Chlór (chlorum)
síra ← chlór → argón F ↑ Cl ↓ Br 17 Periodická tabuľka 3. perióda, 17. skupina, blok p halogény, nekovy
Vzhľad
žltozelený plyn
Emisné spektrum
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť	35,453 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia	3s2 3p5
Atómový polomer	100 pm (vyp.: 79 pm)
Kovalentný polomer	102 pm
Van der Waalsov pol.	175 pm
Iónový polomer pre: Cl-	181 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita	3,16 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e)	1: 1 251,2 kJ.mol−1 2: 2 298 kJ.mol−1 3: 3 822 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a)	-I, I, III, V, VII
Št. potenciál (Cl2/Cl-)	1,3595 V
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
Skupenstvo	plynné
Hustota	0,0032 kg·dm−3
Hustota kvapaliny (pri 171,6 K)	1,5625 kg·dm−3
Teplota topenia	171,6 K (−101,55 °C)
Teplota varu	239,11 K (−34,04 °C)
Kritický bod	416,9 K; 7,991 MPa
Sk. teplo topenia	6,406 kJ·mol−1
Sk. teplo varu	20,41 kJ·mol−1
Tepelná kapacita	33,949 J·mol−1·K−1
Tlak pary p(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k pri T(K) 128 139 153 170 197 239
Iné
Kryštálová sústava	rombická
Magnetizmus	diamagnetický
Elektrický odpor	10x103 nΩ·m
Tep. vodivosť	8,9x10−3 W·m−1·K−1
Rýchl. zvuku	206 m·s−1
Reg. číslo CAS	7782-50-5
Izotop(y) (vybrané)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er (MeV) Pr 35Cl 75,77 % stabilný s 18 neutrónmi  36Cl stopy 3,01x105 r. β- 0,709 36Ar synt.   ε - 36S 37Cl 24,23 % stabilný s 20 neutrónmi
Commons ponúka multimediálny obsah na tému chlór.
Chemický portál

Chlór (lat. chlorum) je chemický prvok, ktorý má značku Cl a protónové číslo 17. V periodickej tabuľke sa zaraďuje medzi halogény.

Je toxický, za normálnych podmienok žltozelený plyn s charakteristickým zápachom, ktorý sa ochotne zlučuje s väčšinou prvkov periodickej tabuľky. Elektrónová konfigurácia chlóru je 3s² 3p⁵ a v zlúčeninách nadobúda oxidačné čísla od -I až po +VII. Priemyselne sa využíva ako oxidačné činidlo, na dezinfekciu vody a ako bieliace činidlo. Taktiež zlúčeniny chlóru majú široké priemyselné využitie.

Najbežnejšia zlúčenina chlóru – kamenná soľ je známa od staroveku a v starovekom Ríme bola dokonca občas aj súčasťou výplaty žoldu. Rovnako sú o soli zmienky v aj Biblii. V stredoveku, približne od 13. storočia bola alchymistom známa aqua regia, zmes kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej, ktorá sa používala na rozpúšťanie zlata. Samotnú koncentrovanú kyselinu chlorovodíkovú pripravil v roku 1648 nemecký chemik Johann Rudolf Glauber zahrievaním hydratovaného chloridu zinočnatého a príprava elementárneho chlóru sa podarila v roku 1774 Carlovi Wilhelmovi Scheelemu oxidáciou chloridu sodného oxidom manganičitým v kyslom prostredí podľa rovnice:

4 NaCl + 2 H₂SO₄ + MnO₂ → 2 Na₂SO₄ + MnCl₂ + 2 H₂O + Cl₂

Scheele však veril, že pripravil len ďalšiu zlúčeninu, za nový chemický prvok ho prehlásil až sir Humphry Davy v 1811 a súčasne ho aj pomenoval podľa charakteristickej farby – zo starogr. χλωρος – žltozelený.

Chlór mal využitie hlavne ako bieliace činidlo, už samotný Scheele objavil jeho bieliace účinky a prvý prípravok na bielenie pod názvom eau de Javel uviedol Berthollet v 1785. Bol to chlórnan draselný, pripravený zavádzaním plynného chlóru do roztoku hydroxidu draselného.

2 KOH + Cl₂ → KCl + KClO + H₂O

V roku 1801 odporučil William Cruickshank používať chlórovú vodu ako dezinfekčný prostriedok v nemocniciach, čo sa ukázalo byť účinným pri epidémii cholery v 1831 a Ignác Filip Semmelweis vo viedenskej a neskôr v peštianskej nemocnici nariadenou dezinfekciou rúk medikov a doktorov chlórovým vápnom takmer úplne potlačil dovtedy bežnú horúčku šestonedieľok.

V prvej svetovej vojne bol chlór použitý ako chemická zbraň. 22. apríla 1915 začala nemecká armáda ofenzívu pri belgickom meste Ypres, známu ako Druhá bitka o Ypres. Po intenzívnej delostreleckej príprave však boli namiesto klasického útoku pechoty použité kanistre s chlórom, ktorý sa v podobe žltozeleného mraku rozšíril v zákopoch a vo francúzskych radoch, nevybavených plynovými maskami, vyvolal paniku spojenú s ústupom z pozícií. Po tomto útoku sa chlór, resp. iné dusivé a dráždivé látky ako fosgén a yperit začali používať na oboch stranách frontu až do skončenia vojny.

