Chlor

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE M eV	ZP
³³Cl	{syn.}	2,511 s	ε	5,583	³³S
³⁴Cl	{syn.}	1,5264 s	ε	5,492	³⁴S
^34mCl	{syn.}	32,0 min	ε	5,638	³⁴S
^34mCl	{syn.}	32,0 min	IT	0,146	³⁴Cl
³⁵Cl	75,77 %	Cl ist stabil mit 18 Neutronen
³⁶Cl	{syn.}	301.000 a	β-	0,709	³⁶Ar
³⁶Cl	{syn.}	301.000 a	ε	1,142	³⁶S
³⁷Cl	24,23 %	Cl ist stabil mit 20 Neutronen
³⁸Cl	{syn.}	37,24 min	β-	4,917	³⁸Ar
³⁹Cl	{syn.}	55,6 min	β-	3,442	³⁹Ar
⁴⁰Cl	{syn.}	1,35 min	β-	7,480	⁴⁰Ar
⁴¹Cl	{syn.}	38,4 s	β-	5,730	⁴¹Ar

NMR-Eigenschaften

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Das Chlor (von altgriechisch χλωρός, chlorós, „grün“, wegen der gelbgrünen Farbe von Chlorgas) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Cl und der Ordnungszahl 17. Aufgrund seiner Eigenschaften gehört Chlor zur Gruppe der Halogene, der 7. Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente.

Inhaltsverzeichnis

1 Geschichte
2 Vorkommen
3 Gewinnung und Darstellung
4 Eigenschaften
- 4.1 Physikalische Eigenschaften
- 4.2 Chemische Eigenschaften
5 Isotope
6 Verwendung
7 Biologische Bedeutung
8 Nachweis
9 Sicherheitshinweise
10 Verbindungen
11 Weblinks

[Bearbeiten] Geschichte

Chlor wurde 1774 von Carl Wilhelm Scheele entdeckt. Humphry Davy entdeckte, dass Chlor ein Element ist. Vorher wurde es für ein Oxid gehalten.

Im Ersten Weltkrieg wurde Chlorgas in der Nähe der Stadt Ypern in Flandern als chemische Waffe eingesetzt, was zu vielen Toten und zahlreichen, teilweise lebenslang geschädigten Soldaten führte. Bald wurde es jedoch durch wirksamere Giftgase ersetzt, zum Beispiel Phosgen.

[Bearbeiten] Vorkommen

Chlor existiert in der Natur, da es ein sehr reaktionsfreudiges Element ist, nicht in elementarer Form, sondern vorwiegend als Anion Cl^- (Chlorid). Es gibt aber auch natürliche organische Chlorverbindungen mit kovalenter Bindung. Als Bestandteil von Salzen wie z. B. Natriumchlorid und Kaliumchlorid findet man es in vielen großen Salzlagerstätten auf der Welt. Chloride kommen zu ungefähr 0,05 % in der Erdkruste vor.

[Bearbeiten] Gewinnung und Darstellung

Im großindustriellen Maßstab wird Chlor vorwiegend durch die so genannte Chloralkali-Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung oder -Schmelze gewonnen:

$\mathrm{2\,NaCl + 2\,H_2O \rightarrow 2\,NaOH + Cl_2 + H_2}$

$\mathrm{2\,NaCl \rightarrow 2\,Na + Cl_2}$

Es fallen Natronlauge und Wasserstoff (beim Einsatz von NaCl-Lösung) bzw. Natrium (beim Einsatz von NaCl-Schmelze) als Kuppelprodukte an.

Als Ausgangsmaterial wird ebenso Salzsäure verwendet, die bei der Umsetzung von Chlor mit organischen Kohlenwasserstoffen entsteht. Diese kann mit Hilfe von elektrischem Strom in wässrige Lösung wieder in Chlor umgewandelt werden:

$\mathrm{2\,HCl \rightarrow Cl_2 + H_2}$

Vor dem Aufkommen der Elektrolyseverfahren zur Chlorproduktion wurde auch die direkte Oxidation von Chlorwasserstoff mit Sauerstoff oder Luft nach dem so genannten Deacon-Verfahren ausgeübt:

$\mathrm{4\,HCl + O_2 \rightarrow 2\,Cl_2 + 2\,H_2O}$

Die Durchführung dieser Gleichgewichtsreaktion wurde an Katalysatoren auf Basis von Kupfer(II)-chlorid (CuCl₂) durchgeführt. Aufgrund der extrem korrosiv wirkenden Reaktionsmischung ist die technische Durchführung jedoch mit großen Schwierigkeiten verbunden.

