Klor
 | |||||||||||||||||||||||
| Klor | |||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Telaffuz | /ˈklɔːriːn, -aɪn/ (KLOR-een, -eyen) | ||||||||||||||||||||||
| Görünüş | soluk sarı-yeşil gaz | ||||||||||||||||||||||
| Standart atom ağırlığı Ar°(Cl) |
| ||||||||||||||||||||||
| Periyodik tabloda klor | |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| Atom numarası (Z) | 17 | ||||||||||||||||||||||
| Grup | grup 17 (halojenler) | ||||||||||||||||||||||
| Dönem | dönem 3 | ||||||||||||||||||||||
| Blok | p-blok | ||||||||||||||||||||||
| Elektron konfigürasyonu | [[[Neon|Ne]]] 3s2 3p5 | ||||||||||||||||||||||
| Kabuk başına elektron | 2, 8, 7 | ||||||||||||||||||||||
| Fiziksel özellikler | |||||||||||||||||||||||
| STP'de Faz | gaz | ||||||||||||||||||||||
| Erime noktası | (Cl2) 171,6 K (-101,5 °C, -150,7 °F) | ||||||||||||||||||||||
| Kaynama noktası | (Cl2) 239,11 K (-34,04 °C, -29,27 °F) | ||||||||||||||||||||||
| Yoğunluk (STP'de) | 3,2 g/L | ||||||||||||||||||||||
| sıvı olduğunda (b.p.'de) | 1,5625 g/cm3 | ||||||||||||||||||||||
| Kritik nokta | 416,9 K, 7,991 MPa | ||||||||||||||||||||||
| Füzyon ısısı | (Cl2) 6,406 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||
| Buharlaşma ısısı | (Cl2) 20,41 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||
| Molar ısı kapasitesi | (Cl2) 33,949 J/(mol-K) | ||||||||||||||||||||||
Buhar basıncı
| |||||||||||||||||||||||
| Atomik özellikler | |||||||||||||||||||||||
| Oksidasyon durumları | -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 (güçlü asidik bir oksit) | ||||||||||||||||||||||
| Elektronegatiflik | Pauling ölçeği: 3.16 | ||||||||||||||||||||||
| İyonlaşma enerjileri |
| ||||||||||||||||||||||
| Kovalent yarıçap | 102±4 pm | ||||||||||||||||||||||
| Van der Waals yarıçapı | 175 pm | ||||||||||||||||||||||
 | |||||||||||||||||||||||
| Diğer özellikler | |||||||||||||||||||||||
| Doğal oluşum | ilkel | ||||||||||||||||||||||
| Kristal yapı | ortorombik | ||||||||||||||||||||||
| Ses hızı | 206 m/s (gaz, 0 °C'de) | ||||||||||||||||||||||
| Termal iletkenlik | 8,9×10-3 W/(m⋅K) | ||||||||||||||||||||||
| Elektriksel direnç | >10 Ω⋅m (20 °C'de) | ||||||||||||||||||||||
| Manyetik sıralama | diamanyetik | ||||||||||||||||||||||
| Molar manyetik duyarlılık | -40,5×10-6 cm3/mol | ||||||||||||||||||||||
| CAS Numarası | Cl2: 7782-50-5 | ||||||||||||||||||||||
| Tarih | |||||||||||||||||||||||
| Keşif ve ilk izolasyon | Carl Wilhelm Scheele (1774) | ||||||||||||||||||||||
| Tarafından bir unsur olarak tanınır | Humphry Davy (1808) | ||||||||||||||||||||||
| Klorun ana izotopları | |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
Kategori KlorKlor, sembolü Cl ve atom numarası 17 olan kimyasal bir elementtir. Halojenlerin ikinci en hafifidir, periyodik tabloda flor ve brom arasında yer alır ve özellikleri çoğunlukla bunların arasındadır. Klor oda sıcaklığında sarı-yeşil bir gazdır. Son derece reaktif bir elementtir ve güçlü bir oksitleyici ajandır: elementler arasında, revize edilmiş Pauling ölçeğinde oksijen ve florun ardından en yüksek elektron ilgisine ve üçüncü en yüksek elektronegatifliğe sahiptir. Gözden geçirilmiş Pauling ölçeği dışındaki birkaç ölçekte de azotun elektronegatifliği klorunkinden daha yüksek olarak listelenmiştir; örneğin Allen, Allred-Rochow, Martynov-Batsanov, Mulliken-Jaffe, Nagle ve Noorizadeh-Shakerzadeh elektronegatiflik ölçeklerinde. ⓘ
Klor, Ortaçağ simyacıları tarafından yürütülen ve genellikle amonyum klorür (sal amonyak) ve sodyum klorür (sofra tuzu) gibi klorür tuzlarının ısıtılmasını içeren deneylerde önemli bir rol oynamış ve hidrojen klorür, cıva(II) klorür (aşındırıcı süblimat) ve hidroklorik asit (aqua regia formunda) gibi klor içeren çeşitli kimyasal maddeler üretmiştir. Bununla birlikte, serbest klor gazının ayrı bir madde olarak doğası ancak 1630 civarında Jan Baptist van Helmont tarafından tanınmıştır. Carl Wilhelm Scheele 1774 yılında klor gazının yeni bir elementin oksidi olduğunu varsayan bir tanımını yazmıştır. 1809'da kimyagerler gazın saf bir element olabileceğini öne sürdüler ve bu 1810'da Sir Humphry Davy tarafından doğrulandı ve rengi nedeniyle Antik Yunanca χλωρός (khlōrós, "soluk yeşil") adını verdi. ⓘ
Büyük reaktivitesi nedeniyle, yerkabuğundaki tüm klor, sofra tuzunu da içeren iyonik klorür bileşikleri şeklindedir. Yer kabuğunda en çok bulunan ikinci halojen (florinden sonra) ve en çok bulunan yirmi birinci kimyasal elementtir. Yine de bu yer kabuğu yatakları, deniz suyundaki devasa klorür rezervleri karşısında cüce kalmaktadır. ⓘ
Elementel klor, ağırlıklı olarak klor-alkali prosesinde elektroliz yoluyla tuzlu sudan ticari olarak üretilmektedir. Elementel klorun yüksek oksitleme potansiyeli, ticari ağartıcıların ve dezenfektanların geliştirilmesine ve kimya endüstrisindeki birçok işlem için bir reaktif olmasına yol açmıştır. Klor, yaklaşık üçte ikisi polivinil klorür (PVC) gibi organik kimyasallar, plastik üretimi için birçok ara madde ve element içermeyen diğer son ürünler olmak üzere çok çeşitli tüketici ürünlerinin üretiminde kullanılmaktadır. Yaygın bir dezenfektan olarak, elementel klor ve klor üreten bileşikler, yüzme havuzlarını hijyenik tutmak için daha doğrudan kullanılır. Yüksek konsantrasyondaki elementel klor son derece tehlikelidir ve çoğu canlı organizma için zehirlidir. Bir kimyasal savaş ajanı olarak klor ilk kez I. Dünya Savaşı'nda zehirli gaz silahı olarak kullanılmıştır. ⓘ
Klorür iyonları formunda klor, bilinen tüm yaşam türleri için gereklidir. Diğer klor bileşikleri canlı organizmalarda nadirdir ve yapay olarak üretilen klorlu organikler inert ile toksik arasında değişir. Üst atmosferde, kloroflorokarbonlar gibi klor içeren organik moleküller ozon tabakasının incelmesiyle ilişkilendirilmiştir. Küçük miktarlarda elementel klor, bakterilere karşı bağışıklık sistemi tepkisinin bir parçası olarak nötrofillerdeki klorür iyonlarının oksidasyonu ile üretilir. ⓘ
Tarih
Klorun en yaygın bileşiği olan sodyum klorür antik çağlardan beri bilinmektedir; arkeologlar kaya tuzunun MÖ 3000'lerde, tuzlu suyun ise MÖ 6000'lerde kullanıldığına dair kanıtlar bulmuşlardır. ⓘ
İlk keşifler
900 yılı civarında Cabir ibn Hayyan'a (Latince: Geber) atfedilen Arapça yazıların yazarları ve İranlı hekim ve simyacı Ebu Bekir el-Razi (yaklaşık 865-925, Latince: Rhazes), vitriol (çeşitli metallerin hidratlı sülfatları) ile birlikte damıtıldığında hidrojen klorür üreten sal amonyak (amonyum klorür) ile deneyler yapıyordu. Ancak, klorür tuzlarıyla yapılan bu ilk deneylerde gaz halindeki ürünlerin atıldığı ve hidrojen klorürün kimyasal olarak kullanılabileceğinin keşfedilmesinden önce birçok kez üretilmiş olabileceği anlaşılmaktadır. Bu tür ilk kullanımlardan biri, cıvanın şap ve amonyum klorür ya da vitriol ve sodyum klorür ile ısıtılmasından elde edilen ve ilk olarak De aluminibus et salibus ("Alümler ve Tuzlar Üzerine") adlı eserde tanımlanan cıva(II) klorür (aşındırıcı süblimat) senteziydi, yanlışlıkla Ebu Bekir el-Razi'ye atfedilen ve on ikinci yüzyılın ikinci yarısında Cremonalı Gerard (1144-1187) tarafından Latinceye çevrilen on birinci veya on ikinci yüzyıla ait Arapça bir metin). Bir diğer önemli gelişme de pseudo-Geber'in (De inventione veritatis, "Hakikatin Keşfi Üzerine", yaklaşık 1300'den sonra) nitrik aside amonyum klorür ekleyerek altını çözebilen güçlü bir çözücü (yani aqua regia) üretilebileceğini keşfetmesiydi. Aqua regia sürekli olarak serbest klor gazı içeren dumanlar çıkaran kararsız bir karışım olmasına rağmen, bu klor gazı Flaman kimyager ve hekim Jan Baptist van Helmont tarafından ayrı bir gaz madde olarak doğasının tanındığı yaklaşık 1630 yılına kadar göz ardı edilmiş gibi görünmektedir. ⓘ
İzolasyon
Element ilk kez 1774 yılında İsveçli kimyager Carl Wilhelm Scheele tarafından ayrıntılı olarak incelenmiş ve keşif ona atfedilmiştir. Scheele, MnO2'yi (pirolusit minerali olarak) HCl ile reaksiyona sokarak klor üretmiştir:
- 4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2 ⓘ
