Chlor

český názevChlor
latinský názevChlorum
anglický názevChlorine
chemická značkaCl
protonové číslo17
relativní atomová hmotnost35,4527
perioda3
skupinaVII.A
zařazeníhalogeny
rok objevu1774
objevitelK. W. Sheele
teplota tání [°C]-100,98
teplota varu [°C]-34,6
kritická teplota [°C]143,75
kritický tlak [MPa]7,991
hustota [g cm-3]0,003214
elektronegativita3,16
oxidační stavy-I, I, III, IV, V, VII
elektronová konfigurace[Ne]3s2 3p5
atomový poloměr [pm]42
kovalentní poloměr [pm]71
specifické teplo [J g-1K-1]0,48
slučovací teplo [kJ mol-1]3,203
1. ionizační potenciál [eV]12,9676
2. ionizační potenciál [eV]23,81
3. ionizační potenciál [eV]39,611
skupenství za norm. podmínekg

Chemické vlastnosti chloru

Chemický prvek chlor je žlutozelený plyn charakteristického zápachu.

Stejně jako ostatní halogeny, je i chlor mimořádně chemicky reaktivní prvek. Reaktivita chloru je ve srovnání s fluorem poněkud nižší.

Chlor reaguje s většinou prvku přímo, sloučeniny chloru s uhlíkem, kyslíkemdusíkem lze připravit nepřímo.

Analytické stanovení chloru ve formě rozpustných chloridů je možné uskutečnit argentometrickou titrací roztokem dusičnanu stříbrného AgNO3 na indikátor chroman draselný K2CrO4. Bod ekvivalence je indikován vznikem oranžověhnědého chromanu stříbrného Ag2CrO4 (stanovení podle Mohra).

Kyslíkaté sloučeniny chloru

Mezi kyslíkaté sloučeniny chloru patří nestálé, prudce explozivní oxidy Cl2O, ClO2, Cl2O6 a Cl2O7. V oxidech Cl2O4 nebo Cl2O3 se atomy chloru vyskytují současně v různých oxidačních stavech.

Nejběžnějším oxidem chloru je žlutohnědý plynný oxid chlorný Cl2O, v kapalné formě se jedná o červenohnědou kapalinu. Oxid chlorný byl poprvé připraven reakcí chloru se suchým oxidem rtuťnatým při teplotě 0°C:

2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2

Oxid chlorný je také možné připravit reakcí chloru s uhličitanem sodným:

2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O → Cl2O + 2NaHCO3 + 2NaCl

Další kyslíkatou sloučeninou chloru je zelenožlutý explozívní plynný oxid chloričitý ClO2. Oxid chloričitý a oxid bromičitý BrO2 patří mezi jediné známé oxidy halogenů v sudém oxidačním stavu, je možné ho připravit reakcí koncentrované kyseliny sírové s chlorečnanem draselným:

KClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O

Dalším způsobem přípravy oxidu chloričitého je reakce zředěné kyseliny sírové se směsí chlorečnanu draselného a kyseliny šťavelové nebo reakce chloritanu sodného s plynným chlorem:

H2SO4 + 2KClO3 + H2C2O4 → 2ClO2 + K2SO4 + 2H2O + 2CO2
2NaClO2 + Cl2 → 2ClO2 + 2NaCl

Oxid chlorový Cl2O6 je červenohnědá kapalina, připravuje se reakcí ozónu s oxidem chloričitým:

6ClO2 + 2O3 → 3Cl2O6

Oxid chloristý Cl2O7 je bezbarvá olejovitá kapalina, jedná se o nejstabilnější oxid chloru. Připravuje se reakcí bezvodé kyseliny chloristé s oxidem fosforečným:

4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3

Mezi další kyslíkaté sloučeniny chloru patří čtyři jednosytné kyslíkaté kyseliny, z nichž kyselina chloristá HClO4 a chlorečná HClO3 jsou ve vodných roztocích dokonale disociovány a patří tak mezi nejsilnější známé minerální kyseliny. Nestálá kyselina chloritá HClO2 patří mezi silné kyseliny, její soli chloritany jsou prudce jedovaté. Naopak kyselina chlorná HClO disociuje nepatrně (pKA=7,53) a patří mezi nejslabší známé anorganické kyseliny, viz tabulka disociace kyselin. Slabá kyselina chlorná je ze všech kyslíkatých kyselin chloru nejsilnějším oxidační činidlem. Nejstálejší kyslíkatou kyselinou chloru je kyselina chloristá, která jako jediná může existovat jako koncentrovaný roztok, ostatní kyseliny jsou schopné existence pouze ve vodných roztocích.

Chlorové vápno

Mezi technicky nejdůležitější kyslíkaté sloučeniny chloru patří chlorové vápno, což je směs vápenaté soli kyseliny chlorné a chlorovodíkové. Pro chlorové vápno se obvykle uvádí chemický vzorec Ca(ClO)2·CaCl2·Ca(OH)2 nebo CaO·CaCl(OCl)·H2O. Hlavní účinnou složkou chlorového vápna je tedy chlornan vápenatý Ca(ClO)2. Chlorové vápno se obvykle vyrábí vápníkovým procesem, tj. zaváděním plynného chloru do vodní suspenze hydroxidu vápenatého při normální teplotě:

2Ca(OH)2 + 2Cl2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O

Další metodou přípravy chlornanu vápenatého je sodíkový proces:

2Ca(OH)2 + 3Cl2 + 2NaOH → Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O + 2NaCl

Pokud reakce chloru a suspenze hydroxidu vápenatého probíhá za zvýšené teploty, není jejím produktem chlorové vápno, ale směs chlorečnanu a chloridu vápenatého:

Ca(OH)2 + 6Cl2 → Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 + 6H2O

Obdobnými způsoby jako chlorové vápno je možné připravit také analogickou sloučeninu bromu, bromová vápno, které má podobné vlastnosti i využití.

