| Eigenschaften | ||||||||||||||||
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| Allgemein | ||||||||||||||||
| Name, Symbol, Ordnungszahl | Chlor, Cl, 17 | |||||||||||||||
| Elementkategorie | ||||||||||||||||
| Gruppe, Periode, Block | 17, 3, p | |||||||||||||||
| Aussehen | gelblich-grün | |||||||||||||||
| Massenanteil an der Erdhülle | 0,19 | |||||||||||||||
| Atomar | ||||||||||||||||
| Atommasse | 35,453 u | |||||||||||||||
| Atomradius (berechnet) | 100 (79) pm | |||||||||||||||
| Kovalenter Radius | 99 pm | |||||||||||||||
| Van-der-Waals-Radius | 175 pm | |||||||||||||||
| Elektronenkonfiguration | [Ne] 3s2 3p5 | |||||||||||||||
| 1. Ionisierungsenergie | 1251,2 | |||||||||||||||
| 2. Ionisierungsenergie | 2298 | |||||||||||||||
| 3. Ionisierungsenergie | 3822 | |||||||||||||||
| 4. Ionisierungsenergie | 5159 | |||||||||||||||
| 5. Ionisierungsenergie | 6542 | |||||||||||||||
| 6. Ionisierungsenergie | 9362 | |||||||||||||||
| 7. Ionisierungsenergie | 11018 | |||||||||||||||
| Physikalisch | ||||||||||||||||
| Aggregatzustand | gasförmig | |||||||||||||||
| Kristallstruktur | orthorhombisch | |||||||||||||||
| Dichte | 3,214 kg · m−3 bei 273 K | |||||||||||||||
| Mohshärte | - | |||||||||||||||
| Magnetismus | diamagnetisch | |||||||||||||||
| Schmelzpunkt | 171,6 K (−101,5 °C) | |||||||||||||||
| Siedepunkt | 239,11 (−34,04 °C) | |||||||||||||||
| Molares Volumen | 22,1 · 10−3 m3·mol−1 | |||||||||||||||
| Verdampfungsenthalpie | 10,2 | |||||||||||||||
| Schmelzenthalpie | 3,203 kJ·mol−1 | |||||||||||||||
| Dampfdruck | 3,67 · 106 Pa | |||||||||||||||
| Schallgeschwindigkeit | 206 m·s−1 | |||||||||||||||
| Spezifische Wärmekapazität | 480 J·kg−1·K−1 | |||||||||||||||
| Wärmeleitfähigkeit | 0,0089 W·m−1·K−1 | |||||||||||||||
| Chemisch | ||||||||||||||||
| Oxidationszustände | ±1, 3, 4, 5, 6, 7 | |||||||||||||||
| Normalpotential | 1,358 V (Cl + e− → Cl−) | |||||||||||||||
| Elektronegativität | 3,16 (Pauling-Skala) | |||||||||||||||
| Isotope | ||||||||||||||||
| Weitere Isotope siehe Liste der Isotope | ||||||||||||||||
| NMR-Eigenschaften | ||||||||||||||||
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| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| MAK |
1,5 mg/m3[1] | |||||||||||||||
| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | ||||||||||||||||
Chlor (von griech. χλωρός chlōrós „hellgrün, frisch“; wegen der gelbgrünen Farbe des Chlorgases) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Cl und der Ordnungszahl 17. Im Periodensystem der Elemente steht es in der 7. Hauptgruppe und gehört damit zu den Halogenen. Es liegt unter Normalbedingung in Form des zweiatomigen Moleküls Cl2 gasförmig vor, ist sehr reaktiv, und sehr giftig. Chlor kommt wie alle anderen Halogene ausschließlich in gebundener Form vor.