Scheele klorun bazı özelliklerini gözlemledi: turnusol üzerindeki ağartma etkisi, böcekler üzerindeki ölümcül etkisi, sarı-yeşil rengi ve aqua regia'ya benzer kokusu. Bir gaz olduğu (o zamanlar "hava" olarak adlandırılıyordu) ve hidroklorik asitten (o zamanlar "muriatik asit" olarak biliniyordu) geldiği için buna "dephlogisticated muriatic acid air" adını verdi. Kloru bir element olarak ortaya koymakta başarısız oldu. ⓘ
O dönemde yaygın olan kimya teorisine göre asit oksijen içeren bir bileşiktir (bunun kalıntıları Almanca ve Hollandaca oksijen isimlerinde mevcuttur: sauerstoff veya zuurstof, her ikisi de İngilizceye asit madde olarak çevrilir), bu nedenle Claude Berthollet de dahil olmak üzere bir dizi kimyager Scheele'nin dephlogisticated muriatic asit havasının oksijen ve henüz keşfedilmemiş bir element olan muriaticum'un bir kombinasyonu olması gerektiğini öne sürdü. ⓘ
1809'da Joseph Louis Gay-Lussac ve Louis-Jacques Thénard, serbest muriaticum elementini (ve karbondioksiti) açığa çıkarmak için deflogistik muriatik asit havasını odun kömürü ile reaksiyona sokarak ayrıştırmayı denediler. Başarılı olamadılar ve dephlogisticated muriatic acid air'in bir element olma olasılığını değerlendirdikleri bir rapor yayınladılar, ancak ikna olmadılar. ⓘ
1810 yılında Sir Humphry Davy aynı deneyi tekrar denedi ve maddenin bir bileşik değil bir element olduğu sonucuna vardı. Sonuçlarını o yıl 15 Kasım'da Royal Society'de açıkladı. O zaman bu yeni elemente, rengine atıfta bulunarak Yunanca χλωρος (chlōros, "yeşil-sarı") kelimesinden gelen "klor" adını verdi. "Tuz üreticisi" anlamına gelen "halojen" ismi ilk olarak 1811 yılında Johann Salomo Christoph Schweigger tarafından klor için kullanılmıştır. Bu terim daha sonra 1826'da Jöns Jakob Berzelius'un önerisi üzerine klor ailesindeki tüm elementleri (flor, brom, iyot) tanımlamak için genel bir terim olarak kullanılmıştır. 1823 yılında Michael Faraday ilk kez kloru sıvılaştırmış ve o zamanlar "katı klor" olarak bilinen maddenin klor hidrat (Cl2-H2O) yapısına sahip olduğunu göstermiştir. ⓘ
Daha sonraki kullanımları
Klor gazı ilk olarak 1785 yılında Fransız kimyager Claude Berthollet tarafından tekstil ürünlerini ağartmak için kullanılmıştır. Modern ağartıcılar, ilk olarak 1789 yılında Javel kasabasındaki (günümüzde Paris, Fransa'nın bir parçası) laboratuvarında klor gazını bir sodyum karbonat çözeltisinden geçirerek sodyum hipoklorit üreten Berthollet'in daha sonraki çalışmalarıyla ortaya çıkmıştır. Ortaya çıkan ve "Eau de Javel" ("Javel suyu") olarak bilinen sıvı, zayıf bir sodyum hipoklorit çözeltisiydi. Bu süreç çok verimli değildi ve alternatif üretim yöntemleri arandı. İskoç kimyager ve sanayici Charles Tennant önce bir kalsiyum hipoklorit çözeltisi ("klorlu kireç"), ardından da katı kalsiyum hipoklorit (ağartma tozu) üretti. Bu bileşikler düşük seviyelerde elementel klor üretiyor ve seyreltik çözeltiler olarak kalan sodyum hipokloritten daha verimli bir şekilde taşınabiliyordu çünkü suyu ortadan kaldırmak için saflaştırıldığında tehlikeli derecede güçlü ve kararsız bir oksitleyici haline geliyordu. On dokuzuncu yüzyılın sonlarına doğru E. S. Smith, sodyum hidroksit ve klor gazı üretmek için tuzlu suyun elektrolizini içeren ve daha sonra sodyum hipoklorit oluşturmak üzere karışan bir sodyum hipoklorit üretim yönteminin patentini almıştır. İlk olarak 1892 yılında endüstriyel ölçekte uygulamaya konulan bu yöntem kloralkali prosesi olarak bilinmektedir ve günümüzde çoğu elementer klor ve sodyum hidroksitin kaynağıdır. 1884 yılında Alman Chemischen Fabrik Griesheim 1888 yılında ticari üretime giren başka bir kloralkali prosesi geliştirmiştir. ⓘ
Kimyasal olarak bazik suda çözünmüş elementel klor çözeltileri (sodyum ve kalsiyum hipoklorit) ilk olarak 1820'lerde, Fransa'da, mikrop teorisinin ortaya atılmasından çok önce çürümeyi önleyici maddeler ve dezenfektanlar olarak kullanılmıştır. Bu uygulamaya, Berthollet'nin "Javel suyu" ağartıcısını ve diğer klor preparatlarını uyarlayan Antoine-Germain Labarraque öncülük etmiştir (daha kapsamlı bir tarihçe için aşağıya bakınız). Elementel klor o zamandan beri topikal antisepside (yara sulama solüsyonları ve benzerleri) ve kamu sanitasyonunda, özellikle yüzme ve içme suyunda sürekli bir işlev görmüştür. ⓘ
Klor gazı bir silah olarak ilk kez 22 Nisan 1915'te Alman Ordusu tarafından Ypres'te kullanıldı. Müttefikler üzerindeki etkisi yıkıcıydı çünkü mevcut gaz maskelerinin yerleştirilmesi zordu ve geniş çapta dağıtılmamıştı. ⓘ
Özellikler
Klor ikinci halojendir ve periyodik tablonun 17. grubunda yer alan bir ametaldir. Bu nedenle özellikleri flor, brom ve iyota benzer ve büyük ölçüde ilk ikisinin özellikleri arasında yer alır. Klor, [Ne]3s23p5 elektron konfigürasyonuna sahiptir ve üçüncü ve en dış kabuktaki yedi elektron değerlik elektronları olarak görev yapar. Tüm halojenler gibi, tam sekizliden bir elektron eksiktir ve bu nedenle dış kabuğunu tamamlamak için birçok elementle reaksiyona giren güçlü bir oksitleyici ajandır. Periyodik eğilimlere uygun olarak, elektronegatiflik açısından flor ve brom arasında yer alır (F: 3.98, Cl: 3.16, Br: 2.96, I: 2.66) ve flordan daha az reaktif, bromdan ise daha reaktiftir. Aynı zamanda florinden daha zayıf bir oksitleyici ajandır, ancak brominden daha güçlüdür. Tersine, klorür iyonu bromürden daha zayıf bir indirgeyici ajandır, ancak florürden daha güçlüdür. Flor ve brom arasında atomik yarıçap bakımından orta düzeydedir ve bu durum, ilk iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, X2 molekülünün (X = Cl, Br, I) ayrışma entalpisi, iyonik yarıçap ve X-X bağ uzunluğu gibi atomik özelliklerinin çoğunun iyottan bromuna doğru olan eğilimi benzer şekilde sürdürmesine yol açar. (Flor, küçük boyutu nedeniyle anormaldir.) ⓘ
Dört kararlı halojenin tümü moleküller arası van der Waals çekim kuvvetlerine maruz kalır ve bunların gücü tüm homonükleer diyatomik halojen molekülleri arasındaki elektron sayısı ile birlikte artar. Bu nedenle, klorun erime ve kaynama noktaları flor ve bromunkiler arasında yer alır: klor -101.0 °C'de erir ve -34.0 °C'de kaynar. Gruptaki halojenlerin artan moleküler ağırlığının bir sonucu olarak, klorun yoğunluğu ve füzyon ve buharlaşma ısıları yine brom ve florunkiler arasında yer alır, ancak iki atomlu moleküler yapıları sayesinde tüm buharlaşma ısıları oldukça düşüktür (yüksek uçuculuğa yol açar). Halojenlerin rengi grup aşağı indikçe koyulaşır: bu nedenle, flor soluk sarı bir gaz iken, klor belirgin bir şekilde sarı-yeşildir. Bu eğilim, halojenler tarafından emilen görünür ışığın dalga boylarının grupta artmasından kaynaklanır. Spesifik olarak, klor gibi bir halojenin rengi, en yüksek doluluk oranına sahip anti-bağlayıcı πg moleküler orbitali ile en düşük boş anti-bağlayıcı σu moleküler orbitali arasındaki elektron geçişinden kaynaklanır. Renk düşük sıcaklıklarda kaybolur, böylece -195 °C'deki katı klor neredeyse renksizdir. ⓘ
Katı brom ve iyot gibi, katı klor da ortorombik kristal sisteminde, Cl2 moleküllerinden oluşan katmanlı bir kafes içinde kristalleşir. Cl-Cl mesafesi 198 pm'dir (199 pm'lik gaz halindeki Cl-Cl mesafesine yakındır) ve moleküller arasındaki Cl---Cl mesafesi bir katman içinde 332 pm ve katmanlar arasında 382 pm'dir (klorun van der Waals yarıçapı olan 180 pm ile karşılaştırın). Bu yapı, klorun çok zayıf bir elektrik iletkeni olduğu ve aslında iletkenliğinin pratikte ölçülemeyecek kadar düşük olduğu anlamına gelir. ⓘ
İzotoplar
Klorun 35Cl ve 37Cl olmak üzere iki kararlı izotopu vardır. Bunlar, doğal klorun %76'sını oluşturan 35Cl ve kalan %24'ünü oluşturan 37Cl ile miktar olarak meydana gelen tek iki doğal izotopudur. Her ikisi de yıldızlarda oksijen yakma ve silikon yakma süreçlerinde sentezlenir. Her ikisinin de nükleer spini 3/2+'dır ve bu nedenle nükleer manyetik rezonans için kullanılabilir, ancak spin büyüklüğünün 1/2'den büyük olması küresel olmayan nükleer yük dağılımına ve dolayısıyla sıfır olmayan bir nükleer kuadrupol momenti ve bunun sonucunda ortaya çıkan kuadrupolar gevşemenin bir sonucu olarak rezonans genişlemesine neden olur. Diğer klor izotoplarının hepsi radyoaktiftir ve yarı ömürleri doğada ilkel olarak oluşamayacak kadar kısadır. Bunlar arasında laboratuvarda en yaygın olarak kullanılanlar 36Cl (t1/2 = 3.0×105 y) ve 38Cl (t1/2 = 37.2 dk) olup, bunlar doğal klorun nötron aktivasyonundan üretilebilir. ⓘ
