Schwefel Fluor  Brom Argon  
 Chlor                                                17Cl
 engl. chlorine; griech. chlorós („gelbgrün“)
 
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Relat. Atommasse   
Intervall (Hinweis) 
Ordnungszahl    
Schmelzpunkt    
Siedepunkt    
Oxidationszahlen     
Dichte       
Elektronegativität    
Elektronenkonfig.   
Natürl. Häufigkeit  
  
  
 
35,45    
[35,446; 35,457] 
17    
−101,5 °C    
−34,04 °C    
7, 5, 3, 1, −1    
3,214 g/l    
3,16 (Pauling)      
[Ne]3s23p5   
Cl-35: 75,76%   
Cl-37: 24,24% 
  
 
 
   
     

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27 sek
Aus Kaliumpermanganat und konzentrierter Salzsäure lässt sich das gelbgrüne Chlorgas herstellen.
    
GHS-Piktogramme  
 Gefahr
Gefahren (H-Sätze)  
H 270, 280, 315, 319, 330, 335, 400 

Chlor sollte an Schulen nicht hergestellt und auch nicht aufbewahrt werden.

CAS-Nummer  
  
7482-50-5 

  
 
 
 
Physikalisch-chemische Eigenschaften
Chlor ist ein toxisches, stark stechend riechendes, in höherer Konzentration gelbgrün erscheinendes Gas. Beim Arbeiten mit Chlor ist besondere Vorsicht geboten, da das Chlor immer nach unten fließt: Die Dichte ist 2,5 Mal höher als Luft. Chlor wirkt nicht nur auf den Menschen toxisch, es tötet auch Mikroorganismen wie Schimmelpilze, Algen oder Bakterien ab. Chlor wirkt bleichend: Viele Farbstoffe werden durch Chlor zerstört.


 Chlorgas bleicht eine Nelke

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 Legt man eine rote Nelke in Chlorgas, wird der Farbstoff zerstört.

Diese Demonstration eignet sich nicht für die Schule. Film erhältlich auf >DVD


Bei Zimmertemperatur liegt das Gas wie alle anderen Halogene in Form zweiatomiger Moleküle Cl2 vor. Beim Abkühlen unter −34,06 °C lässt sich Chlor zu einer gelben Flüssigkeit verflüssigen, unterhalb −101,5 °C erstarrt flüssiges Chlor zu gelben Kristallen. 


 Flüssiges Chlor in einer Ampulle

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  Film erhältlich auf >DVD


Chlor ist nach Fluor eines der reaktivsten Elemente, es reagiert bei Zimmertemperatur mit den meisten Elementen in exothermer Reaktion. In Verbindung mit Feuchtigkeit hat Chlor eine stark korrodierende Wirkung auf alle Metalle. Mit allen Alkalimetallen und Erdalkalimetallen erfolgt eine heftige Reaktion. Mit Natrium bildet sich unter heller, gelblicher Lichterscheinung Natriumchlorid, mit Eisen entsteht Eisenchlorid.  
    
2 Na  +  Cl2 reagiert zu  2 NaCl      ΔHR = −822 kJ/mol 
2 Fe  +  3 Cl2 reagiert zu  2 FeCl3      ΔHR = −800 kJ/mol 
  
 
 Chlor reagiert mit Eisenwolle und mit Natrium

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Bei der Reaktion von Chlor mit Eisenwolle entsteht ein brauner Rauch. (links) Bei der Reaktion mit Natrium tritt ein helles Leuchten auf. (rechts)

Diese Demonstrationen eignen sich nicht für die Schule.
Filme erhältlich auf >DVD
  
  

Hält man eine brennende Kerze in Chlor, brennt sie unter starker Rußbildung weiter, da das Chlor den verbrennenden Kohlenwasserstoff in der Kerze zu Kohlenstoff reduziert, gleichzeitig entsteht Chlorwasserstoff. Phosphor, Bor und Silicium entzünden sich in Chlorgas von selbst. Dies gilt auch für einige andere Metalle in fein verteiltem Zustand wie Kupfer und Zinn oder Halbmetalle wie Antimon, Arsen und Selen. Selbst die Edelmetalle Platin, Gold und Silber bilden nach Erwärmen mit Chlor die entsprechenden Chloride. Ein Wasserstoff-Chlor-Gemisch im Verhältnis 1 zu 1 wird als Chlorknallgas bezeichnet, da es unter Lichteinwirkung heftig detoniert. Als Reaktionsprodukt entsteht dabei in einer stark exothermen Reaktion Chlorwasserstoff  
  
H2  +  Cl2 reagiert zu  2 HCl      ΔHR = −184 kJ/mol 
  
  
 Chlor reagiert mit Wasserstoff

Chlor reagiert mit Wasserstoff
 
Wasserstoff verbrennt in Chlor mit einer weißlichen Flamme. Ein stöchiometrisches Gemisch aus Wasserstoff und Chlor reagiert explosiv nach der Aktivierung durch ein Elektronenblitzgerät.