Geschichte
Elementares Chlor wurde erstmals 1774 von Carl Wilhelm Scheele dargestellt. Er ließ dabei Salzsäure mit Braunstein reagieren. Dabei erkannte er jedoch nicht, dass es sich bei dem dabei entstehenden Produkt um ein neues Element handelt. Stattdessen wurde von den meisten Chemikern wie Antoine Laurent de Lavoisier angenommen, dass der Stoff mit Sauerstoff angereicherte Muriumsäure sei. Der Grund für diese Annahme lag darin, dass die Salzsäure für eine sauerstoffhaltige Säure eines hypothetischen Elementes, des Muriums, gehalten wurde. Durch den Kontakt mit dem Mangandioxid sollte diese dann weiteren Sauerstoff aufnehmen.[2] Dies wurde scheinbar von Marcelin Berthelot bestätigt, der beobachtete, dass Chlorwasser bei Belichtung Sauerstoff abgibt.[3]
Nachdem Versuche gescheitert waren Sauerstoff, etwa durch Erhitzen mit Kohlenstoff, aus der Verbindung abzuspalten, erkannte Humphry Davy 1808[4], dass es sich bei der Substanz um ein neues Element und nicht um eine sauerstoffhaltige Verbindung handelt. Er nannte das neue Element auf Grund seiner charakteristischen hellgrünen Farbe nach dem griechischen χλωρός chlōrós „hellgrün, frisch“ auf den Namen Chlor.[5]
Zunächst wurde Chlor überwiegend nach einem von Walter Weldon entwickelten Verfahren aus Salzsäure und Mangandioxid gewonnen. Da dies nicht sehr effektiv war, wurde es 1866 durch das von Henry Deacon entwickelte Deacon-Verfahren ersetzt. Dabei diente billiger Luftsauerstoff als Oxidationsmittel und Kupfer(II)-chlorid als Katalysator. Chlor wurde zwar schon 1800 erstmals elektrolytisch hergestellt, jedoch spielte dies bis zur Entwicklung der nötigen Generatoren durch Werner von Siemens Ende des 19. Jahrhunderts keine große Rolle. Seitdem sind elektrochemische Herstellungsverfahren die weitaus wichtigsten Produktionsverfahren von Chlor.[4]
Die historisch wichtigste Verwendung von Chlor liegt in der Anwendung als Bleichmittel. Dazu konnte es entweder elementar eingesetzt werden oder durch Reaktion mit Calciumhydroxid zu Chlorkalk weiterverarbetet werden.[2]
Im Ersten Weltkrieg wurde Chlorgas erstmals als chemische Waffe eingesetzt. Der Einsatz am 22. April 1915 in der Nähe der Stadt Ypern in Flandern durch deutsche Truppen führte zu vielen Toten und zahlreichen, teilweise lebenslang geschädigten Soldaten. Bald wurde es jedoch durch wirksamere Giftgase ersetzt, zum Beispiel Phosgen.
Vorkommen
Chlor existiert in der Natur nicht in elementarer Form sondern vorwiegend als Anion Cl− (Chlorid), da es ein sehr reaktionsfreudiges Element ist. Es gibt aber auch natürliche organische Chlorverbindungen mit kovalenter Bindung. Es ist Bestandteil von gewöhnlichem Salz (Natriumchlorid). Salze wie Natriumchlorid und Kaliumchlorid findet man in vielen großen Salzlagerstätten auf der Welt. Chloride kommen zu ungefähr 0,05 % in der Erdkruste vor.
Gewinnung und Darstellung
Im großindustriellen Maßstab wird Chlor vorwiegend durch die sogenannte Chloralkali-Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung oder -Schmelze gewonnen. Die drei wichtigsten Varianten sind das Amalgamverfahren sowie das Membran- und das Diaphragmaverfahren. Es laufen folgende Reaktionen ab:
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 mithilfe von elektrischem Strom in wässriger Lösung wieder in Chlor umgewandelt werden:
Vor dem Aufkommen der Elektrolyseverfahren zur Chlorproduktion wurde auch die direkte Oxidation von Chlorwasserstoff mit Sauerstoff oder Luft nach dem Deacon-Verfahren eingesetzt:
Diese Gleichgewichtsreaktion wurde an Katalysatoren auf der 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 betrug 2004 weltweit 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
- Die Reaktion findet jedoch auch bei Einwirkung schwächerer Säuren, wie der Kohlensäure aus der Luft statt.
Eigenschaften
Physikalische Eigenschaften
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 sie sich wieder.
Kritische Daten
Temperatur 143,9 °C (417,1 K), Druck 77,1 bar, Dichte 0,567 g/cm3 [6].
Chemische Eigenschaften
Chlor eignet sich aufgrund seines hohen Normalpotentials 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:
- Ein Chlormolekül wird durch Energiezufuhr in zwei Chloratome (Radikale) gespalten.
Damit startet eine Radikalkettenreaktion:
Im Überschuss mit Wasser bei 0 °C bildet sich das Hydrat als kubische gelbe Kristalle, die sich oberhalb 9,6 °C zersetzen:[7]
Die Einwirkung von Chlor auf Elementwasserstoffe (EHn) führt zu einem teilweisen Wasserstoffentzug:
- Die Reaktion von Chlor und Methan bei 400 °C ergibt Chlorwasserstoff und Chlormethan sowie höher chloriertes Methan.
