Eigenschaften des Elements
| Einordnung in das Periodensystem der Elemente und Eigenschaften |
Atombau |
| Ordnungszahl: 17 | 17 Protonen 17 Elektronen |
| 3. Periode | 3 besetzte Elektronenschalen |
| VII. Hauptgruppe | 7 Außenelektronen |
| Elektronenkonfiguration im Grundzustand | Ne 3s23p5 |
| Elektronegativität | 3,0 |
| Ionisierungsenergie in eV | 12,967 |
| häufigste Oxidationszahlen | 7, 5, 3, 1, -1 |
| Atommasse des Elements in u | 35,45 |
| Atomradius in 10- 1 0m | 0,99 |
| Ionenradius in 10- 1 0m | 1,81 (-1) |
| Aggregatzustand im Normalzustand | gasförmig |
Stoffkonstanten und Häufigkeit des Vorkommens in der Natur
Chlor im Zylinder
Schalenmodell
Periode: 3 (M)
Hauptgruppe: VII
Außenelektronen: 7
Isotope des Elements
Es gibt neben den zwei natürlich vorkommenden, stabilen Isotopen noch 18 künstliche, radioaktive Isotope, von denen nur einige exemplarisch in der folgenden Tabelle aufgeführt sind. Die leichteren Isotope (A<37) zerfallen zu Schwefel-Isotopen, die schwereren Isotope (A>37) zu den entsprechenden Argon-Isotopen.
| Ordnungszahl Z | Massen- zahl A | Atommasse in u | Häufigkeit in % |
Art der Strahlung und Energie in MeV |
Halbwertszeit |
| 17 | 35 | 34,968 851 | 75,8% | ||
| 36 | 35,968 309 | künstlich | β  : 0,7 |
3 · 105 a | |
| 37 | 36,965 898 | 24,2% | |||
| 38 | 37,968 005 | künstlich | β : 4,9 |
38 min. | |
| 39 | 38,968 | künstlich | β : 1,9 |
56 min. | |
| 40 | 39,970 | künstlich | β : 3,2 |
1,4 min. |
Energieniveauschema
Weitere Eigenschaften
Chlor ist bei Zimmertemperatur ein gasförmiger, stechend riechender Stoff. Der Name weist auf seine Farbe hin: gelbgrün. Chlor ist giftig. Bei Kontakt mit den Schleimhäuten kann es zu Verätzungen kommen. Unter einer Temperatur von -34 °C wird es flüssig und bei -101 °C fest und bildet Kristalle. Das Gas ist mäßig in Wasser löslich. Besonders in feuchtem Zustand ist es sehr aggressiv. Es reagiert mit vielen Metallen (auch mit Gold) und wirkt auf Farbstoffe bleichend. Die Reaktion mit Metallen zu Metallchloriden verläuft meist sehr heftig, oft sogar unter Feuererscheinung. Mit Wasserstoff bildet Chlor explosive Gemische (Chlorknallgas).
Entdeckung
1774 führte der schwedische Chemiker CARL WILHELM SCHEELE einen Versuch durch, bei dem er Braunstein mit Schwefelsäure und Natriumchlorid reagieren ließ. Das dabei entstandene Chlor hielt er für eine Verbindung und nannte diese dephlogistierte Salzsäureluft. Durch SIR HUMPHRY DAVY wurde 1810 erstmals erkannt, dass es sich bei Chlor um ein chemisches Element handelt. Er gab ihm auch seinen Namen «Cloricgas» bzw. «Clorine». Die Bezeichnung kommt aus dem Griechischen (chloros = gelbgrün) und weist auf die gelblich grüne Färbung des Gases hin.
Vorkommen/Herstellung
Chlor steht an 11. Stelle der Elementhäufigkeit. Damit ist es eins der häufig vorkommenden Elemente der Erde. Chlor kommt in der Natur jedoch nur in vulkanischen Gasen in Spuren elementar vor, weil es außerordentlich reaktionsfreudig ist. Stattdessen ist es chemisch gebunden vor allem in Form von Salzen (meist Chloriden) weit verbreitet. Diese können als Salzlagerstätten im Erdinneren auftreten. Im Meerwasser kommen Chloride gelöst vor. Die wichtigsten Beispiele dafür sind die Alkalichloride und die Magnesiumchloride. Einige Binnengewässer und unterirdische Solequellen haben besonders hohe Konzentrationen an Chlorid-Ionen (meist Kochsalz). Typische Vertreter solcher Binnenseen sind der Great Salt Lake in Utah und das Rote Meer. Die Chlorid-Reserven der Erde sind nahezu unbegrenzt, wobei jährlich etwa 200 Millionen Tonnen abgebaut werden. Chlor wird beim Amalgamverfahren (Quecksilber-Verfahren) durch Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung unter Verwendung von Quecksilber (Katode) hergestellt. Beim Diaphragma-Verfahren erfolgt die Elektrolyse einer Natriumchlorid-Lösung in einer Elektrolyse-Zelle mit Scheidewand (Diaphragma), welche Anodenraum und Katodenraum trennt. Im Labor gewinnt man Chlor u. a. durch die Reaktion von Salzsäure mit Kaliumpermanganat.
Verwendung
Ein Großteil des gewonnenen Chlors findet Verwendung für die Herstellung organischer und anorganischer Verbindungen, z. B. für anorganische Verbindungen wie Salzsäure, Chloride, Hypochlorite, Chlorate und Chlorkalk (Bleichkalk). Weitere Verwendung findet Chlor als Oxidationsmittel, Bleichmittel, zur Desinfektion von Trinkwasser und Badewasser in Bädern sowie beim Entzinnen von Weißblech.
Wichtige Verbindungen
anorganische Verbindungen:
– Salzsäure (HCl in Wasser gelöste technische Säure, Magensäure)
– Natriumchlorid (NaCl Würz- und Konservierungsmittel)
– Kaliumchlorid (wichtiges Düngemittel)
– Chlorkalk (Bleichkalk)
organische Verbindungen:
– FCKW (u. a. Treibgase und Kühlmittel – Seit Bekanntwerden der zerstörerischen Wirkung dieser Verbindungen auf unsere Atmosphäre, insbesondere auf die schützende Ozonschicht der Atmosphäre, werden die Verbindungen zunehmend durch andere Stoffe ersetzt.)
– Polyvinylchlorid (wichtiger Thermoplast)
– Phosgen (Carbonylchlorid COCl2)
– Trichlormethan (Chloroform CHCl3 – früher Narkosemittel)
– Tetrachlormethan (CCl4 – organisches Lösungsmittel)
– Insektizide, Pestizide
Bau
Chlor besteht aus zweiatomigen Molekülen.