En kararlı klor radyoizotopu 36Cl'dir. 35Cl'den daha hafif izotopların birincil bozunma modu kükürt izotoplarına elektron yakalamadır; 37Cl'den daha ağır izotoplarınki argon izotoplarına beta bozunmasıdır; ve 36Cl her iki modla da kararlı 36S veya 36Ar'a bozunabilir. 36Cl doğada eser miktarda kozmojenik bir nüklid olarak kararlı klor izotoplarıyla yaklaşık (7-10) × 10-13 ila 1 oranında bulunur: atmosferde kozmik ışın protonlarıyla etkileşimler sonucu 36Ar'ın parçalanmasıyla üretilir. Litosferin en üst metresinde, 36Cl öncelikle 35Cl'nin termal nötron aktivasyonu ve 39K ve 40Ca'nın parçalanması ile üretilir. Yeraltı ortamında, 40Ca tarafından müon yakalama, 36Cl üretmenin bir yolu olarak daha önemli hale gelir. ⓘ
Kimya ve bileşikler
| X | XX | HX | BX3 | AlX3 | CX4 |
|---|---|---|---|---|---|
| F | 159 | 574 | 645 | 582 | 456 |
| Cl | 243 | 428 | 444 | 427 | 327 |
| Br | 193 | 363 | 368 | 360 | 272 |
| I | 151 | 294 | 272 | 285 | 239 |
Klor, flor ve brom arasındaki reaktivite açısından orta düzeydedir ve en reaktif elementlerden biridir. Klor, florinden daha zayıf bir oksitleyici maddedir ancak brom veya iyottan daha güçlüdür. Bu, X2/X- çiftlerinin standart elektrot potansiyellerinden görülebilir (F, +2,866 V; Cl, +1,395 V; Br, +1,087 V; I, +0,615 V; At, yaklaşık +0,3 V). Bununla birlikte, bu eğilim bağ enerjilerinde gösterilmez çünkü flor küçük boyutu, düşük kutuplanabilirliği ve hipervalans gösterememesi nedeniyle tekildir. Bir başka fark olarak, klor pozitif oksidasyon durumlarında önemli bir kimyaya sahipken flor değildir. Klorinasyon genellikle brominasyon veya iyodinasyondan daha yüksek oksidasyon durumlarına yol açar, ancak florinasyondan daha düşük oksidasyon durumlarına yol açar. Klor, M-Cl bağları oluşturmak için M-M, M-H veya M-C bağları içeren bileşiklerle reaksiyona girme eğilimindedir. ⓘ
E°(1/2O2/H2O) = +1.229 V, yani +1.395 V'tan daha düşük olduğu göz önüne alındığında, klorun suyu oksijen ve hidroklorik aside oksitleyebilmesi beklenir. Bununla birlikte, bu reaksiyonun kinetiği elverişsizdir ve ayrıca dikkate alınması gereken bir kabarcık aşırı potansiyel etkisi vardır, böylece sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi oksijen gazı değil klor gazı açığa çıkarır, bu da klorun endüstriyel üretimi için çok yararlı bir gerçektir. ⓘ
Hidrojen klorür
En basit klor bileşiği, hem gaz olarak hem de hidroklorik asit olarak suda çözünmüş halde endüstride ve laboratuvarda önemli bir kimyasal olan hidrojen klorür, HCl'dir. Genellikle hidrojen gazının klor gazı içinde yakılmasıyla veya hidrokarbonların klorlanmasının bir yan ürünü olarak üretilir. Diğer bir yaklaşım ise "tuzlu kek" işlemi olarak da bilinen hidroklorik asit üretmek için sodyum klorürün konsantre sülfürik asit ile muamele edilmesidir:
- NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl
- NaCl + NaHSO4 Na2SO4 + HCl
Laboratuvarda hidrojen klorür gazı, asidin konsantre sülfürik asit ile kurutulmasıyla elde edilebilir. Döteryum klorür, DCl, benzoil klorürün ağır su (D2O) ile reaksiyona sokulmasıyla üretilebilir. ⓘ
Oda sıcaklığında, hidrojen klorür, hidrojen florür dışındaki tüm hidrojen halojenürler gibi renksiz bir gazdır, çünkü hidrojen daha büyük elektronegatif klor atomuna güçlü hidrojen bağları oluşturamaz; ancak, sıcaklık yükseldikçe düzensizlik hakim olmaya başlamadan önce, hidrojen florür yapısına benzer şekilde düşük sıcaklıklarda katı kristal hidrojen klorürde zayıf hidrojen bağı mevcuttur. Hidroklorik asit güçlü bir asittir (pKa = -7) çünkü klora olan hidrojen bağları ayrışmayı engelleyemeyecek kadar zayıftır. HCl/H2O sisteminde n = 1, 2, 3, 4 ve 6 için birçok HCl-nH2O hidratı vardır. 1:1 HCl ve H2O karışımının ötesinde, sistem tamamen iki ayrı sıvı faza ayrılır. Hidroklorik asit, 100 g çözelti başına 20,22 g HCl'de kaynama noktası 108,58 °C olan bir azeotrop oluşturur; bu nedenle hidroklorik asit damıtma yoluyla bu noktanın ötesinde konsantre edilemez. ⓘ
Hidrojen florürün aksine, susuz sıvı hidrojen klorür ile bir çözücü olarak çalışmak zordur, çünkü kaynama noktası düşüktür, küçük bir sıvı aralığına sahiptir, dielektrik sabiti düşüktür ve kayda değer bir şekilde H2Cl+ ve HCl-'ye ayrışmaz.
2 iyonları - ikincisi her durumda biflorür iyonlarından çok daha az kararlıdır (HF-
2) hidrojen ve klor arasındaki çok zayıf hidrojen bağı nedeniyle, Cs+ ve NR+ gibi çok büyük ve zayıf polarize olan katyonlara sahip tuzları
4 (R = Me, Et, Bun) yine de izole edilebilir. Susuz hidrojen klorür zayıf bir çözücüdür, sadece nitrozil klorür ve fenol gibi küçük moleküler bileşikleri veya tetraalkilamonyum halojenürler gibi çok düşük kafes enerjisine sahip tuzları çözebilir. Yalnız çiftler veya π bağları içeren elektrofilleri kolayca protonlar. Hidrojen klorür çözeltisinde solvoliz, ligand değiştirme reaksiyonları ve oksidasyonlar iyi karakterize edilmiştir:
- Ph3SnCl + HCl ⟶ Ph2SnCl2 + PhH (solvoliz)
- Ph3COH + 3 HCl ⟶ Ph
3C+
HCl-
2 + H3O+Cl- (solvoliz) - Ben
4N+
HCl-
2 + BCl3 ⟶ Me
4N+
BCl-
4 + HCl (ligand değişimi) - PCl3 + Cl2 + HCl ⟶ PCl+
4HCl-
2 (oksidasyon) ⓘ
Diğer ikili klorürler
-chloride-hexahydrate-sample.jpg)
Periyodik tablodaki neredeyse tüm elementler ikili klorürler oluşturur. İstisnalar kesinlikle azınlıktadır ve her durumda üç nedenden birinden kaynaklanır: Aşırı inertlik ve kimyasal reaksiyonlara katılma isteksizliği (son derece kararsız XeCl2 ve XeCl4'teki ksenon hariç soy gazlar); bozunma ve transmutasyondan önce kimyasal araştırmayı engelleyen aşırı nükleer kararsızlık (bizmut dışındaki en ağır elementlerin çoğu); ve klorunkinden daha yüksek bir elektronegatifliğe sahip olmak (oksijen ve flor), böylece ortaya çıkan ikili bileşikler resmi olarak klorürler değil, klorun oksitleri veya florürleridir. NCl3'teki nitrojen negatif yük taşımasına rağmen, bileşik genellikle nitrojen triklorür olarak adlandırılır. ⓘ
Metallerin Cl2 ile klorlanması, MoCl5 ve MoBr3'te olduğu gibi birden fazla oksidasyon durumu mevcut olduğunda, genellikle Br2 ile bromlamaya göre daha yüksek bir oksidasyon durumuna yol açar. Klorürler, bir elementin veya oksit, hidroksit veya karbonatının hidroklorik asitle reaksiyona sokulması ve ardından düşük basınç veya susuz hidrojen klorür gazı ile birlikte hafif yüksek sıcaklıklarla dehidre edilmesiyle yapılabilir. Bu yöntemler, klorür ürünü hidrolize karşı kararlı olduğunda en iyi sonucu verir; aksi takdirde, elementin klor veya hidrojen klorür ile yüksek sıcaklıkta oksidatif klorlanması, bir metal oksit veya diğer halojenürün klor, uçucu bir metal klorür, karbon tetraklorür veya organik bir klorür ile yüksek sıcaklıkta klorlanması olasılıklar arasındadır. Örneğin, zirkonyum dioksit standart koşullarda klor ile reaksiyona girerek zirkonyum tetraklorür üretir ve uranyum trioksit geri akış altında ısıtıldığında hekzakloropropen ile reaksiyona girerek uranyum tetraklorür verir. İkinci örnek aynı zamanda oksidasyon durumunda bir azalmayı da içerir, bu da indirgeyici ajan olarak hidrojen veya bir metal kullanılarak daha yüksek bir klorürün indirgenmesiyle elde edilebilir. Bu, aşağıdaki gibi termal ayrışma veya orantısızlaştırma yoluyla da elde edilebilir:
- EuCl3 + 1/2 H2 ⟶ EuCl2 + HCl
- ReCl5 ReCl3 + Cl2
- AuCl3 AuCl + Cl2 ⓘ
Klorürlerin çoğu, +2 ve +3 oksidasyon durumlarındaki lantanitler ve aktinitlerle birlikte 1, 2 ve 3 gruplarındaki metaller çoğunlukla iyoniktir, ametaller ise +3 ve üzeri yüksek oksidasyon durumlarındaki metaller gibi kovalent moleküler klorürler oluşturma eğilimindedir. Gümüş klorür suda çok çözünmez ve bu nedenle genellikle klor için kalitatif bir test olarak kullanılır. ⓘ
Poliklor bileşikleri
Diklor yüksek ilk iyonlaşma enerjisine sahip güçlü bir oksitleyici ajan olmasına rağmen, Cl+ oluşturmak için aşırı koşullar altında oksitlenebilir.