Diese Demonstrationen eignen sich nicht für die Schule.
Filme erhältlich auf >DVD
 



Chlorwasserstoff bildet mit Wasser die im Labor häufig benutzte Salzsäure. Neben der Salzsäure existieren noch vier Chlorsauerstoffsäuren wie die Hypochlorige Säure HClO, die Chlorige Säure HClO2, die Chlorsäure HClO3 und die Perchlorsäure HClO4. Die Perchlorsäure wird in der Industrie aus ihrem Salz, dem Kaliumperchlorat und aus konzentrierter Schwefelsäure hergestellt.

Es sind mindestens elf Chloroxide bekannt, wobei einige nur als Radikale in der Natur vorkommen. Zu den Chloroxiden zählen zum Beispiel Dichloroxid Cl2O, Chlormonooxid ClO, Chlordioxid ClO2, Dichlordioxid Cl2O2, Dichlorhexoxid Cl2O6 oder Dichlorheptoxid Cl2O7. Chlordioxid ist ein orangefarbenes, toxisches Gas, das mit Luft explosive Gemische bilden kann oder bei Erwärmung explodiert und zu Chlor und Sauerstoff zerfällt. Chlormonooxid und Chlordioxid bilden sich in der Stratosphäre als Radikale mit Hilfe der vom Menschen freigesetzten FCKWs. Sie sind maßgeblich an der Zerstörung der Ozonschicht beteiligt.
 

Ein Liter Wasser löst bei 20 °C etwa 2,3 Liter Chlorgas. Die 0,5%-ige Lösung von Chlor in Wasser nennt man Chlorwasser. Bei der Reaktion von Chlor mit Wasser entsteht wenig Chlorwasserstoff und Hypochlorige Säure HOCl. Das Gleichgewicht liegt stark auf der linken Seite:

Cl2  +  H2im Gleichgewicht zu   HCl  +  HOCl

Chlorwasser muss in braunen Flaschen aufbewahrt werden, da die in der Lösung vorhandene Hypochlorige Säure unter dem Einfluss von Sonnenlicht in Salzsäure und Sauerstoff zerfällt. Das in Haushaltsreinigern verwendete Javelwasser enthält Salze der Hypochlorigen Säure. Diese ist ein noch stärkeres Oxidationsmittel als Chlor. Im basischen Bereich ist Javelwasser stabil. Sobald aber zum Javelwasser eine Säure gegeben wird, entsteht Chlor, weil sich das chemische Gleichgewicht entsprechend verschiebt.


 Nachweis von Chlor mit angefeuchtetem Kaliumiodid-Stärke-Papier
bei der Reaktion von Javelwasser mit Salzsäure

Chlornachweis mit Kaliumiodid-Stärke-Papier
 
Gibt man zu Javelwasser wenig Salzsäure, setzt eine Gasentwicklung ein. Gleichzeitig färbt sich die Lösung gelb.


Der einfache Nachweis von Chlor im Labor erfolgt mit Kaliumiodid-Stärke-Papier. Dieses färbt sich beim Vorhandensein von Chlor blauviolett, wenn es vorher angefeuchtet wurde. Das Chlor reagiert dabei mit dem Kaliumiodid zu Kaliumchlorid und Iod, das mit der vorhandenen Stärke den violetten Polyiodidstärke-Komplex bildet:

2 KI +  Cl2  reagiert zu   2 KCl  +  I2

Chlor ist nach dem Normalpotenzial ein stärkeres Oxidationsmittel als Sauerstoff. Allerdings wird es in dieser Wirkung zum Beispiel vom Wasserstoffperoxid, vom Ozon oder vom Fluor noch übertroffen. Wasserstoffperoxid wirkt als Oxidationsmittel aus diesem Grund sogar noch besser gegen Schimmel, Bakterien und Gerüche als Chlor. Es wird empfohlen, in Haushaltsreiniger keine Reiniger wie Javelwasser einzusetzen, das ja durch Erwärmung und Zerfall oder durch eine Reaktion mit Säuren toxisches Chlor freisetzen kann.


