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Siehe auch: Fluor, Brom, Periodensystem der Elemente, Phosgen 
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Chlor

Autor: H. Lohninger

Ordnungszahl 17
Symbol Cl
CAS-Nr. 7782-50-5
Atomgewicht (1) 35.446 ... 35.457 amu
Elektronenkonfiguration [Ne] 3s2 3p5
Schmelzpunkt -100.98 °C
Siedepunkt -34.1 °C
Dichte [0°C] 3.214 g/cm3
Quellen: Enghag 2004 , Wieser 2011
Geschichte
Chlor wurde zum ersten Mal 1774 durch C.W. Scheele aus Pyrolusit (Braunstein) mit Salzsäure freigesetzt. Allerdings glaubte Scheele, dass das freigesetzte Gas "dephlogisierte Salzsäure" enthalte. Erst 1810 konnte H. Davy zeigen, dass es sich bei dem freigesetzten Gas um ein neues Element handelt, dem er den Namen Chlor gab (wegen seiner gelbgrünen Farbe, chloros = griech. gelbgrün).
Vorkommen
In der Natur kommt Chlor nicht in freiem Zustand vor, sondern praktisch ausschließlich als Chlorid. Die wichtigsten Mineralien sind Chloride von Natrium, Kalium und Magnesium: Steinsalz, Halit (Natriumchlorid), Sylvin (Kaliumchlorid), Bischofit (Magnesiumchlorid), und Carnallit (Kaliummagnesiumchlorid). In Meerwasser bildet Natriumchlorid die Hälfte aller gelösten Salze.
Elementares Chlor ist bei Raumtemperatur ein gelblich-grünes Gas. Foto: Wikimedia Commons, user Tomihahndorf
Eigenschaften
Chlor ist ein giftiges, gelbgrünes, sehr reaktionsfreudiges Gas, das etwa 2.5 mal so schwer wie Luft ist. Es verätzt schon in geringen Konzentrationen Körperteile, die mit ihm in Berührung kommen. Einatmen von Chlorgas führt schnell zum Tod. Die maximale Arbeitsplatzkonzentration liegt bei 500 ppb. Chlor kann bei Raumtemperatur bereits bei ca. 7 bar verflüssigt werden und kommt deshalb als flüssiges Chlor in (grauen) Stahlbomben in den Handel.

Chlor löst sich relativ gut in Wasser (bei 25°C rund 0.1 mol/L), diese Lösung heißt auch Chlorwasser. Das gelöste Chlor disproportioniert in Wasser zu Salzsäure und Hypochloriger Säure:

Cl2 + H2O HCl + HOCl

Die gebildete Hypochlorige Säure wirkt oxidativ und kann viele Farbstoffe durch Oxidation zerstören (Chlorbleiche).

Feuchtes Chlor greift fast alle Metalle an, Ausnahmen sind Tantal und Titan (das aber mit trockenem Chlor spontan reagiert). Trockenes Chlorgas kann in Stahlbehältern und Stahlleitungen transportiert werden. Dabei ist allerdings auf niedrige Temperaturen zu achten, da ab 170°C Eisen mit Chlor reagiert (Chloreisenbrand). Für Hochtemperaturanwendungen darf deshalb kein Stahl verwendet werden, es bietet sich Nickel als Werkstoff an.

Darstellung
Chlor ist eine der Grundchemikalien der chemischen Industrie und wird heute praktisch ausschließlich durch Chloralkali-Elektrolyse hergestellt, bei der eine wässrigen NaCl-Lösung elektrolysiert wird. Dabei entsteht neben Chlor auch Wasserstoff und Natriumhydroxid:

2 NaCl + 2 H2O H2 + 2 NaOH + Cl2

Um zu verhindern, dass die gebildeten Hydroxidionen mit dem freigesetzen Chlor zu Hypochlorit reagieren, muss eine strikte Trennung von Anoden- und Kathodenraum erfolgen, für die es im Prinzip drei Verfahren gibt: das Amalgam-Verfahren, das Diaphragma-Verfahren und das Membranverfahren.

Im Labor lässt sich Chlor darstellen, in dem man Salzsäure auf Kaliumpermanganat, KMnO4, oder Chlorkalk, CaCl(OCl), tropft:

2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O,
bzw.
CaCl(OCl) + 2 HCl CaCl2 + H2O + Cl2

Verwendung
Die wichtigsten Anwendungsgebiete elementaren Chlors ist die Sterilisierung von Wasser. Darüberhinaus wird es von der chemischen Industrie in großen Mengen eingesetzt. Chlor in gebundener Form ist in sehr vielen Produkten des täglichen Gebrauchs enthalten (Beispiele: PVC-Kunststoffe, diverse Lösungsmittel, Kochsalz, Bleichmittel, etc.)


(1) Die Isotopenzusammensetzung von Chlor kann örtlich variieren. Die IUPAC gibt deshalb für das Atomgewicht natürlich vorkommenden Chlors ein Intervall an.


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Last Update: 2013-08-08