Chlór je za normálnych podmienok plyn žltozelenej farby, tvorený dvojatómovými molekulami Cl₂ viazanými kovalentnou väzbou so zdieľaným elektrónovým párom. Vzdialenosť väzby Cl-Cl je 198 pm, disociačná energia 242,58 kJ/mol (dokonca vyššia ako pri fluóre, čo sa vysvetľuje odpudzovaním voľných elektrónových párov na π orbitáloch). Molekulami Cl₂ je tvorená aj kvapalná a tuhá fáza. Chlór kryštalizuje v rombickej sústave, tvorí vrstevnaté kryštály a je izoštruktúrny s brómom a jódom. Molekuly v kryštáli sú viazané len slabými van der Waalsovými silami z toho vyplýva nízka teplota topenia, a prakticky žiadna elektrická vodivosť.

Molekula Cl₂ je nepolárna, takže sa dobre rozpúšťa v nepolárnych rozpúšťadlách ako tetrachlórmetán, alebo chloroform. Vo vode sa rozpúšťa slabo – na 1 dm³ vody sa pri 20 °C rozpustí 2,3 dm³ chlóru, pričom s vodou reaguje podľa rovnice:

Cl₂ + 2 H₂O ↔ HClO + H₃O⁺ + Cl^-

Vzniknutý roztok sa nazýva chlórová voda. Pri zavádzaní do vody s teplotou 0 °C sa vylučujú žltozelené klatrátové kryštály so vzorcom Cl₂·7,3H₂O.

Chlór je veľmi reaktívny prvok, priamo sa zlučuje s väčšinou prvkov periodickej tabuľky. S vodíkom reaguje za vzniku chlorovodíka, reakcia je katalyzovaná svetlom. Rovnako odoberá vodík z uhľovodíkov, až napokon ostáva iba elementárny uhlík. Viaceré prvky sa v chlóre spaľujú (napr. fosfor, antimón, niektoré kovy). Reakciu medi, resp. železa iniciujú už stopové množstvá vody, v suchom stave tieto prvky s chlórom nereagujú.

Elektrónová konfigurácia chlóru je Ne3s²3p⁵, do zaplnenia valenčnej vrstvy a teda dosiahnutia konfigurácie najbližšieho vzácneho plynu argónu mu chýba iba jeden elektrón. To predurčuje jeho chemické vlastnosti – vysokú hodnotu elektronegativity a elektrónovej afinity⁵. Elektronegativita je po fluóre a kyslíku tretia najvyššia spomedzi prvkov a afinita je dokonca vyššia ako pri fluóre (opať je príčinou silnejšie odpudzovanie pristupujúceho elektrónu do kompaktnej valenčnej vrstvy fluóru²). Maximálne oxidačné číslo chlóru je VII, v kladnom oxidačnom stupni sa vyskytuje len v zlúčeninách s elektronegatívnejšími prvkami, teda s fluórom a kyslíkom.

Chlór sa v prírode nachádza v dvoch izotopoch ³⁵Cl a ³⁷Cl. Oba sú stabilné, pričom 75,77 % prírodného chlóru pripadá na izotop ³⁵Cl a zvyšok, t. j. 24,23 %, izotopu ³⁷Cl⁹. Najstabilnejším rádioaktívnym izotopom je ³⁶Cl s polčasom rozpadu 3,01·10⁵ roka a v laboratóriách sa používa aj ³⁸Cl s polčasom rozpadu 37,1 min⁵.

Na Zemi sa chlór vďaka svojej reaktívnosti nachádza iba vo forme zlúčenín v oxidačnom stupni -I, väčšinou rozpustných vo vode. Celkové zastúpenie chlóru v zemskej kôre je 126 ppm, v oceánoch a moriach je koncentrácia chloridových iónov 1,9 %. Menšie množstvá chloridov, aj keď s oveľa vyššími koncentráciami, sa nachádzajú vo vnútrozemských slaných jazerách (napr. v Mŕtvom mori je koncentrácia chloridov cca 24 %)⁵.

Medzi najbežnejšie minerály chlóru patria halit (kamenná soľ – NaCl), sylvín (KCl), carnallit (KMgCl₃·6H₂O) a kainit (MgSO₄·KCl·3H₂O)¹⁰, ktoré vznikli odparením slaných vôd v minulosti Zeme a často sú sprevádzané aj inými, vo vode rozpustnými minerálmi¹¹. Významné ložiská kamennej soli v Európe sa nachádzajú v Poľsku pri Bochni a Veličke, v Rumunsku pri Slaníku, v Rakúsku v Soľnej komore pri Salzburgu, v Rusku pri Astrachanských jazerách.