2 katyonu. Bu çok kararsızdır ve düşük basınçlı bir deşarj tüpünde üretildiğinde sadece elektronik bant spektrumu ile karakterize edilmiştir. Sarı Cl+
3 katyonu daha kararlıdır ve aşağıdaki şekilde üretilebilir:
- Cl2 + ClF + AsF5 Cl+
3AsF-
6
Bu reaksiyon, oksitleyici çözücü arsenik pentaflorür içinde gerçekleştirilir. Triklorür anyonu, Cl-
3, ayrıca karakterize edilmiştir; triiyodür ile benzerdir. ⓘ
Klor florürler
Klorun üç florürü, hepsi diamanyetik olan interhalojen bileşiklerin bir alt kümesini oluşturur. ClF- gibi bazı katyonik ve anyonik türevleri bilinmektedir.
2, ClF-
4, ClF+
2, ve Cl2F+. Siyanojen klorür (ClCN, lineer), klor siyanat (ClNCO), klor tiyosiyanat (ClSCN, oksijen muadilinden farklı olarak) ve klor azid (ClN3) gibi klorun bazı psödohalidleri de bilinmektedir. ⓘ
Klor monoflorür (ClF) termal olarak son derece kararlıdır ve ticari olarak 500 gramlık çelik şişelerde satılmaktadır. Renksiz bir gaz olup -155,6 °C'de erir ve -100,1 °C'de kaynar. Elementlerinin 225 °C'de yönlendirilmesiyle üretilebilir, ancak daha sonra klor triflorür ve reaktanlarından ayrılması ve saflaştırılması gerekir. Özellikleri çoğunlukla klor ve flor arasında yer alır. Oda sıcaklığı ve üzerindeki birçok metal ve ametal ile reaksiyona girerek onları florlar ve klor açığa çıkarır. Aynı zamanda kloroflorlama ajanı olarak hareket eder, çoklu bir bağ boyunca veya oksidasyon yoluyla klor ve flor ekler: örneğin, karbonil kloroflorür, COFCl oluşturmak için karbon monoksite saldırır. Heptafloroizopropil hipoklorit, (CF3)2CFOCl üretmek için potasyum florür katalizörlü hekzafloroaseton, (CF3)2CO ile; RCF2NCl2 üretmek için nitril RCN ile; ve sırasıyla ClSO2F ve ClOSO2F üretmek için sülfür oksitler SO2 ve SO3 ile benzer şekilde reaksiyona girecektir. Ayrıca su gibi -OH ve -NH grupları içeren bileşiklerle ekzotermik olarak reaksiyona girecektir:
- H2O + 2 ClF ⟶ 2 HF + Cl2O ⓘ
Klor triflorür (ClF3) -76,3 °C'de eriyen ve 11,8 °C'de kaynayan uçucu renksiz moleküler bir sıvıdır. Gaz halindeki klorun veya klor monoflorürün 200-300 °C'de doğrudan florlanmasıyla oluşturulabilir. Bilinen en reaktif kimyasal bileşiklerden biridir ve ateşe verdiği elementlerin listesi hidrojen, potasyum, fosfor, arsenik, antimon, sülfür, selenyum, tellür, brom, iyot ve toz molibden, tungsten, rodyum, iridyum ve demir içeren çok çeşitlidir. Asbest, beton, cam ve kum gibi olağan koşullarda kimyasal olarak inert kabul edilen birçok maddeyle birlikte suyu da tutuşturur. Isıtıldığında paladyum, platin ve altın gibi asil metalleri bile aşındırır ve asil gazlar ksenon ve radon bile florlamadan kaçamaz. Sodyum, magnezyum, alüminyum, çinko, kalay ve gümüş tarafından geçirimsiz bir florür tabakası oluşturulur ve bu tabaka ısıtılarak uzaklaştırılabilir. Nikel, bakır ve çelik kaplar genellikle, reaktif olmayan bir metal florür tabakası oluşumundan kaynaklanan klor triflorür saldırısına karşı büyük dirençleri nedeniyle kullanılır. Hidrazin ile reaksiyona girerek hidrojen florür, nitrojen ve klor gazları oluşturması deneysel roket motorlarında kullanılmıştır, ancak büyük ölçüde ölçülebilir bir gecikme olmaksızın ateşleme ile sonuçlanan aşırı hipergolikliğinden kaynaklanan sorunları vardır. Günümüzde çoğunlukla nükleer yakıt işlemede, uranyumu zenginleştirmek için uranyum hekzaflorüre oksitlemek ve plütonyumdan ayırmak için ve kimyasal buhar biriktirme odalarını temizlemek için kullanıldığı yarı iletken endüstrisinde kullanılmaktadır. Bir florür iyonu vericisi veya alıcısı (Lewis bazı veya asidi) olarak hareket edebilir, ancak ClF+ 'ye kayda değer bir şekilde ayrışmaz.
2 ve ClF-
4 iyonları. ⓘ
Klor pentaflorür (ClF5) büyük ölçekte klorun 350 °C ve 250 atm'de fazla flor gazı ile doğrudan florlanmasıyla, küçük ölçekte ise metal klorürlerin 100-300 °C'de flor gazı ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir. 103 °C'de erir ve -13,1 °C'de kaynar. Çok güçlü bir florlama maddesidir, ancak yine de klor triflorür kadar etkili değildir. Sadece birkaç spesifik stokiyometrik reaksiyon karakterize edilmiştir. Arsenik pentaflorür ve antimon pentaflorür [ClF4]+[MF6]- (M = As, Sb) formunda iyonik eklentiler oluşturur ve su aşağıdaki gibi kuvvetli bir şekilde reaksiyona girer:
- 2 H2O + ClF5 ⟶ 4 HF + FClO2 ⓘ
Ürün olan kloril florür, bilinen beş klor oksit florürden biridir. Bunlar termal olarak kararsız FClO'dan kimyasal olarak reaktif olmayan perkloril florüre (FClO3) kadar değişir, diğer üçü FClO2, F3ClO ve F3ClO2'dir. Beşi de hem yapısal hem de kimyasal olarak klor florürlere benzer şekilde davranır ve sırasıyla florür iyonları kazanarak veya kaybederek Lewis asitleri veya bazları olarak ya da çok güçlü oksitleyici ve florlayıcı maddeler olarak hareket edebilir. ⓘ
Klor oksitleri
Klor oksitleri, kararsızlıklarına rağmen (hepsi endotermik bileşiklerdir) iyi çalışılmışlardır. Önemlidirler çünkü kloroflorokarbonlar üst atmosferde fotolize uğradıklarında üretilirler ve ozon tabakasının yok olmasına neden olurlar. Hiçbiri elementlerin doğrudan tepkimeye girmesiyle elde edilemez. ⓘ
Diklor monoksit (Cl2O), klor gazının sarı cıva (II) oksit ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilen kahverengimsi sarı bir gazdır (katı veya sıvı haldeyken kırmızı-kahverengi). Suda çok çözünür ve içinde anhidriti olduğu hipokloröz asit (HOCl) ile denge halindedir. Bu nedenle etkili bir ağartıcıdır ve çoğunlukla hipoklorit yapımında kullanılır. Isıtıldığında veya kıvılcımlandığında ya da amonyak gazı varlığında patlar. ⓘ
Klor dioksit (ClO2) 1811 yılında Humphry Davy tarafından keşfedilen ilk klor oksittir. Tek sayıda elektrona sahip olmasından beklendiği gibi sarı paramanyetik bir gazdır (katı veya sıvı olarak koyu kırmızı): eşleşmemiş elektronun delokalizasyonu nedeniyle dimerizasyona karşı kararlıdır. Sıvı olarak -40 °C'nin üzerinde ve gaz olarak basınç altında patlar ve bu nedenle odun hamuru ağartma ve su arıtma için düşük konsantrasyonlarda yapılmalıdır. Genellikle bir kloratın aşağıdaki gibi indirgenmesiyle hazırlanır:
- ClO-
3 + Cl- + 2 H+ ⟶ ClO2 + 1/2 Cl2 + H2O
Bu nedenle üretimi, klor oksoasitlerin redoks reaksiyonlarıyla yakından bağlantılıdır. Sülfür, fosfor, fosfor halojenürler ve potasyum borohidrit ile reaksiyona giren güçlü bir oksitleyici ajandır. Suda ekzotermik olarak çözünerek karanlıkta çok yavaş ayrışan koyu yeşil çözeltiler oluşturur. Kristalin klatrat hidratlar ClO2-nH2O (n ≈ 6-10) düşük sıcaklıklarda ayrışır. Ancak ışığın varlığında bu çözeltiler hızla fotobozunuma uğrayarak klorik ve hidroklorik asitlerin bir karışımını oluşturur. Bireysel ClO2 moleküllerinin fotolizi ClO ve ClOO radikalleri ile sonuçlanırken, oda sıcaklığında çoğunlukla klor, oksijen ve bir miktar ClO3 ve Cl2O6 üretilir. Cl2O3 ayrıca -78 °C'de katı fotolizlendiğinde de üretilir: 0 °C'nin altında patlayan koyu kahverengi bir katıdır. ClO radikali atmosferik ozonun tükenmesine yol açar ve bu nedenle aşağıdaki gibi çevresel olarak önemlidir:
- Cl- + O3 ⟶ ClO- + O2
- ClO- + O- ⟶ Cl- + O2 ⓘ
