(Fr.: chlore; Du.: Chlor; Eng.: chlorine), symbool Cl, chemisch element met atoomnummer 17, relatieve atoommassa 35,453; twee natuurlijke isotopen 35Cl (75,5%) en 37Cl (24,5%) en enkele kunstmatige.
Bij kamertemperatuur vormt chloor het geelgroene gas Cl2 met een zeer prikkelende geur; kookpunt −34 °C, smeltpunt −101 °C. In vaste toestand vormt het gele tetragonale kristallen. Ook als vloeistof, met een relatieve dichtheid 1,33, is het geel. De oplosbaarheid in water is 2,68 liter gas per liter bij 15 °C; de oplossing wordt chloorwater genoemd.
De aardkorst bevat 0,045% chloor (de zee niet meegerekend), door de grote reactiviteit altijd gebonden. Het wordt op zeer vele plaatsen gevonden, vooral in de vorm van natriumchloride (keukenzout of mineraal steenzout) in zoutmeren of in zoutafzettingen van ingedampte zoutmeren. Zeewater bevat gemiddeld 19 g chloride per kg.
Bereiding.
Chloor wordt bereid uit de verbindingen (vooral NaCl en HCl) door elektrolytische of chemische oxidatie. Elektrolyse van waterige oplossingen van chloriden geeft aan de kathode loog en waterstof, aan de anode chloorgas.
Daar chloorgas met H2 reageert, dienen de anode- en de kathodeprodukten van elkaar gescheiden te worden. Hiervoor zijn technisch twee soorten cellen ontwikkeld:
1. de diafragmacel waarin de kathode- en de anoderuimte zijn gescheiden door een diafragma, meestal gemaakt van een poreuze asbestpulp, die de diffusie van chloor naar de kathode verhindert;
2. de kwikcel waarin de kathode uit kwik bestaat, zodat hier natriumamalgaam wordt gevormd. Met zuiver water wordt dit amalgaam ontleed tot natronloog en waterstofgas.
Chloor kan ook bereid worden door elektrolyse van de gesmolten zouten en, vooral in het laboratorium, door oxidatie van zoutzuur met mangaandioxide.
In het deaconproces wordt HCl met luchtzuurstof met een temperatuur van 400...500 °C geoxideerd, met als katalysator koperchloride.
Chloor is het tweede element van de zevende hoofdgroep van het Periodiek systeem der elementen, de halogenen of zoutvormers, zo genoemd wegens het grote gemak waarmee deze elementen met metalen zouten vormen. Deze elementen zijn alle niet-metalen, met een grotere elektronegativiteit dan de vorige groep, dus met minder neiging tot metallisch gedrag. Chloor reageert met vrijwel alle elementen, soms al bij kamertemperatuur. Gelijke volumina waterstof- en chloorgas vormen een mengsel (chloorknalgas).
Vele metalen, vooral in fijn verdeelde toestand, reageren reeds bij kamertemperatuur onder vuurverschijnselen met chloor; ook de edele metalen worden door chloor aangetast. Bij kamertemperatuur reageert chloor met water onder vorming van waterstofchloride en hypochlorigzuur:
Cl2 + H2O → HCl + HClO
Dit HClO geeft atomaire zuurstof af waardoor het een krachtig oxidatiemiddel is. Op deze waterontleding berust de blekende en desinfecterende werking van chloorwater. Met loog geeft chloor chloriden en hypochlorieten, bijv.:
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Bij hoge temperatuur worden met loog chloraten gevormd:
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Bij aanzuren ontstaat chloorzuur HClO3.
Toepassingen.
Chloorgas wordt als zodanig veel gebruikt als oxidatie- en bleekmiddel in bijv. de textiel- en de papierindustrie, verder als bacteriëndoder in drinkwater, water van zwembaden (max. 0,5 g m−3) en tevens in ziekenhuizen. In de Eerste Wereldoorlog is het misbruikt als gifgas. Ook worden verschillende chloorverbindingen als oxidatiemiddel gebruikt.