Normalpotenziale ausgewählter Oxidationsmittel
bezogen auf die Normalwasserstoffelektrode
   
Reduktionsmittel
Reduzierte Form
Oxidationsmittel
Oxidierte Form
Potenzial
E0 in Volt



Wasserstoff
H2
Proton
2 H+  +  2 e
0,00
Wasserstoffperoxid
H2O2
Sauerstoff
O2  +  2 H+
  +  2 e
+0,68
Wasser
2 H2O
Sauerstoff
O2  +  4 H+
  +  4 e
+1,23
Chlorid-Anion
2 Cl
Chlor
Cl2
  +  2 e
+1,36
Wasser
2 H2O
Wasserstoffperoxid
H2O2  +  2 H+
  +  2 e
+1,76
Wasser
O2  +  H2O
Ozon
O3  +  2 H+
  +  2 e
+2,08
Fluorid-Anion
2 F
Fluor
F2
  +  2 e
+2,87
   
 Die „Stärke“ eines Oxidationsmittels ist vom Reaktionspartner und aber auch vom pH-Wert abhängig.
Letzteres ist hier nicht berücksichtigt.

   
Physiologie - Toxikologie 
Chlorid-Ionen Cl sind im menschlichen Körper im Kochsalz enthalten. Zusammen mit den Natrium-Ionen regulieren sie den Wasserhaushalt im Körper. Die verdünnte Salzsäure im Magen besitzt eine Konzentration von 0,1 bis 0,5 Prozent, auch dort finden sich die Chlorid-Ionen. Das Bioelement wird über das Speisesalz aufgenommen. 
  
  
Bioelemente im menschlichen Körper
 
Bioelemente
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Während Chlorid-Ionen für den menschlichen Körper lebensnotwendig sind, zerstört Chlorgas leicht tierisches und pflanzliches Gewebe. Die Geruchsschwelle liegt etwa bei 0,05 bis 0,2 ppm. Ab 0,5 ppm beginnt eine Reizwirkung im Atemtrakt, ab 1 ppm tritt eine Verminderung der Lungenfunktion auf, die Augen werden gereizt. Asthmatiker reagieren generell empfindlicher. Bei der Einatmung von 500 ppm über wenige Minuten wirkt das Gas tödlich. [Lit u.a. 87 EURAReport: Chlorine] 

Chlorgas-Spuren werden im oberen Atemtrakt abgefangen, da das Gas wasserlöslich ist. Dabei entsteht Salzsäure und Hypochlorige Säure, die beide aber die Schleimhäute angreifen. Mit zunehmender Konzentration und Dauer beim Einatmen gelangt Chlorgas auch in die Lungen. Eine Vergiftung beginnt mit schwerem, lang anhaltendem Husten. Die Membranen und das Muskelgewebe der Lunge werden geschädigt. Ein lebensbedrohliches Lungenödem kann entstehen. Bei höheren Konzentrationen bilden sich auch Blutungen im Magen-Darm-Bereich, sowie Gewebeschädigungen im Bereich der Luftröhre und in den Bronchien. Die chronische Wirkung begünstigt Bronchialerkrankungen. Bei einer dauerhaften Belastung treten Magenschleimhautentzündungen, Nervenschäden oder Kreislaufbeschwerden auf.

Bei Personen, die häufig in einer Chloratmosphäre arbeiten –
beispielsweise in Bädern – besteht die Gefahr von allergischen Reaktionen. Wenn das im Wasser vorhandene Chlor mit dem Harnstoff aus dem Urin oder mit stickstoffhaltigen Verbindungen aus dem Hautschweiß reagiert, entstehen Chloramine. Diese führen zu den roten, entzündeten Augen, und sie erzeugen den typischen Schwimmbadgeruch. Sie stehen im Verdacht, bei Kleinkindern Asthma und allergische Erkrankungen auszulösen. Chlorgas kann aber auch direkt über die Haut aufgenommen werden. Beim Baden in chlorhaltigem Wasser können Entzündungen an der Bindehaut oder der Hornhaut auftreten. Bei der Chlorakne reagieren bestimmte Menschen besonders empfindlich auf Chlor. Es entstehen Knötchen und Blasen, verbunden mit einem Brennen und Stechen. Beim Arbeiten in einer chlorhaltigen Atmosphäre kann die „Perna-Krankheit“ entstehen: Unter starkem Juckreiz entzünden sich die Talgdrüsen unter der Haut.  