Klor perklorat (ClOClO3), ClO2'den daha az kararlı olan ve oda sıcaklığında klor, oksijen ve diklor hekzoksit (Cl2O6) oluşturmak üzere ayrışan soluk sarı bir sıvıdır. Klor perklorat, diğer oksoasitlerin termal olarak kararsız klor türevlerine benzer şekilde perklorik asidin (HOClO3) bir klor türevi olarak da düşünülebilir: örnekler arasında klor nitrat (ClONO2, şiddetli reaktif ve patlayıcı) ve klor florosülfat (ClOSO2F, daha kararlı ancak yine de neme duyarlı ve oldukça reaktif) bulunur. Diklor hekzoksit -180 °C'de sarıya dönüşen bir katı oluşturmak üzere donan koyu kırmızı bir sıvıdır: genellikle klor dioksitin oksijenle reaksiyonu sonucu elde edilir. ClO3'ün dimeri olarak rasyonalize edilmeye çalışılmasına rağmen, daha çok kloril perklorat gibi reaksiyona girer, [ClO2]+[ClO4]-, bunun katının doğru yapısı olduğu doğrulanmıştır. Suda hidrolize olarak klorik ve perklorik asitlerin bir karışımını verir: susuz hidrojen florür ile benzer reaksiyon tamamlanmaz. ⓘ
Diklorin heptoksit (Cl2O7) perklorik asidin (HClO4) anhidritidir ve -10 °C'de fosforik asitle dehidre edilerek ve ardından ürün -35 °C ve 1 mmHg'de damıtılarak kolayca elde edilebilir. Şoka duyarlı, renksiz yağlı bir sıvıdır. Klor oksitlerin en az reaktif olanıdır ve oda sıcaklığında organik maddeleri ateşe vermeyen tek oksittir. Perklorik asidi yeniden oluşturmak için suda veya perkloratları yeniden oluşturmak için sulu alkalilerde çözülebilir. Bununla birlikte, merkezi Cl-O bağlarından birini kırarak, ara oksitler yoluyla hemen elementlere ayrışan ClO3 ve ClO4 radikallerini üreterek termal olarak patlayıcı bir şekilde ayrışır. ⓘ
Klor oksoasitler ve oksianyonlar
| E°(çift) | a(H+) = 1 (asit) |
E°(çift) | a(OH-) = 1 (temel) ⓘ |
|---|---|---|---|
| Cl2/Cl- | +1.358 | Cl2/Cl- | +1.358 |
| HOCl/Cl- | +1.484 | ClO-/Cl- | +0.890 |
| ClO- 3/Cl- |
+1.459 | ||
| HOCl/Cl2 | +1.630 | ClO-/Cl2 | +0.421 |
| HClO2/Cl2 | +1.659 | ||
| ClO- 3/Cl2 |
+1.468 | ||
| ClO- 4/Cl2 |
+1.277 | ||
| HClO2/HOCl | +1.701 | ClO- 2/ClO- |
+0.681 |
| ClO- 3/ClO- |
+0.488 | ||
| ClO- 3/HClO2 |
+1.181 | ClO- 3/ClO- 2 |
+0.295 |
| ClO- 4/ClO- 3 |
+1.201 | ClO- 4/ClO- 3 |
+0.374 |
Klor dört oksoasit oluşturur: hipokloröz asit (HOCl), kloröz asit (HOClO), klorik asit (HOClO2) ve perklorik asit (HOClO3). Yandaki tabloda verilen redoks potansiyellerinden de görülebileceği gibi, klor asidik çözeltilerde alkali çözeltilere göre orantısızlığa karşı çok daha kararlıdır:
ⓘCl2 + H2O ⇌ HOCl + H+ + Cl- Kac = 4,2 × 10-4 mol2 l-2 Cl2 + 2 OH- ⇌ OCl- + H2O + Cl- Kalk = 7,5 × 1015 mol-1 l
Hipoklorit iyonları da klorür ve klorat üretmek için daha fazla orantısızlaşır (3 ClO- ⇌ 2 Cl- + ClO-
3) ancak bu reaksiyon, 1027'lik çok uygun denge sabitine rağmen 70 °C'nin altındaki sıcaklıklarda oldukça yavaştır. Klorat iyonlarının kendileri de orantısızlaşarak klorür ve perklorat oluşturabilir (4 ClO-
3 ⇌ Cl- + 3 ClO-
4) ancak bu, 1020'lik çok uygun denge sabitine rağmen 100 °C'de bile hala çok yavaştır. Klor oksiyanyonları için reaksiyon hızları, klorun oksidasyon durumu azaldıkça artar. Klor oksiasitlerinin güçleri, klorun oksidasyon durumu arttıkça, eşlenik bazlarındaki daha fazla oksijen atomu üzerindeki yükün artan delokalizasyonu nedeniyle çok hızlı bir şekilde artar. ⓘ
Klor oksoasitlerin çoğu bu orantısızlık reaksiyonlarından yararlanılarak üretilebilir. Hipokloröz asit (HOCl) oldukça reaktif ve oldukça kararsızdır; tuzları çoğunlukla ağartma ve sterilizasyon yetenekleri için kullanılır. Çok güçlü oksitleyici ajanlardır ve çoğu inorganik türe bir oksijen atomu aktarırlar. Kloröz asit (HOClO) daha da kararsızdır ve ayrışmadan izole edilemez veya konsantre edilemez: sulu klor dioksitin ayrışmasından bilinir. Bununla birlikte, sodyum klorit kararlı bir tuzdur ve tekstil ürünlerinin ağartılması ve sıyrılmasında, oksitleyici bir madde olarak ve klor dioksit kaynağı olarak kullanışlıdır. Klorik asit (HOClO2) soğuk suda %30 konsantrasyona kadar oldukça kararlı olan güçlü bir asittir, ancak ısındığında klor ve klor dioksit verir. Düşük basınç altında buharlaştırma, yaklaşık %40'a kadar daha fazla konsantre olmasını sağlar, ancak daha sonra perklorik asit, klor, oksijen, su ve klor dioksite ayrışır. En önemli tuzu sodyum klorattır ve çoğunlukla kağıt hamurunu ağartmak için klor dioksit yapımında kullanılır. Kloratın klorür ve oksijene ayrışması, laboratuvarda küçük ölçekte oksijen üretmenin yaygın bir yoludur. Klorür ve klorat aşağıdaki gibi klor oluşturmak için orantılanabilir:
- ClO-
3 + 5 Cl- + 6 H+ ⟶ 3 Cl2 + 3 H2O ⓘ
Perkloratlar ve perklorik asit (HOClO3), klor atomu en düşük (-1) veya en yüksek (+7) olası oksidasyon durumlarında olduğunda klor bileşiklerinin en kararlı olduğu gerçeğine uygun olarak, klorun en kararlı okso-bileşikleridir. Perklorik asit ve sulu perkloratlar, kinetik nedenlerle bu reaksiyonlar için yüksek aktivasyon enerjileri nedeniyle oda sıcaklığında çoğunlukla inaktif doğalarının tam aksine, ısıtıldıklarında güçlü ve bazen şiddetli oksitleyici maddelerdir. Perkloratlar sodyum kloratın elektrolitik olarak oksitlenmesiyle, perklorik asit ise susuz sodyum perklorat veya baryum perkloratın konsantre hidroklorik asitle reaksiyona sokulması, çöken klorürün süzülmesi ve süzüntünün damıtılarak konsantre hale getirilmesiyle elde edilir. Susuz perklorik asit, çoğu organik bileşikle temas ettiğinde patlayan, hidrojen iyodür ve tiyonil klorürü ateşe veren ve hatta gümüş ve altını oksitleyen şoka duyarlı renksiz, hareketli bir sıvıdır. Sudan daha zayıf bir ligand olmasına rağmen, koordine ClO- içeren birkaç bileşik
4 bilinmektedir. ⓘ
| Klor oksidasyon durumu | −1 | +1 | +3 | +5 | +7 ⓘ |
|---|---|---|---|---|---|
| İsim | Klorür | hipoklorit | Klorit | Klorat | perklorat |
| Formül | Cl- | ClO- | ClO- 2 |
ClO- 3 |
ClO- 4 |
| Yapı | 
|
|
|
|
|
Organoklor bileşikleri
Diğer karbon-halojen bağları gibi, C-Cl bağı da temel organik kimyanın bir parçasını oluşturan yaygın bir fonksiyonel gruptur. Resmi olarak, bu fonksiyonel gruba sahip bileşikler klorür anyonunun organik türevleri olarak kabul edilebilir. Klor (3.16) ve karbon (2.55) arasındaki elektronegatiflik farkı nedeniyle, bir C-Cl bağındaki karbon elektrondan yoksundur ve bu nedenle elektrofiliktir. Klorlama, hidrokarbonların fiziksel özelliklerini çeşitli şekillerde değiştirir: klorokarbonlar, hidrojene karşı klorun daha yüksek atomik ağırlığı nedeniyle tipik olarak sudan daha yoğundur ve alifatik organoklorürler alkilleyici ajanlardır çünkü klorür bir ayrılma grubudur. ⓘ
Alkanlar ve aril alkanlar UV ışığı ile serbest radikal koşulları altında klorlanabilir. Bununla birlikte, klorlama derecesini kontrol etmek zordur: reaksiyon regioselektif değildir ve genellikle farklı klorlama derecelerine sahip çeşitli izomerlerin bir karışımıyla sonuçlanır, ancak ürünler kolayca ayrılabilirse buna izin verilebilir. Aril klorürler, klor ve bir Lewis asit katalizörü kullanılarak Friedel-Crafts halojenasyonu ile hazırlanabilir. Klor ve sodyum hidroksit kullanılan haloform reaksiyonu da metil ketonlardan ve ilgili bileşiklerden alkil halojenürler üretebilir. Klor, alkenler ve alkinler üzerindeki çoklu bağlara da eklenerek di- veya tetra-kloro bileşikleri verir. Ancak, klorun pahalı ve reaktif olması nedeniyle, organoklor bileşikleri daha çok hidrojen klorür kullanılarak veya fosfor pentaklorür (PCl5) veya tiyonil klorür (SOCl2) gibi klorlama maddeleriyle üretilir. Sonuncusu laboratuvarda çok kullanışlıdır çünkü tüm yan ürünler gaz halindedir ve damıtılmaları gerekmez. ⓘ