Anorganische chloorverbindingen.
Chloriden zijn verbindingen van chloor met minder elektronegatieve elementen; van alle elementen in het Periodiek systeem zijn chloriden bekend, met uitzondering van enige edelgassen. Ook gemengde chloriden zoals bijv. oxidechloriden en hydroxidechloriden worden gevormd. Grofweg kunnen de chloriden worden ingedeeld in ionische binaire chloriden (bevatten in het kristalrooster discrete ionen Cl−; in oplossing dissociëren zij geheel of gedeeltelijk in een gehydrateerd kation en Cl−) en in covalente chloriden (worden gevormd door elektronegatieve elementen en elementen in hoge oxidatietrappen); de overgang tussen deze twee klassen verloopt continu. Vele chloriden vormen met overmaat chloorionen complexe chloriden: ook gemengde complexe chloriden kunnen worden gevormd.
Waterstofchloride of chloorwaterstof HCl is een kleurloos, giftig gas met kookpunt −85 °C. Bij verhitting ontleedt het in waterstof en chloor. De stabiliteit is groter dan die van HBr, kleiner dan die van HF. Als gas is HCl een covalente verbinding; in organische oplosmiddelen blijft deze covalentie gehandhaafd, in water treedt dissociatie op. Het gas lost zeer goed in water op, de oplossing reageert zuur en wordt zoutzuur genoemd. Een verzadigde oplossing (relatieve dichtheid 1,231) bevat een massagehalte van 43,4% HCl. Het is een sterk zuur, zwakker echter dan HBr. Waterstofchloride wordt in zeer zuivere toestand bereid uit waterstof en chloor bij hoge temperatuur.
In de organisch-technische industrie komt veel waterstofchloride vrij als bijprodukt van substitutiereacties; het zoutzuur dat door oplossen in water ontstaat is meestal verontreinigd.
Chloorzuren zijn in verschillende waardigheden van chloor bekend, zoals: HClO hypochlorigzuur, toegepast als oxidatie-, bleek- en desinfectiemiddel; HClO2 chlorigzuur; HClO3 chloorzuur, waarvan de zouten worden toegepast als oxidatiemiddel, onkruidverdelger, in lucifers en in vuurwerk; en HClO4 perchloorzuur, dat wordt toegepast als bestanddeel van vloeistoffen voor het elektrolytisch polijsten van metalen; zouten ervan worden gebruikt in explosieven en raketbrandstoffen.
Organische chloorverbindingen zijn in grote getale bekend; ze worden toegepast als oplosmiddel en als tussenprodukt in chemische reacties. Te onderscheiden zijn alifatische (chlooralkanen) en aromatische verbindingen. De laatstgenoemde verbindingen vinden toepassing in o.a. farmaceutische preparaten, kunststoffen (gepolymeriseerde chloorverbindingen, bijv. polyvinylchloride) en bestrijdingsmiddelen (vanwege de slechte biologische afbreekbaarheid van de stabiele verbindingen steeds meer verboden). Vele organische chloorverbindingen hebben traanverwekkende eigenschappen.
Chloorvergiftiging.
Chloorgas is een gevaarlijk ademgif, dat de slijmvliezen van de ademhalingsorganen aantast en ontstekingen veroorzaakt. Grote hoeveelheden veroorzaken krampachtige hoest, benauwdheid gepaard gaande met een gevoel van verstikking, ademnood en ten slotte ook longontsteking en longbloeding. Een concentratie van 0,25 gram per m3 lucht is vrijwel onmiddellijk dodelijk. In bedrijven waar chloorgas kan vrijkomen dient de concentratie niet boven de 3 mg per kubieke meter lucht te stijgen. Chloorvergiftiging wordt bestreden door het inademen van waterdamp, van nevels van hydrocarbonaten of van verdunde ammoniak, gevolgd door het toedienen van zuurstof.