  
Mit Chlor gebleichte Faserstoffe (Papiertaschentücher oder Toilettenpapier) enthalten Rückstände, die Krebs erzeugen können. Schon beim Bleichen selbst werden umweltbelastende Gifte erzeugt. Außerdem setzen sie nach der Entsorgung auf Mülldeponien wieder schädliche Stoffe frei. Daher sollten chlorgebleichte Produkte gemieden werden.
  
Vorkommen 
Häufigkeit   häufig

In der Elementhäufigkeit steht Chlor mit etwa 0,2 Prozent Anteil an der Erdhülle an 11. Stelle. Aufgrund seiner Reaktionsfreudigkeit kommt Chlor in der Natur im elementaren Zustand kaum vor. In Spuren findet man Chlor in Vulkangasen. Chlor-Atome sind in chemisch gebundener Form in den Salzen der Salzlagerstätten oder im Meerwasser in großen Mengen vorhanden. Aus den Mineralien Halit oder Sylvin lässt sich Chlor durch eine Schmelzflusselektrolyse gewinnen. Der Chlorargyrit wird zur Chlorherstellung nicht verwendet, er ist stattdessen ein bedeutendes Silbererz.
 
   
  
 Steinsalz aus Neuhof-Ellers/Deutschland

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 Steinsalz bildet würfelförmige Kristalle aus.
 
 
Geschichte 
Der schwedische Chemiker Carl Wilhelm Scheele (1742–1786) tropfte um 1774 Salzsäure auf Mangandioxid und erhielt dabei ein stark stechend riechendes Gas. Scheele hielt das Produkt für eine chemische Verbindung und nannte es „dephlogistierte Salzsäure“. Er beschrieb auch die Bleichwirkung des Gases. Ab 1792 wurde in Javelle bei Paris (heute Javel) das Bleichmittel Kaliumhypochlorit durch Einleiten des Gases in eine Pottasche-Lösung in einem industriellen Verfahren hergestellt. Die dabei entstehende Bleichlauge nannte man Eau de Javelle. Dies war danach lange Zeit die wichtigste Verwendung für das Gas.
   
  
 Die Pioniere bei der Entdeckung des Chlors

Scheele     Davy
 
 Scheele (links) stellte erstmals das Gas her, Davy (rechts) erkannte es als Element.
 
 
Erst im Jahr 1810 erkannte Sir Humphry Davy (1778–1829) das Chlor als Element und nannte es Chlorine nach dem griechischen Wort chlorós („gelbgrün“). Michael Faraday (1791–1867) verflüssigte 1823 als erster Forscher Chlorgas. Von 1886 bis 1890 entwickelte die Firma Matthes & Weber in Duisburg ein industrielles Verfahren zur elektrolytischen Herstellung von Chlor nach dem Diaphragmaverfahren. 1892 folgte in den USA und in Österreich das Amalgamverfahren. Somit war es möglich, Chlor in großen Mengen zu produzieren. 
  
Eine traurige Geschichte schrieb das Gas bei seiner Verwendung als Kampfmittel im Ersten Weltkrieg. Am 22. April 1915 öffneten die deutschen Truppen unter der Aufsicht von Fritz Haber (1868–1934) tausende Chlorgasflaschen, als der Wind in eine günstige Richtung wehte. Die Stahlflaschen waren zuvor an vorderster Front im Boden vergraben worden. Eine Wolke mit etwa 150 Tonnen Chlor wälzte sich auf einer Breite von 6km über die Schützengräben der Franzosen. Nach einem anfänglichen Kratzen in Nase und Kehle, folgten Husten und starke Atembeschwerden. Die Soldaten spuckten Blut, bevor sie flüchten konnten oder in ihren Schützengräben grauenvoll erstickten. Über die Zahl der Verletzten und Vergifteten gab es widersprüchliche Angaben, die Zahlen schwanken von nur wenigen bis zu mehreren tausend Opfern. Da das Chlorgas nicht die gewünschte Wirkung zeigte, mischte man bei späteren Angriffen Phosgen bei.
  