Birçok organoklor bileşiği, bakterilerden insanlara kadar değişen doğal kaynaklardan izole edilmiştir. Klorlu organik bileşikler, alkaloidler, terpenler, amino asitler, flavonoidler, steroidler ve yağ asitleri dahil olmak üzere neredeyse her biyomolekül sınıfında bulunur. Dioksinler de dahil olmak üzere organokloridler orman yangınlarının yüksek sıcaklık ortamında üretilir ve sentetik dioksinlerden önce yıldırımla tutuşan yangınların korunmuş küllerinde dioksinler bulunmuştur. Buna ek olarak, diklorometan, kloroform ve karbon tetraklorür dahil olmak üzere çeşitli basit klorlu hidrokarbonlar deniz yosunlarından izole edilmiştir. Çevredeki klorometanın büyük bir kısmı biyolojik ayrışma, orman yangınları ve volkanlar tarafından doğal olarak üretilmektedir. ⓘ
Hepsi olmasa da bazı organoklorid türleri, insanlar da dahil olmak üzere bitkiler veya hayvanlar için önemli toksisiteye sahiptir. Organik maddeler klor varlığında yakıldığında ortaya çıkan dioksinler ve DDT gibi bazı böcek ilaçları, çevreye salındığında tehlike oluşturan kalıcı organik kirleticilerdir. Örneğin, 20. yüzyılın ortalarında böcekleri kontrol etmek için yaygın olarak kullanılan DDT, besin zincirlerinde de birikmekte ve bazı kuş türlerinde üreme sorunlarına (örneğin, yumurta kabuğu incelmesi) neden olmaktadır. Üst atmosferde klor radikalleri oluşturmak için C-Cl bağının hazır homolitik parçalanması nedeniyle, kloroflorokarbonlar ozon tabakasına verdikleri zarar nedeniyle aşamalı olarak kullanımdan kaldırılmıştır. ⓘ
Oluşumu ve üretimi
Klor, doğada serbest element olarak bulunamayacak kadar reaktiftir ancak klorür tuzları şeklinde çok bol miktarda bulunur. Yer kabuğunda en bol bulunan yirmi birinci elementtir ve su kütlelerinden buharlaşan klorür minerallerinin, özellikle de sodyum klorürün büyük birikintileri sayesinde milyonda 126 parçasını oluşturur. Tüm bunlar deniz suyundaki klorür iyonu rezervleriyle kıyaslandığında soluk kalmaktadır: Utah'taki Büyük Tuz Gölü ve İsrail'deki Ölü Deniz gibi bazı iç denizlerde ve yeraltı tuzlu su kuyularında daha yüksek konsantrasyonlarda daha küçük miktarlar ortaya çıkmaktadır. ⓘ
Laboratuvarda hidroklorik asit ve manganez dioksit birleştirilerek küçük partiler halinde klor gazı hazırlanır, ancak hazır bulunması nedeniyle bu ihtiyaç nadiren ortaya çıkar. Endüstride elementel klor genellikle suda çözünmüş sodyum klorürün elektrolizi ile üretilir. Bu yöntem, 1892 yılında sanayileşen kloralkali prosesi, günümüzde çoğu endüstriyel klor gazını sağlamaktadır. Yöntem, klorun yanı sıra hidrojen gazı ve en değerli ürün olan sodyum hidroksit de verir. Proses aşağıdaki kimyasal denkleme göre ilerler:
- 2 NaCl + 2 H2O → Cl2 + H2 + 2 NaOH ⓘ
Klorür çözeltilerinin elektrolizi aşağıdaki denklemlere göre gerçekleşir:
- Katot: 2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH-
- Anot: 2 Cl- → Cl2 + 2 e- ⓘ
Diyafram hücre elektrolizinde, bir asbest (veya polimer elyaf) diyafram bir katot ve bir anodu ayırarak anotta oluşan klorun katotta oluşan sodyum hidroksit ve hidrojen ile yeniden karışmasını önler. Tuz çözeltisi (tuzlu su) sürekli olarak anot bölmesine beslenir ve diyaframdan geçerek kostik alkalinin üretildiği ve tuzlu suyun kısmen tükendiği katot bölmesine akar. Diyafram yöntemleri seyreltik ve hafif saf olmayan alkali üretir, ancak cıva bertarafı sorunu yoktur ve daha enerji verimlidirler. ⓘ
Membran hücre elektrolizinde iyon değiştirici olarak geçirgen membran kullanılır. Doymuş sodyum (veya potasyum) klorür çözeltisi anot bölmesinden geçirilerek daha düşük bir konsantrasyonda bırakılır. Bu yöntem aynı zamanda çok saf sodyum (veya potasyum) hidroksit üretir ancak yüksek konsantrasyonlarda çok saf tuzlu su gerektirme dezavantajına sahiptir. ⓘ
Deacon prosesinde, organoklorin bileşiklerinin üretiminden geri kazanılan hidrojen klorür klor olarak geri kazanılır. Proses oksijen kullanarak oksidasyona dayanır:
- 4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O ⓘ
Reaksiyon bir katalizör gerektirir. Deacon tarafından tanıtıldığı üzere, ilk katalizörler bakır bazlıydı. Mitsui MT-Chlorine Process gibi ticari prosesler krom ve rutenyum bazlı katalizörlere geçmiştir. Üretilen klor, 450 g ila 70 kg arasında değişen boyutlarda silindirlerin yanı sıra variller (865 kg), tank vagonlar (karayolunda 15 ton; demiryolunda 27-90 ton) ve mavnalarda (600-1200 ton) mevcuttur. ⓘ
Uygulamalar
Sodyum klorür en yaygın klor bileşiğidir ve kimya endüstrisinin talebi için ana klor kaynağıdır. Klorlu metan, etanlar, vinil klorür, polivinil klorür (PVC), kataliz için alüminyum triklorür, magnezyum, titanyum, zirkonyum ve hafniyum klorürleri gibi çeşitli bileşikler de dahil olmak üzere yaklaşık 15000 klor içeren bileşik ticari olarak işlem görmektedir ve bu elementlerin saf formunu üretmek için öncüllerdir. ⓘ
Niceliksel olarak, üretilen tüm elementel klorun yaklaşık %63'ü organik bileşiklerin üretiminde, %18'i ise inorganik klor bileşiklerinin üretiminde kullanılmaktadır. Ticari olarak yaklaşık 15.000 klor bileşiği kullanılmaktadır. Üretilen klorun geri kalan %19'u ağartıcılar ve dezenfeksiyon ürünleri için kullanılmaktadır. Üretim hacmi açısından en önemli organik bileşikler, PVC üretiminde ara ürünler olan 1,2-dikloroetan ve vinil klorürdür. Diğer önemli organoklorinler metil klorür, metilen klorür, kloroform, viniliden klorür, trikloretilen, perkloretilen, alil klorür, epiklorohidrin, klorobenzen, diklorobenzenler ve triklorobenzenlerdir. Başlıca inorganik bileşikler arasında HCl, Cl2O, HOCl, NaClO3, klorlu izosiyanüratlar, AlCl3, SiCl4, SnCl4, PCl3, PCl5, POCl3, AsCl3, SbCl3, SbCl5, BiCl3 ve ZnCl2 bulunmaktadır. ⓘ
Sanitasyon, dezenfeksiyon ve antisepsi
Çürüme ile mücadele
Fransa'da (başka yerlerde olduğu gibi) hayvan bağırsakları müzik aleti telleri, Altın Çırpıcı derisi ve diğer ürünleri yapmak için işlenirdi. Bu işlem "bağırsak fabrikalarında" (boyauderies) yapılıyordu ve kokulu ve sağlıksız bir işlemdi. Société d'encouragement pour l'industrie nationale, 1820 yılında ya da yaklaşık olarak, hayvan bağırsaklarının periton zarını çürütmeden ayırmak için kimyasal ya da mekanik bir yöntemin keşfi için bir ödül teklif etti. Ödülü, Berthollet'nin klorlu ağartma solüsyonlarının ("Eau de Javel") sadece hayvan dokularının çürümesinden kaynaklanan kokuşma kokusunu yok etmekle kalmayıp aynı zamanda çürümeyi geciktirdiğini keşfeden 44 yaşındaki Fransız kimyager ve eczacı Antoine-Germain Labarraque kazandı. ⓘ
Labarraque'ın araştırmaları, boyahanelerde kireç (kalsiyum hipoklorit) ve sodyum (sodyum hipoklorit) klorür ve hipokloritlerin kullanılmasıyla sonuçlandı. Aynı kimyasalların tuvaletler, kanalizasyonlar, pazarlar, mezbahalar, anatomik tiyatrolar ve morgların rutin dezenfeksiyonu ve koku giderme işlemlerinde de yararlı olduğu görüldü. Hastanelerde, lazaretlerde, hapishanelerde, revirlerde (hem karada hem de denizde), manastırlarda, ahırlarda, sığır ağıllarında vb. başarılı oldular; ve mezardan çıkarma, mumyalama, salgın hastalık salgınları, ateş ve sığırlarda karabacak sırasında faydalı oldular. ⓘ
