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Chlor
35,453 u
17Cl
 VII. Hauptgruppe 
(Halogene)
3. Periode
________________
17. Gruppe (IUPAC 89)
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Elementart: Nichtmetall Oxidationsstufe(n): -1 (+1, +3, +5, +7)
Schmelztemperatur: -101,5 °C (171,6 K) Elektronegativität: 3,0
Siedetemperatur: -34,04 °C (239,11 K) Atomradius: 99 pm
Dichte: 0,003214 g/cm3
Litermasse: 3,214 g/L		 Erdkrustenhäufigkeit: 0,019 %
Anordnung der Elektronen
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f .. 6s 6p 6d ... 7s
2 2 6 2 5                              
Schalenmodell Lewis-Schreibweise Energieniveauschema
Schalenmodell
(Atom)
 

(Molekül Cl2)
Das Chlor-Atom erreicht den Edelgaszustand durch Aufnahme eines Elektrons:
Cl + e– Cl–		 Energieniveauschema
Name Von »chloros«, griech. gelbgrün (Davy 1810).
Entdeckung Natriumchlorid und Salmiak (NH4Cl) sind schon sehr lange bekannt. Salzsäure wird erstmals 1595 von Libavius erwähnt. Scheele entdeckte 1774 freies Chlor.
Eigenschaften
Chlorgas Chlor ist ein gelblich-grünes, nicht brennbares Gas von stechendem Geruch. Es ist sehr reaktionsfähig. Am heftigsten reagiert es mit Alkalimetallen. Die Elemente Brom und Iod werden von Chlor aus ihren Wasserstoff- und Metallverbindungen verdrängt. Gemische aus Chlor und Wasserstoff sind explosiv (Chlorknallgas). Additions- bzw. Substitutionsreaktionen mit Kohlenwasserstoffen. Chlor hat bleichende Wirkung auf viele Farbstoffe, es ätzt die Schleimhäute und zerstört Lungengewebe.




Nach seiner gelbgrünen Farbe im gasförmigen Aggregatzustand wurde das Element Chlor benannt.
Foto: Metalle Wimmer
Festes Chlor
Festes Chlor. Chlor erstarrt bei Temperaturen unter -101,5 °C.
Vorkommen Nur gebunden in Salzen (Link Natriumchlorid NaCl, Kaliumchlorid KCl).
 
Foto: K+S 2004   
Steinsalz-Kristalle (Natriumchlorid)
Steinsalz-Kristalle (Natriumchlorid)
Herstellung Technisch durch Alkalichlorid-Elektrolyse, labormäßig durch Oxidation von Salzsäure mit Chlorkalk, Kaliumpermanganat u.a.
 
Chlorentwicklung aus Chlorkalk und Salzsäure
Lässt man konzentrierte Salzsäure auf Chlorkalk tropfen, so entwickelt sich gelblich-grünes Chlorgas.
CaCl(OCl) + 2 HCl Cl2 + H2O + CaCl2
Verwendung Wichtige Grundchemikalie der chemischen Industrie. Bleichmittel bei der Papierherstellung, heute meist ersetzt durch Sauerstoff. Zur Produktion von Kunststoffen (z.B. PVC), von Bioziden u.a. Zur Entkeimung von Trinkwasser und Wasser in Badeanstalten.
 
Desinfektion von Schwimmbadwasser
Calciumhypochlorit Ca(OCl)2, das Calciumsalz der Hypochlorigen Säure HOCl, wird in die Dosieranlage für die Chlorung des Schwimmbadwassers eingefüllt. Der Chlorgehalt in Schwimmbadwasser liegt bei ca. 0,3 bis 0,5 ppm (entspricht 0,3 - 0,5 mg/L).
Verbindungen Salzsäure HCl (Lösung von Chlorwasserstoff-Gas in Wasser); Chlorate sind Salze der Chlorsäure HClO3, starke Oxidationsmittel.
Isotope 35Cl (75,77%), 37Cl (24,23%)
Redox-Potenziale
Cl– + 8 OH– ClO4– + 4 H2O + 8 e–
 +0,51 Volt
Cl– + 6 OH– ClO3– + 3 H2O + 6 e– +0,62 Volt
Cl– + 2 OH– ClO– + H2O + 2 e– +0,94 Volt
ClO3– + 3 H2O ClO4– + 2 H3O+ + 2 e– +1,00 Volt
Cl– + 12 H2O ClO4– + 8 H3O+ + 8 e– +1,34 Volt
2 Cl– Cl2(g) + 2 e– +1,358 Volt
2 Cl– Cl2(gelöst) + 2 e– +1,40 Volt
Cl– + 9 H2O ClO3– + 6 H3O+ + 6 e– +1,45 Volt
Cl2(g) + 18 H2O 2 ClO3– + 12 H3O+ + 10 e– +1,47 Volt
Cl– + 3 H2O ClO– + 2 H3O+ + 2 e– +1,49 Volt
Cl2(g) + 4 H2O 2 HClO + 2 H3O+ + 2 e– +1,63 Volt
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