Chlor (Cl)

Vorkommen

nicht frei, sondern gebunden in Form von Chloriden: die wichtigsten Salze sind:
Steinsalz NaCl
Sylvin KCl
Carnallit KMgCl3 *6 H2O
Kainit KMgCl(SO4) *3H2O
Gasförmiger HCl kommt in vulkanischen Gasen vor. In Meeren bildet NaCl die Hälfte aller gelösten Salze.

Gewinnung

Aus Natriumchlorid: Elektrolyse von wässrigen NaCl-Lösungen (siehe Elektrolyse):
 2H2O + NaCl  -->  H2 + 2NaOH + Cl2
unterschiedlichen Verfahren: Diaphragma, Amalgam, Membran-Verfahren, etc.
aus Chlorwasserstoff:
4HCl + O2 <-- -->  2H2O + 2Cl2 ist katalysiert (CuCl), Deacon-Verfahren
4HCl + MnO2  -->  2H2O + MnCl2 + Cl2
Elektrochemisch aus HCl:
2HCl  -->  Cl2 + H2

Chemische Eigenschaften

gelbgrünes, erstickend riechendes, die Schleimhäute stark angreifendes Gas (dichter als Luft).
gehört zu den reaktiven Elementen und verbindet sich schon bei Raumtemperatur mit fast allen anderen Elementen (starke Wärmeentwicklung). Nur mit den Edelgasen, Stickstoff, Sauerstoff indifferent. solche Verbindungen aber über Umwege herstellbar (Chloroxide, Stickstofftrichlorid). Alkalimetalle reagieren am heftigsten mit Chlor, fast ebenso heftig Erdalkalimetalle, aber auch Übergangsmetalle (Eisen, Kupfer) reagieren fein verteilt heftig mit Chlor. Umsetzung mit Wasserstoff ist besonders heftig (Chlorknallgasreakton). Die Affinität von Chlor zu Wasserstoff ist so groß, dass es anderen Wasserstoffverbindungen den Wasserstoff entreißt.
C2H2 (Acetylen) + Cl2  -->  2C + 2 HCl, 2NH3 + 3 Cl2  -->  6HCl + N; H2S + Cl2  -->  2HCl + S
H2O + Cl2 < --> > 2HCl + 0,5O2 das Gleichgewicht liegt in der Gasphase links, wenn Wasser und Chlor in kondensierter Phase sind rechts.

Chloroxide:

Dichloroxid Cl2O, hypochlorige Säure HOCl
Herstellung: 2Cl2 + 3HgO  -->  HgCl2 * 2 HgO + Cl2O
gelbrotes unangenehm riechendes Gas, mit Wasser zur hypochlorigen Säure: Cl2O +H2O <-- --> 2HOCl Ox-Stufe Cl: +1
Hypochlorige („unterchlorige“) Säure entsteht auch direkt bei der Reaktion von Chlor mit Wasser: Cl2 + H2O <-- -->  HCl + HOCl
das Gleichgewicht liegt aber eher links.
Neigung zum Zerfall in Chlor und Sauerstoff: 2HClO  -->  Cl2 +0,5 O2 + H2O
Verwendung als starkes Oxidationsmittel
nur in wässriger Lösung bekannt, sehr schwache Säure, die Salze (NaOCl) sind in wässriger (aber nicht in alkalischer) Lösung ebenfalls starke Oxidationsmittel und werden als Bleichmittel, Desinfektionsmittel und zur Abwasserdesinfektion verwendet. (Chlorkalk: CaCl(OCl)).
Chlordioxid ClO2, chlorige Säure HClO2:
Herstellung: 2HClO3 + H2SO3  -->  2ClO2 + H2SO4 + H2O
gelbes Gas von scharfem Geruch, das beim Erhitzen explodiert: ClO2 + 0,5 Cl2+O2
mit Wasser zur chlorigen und zur Chlorsäure: 2Cl2O + H2O <-- --> HClO2 + HClO3
Auch beim Einleiten von Chlordioxid in Natronlauge entsteht ein Gemisch aus Natriumchlorit und Natriumchlorat. Gibt man Wasserstoffperoxid zu, so enthält man reines Natriumchlorit:
2ClO2 +H2O2 + 2NaOH  -->  2NaOCl2 + O2 + 2H2O
stark oxidierend und werden ebenfalls für Bleichzwecke verwendet, so zum faserschonenden Bleichen von Textilien. (Bleichendes Agens ist hier das ClO2)
Mit oxidierbaren Stoffen (Kohle, Schwefel, Metallpulver) bildet festes Natriumchlorit explosive Gemische. AgClO2 und Pb(ClO2)2 explodieren durch Schlag oder Erwärmen.
Chlorsäure, HClO3
Herstellung: Einwirkung von hypochloriger Säure auf Hypochlorit: 2HClO + ClO- -->  2HCl + ClO3-
Das Chlorat kann ausgefällt und als Salz isoliert werden, aus dem die freie Chlorsäure gewonnen werden kann: Ba(ClO3)2 + H2SO4  -->  2HClO3 + BaSO4
Konzentrierte Chlorsäure (max. 40%) (starkes Oxidationsmittel) (tränkt man Papier oder Holz damit und lässt es eintrocknen, entzündet es sich von selbst!) HCl wird zu Chlor oxidiert. Schwefel zu Schwefeltrioxid. Besonders oxidierend ist eine Mischung von Chlorsäure und rauchender HCl die praktisch alle organische Substanzen auflöst (Euchlorin) starke Säure.
Technisch wichtig sind Alkalichlorate (Oxidationsmittel). In festen Mischungen mit Phosphor, Schwefel, organischen Verbindungen explodieren sie beim Verreiben im Mörser. Mischungen mit Magnesium wurden als Blitzlicht verwendet. Kaliumchlorat: In der Zündmasse von Zündhölzern, Feuerwerkerei und Sprengstoffindustrie, als Antiseptikum, NaCO3: Unkrautsalz, Entlaubungsmittel.
Perchlorsäure, HClO4
Herstellung: Erhitzen von Chloraten:
4KClO3  -->  KCl + 3KClO4
Und Freisetzung aus den Salzen mit HCl.
zerfällt beim Erwärmen unter Explosion. Bei Raumtemperatur läuft Zersetzung langsam ab, jedoch Explosionen ohne äußeren Anlass. Brennbare Substanzen explosionsartig unter heftigen Detonationen oxidiert (z.B. Holz, Holzkohle, Papier, u.a. organische Verbindungen.) Reduktionsmittel wie HJ oder SOCl2 reagieren unter Entzündung, Metalle wie Ag oder Au werden aufgelöst. erzeugt schmerzhafte Verätzungen, die schwer heilen. verdünnten Lösungen sind
stabiler. gehört zu den stärksten Säuren, die es gibt (Ks =1010), ihre Salze beständigsten Sauerstoffsalze des Chlors sind von praktisch allen Metallen bekannt. meisten sind leicht löslich. (K, Rb, Cs- Salze in kaltem Wasser schwerlöslich, KClO4 zusammen mit Mg in Leuchtraketen, Na-Salz zur Sprengstoffbereitung, Ammoniumperchlorat: Raketentreibstoff. Mg-Perchlorat als Elektrolyt in Trockenzellen.
Chlorwasserstoff
Herstellung: 2NaCl + H2SO4  -->  2 HCl + Na2SO4
oder direkt aus den Elemente
farbloses stechend riechendes Gas löst sich außerordentlich gut in Wasser unter starker Wärmeentwicklung. wässrige Lösung heißt Salzsäure, sie ist vollständig dissoziiert: HCl + H2O  -->  H3O+ +Cl-
Konzentrierte Salzsäure 38%ig. raucht an feuchter Luft  -->  rauchende Salzsäure.
Salze der Salzsäure sind Chloride, Natur häufig vorkommen (NaCl, KCl: Meerwasser) und meist leicht löslich. Ausnahmen sind mäßig bis schwerlösliche Salze: CuCl, AgCl, Hg2Cl2, TlCl, PbCl2
Verwendung: Kommt in Stahlflaschen oder als Salzsäure in den Handel: Reinigung, Beizen von Metallen, Herstellung von Chloriden, Neutralisationsreaktionen, Hydrolyse von Proteinen und Kohlenhydraten usw. Unsere Magensäure ist Salzsäure.