Das Produktionsvolumen von Chlor weltweit beträgt 2004 etwa 45 Millionen Tonnen.

Im Labor kann Chlor aus Salzsäure hergestellt werden:

Reaktion von Kaliumpermanganat mit konzentrierter Salzsäure
Reaktion von Braunstein mit konzentrierter Salzsäure
Reaktion von Chlorkalk mit konzentrierter Salzsäure

[Bearbeiten] Eigenschaften

[Bearbeiten] Physikalische Eigenschaften

3 ml Chlorgas in Ampulle

Das gelbgrüne Chlor ist unter Normalbedingungen (1013,25 hPa, 0 °C) gasförmig . Es riecht stechend und ist in der Gefahrstoffliste als giftig eingestuft. Chlor ist in Wasser relativ gut löslich: In einem Liter lösen sich bei 25 °C und Atmosphärendruck 0,0921 mol. Diese wässrige Lösung des Chlors nennt sich Chlorwasser (nicht etwa Salzsäure), enthält aber geringe Mengen von Salzsäure. Beim Abkühlen einer gesättigten Lösung auf 0 °C scheiden sich grünlich-gelbe Chlor-Klathrate der Zusammensetzung Cl₂ · 2 H₂O ab. Beim Erwärmen auf 9,6 °C zersetzen sich diese wieder.

[Bearbeiten] Chemische Eigenschaften

Chlor eignet sich aufgrund seines hohen Normalpotenzials von 1,358 Volt besonders gut als Oxidationsmittel. Chlor brennt nicht in der Luft, ist aber eines der reaktionsfähigsten Elemente im Periodensystem der Elemente. Es reagiert bereits bei Normaltemperatur mit zahlreichen Elementen, vielen organischen und anorganischen Verbindungen zum Teil sehr heftig unter starker Wärmeentwicklung.

Mit Wasserstoff reagiert es explosionsartig in der so genannten Chlorknallgasreaktion, wenn zu Beginn eine Bestrahlung mit kurzwelligem Licht oder eine lokale Erwärmung stattfindet. Die zugeführte Energie bewirkt die Spaltung des Cl₂-Moleküls:

$\mathrm{Cl_2 + 243{,}52\,kJ \rightarrow 2\,Cl\cdot}$

Ein Chlormolekül wird durch Energiezufuhr in zwei Chloratome (Radikale) gespalten.

Damit startet eine Radikalkettenreaktion:

$\mathrm{Cl\cdot + H_2 \rightarrow HCl + H\cdot}$

$\mathrm{H\cdot + Cl_2 \rightarrow HCl + Cl\cdot}$

Die Einwirkung von Chlor auf Elementwasserstoffe (EH_n) führt zu einem teilweisen Wasserstoffentzug:

$\mathrm{Cl_2 + CH_4 \rightarrow HCl + CH_3Cl}$

Die Reaktion von Chlor und Methan bei 400 °C ergibt Chlorwasserstoff und Chlormethan sowie höher chloriertes Methan.

Ein Chlor/Ammoniak-Gemisch reagiert zu Chloramin:

$\mathrm{Cl_2 + NH_3 \rightarrow HCl + NH_2Cl}$

Im Vergleich dazu wird Ammoniak unter drastischen Bedingungen mit unverdünntem Chlor zu Stickstoff und Chlorwasserstoff umgesetzt:

$\mathrm{3\ Cl_2 + 2\,NH_3 \rightarrow 6\,HCl + N_2}$

[Bearbeiten] Isotope

Das natürlich vorkommende Chlor ist ein Gemisch aus zwei stabilen Isotopen: ³⁵Cl, das etwa 75 % ausmacht, und ³⁷Cl.

In der Atmosphäre beobachtet man zudem bei der Wechselwirkung zwischen ³⁶Ar und den Protonen der kosmischen Strahlung die Entstehung des instabilen Isotops ³⁶Cl. Größere Mengen dieses Isotops wurden bei der Bestrahlung der Luft während der atmosphärischen Atomwaffenversuche zwischen 1952 und 1958 erzeugt. ³⁶Cl besitzt eine Halbwertszeit von 301.000 Jahren und zerfällt unter β^--Strahlung in ³⁶Ar oder unter Elektroneneinfang in ³⁶S.

