Objav: Humphry Davy (1810)
Izolácia: Carl Wilhelm Scheele (1774)
T. topenia
-101.6 °C
T. varu
-34.04 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
35.45 u
Atómový polomer
100 pm
Hustota
3.214 kg/m³
Elektronegativita
3.16
Ionizačná energia
1251.2 kJ/mol
Elektrónová afinita
348.575 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Prvýkrát ho izoloval Carl Wilhelm Scheele (1774), ale ako prvok ho definitívne identifikoval a pomenoval až Humphry Davy (1810).
- Za normálnych podmienok je to žltozelený, štipľavo zapáchajúci, toxický plyn (Cl₂), výrazne ťažší ako vzduch.
- Patrí medzi halogény.
- Má nízku teplotu topenia (-101,55 °C) a varu (-34,04 °C).
- Vyznačuje sa veľmi vysokou elektronegativitou (3,16 Pauling), patrí k najelektronegatívnejším prvkom.
- Má najvyššiu elektrónovú afinitu (348,6 kJ/mol) spomedzi všetkých prvkov.
- Je veľmi reaktívny, priamo reaguje s väčšinou prvkov a mnohými zlúčeninami.
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín; je najrozšírenejším halogénom, hlavne ako chlorid sodný (NaCl) (kamenná soľ, morská voda), v mineráloch sylvín (KCl) a karnalit (KCl·MgCl₂·6H₂O).
- Priemyselne sa vyrába elektrolýzou vodného roztoku NaCl (soľanky).
- Bežné oxidačné čísla: -I (chloridy), +I (chlórnany), +III (chloritany), +V (chlorečnany), +VII (chloristany).
- Má široké využitie: dezinfekcia vody (pitná voda, bazény), bielenie textílií a papiera.
- Používa sa pri výrobe plastu PVC (polyvinylchlorid), mnohých rozpúšťadiel, kyseliny chlorovodíkovej (HCl) a iných chemikálií.
Minerály a zlúčeniny chlóru link
Hlavným zdrojom chlóru v prírode je chlorid sodný (NaCl) (minerál halit) a sylvín (KCl).
Kľúčovou anorganickou zlúčeninou je aj chlorovodík (HCl) a jeho vodný roztok, kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková je silná kyselina bez oxidačných účinkov, reaguje s neušľachtilými kovmi, oxidmi, hydroxidmi, uhličitanmi za vzniku chloridov.
Chlór tvorí aj zlúčeniny s kyslíkom.
Chlorovodík link
Chlorovodík (HCl) je bezfarebný plyn, ktorý sa pripravuje napríklad priamou syntézou vodíka a chlóru, najmä za prítomnosti UV žiarenia alebo pri vyššej teplote:
\( \ce{H2(g) + Cl2(g) ->[\Delta] 2HCl(g)} \)
Alternatívne sa môže pripraviť reakciou NaCl s koncentrovanou H₂SO₄:
\( \ce{NaCl(s) + H2SO4(\text{konc.}) ->[\text{t}] NaHSO4(s) + HCl(g)} \)
Chlorovodík je dobre rozpustný vo vode, kde tvorí kyselinu chlorovodíkovú. Kyselina chlorovodíková je silná kyselina bez oxidačných účinkov, reaguje s neušľachtilými kovmi, oxidmi, hydroxidmi, uhličitanmi za vzniku chloridov.
Kyselina chlorovodíková sa využíva v potravinárstve (E507), pri čistení kovov, v chemickom a farmaceutickom priemysle a v laboratóriách. Plyn samotný je dráždivý a korozívny.
Oxidy chlóru link
Chlór tvorí viacero oxidov, napríklad oxid chlórny (Cl₂O) (žltohnedý plyn, anhydrid kyseliny chlórnej), oxid chloričitý (ClO₂) (žltozelený plyn, používaný na bielenie) a oxid chloristý (Cl₂O₇) (bezfarebná kvapalina, anhydrid kyseliny chloristej). Sú to nestabilné a často explozívne zlúčeniny so silnými oxidačnými vlastnosťami.
Kyselina chlórna a chlórnany link
Kyselina chlórna (HClO) vzniká pri rozpúšťaní chlóru vo vode:
\( \ce{Cl2(g) + H2O(l) <=> HCl(aq) + HClO(aq)} \)
Je to slabá, nestabilná kyselina so silnými oxidačnými a bieliacimi účinkami. Jej soli, chlórnany (napr. chlórnan sodný, NaClO - aktívna zložka Sava), sa pripravujú reakciou chlóru so studenými roztokmi hydroxidov a používajú sa ako dezinfekčné prostriedky a bielidlá.
\( \ce{Cl2(g) + 2NaOH(aq, \text{studený}) -> NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)} \)
Chlórové tablety do bazénov obsahujú zlúčeniny, ktoré sa vo vode rozkladajú a uvoľňujú chlór vo forme kyseliny chlórnej.
Kyselina chlorečná a chlorečnany link
Kyselina chlorečná (HClO₃) je silnejšia a stabilnejšia ako HClO, existuje len vo vodnom roztoku. Má silné oxidačné účinky. Jej soli, chlorečnany (napr. KClO₃), vznikajú zavádzaním chlóru do horúcich roztokov hydroxidov (disproporcionáciou vzniknutého chlórnanu) alebo elektrolýzou horúcich roztokov chloridov.
\( \ce{3Cl2(g) + 6KOH(aq, \text{horúci}) -> KClO3(aq) + 5KCl(aq) + 3H2O(l)} \)
Chlorečnany sú silné oxidovadlá, najmä v tuhej forme. Používajú sa v pyrotechnike (zápalky, výbušniny) a ako herbicídy. Sú toxické.
Kyselina chloristá a chloristany link
Kyselina chloristá (HClO₄) je jedna z najsilnejších známych kyselín. Možno ju získať aj bezvodú (olejovitá kvapalina). Na rozdiel od ostatných oxokyselín chlóru má relatívne slabé oxidačné účinky (v zriedenom roztoku). Jej soli, chloristany (napr. KClO₄, NH₄ClO₄), sa pripravujú termickým rozkladom chlorečnanov alebo elektrolytickou oxidáciou chlorečnanov. Sú stabilnejšie ako chlorečnany, ale pri zahriatí sú tiež silnými oxidovadlami. Používajú sa v pyrotechnike a ako zložky raketových palív.
