak waterstofperoxide gebruikt, dat deze nadelen niet heeft.

Zie de categorie Chlorine van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.

[1] Dit is een van de redenen waarom papierproductie en milieuverontreiniging (met organochloorverbindingen) vaak hand in hand gaan. Tegenwoordig wordt ook vaak waterstofperoxide gebruikt, dat deze nadelen niet heeft.

[1]

Periodiek systeem:	standaard · alternatief · elektronenconfiguratie · ezelsbruggetje eerste 20 elementen · geschiedenis
Isotopentabel:	op element (compleet / in delen) · op atoommassa
Zie ook:	lijst van chemische elementen · abundantie