Výskyt chloru v přírodě

V přírodě se volný chlor nevyskytuje, ve velkém množství se chlor nachází zejména v chloridech alkalických kovů. Chlorid sodný je hlavní složkou solí obsažených v mořské vodě a významným způsobem tak ovlivňuje složení hydrosféry. Průměrný obsah chloru v zemské kůře je 0,2 %.

Kromě chloridů se chlor v nerostech vyskytuje vzácně i ve formě kyslíkatých sloučenin, např. poyarkovit Hg3ClO nebo sundiusit Pb10(SO4)Cl2O8, nejvyšší obsah chloru (74.47% Cl) ze všech nerostů má minerál chloromagnesit MgCl2, celkem bylo popsáno více než 300 nerostů s obsahem chloru.

Výroba a využití chloru

Chlor se získává jako vedlejší produkt při elektrolytické výrobě alkalických kovů z tavenin chloridů nebo při elektrolytické výrobě alkalických hydroxidů z roztoků chloridů.

Elektrolytická výroba chloru z roztoku chloridu sodného se provádí ve třech základních typech elektrolyzérů. Všechny mají uhlíkovou nebo titanovou anodu, na které se vylučuje chlor, katoda bývá železná nebo rtuťová.

Diafragmový elektrolyzér používá železnou katodu, na které se vylučuje vodík. Katolyt a anolyt bývá oddělen nejčastěji vodorovnou, méně často svislou diafragmou. V katodovém prostoru potom vzniká roztok hydroxidu sodného NaOH. Pokud není použita diafragma, vzniká v roztoku nejprve chlornan sodný NaOCl, později také chlorečnan sodný NaClO3.

Amalgamový elektrolyzér používá katodu rtuťovou, nevylučuje se na ní vodík, ale dochází ke vzniku amalgamu sodíku. V tomto případě nemusí být použita diafragma. Amalgam se následně rozkládá vodou za vzniku vodíku a hydroxidu sodného, rtuť se vrací zpět do elektrolyzéru.

Nejmodernější je membránový elektrolyzér, jeho konstrukce je podobná klasickému diafragmovému, místo azbestové diafragmy je použita polymerní ionexová membrána propouštějící pouze kationy.

Kromě elektrolytického způsobu je také možná chemická výroba chloru, která je založena na oxidaci chlorovodíku různými oxidačními činidly. V průmyslovém měřítku se využívá tzv. KEL proces, který spočívá v oxidaci chlorovodíku kyslíkem při tlaku 1,4 MPa a teplotě 120 - 180°C. Druhou metodou chemické výroby chloru je proces DEACON, při kterém oxidace probíhá za normálního tlaku při teplotě 400-450°C za katalytického účinku oxidu rutheničitého RuO2:

4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O

Laboratorní příprava chloru se obvykle provádí oxidací chlorovodíku:

16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O
4HCl + Ca(ClO)2 → 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O

Chlor se využívá pro výrobu PVC, polykarbonátů, epoxidových pryskyřic, chlorovaných rozpouštědel, dále jako chlorační činidlo při výrobě velké řady anorganických i organických sloučenin, jako bělidlo, při výrobě bromu a ke sterilizaci pitné vody. Mechanismus sterilizace vody pomocí chloru je však poněkud složitější. K ničení choroboplodných zárodků v chlorované vodě nedochází přímým působením chloru, ale vlivem volného kyslíku, který vzniká rozkladem kyseliny chlorné HClO, vzniklé rozpouštěním chloru ve vodě. Dalším důležitým zdrojem aktivního chloru, který se jako součást bazénové chemie využívá ke sterilizaci vody, je kyselina trichlorizokyanurová C3Cl3N3O3. Mechanismus působení kyseliny trichlorizokyanurové spočívá v její hydrolýze, při které vzniká jako účinná látka kyselina chlorná HClO a kyselina kyanurová. Hydrolýza kyseliny trichlorizokyanurové probíhá podle následující rovnice:

C3Cl3N3O3 + 3H2O → 3HClO + (CNOH)3

Obdobným způsobem se jako součást bazénové chemie využívá také dichlorisokyanurát sodný C3Cl2N3NaO3. Methylchlorid CH3Cl je důležité metylační činidlo. Chlornan draselný KClO (javelský louh) a chlornan sodný NaClO (Labarraqueův louh) se používají jako bělící lázně. Chlorečnan draselný KClO3 slouží jako oxidační činidlo, k výrobě zápalek a výbušnin, chloristan amonný NH4ClO4 se používá jako okysličovadlo v raketových motorech na tuhá paliva, silně hygroskopický chloristan hořečnatý Mg(ClO4)2 se v laboratorní praxi používá k sušení plynů.

V době národního obrození navrhoval Presl pro chlor český název solík.

Zdroje