Ein Chlor/Ammoniak-Gemisch reagiert zu Chloramin:
Im Vergleich dazu wird Ammoniak unter drastischen Bedingungen mit unverdünntem Chlor zu Stickstoff und Chlorwasserstoff umgesetzt:
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.
Verwendung
Die hohe Reaktionsfreudigkeit und Wirkung von Chlor als Oxidationsmittel führte zum Einsatz als Bleichmittel, beispielsweise in der 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 im Wasser entstehende hypochlorige Säure ist aufgrund ihrer Eigenschaft als starkes Oxidationsmittel wirksam gegen Mikroorganismen und Viren. Vorteilhaft gegenüber anderen Mitteln ist die so genannte Depot-Wirkung; d.h. nach der Zugabe im Wasserwerk wirkt Chlor auch im Rohrleitungsnetz noch über längere Zeit desinfizierend. Die Chlorung des Trinkwassers ist nach der DIN 2000 nicht vorgesehen, muss aber dennoch in den Wasserwerken vorgehalten werden. Eine Chlorung darf nur durch das Gesundheitsamt angeordnet werden. Außerdem verwenden die meisten Schwimmbäder es in sehr kleiner Dosierung als Desinfektionsmittel für ihr Badewasser. Durch die Reaktion von Chlor mit organischen Stoffen im Beckenwasser entstehen Abfallprodukte, diese machen den bekannten Schwimmbadgeruch aus: je mehr Verunreinigungen sich im Wasser befinden, desto mehr Geruchswahrnehmung entsteht für den Badbesucher.
Biologische Bedeutung
Physiologisch besitzt Chlor in seiner ionischen 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 die Nieren und im 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 und somit nicht-ionische Chlorverbindungen sind hingegen gesundheitsschädlich oder giftig, insbesondere für Insekten. Sie werden deshalb als Insektizide eingesetzt.
Nachweis
Chlor lässt sich nach Einleitung in Natriumiodid- oder -bromidlösung nachweisen, da es das Iodid zu Iod, beziehungsweise das Bromid zu Brom, 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).
Sicherheitshinweise
Gefährliche Reaktionen u. a. mit Ammoniak, Halogenwasserstoffen, Butadien, Butan, Buten, Ether, Kohlenmonoxid, 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.
Gesundheitsgefährdung
Chlorgas ist giftig beim Einatmen. Es 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.
Eine spanische Studie kam zu dem Ergebnis, dass chloriertes Wasser das Risiko für Blasenkrebs erhöhe. Demnach haben Menschen, die chloriertes Wasser tranken, ein um 35 Prozent erhöhtes Risiko auf Blasenkrebs. Schwimmen im Chlorwasser steigere die Gefahr sogar um 57 Prozent.[8]
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. Dichtheit 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.
Erste Hilfe
Allgemein: Verunreinigte Kleidung sofort entfernen.
Nach Einatmen: Frischluft zuführen, Ruhe, Wärme, Atemwege freihalten. Falls vorhanden inhalatives Kortison (Kortison-Spray, beispielsweise Pulmicort®) verabreichen. Keinen Alkohol zuführen. Schnellstmöglicher Transport zum Arzt auch bei momentaner Beschwerdefreiheit in halbsitzender Haltung. Wegen der Kontaminationsgefahr für den Helfer darf keine direkte Atemspende durchgeführt werden [9]
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. Verletzungen sofort augenärztlich behandeln lassen.
Verbindungen
Chlor kommt mit Oxidationszahlen von −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
Einzelnachweise
- ↑ Sicherheitsdatenblatt (Air Liquide)
- ↑ a b William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Wiesbaden 1997, S. 74, ISBN 3-528-06645-8.
- ↑ Chlor. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, 2008 (online)
- ↑ a b Peter Schmittinger et. al.: Chlorine. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2006. ISBN 978-3527303854
- ↑ George Porter: Chlorine – An Introduction. In: Pure a. Appl. Chem., 1996, 68, 9, S. 1683–1687. doi:10.1351/pac199668091683
- ↑ Römpps Chemielexikon achte Auflage 1988. ISBN 978-3131078308
- ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 274. ISBN 012126601X
- ↑ Cristina M. Villanueva et al.: Bladder Cancer and Exposure to Water Disinfection By-Products through Ingestion, Bathing, Showering, and Swimming in Pools. In: Am. J. Epidemiol. Bd. 165, Nr. 2, 2007, ISSN 0002-9262, S. 148–156. doi:10.1093/aje/kwj364
- ↑ Erste-Hilfe bei Chlorgasunfällen-Chlorgasvergiftung :: DRK OV Oberhausen-Rheinhausen