Herstellung     
Im Labor lässt sich Chlor durch das Zusammenwirken von konzentrierter Salzsäure und einem Oxidationsmittel wie Braunstein oder Kaliumpermanganat herstellen. Die Sauerstoff-Atome des Oxidationsmittels wirken dabei prinzipiell nach folgender Reaktion: 
  
4 HCl  +  O2   2 H2O  +  2 Cl2    
  
In der chemischen Industrie gewinnt man Chlor durch die Chlor-Alkali-Elektrolyse. Hier besteht das Prinzip darin, eine wässrige Natriumchlorid-Lösung zu elektrolysieren. Am Pluspol bildet sich Chlor. Am Minuspol zersetzt sich Wasser zu Wasserstoff und Hydroxid-Ionen, die mit den Natrium-Ionen Natronlauge bilden. 
   
  
 Chlorgewinnung: Chlor-Alkali-Elektrolyse

 
Beim Diaphragma-Verfahren trennt ein Diaphragma den Anoden- und Kathodenraum.
 
  
Verwendung 
Chlor ist ein wichtiges Zwischenprodukt zur Herstellung zahlreicher anorganischer und organischer Verbindungen. Dazu gehören Salzsäure, sämtliche Chloride wie Eisenchlorid, Natriumchlorid oder Silberchlorid, außerdem Chlorkalk, Chlormethan, Chlorbenzole, Phosgen, Polyvinylchlorid (PVC), Chloroform, Tetrachlormethan, viele Insektizide und Zwischenprodukte für Farbstoffe, sowie die ozonzerstörenden CFKW (Chlorfluorkohlenwasserstoffe) als Treibgase für Sprays, in Feuerlöschern und in Kältemitteln. Ferner dient Chlorgas in Schwimmbädern und im Trinkwasser zur Desinfektion und wird zum Bleichen von Papier, Zellstoffen und Textilien verwendet.  
  
Javelwasser (auch Eau de Javelle) ist eine Lösung von Natriumhypochlorit oder Kaliumhypochlorit in Wasser. Man erhält es durch das Vermischen von Chlorkalk mit Wasser und einer nachfolgenden Zugabe von Natriumcarbonat (Soda). Eine andere Möglichkeit wäre das Einleiten von Chlorgas in eine 10%ige Sodalösung. Javelwasser ist ein altes Haushaltsmittel zum Bleichen, zum Entfernen von Obst-, Wein- oder Tintenflecken, und es dient zur Desinfektion, da es stark keimtötend wirkt. Da das Produkt giftiges Chlorgas freisetzen kann, muss die fest verschlossene Flasche im Dunkeln und in einem abgeschlossenen Schrank aufbewahrt werden. Beim Arbeiten ist für eine ausreichende Lüftung zu sorgen. Schutzbrille und Schutzhandschuhe müssen getragen werden. Vermischt eine Hausfrau oder ein Hausmann Javelwasser mit einem Sanitärreiniger, der zum Beispiel Salz-, Essig- oder Ameisensäure enthält, besteht akute Lebensgefahr, weil durch eine chemische Reaktion mit Säuren Chlor entsteht! Es wird empfohlen, auf Javelwasser im Haushalt zu verzichten und für hartnäckige Gerüche Reiniger auf der Basis von Peroxiden oder Percarbonaten zu verwenden. Sehr wirksam sind Tabs, die beim Lösen im Wasser Wasserstoffperoxid freisetzen.
   
  
 Die Chemie des Chlors


 
 Aus Chlor lassen sich tausende von chemischen Verbindungen herstellen.
 
 
Experimente - Medien  
Entwicklung der Kampfstoffe unter Fritz Haber 
Demonstrationen mit Halogenen 
Digitale Folien zu den Halogenen 
Unfälle mit Halogenen
 
 
Ausgewählte Chlorverbindungen im Steckbrief
 
Aluminiumchlorid  Ammoniumchlorid  Bariumchlorid  Calciumchlorid  Cobaltchlorid Eisen(III)-chlorid 

         
Kaliumperchlorat Kaliumchlorat Kupfer(II)-chlorid Lithiumchlorid Magnesiumchlorid Manganchlorid

         
Natriumchlorid Quecksilber(II)-chlorid Salzsäure Perchlorsäure     Chlor-
wasserstoff
   

Phosgen
 
 
Chlorminerale im Steckbrief


Boracit
Carnallit

Carnallit
Chlorargyrit

Chlorargyrit
Lasurit

Lasurit
Pyromorphit

Pyromorphit





Salmiak

Salmiak
Sodalith

Sodalith
Halit

Steinsalz
Sylvin

Sylvin


Vanadinit


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