[Bearbeiten] Verwendung

Die hohe Reduktionsfreudigkeit (Chlor ist Oxidationsmittel) von Chlor führte zum Einsatz von Chlor als Bleichmittel (beispielsweise Papierindustrie). In dieser Rolle wird es wegen seiner Umweltschädlichkeit immer mehr durch Wasserstoffperoxid ersetzt. Nicht wegzudenken ist Chlor wegen seiner Reaktionsfähigkeit in der chemischen Industrie, wo es in Endprodukten wie z. B. PVC, Bleichmittel und Salzsäure anzutreffen ist. Chlor ist eine wichtige Grundchemikalie bei der Herstellung von Polyurethan und Polycarbonat.

Chlor wird als preiswertes Desinfektionsmittel für das Trinkwasser eingesetzt. Insbesondere die entstehende hypochlorige Säure greift Viren und Bakterien an. Vorteilhaft gegenüber anderen Mitteln ist die so genannte Depot-Wirkung. D. h. nach der Zugabe im Wasserwerk wirkt es auch im Rohrleitungsnetz noch über längere Zeit desinfizierend.

Außerdem verwenden die meisten Schwimmbäder es in sehr kleiner Dosierung als Desinfektionsmittel für ihr Badewasser. Der typische Schwimmbadgeruch ist deshalb der Geruch von Chlor.

[Bearbeiten] Biologische Bedeutung

Physiologisch besitzt Chlor in Form von Chlorid als Mineralstoff eine große Bedeutung. Aufgenommen wird es über die Nahrung überwiegend in Form von Kochsalz (Natriumchlorid). Tagtäglich nimmt man zwischen 3 und 12 g Chlorid zu sich. Die Ausscheidung erfolgt über Niere und Schweiß.

Chlorid ist notwendig zur Produktion von Magensäure und zur Aufrechterhaltung der Osmose im Organismus. Es ist auch unentbehrlich für die Impulsleitung in den Nervenfasern. Viele organische Chlorverbindungen sind gesundheitsschädlich oder giftig, insbesondere für Insekten. Sie werden deshalb als Insektizide eingesetzt

[Bearbeiten] Nachweis

Nachweisreaktion für Chlor durch Einleiten in NaI-Lösung sowie NaBr-Lösung jeweils mit Hexan

Chlor lässt sich nach Einleitung in Natriumiodid- oder -bromidlösung nachweisen, da es das Iodid zu Iod oxidiert, welches mit Hexan extrahiert werden kann (Redoxreaktion).

Chlorid (Cl^-) lässt sich in einer Nachweisreaktion aus wässriger Lösung nach dem Ansäuern mit Salpetersäure mit Silbernitrat fällen. Es entsteht ein weißer Niederschlag von Silberchlorid. (Man kann mit diesem Versuch neben den Chloriden auch Jodide und Bromide nachweisen.) In verdünntem Ammoniakwasser löst sich dieser wieder auf (Komplexbildungsreaktion).

$\mathrm{Cl^- + AgNO_3 \rightarrow AgCl + NO_3^-}$

[Bearbeiten] Sicherheitshinweise

Gefährliche Reaktionen u. a. mit Ammoniak, Bromwasserstoff, Butadien, Butan, Buten, Ether, Kohlenoxid, Methan, Propan, Schwefeldioxid und Wasserstoff sind möglich.

Mit der Feuchtigkeit der Schleimhäute erfolgt Bildung von hypochlorige Säure und Salzsäure, die das Gewebe angreifen. Die Inhalation führt je nach Konzentration zu Reizung der Schleimhäute, Husten, bei längerer Einwirkung auch zu Bluthusten und Atemnot, sowie Erstickungserscheinungen. Bei Inhalation großer Mengen besteht Lebensgefahr. Flüssiges Chlor wirkt stark ätzend auf die Haut.

[Bearbeiten] Gesundheitsgefährdung

Giftig beim Einatmen.

Das Gas wirkt sehr stark reizend auf die Atemwege, aber auch auf Augen, Haut und die Verdauungswege. Lungenschäden, bei chronischer Einwirkung auch Herz- und Kreislaufschäden sind auch nach anfänglicher Beschwerdefreiheit möglich. Flüssiges Chlor wirkt auf die Haut stark ätzend. Chlorwasser führt zu Reizungen und langwierigen Ekzemen (Perna-Krankheit, bei entsprechender Disposition Chlor-Akne).