Dezenfeksiyon
Labarraque'ın klorlu kireç ve soda solüsyonları 1828'den beri enfeksiyonu ("bulaşıcı enfeksiyon" olarak adlandırılan ve "miyazmalar" tarafından bulaştığı varsayılan) önlemek ve septik yaralar da dahil olmak üzere mevcut yaraların çürümesini tedavi etmek için savunulmaktadır. Labarraque 1828 tarihli çalışmasında doktorlara klor solumalarını, ellerini klorlu kireçle yıkamalarını ve hatta "bulaşıcı enfeksiyon" vakalarında hastaların yataklarına klorlu kireç serpmelerini tavsiye etmiştir. 1828 yılında, mikrobun etkeni yarım yüzyıldan fazla bir süre sonraya kadar keşfedilmemiş olsa da, enfeksiyonların bulaşıcılığı iyi biliniyordu. ⓘ
1832'deki Paris kolera salgını sırasında, başkenti dezenfekte etmek için büyük miktarlarda sözde kireç klorür kullanıldı. Bu basitçe modern kalsiyum klorür değil, kalsiyum hipoklorit (klorlu kireç) oluşturmak için kireç suyunda (seyreltik kalsiyum hidroksit) çözünmüş klor gazıydı. Labarraque'ın keşfi, hastanelerden ve teşrih odalarından gelen korkunç çürüme kokusunun giderilmesine yardımcı oldu ve böylece Paris'in Latin Mahallesi'nin kokusunu etkili bir şekilde giderdi. Bu "kokuşmuş mikropların" birçok kişi tarafından "bulaşma" ve "enfeksiyonun" yayılmasına neden olduğu düşünülüyordu - her iki kelime de enfeksiyonun mikrop teorisinden önce kullanılıyordu. Kireç klorürü kokuları ve "kokuşmuş maddeleri" yok etmek için kullanılıyordu. Bir kaynak kireç klorürün Dr. John Snow tarafından 1854 Londra'sında Broad Street pompasını besleyen kolera bulaşmış kuyudan gelen suyu dezenfekte etmek için kullanıldığını iddia etse de, o ünlü kolera salgınını anlatan diğer üç saygın kaynak bu olaydan bahsetmemektedir. Kaynaklardan biri, kireç klorürün Broad Street pompasını çevreleyen sokaklardaki sakatat ve pisliği dezenfekte etmek için kullanıldığını açıkça ortaya koymaktadır - bu, on dokuzuncu yüzyıl ortası İngiltere'sinde yaygın bir uygulamadır. ⓘ
Semmelweis ve antisepsi deneyleri
Labarraque'ın klor ve kimyasal baz solüsyonlarının belki de en ünlü uygulaması 1847 yılında Ignaz Semmelweis'in Avusturyalı doktorların ellerini dezenfekte etmek için klorlu su (klorlu kireç solüsyonlarından daha ucuz olan saf suda çözünmüş klor) kullanmasıydı; Semmelweis bu suların diseksiyon odalarından hasta muayene odalarına hala çürüme kokusu taşıdığını fark etmişti. Semmelweis, mikrop teorisinden çok önce, "kadavra partiküllerinin" taze tıbbi kadavralardan canlı hastalara çürüme bulaştırdığını teorileştirmiş ve çürüme ve doku ayrışması kokusunu gidermek için bilinen tek yöntem olarak ünlü "Labarraque solüsyonlarını" kullanmıştır (sabunun bunu yapmadığını keşfetmiştir). Bu solüsyonların sabundan çok daha etkili antiseptikler olduğu kanıtlandı (Semmelweis da daha etkili olduklarının farkındaydı ama nedenini bilmiyordu) ve bu da Semmelweis'ın 1847'de Avusturya'daki Viyana Genel Hastanesi'nin doğum koğuşlarında lohusa hummasının ("puerperal fever") bulaşmasını durdurmadaki ünlü başarısıyla sonuçlandı. ⓘ
Çok daha sonra, 1916'da I. Dünya Savaşı sırasında, Labarraque'ın hipoklorit (%0,5) ve asidik stabilizatör olarak borik asit içeren solüsyonunun standardize edilmiş ve seyreltilmiş bir modifikasyonu Henry Drysdale Dakin (Labarraque'ın bu alandaki önceki çalışmalarına tam kredi veren) tarafından geliştirilmiştir. Dakin'in solüsyonu olarak adlandırılan klorlu solüsyonlarla yara irrigasyonu yöntemi, modern antibiyotik çağından çok önce, çok çeşitli açık yaraların antiseptik tedavisine olanak sağlamıştır. Bu solüsyonun modifiye edilmiş bir versiyonu modern zamanlarda yara irrigasyonunda kullanılmaya devam etmekte ve birçok antibiyotiğe dirençli bakterilere karşı etkili olmaya devam etmektedir (bkz. Century Pharmaceuticals). ⓘ
Kamu sağlığı
ABD içme suyuna ilk sürekli klorlama uygulaması 1908 yılında Jersey City, New Jersey'de kurulmuştur. 1918 yılına gelindiğinde ABD Hazine Bakanlığı tüm içme sularının klor ile dezenfekte edilmesi çağrısında bulunmuştur. Klor halen su arıtmada (su arıtma tesislerinde olduğu gibi), dezenfektanlarda ve çamaşır suyunda kullanılan önemli bir kimyasaldır. Küçük su kaynakları bile artık rutin olarak klorlanmaktadır. ⓘ
Klor genellikle içme suyu kaynaklarında ve halka açık yüzme havuzlarında bakteri ve diğer mikropları öldürmek için (hipokloröz asit formunda) kullanılır. Çoğu özel yüzme havuzunda klorun kendisi değil, klor ve sodyum hidroksitten oluşan sodyum hipoklorit veya klorlu izosiyanüratların katı tabletleri kullanılır. Yüzme havuzlarında klor kullanmanın dezavantajı, klorun insan saçı ve cildindeki proteinlerde bulunan amino asitlerle reaksiyona girmesidir. Yaygın inanışın aksine, yüzme havuzlarıyla ilişkilendirilen ayırt edici "klor aroması", elementel klorun kendisinin değil, serbest çözünmüş klorun idrar ve terdekiler de dahil olmak üzere organik maddelerdeki aminlerle reaksiyona girmesiyle üretilen kimyasal bir bileşik olan kloraminin sonucudur. Sudaki bir dezenfektan olarak klor, Escherichia coli'ye karşı bromdan üç kat, iyottan ise altı kat daha etkilidir. Giderek artan bir şekilde, monokloraminin kendisi, kloraminasyon olarak bilinen bir işlem olan dezenfeksiyon amacıyla doğrudan içme suyuna eklenmektedir. ⓘ
Su arıtımı için zehirli klor gazını depolamak ve kullanmak genellikle pratik değildir, bu nedenle klor eklemek için alternatif yöntemler kullanılır. Bunlar arasında suya yavaş yavaş klor salan hipoklorit çözeltileri ve bazen "diklor" olarak adlandırılan sodyum dikloro-s-triazinetrion (dihidrat veya susuz) ve bazen "triklor" olarak adlandırılan trikloro-s-triazinetrion gibi bileşikler yer alır. Bu bileşikler katı haldeyken stabildir ve toz, granül veya tablet formunda kullanılabilirler. Havuz suyuna veya endüstriyel su sistemlerine küçük miktarlarda eklendiğinde, klor atomları molekülün geri kalanından hidrolize olur ve genel bir biyosit görevi gören, mikropları, mikroorganizmaları, algleri vb. öldüren hipokloröz asit (HOCl) oluşturur. ⓘ
Silah olarak kullanım
Birinci Dünya Savaşı
Bertholite olarak da bilinen klor gazı, I. Dünya Savaşı'nda bir silah olarak ilk kez 22 Nisan 1915'te İkinci Ypres Muharebesi'nde Almanya tarafından kullanılmıştır. Askerler tarafından tarif edildiği üzere, biber ve ananas karışımına benzeyen kendine özgü bir kokusu vardı. Ayrıca tadı metalikti ve boğazın arkasını ve göğsü yakıyordu. Klor akciğer mukozasında su ile reaksiyona girerek canlı dokulara zarar veren ve potansiyel olarak öldürücü olan hidroklorik asit oluşturur. İnsanların solunum sistemleri klor gazından aktif kömür veya diğer filtrelere sahip gaz maskeleri ile korunabilir, bu da klor gazını diğer kimyasal silahlardan çok daha az ölümcül hale getirir. Daha sonra Nobel ödülü alacak olan Alman bilim adamı, Berlin'deki Kaiser Wilhelm Enstitüsü'nden Fritz Haber tarafından, Alman kimya şirketi IG Farben ile işbirliği içinde, yerleşik bir düşmana karşı klor gazı boşaltma yöntemleri geliştirerek öncülük edilmiştir. İlk kullanımından sonra, çatışmadaki her iki taraf da kloru kimyasal silah olarak kullandı, ancak kısa süre sonra yerini daha ölümcül olan fosgen ve hardal gazına bıraktı. ⓘ