Chlorkonzentrationen von etwa 0,5 % in der Atemluft sind für den Menschen tödlich. 0,001 % Chlor in der Atemluft haben bereits erste pathologische Wirkungen zur Folge. Der maximale Arbeitsplatzgrenzwert in Deutschland (TRGS 900, Luftgrenzwert) liegt zurzeit bei 0,5 ppm bzw. 1,5 mg pro Kubikmeter Luft.

[Bearbeiten] Schutzmaßnahmen und Verhaltensregeln (bei der Wasserchlorung)

Behälter dicht geschlossen an einem gut gelüfteten Ort aufbewahren. Bei Betreten des Chlorgasraumes immer Fluchtfilter mitführen. Flaschen und Anlageteile vor offenen Flammen, Wärme und Sonneneinstrahlung sowie besonders vor Feuchtigkeit schützen. Festsitzende Armaturen nicht mit Gewalt öffnen, Ventile usw. nur ohne Hilfsmittel betätigen. Rohrleitungen oder festsitzende Ventile nicht auf Temperaturen über 50 °C erwärmen. Bei Chlorgasalarm Raum/Bereich nicht mehr betreten. Liegen unklare Verhältnisse vor, darf der Raum/Bereich nur mit umgebungsluftunabhängigen Atemschutzgerät und dichtschließenden Chemieschutzanzug betreten werden (Feuerwehr). Chlorgasflaschenwechsel darf nur unter Atemschutz (bei Chlorflaschen: Vollmaske mit Filter B2 Kennfarbe grau oder besser, bei Chlorfässern: umluftunabhängiges Atemschutzgerät) erfolgen, Schutzhandschuhe tragen. Der Filter wird bei einem Chlorgasausbruch nach ca. 30 Sekunden unwirksam, er wird nur als Fluchtfilter benutzt. Dichtigkeit der Armaturen nach jedem Chlorgasflaschenwechsel und sonst wöchentlich mit Prüfreagenz (Ammoniaklösung) kontrollieren (Bildung eines weißen Nebels bei Undichtigkeit). Chlorgasflaschen gegen Umstürzen sichern (Bügel oder Kette). Die Wasservorlage im Bodenablauf wöchentlich prüfen und ggf. auffüllen. Unbenutzte Flaschen sowie Flaschen für den Transport mit Ventilschutzmutter und Ventilschutzkappe sichern.

[Bearbeiten] Erste Hilfe

Allgemein: Verunreinigte Kleidung sofort entfernen.

Nach Einatmen: Frischluft zuführen, ggf. Atemspende, Ruhe, Wärme, Atemwege freihalten. Falls vorhanden Budesonid-Spray (beispielsweise Pulmicort^®) verabreichen. Keinen Alkohol zuführen. Schnellstmöglicher Transport zum Arzt auch bei momentaner Beschwerdefreiheit in halbsitzender Haltung.

Nach Hautkontakt: Sofort mit Seife und viel Wasser waschen und steril verbinden (Brandwundentuch). Sofortiger Transport zum Arzt.

Nach Augenkontakt: Mit Augendusche oder unter fließendem Wasser 10 bis 15 Minuten bei gut geöffnetem Lidspalt spülen. Danach Verletzten sofort augenärztlich behandeln lassen.

[Bearbeiten] Verbindungen

Chlor kommt in den Oxidationsstufen -1 bis +7 vor. In der Oxidationsstufe -1 ist Chlor als Chlorid-Anion in vielen Salzen, v.A. der Alkalimetalle enthalten. Beispiele sind Natriumchlorid, Kaliumchlorid und Lithiumchlorid. Die wichtigste Cl^-1-Verbindung ist aber Chlorwasserstoff HCl und die wässrige Lösung davon, die Salzsäure als eine der wichtigsten Säuren.

Verbindungen der Oxidationsstufen +1, +3, +5 und +7 gibt es v.a. als Chlorsauerstoffsäuren. Die sind mit Oxidationsstufe +1 die Hypochlorige Säure HClO mit ihren Salzen wie Natriumhypochlorit. Mit steigender Oxidationsstufe folgen die Chlorige Säure HClO₂, die Chlorsäure HClO₃ und die Perchlorsäure HClO₄. Diese ist die stärkste dieser Säuren und als einzige Chlorsauerstoffsäure rein beständig, aber dennoch explosiv. Die anderen sind nur als Lösung oder Salz stabil.

Chlor spielt auch eine große Rolle für die organische Chemie .

Bsp. für Chlororganische Verbindungen sind