Orta Doğu
Klor gazı Irak Savaşı sırasında 2007 yılında Anbar Vilayetinde de kullanılmış, isyancılar kamyonlara havan mermileri ve klor tankları yerleştirmiştir. Saldırılarda patlayıcılar nedeniyle iki kişi ölmüş ve 350'den fazla kişi de hastalanmıştı. Ölümlerin çoğu klorun etkilerinden ziyade patlamaların şiddetinden kaynaklanmıştır zira zehirli gaz patlamayla birlikte atmosferde kolayca dağılmakta ve seyrelmektedir. Bazı bombalamalarda yüzden fazla sivil solunum güçlüğü nedeniyle hastaneye kaldırıldı. Iraklı yetkililer, halka güvenli içme suyu sağlamak için gerekli olan elementel klor için güvenliği sıkılaştırdı. ⓘ
23 Ekim 2014 tarihinde Irak Şam İslam Devleti'nin Irak'ın Duluiyah kasabasında klor gazı kullandığı bildirilmiştir. Kıyafet ve toprak örneklerinin laboratuvar analizleri, 23 Ocak 2015 tarihinde Musul yakınlarındaki 47 Kiske Kavşağı'nda araçla düzenlenen el yapımı patlayıcı saldırısında Kürt Peşmerge Güçlerine karşı klor gazı kullanıldığını doğrulamıştır. ⓘ
Orta Doğu'daki bir başka ülke olan Suriye de varil bombaları ve roketlerle kimyasal silah olarak klor kullanmıştır. OPCW-BM Ortak Soruşturma Mekanizması 2016 yılında Suriye hükümetinin üç ayrı saldırıda kimyasal silah olarak klor kullandığı sonucuna varmıştır. OPCW'nin Soruşturma ve Tanımlama Ekibi tarafından daha sonra yapılan incelemeler, 2017 ve 2018'deki klor saldırılarından Suriye Hava Kuvvetleri'nin sorumlu olduğu sonucuna vardı. ⓘ
Biyolojik rol
Klorür anyonu metabolizma için gerekli bir besin maddesidir. Klor, midede hidroklorik asit üretimi ve hücresel pompa fonksiyonları için gereklidir. Ana besin kaynağı sofra tuzu veya sodyum klorürdür. Kandaki aşırı düşük veya yüksek klorür konsantrasyonları elektrolit bozukluklarına örnektir. Hipokloremi (çok az klorür bulunması) diğer anormalliklerin yokluğunda nadiren görülür. Bazen hipoventilasyon ile ilişkilidir. Kronik solunum asidozu ile ilişkili olabilir. Hiperkloremi (çok fazla klorür bulunması) genellikle semptom oluşturmaz. Semptomlar ortaya çıktığında, hipernatreminin (çok fazla sodyum olması) semptomlarına benzeme eğilimindedirler. Kan klorüründeki azalma serebral dehidrasyona yol açar; semptomlar çoğunlukla serebral ödemle sonuçlanan hızlı rehidrasyondan kaynaklanır. Hiperkloremi oksijen taşınmasını etkileyebilir. ⓘ
Tehlikeler
| Tehlikeler | |
|---|---|
| GHS etiketlemesi: | |
Piktogramlar
|
  
|
Sinyal kelimesi
|
Tehlike |
Tehlike bildirimleri
|
H270, H315, H319, H331, H335, H400 |
Önlem ifadeleri
|
P220, P233, P244, P261, P304, P312, P340, P403, P410 |
| NFPA 704 (yangın elması) |  
3
0
0 OX |
Klor, solunum sistemine, gözlere ve cilde saldıran zehirli bir gazdır. Havadan daha yoğun olduğu için, iyi havalandırılmayan alanların dibinde birikme eğilimindedir. Klor gazı güçlü bir oksitleyicidir ve yanıcı maddelerle reaksiyona girebilir. ⓘ
Klor, ölçüm cihazlarıyla milyonda 0,2 parçaya (ppm) kadar düşük konsantrasyonlarda ve koku yoluyla 3 ppm'de tespit edilebilir. Öksürük ve kusma 30 ppm'de, akciğer hasarı ise 60 ppm'de ortaya çıkabilir. Yaklaşık 1000 ppm, gazın birkaç derin nefesinden sonra ölümcül olabilir. IDLH (yaşam ve sağlık için hemen tehlikeli) konsantrasyonu 10 ppm'dir. Daha düşük konsantrasyonları solumak solunum sistemini kötüleştirebilir ve gaza maruz kalmak gözleri tahriş edebilir. Klor 30 ppm'den daha yüksek konsantrasyonlarda solunduğunda, akciğerlerdeki su ile reaksiyona girerek hidroklorik asit (HCl) ve hipokloröz asit (HClO) üretir. ⓘ
Su dezenfeksiyonu için belirtilen seviyelerde kullanıldığında, klorun su ile reaksiyonu insan sağlığı için önemli bir endişe kaynağı değildir. Suda bulunan diğer maddeler, insan sağlığı üzerinde olumsuz etkilerle ilişkili dezenfeksiyon yan ürünleri oluşturabilir. ⓘ
Amerika Birleşik Devletleri'nde, Mesleki Güvenlik ve Sağlık İdaresi (OSHA) elementel klor için izin verilen maruz kalma sınırını 1 ppm veya 3 mg/m3 olarak belirlemiştir. Ulusal Mesleki Güvenlik ve Sağlık Enstitüsü, 15 dakika boyunca 0,5 ppm'lik bir tavsiye edilen maruz kalma sınırı belirlemiştir. ⓘ
Evlerde, hipoklorit ağartıcı çözeltileri bazı asidik drenaj temizleyicileri ile temas ettiğinde klor gazı üretmek için kazalar meydana gelir. Hipoklorit ağartıcı (popüler bir çamaşır katkı maddesi) amonyakla (başka bir popüler çamaşır katkı maddesi) birleştiğinde başka bir toksik kimyasal grubu olan kloraminler üretir. ⓘ
Yapısal malzemelerde klor kaynaklı çatlama
Klor, özellikle içme suyu kaynakları ve yüzme havuzlarında kullanılan suyun arıtılması için yaygın olarak kullanılmaktadır. Paslanmaz çelik askı çubuklarında klorun neden olduğu stres korozyonu çatlaması nedeniyle yüzme havuzu tavanlarında birkaç feci çökme meydana gelmiştir. Asetal reçine ve polibüten de dahil olmak üzere bazı polimerler de saldırıya karşı hassastır. Her iki malzeme de sıcak ve soğuk su tesisatında kullanılmış ve stres korozyon çatlaması 1980'ler ve 1990'larda ABD'de yaygın arızalara neden olmuştur. ⓘ
Klor-demir yangını
Demir elementi yüksek sıcaklıklarda klor ile güçlü bir ekzotermik reaksiyonda birleşerek klor-demir yangını yaratabilir. Klor-demir yangınları, klor gazı taşıyan boru tesisatının çoğunun çelikten yapıldığı kimyasal proses tesislerinde bir risktir. ⓘ
Ayrıca bakınız
- Klor döngüsü
- Klor gazı zehirlenmesi
- Endüstriyel gaz
- Polimer bozunması
- İndirgeyici deklorinasyon ⓘ
Genel bibliyografya
- Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Elementlerin Kimyası (2. baskı). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8. ⓘ
Klorun bileşiklere etkisi
Brom ve iyottan daha güçlü bir yükseltgeyici olması nedeniyle klor, bu maddelerin bileşikleriyle karşılaştığında onların yerini alır: Söz gelimi bromhidrik ya da hidroiyodik asit şişesi üstüne klor şişesi kapatılırsa, kırmızı renkte brom buharları ya da mor iyot buharları açığa çıkar; bu durumda klor, brom ve iyodun yerini almıştır. Klor suya etki ederek yükseltgeyici özellikleri bulunan klor suyunu oluşturur. Sodyum karbonatla etkileştiğinde, çamaşır suyu ortaya çıkar. ⓘ
Üretimi ve Kullanımı
Klor sanayide çoğunlukla doymuş tuz çözeltisinin elektrolizi yoluyla üretilir. Kimi zaman da erimiş sodyum klorürden elde edilir. Klor ve bileşikleri kâğıt ve dokuma sanayinde ağartma işlemlerinde ve kent içme sularının dezenfekte edilmesinde kullanılır. Ayrıca evlerde kullanılan ağartıcıların, mikrop öldürücülerin, çok sayıda organik ve inorganik maddelerin üretilmesinde yararlanılır. Klorlu eriticilerden, plastik maddelerin, eiastomerlerin (yapay kauçuk) üretiminde yararlanılır. ⓘ
Doğada klor
Doğada klor serbest halde bulunmaz ama bol miktarda HCl (hidroklorik asit) içeren volkanik gazlarda serbest klora rastlanmıştır. Klorür iyonu Hazar denizi, Lut gölü, Utah'daki Büyük tuz gölü gibi iç denizlerin ve okyanus sularının başlıca eksi yüklü iyonudur. Ayrıca örneğin sodyumla birleşmiş halde halit (kayatuzu) biçimde evaporit minerallerinde yer alır. Klor üstün yapılı hayvanların vücut sıvılarında iyon halde, mide sindirim sıvılarında ise hidroklorik asit yer alır. ⓘ