Na Slovensku sa kamenná soľ nachádza v Solivare pri Prešove, v Zbudzi a Zalužiciach pri Michalovciach a v obci Soľ v okrese Vranov nad Topľou¹². Všetky slovenské ložiská sú treťohorného pôvodu¹³. V Solivare sa soľ ťažila už od 15. storočia, najskôr banským spôsobom a neskôr, keď v roku 1752 došlo k zatopeniu baní, sa ťažila už len soľanka¹³. V súčasnosti je komplex objektov na čerpanie a varenie soli (šachta Leopold, varňa, sklad soli, kováčske dielne a klopačka) národná kultúrna pamiatka a patrí medzi najvýznamnejšie technické pamiatky na Slovensku. V priestoroch varne je od roku 2001 zriadená expozícia Slovenského technického múzea pod názvom Dejiny ťažby a výroby soli v Solivare¹⁴.

Bližšie informácie v článkoch: Chlorovodík a Kyselina chlorovodíková

Chlorovodík je bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom a s bodom varu −85,1 °C. Je to jedna z najpoužívanejších zlúčenín chlóru tak v priemysle, ako aj v laboratóriách⁵. Priemyselne sa vyrába priamym spaľovaním vodíka s chlórom, alebo ako vedľajší produkt chlorácie uhľovodíkov. Ďalšie spôsoby prípravy (hlavne v minulosti, ale používané aj v súčasnosti) – reakciou chloridu sodného s kyselinou sírovou⁵

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl (150 °C)

NaCl + NaHSO₄ → Na₂SO₄ + HCl (540 – 600 °C)

a Hargreavesov proces – reakciou chloridu sodného so zmesou oxidu siričitého, vzduchu a vody⁵:

2 NaCl + SO₂ + ½ O₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2 HCl (430 – 450 °C)

Chlorovodík sa vo vode veľmi dobre rozpúšťa, koncentrovaný roztok má obsah 40 %HCl (komerčne sa predáva ako 37% roztok) a nazýva sa kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková je taktiež široko používaná v priemysle a v zriedenej forme sa vyskytuje aj ako súčasť žalúdočných štiav².

Zmes kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej v pomere 3:1 sa nazýva lúčavka kráľovská. Táto zmes rozpúšťa aj kovy ako zlato alebo platina vďaka chloridu nitrozylu (NOCl), ktorý vzniká reakciou

HNO₃ + 3 HCl ↔ NOCl + Cl₂ + 2 H₂O

Bližšie informácie v hlavnom článku: Chlorid

Chloridy sú zlúčeniny chlóru s inými, menej elektronegatívnymi prvkami, s výnimkou vzácnych plynov. Väčšinu z nich možno považovať za soli kyseliny chlorovodíkovej. Podľa štruktúry sa delia na:

• Iónové chloridy, v ktorých prevládajú iónové väzby. Ide o chloridy alkalických kovov, kovov alkalických zemín, prvkov 3. skupiny periodickej tabuľky, lantanoidov a aktinoidov². Sú to kryštalické látky rozpustné vo vode a ich vodné roztoky dobre vedú elektrický prúd. Elektrický prúd vedú aj ich taveniny⁴.
• Molekulové chloridy sú kovalentné zlúčeniny tvorené individuálnymi molekulami viazanými iba slabými medzimolekulovými silami¹⁰. Väčšinou sú to preto plynné alebo kvapalné látky, pokiaľ sú tuhé, bývajú ľahko prchavé². Patria sem chloridy prechodných prvkov vo vyššom oxidačnom stupni, ako TiCl₄, SnCl₄, NbCl₅, chloridy nekovov a polokovov (uhlíka, bóru, arzénu, fosforu, síry a pod.).
• Chloridy s polymérnou štruktúrou sú taktiež kovalentné zlúčeniny, ale sa vrstevnantým, reťazcovým, alebo priestorovým usporiadaním. Prevažne sú to chloridy kovov v nižších oxidačných stupňoch, ako FeCl₃, AlCl₃, CdCl₂.

Chloridy s kovalentnými väzbami vo vode často hydrolyzujú.

BCl₃ + 3 H₂O → H₃BO₃ + 3 HCl

TiCl₄ + 2 H₂O → TiO₂ + 4 HCl

Taktiež pri niektorých kovoch chloridový anión vystupuje ako ligand a vytvára komplexné polychloridové ióny⁴

SbCl₅ + Cl^- → SbCl₆^-

Chloridy sa pripravujú:

• priamou syntézou z prvkov

Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃

• rozpúšťaním prvku v kyseline chlorovodíkovej

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

• reakciou oxidov, alebo hydroxidov kovov sa kyselinou chlorovodíkovou

KOH + HCl → KCl + H₂O

• reakciou kyseliny chlorovodíkovej alebo rozpustného chloridu so soľou prvku, ktorej chlorid je nerozpustný

AgNO₃ + NaCl → NaNO₃ + AgCl

• zahrievaním oxidov s uhlíkom v prúde chlóru

SiO₂ + 2 C + 2 Cl₂ → SiCl₄ + 2 CO

• zahrievaním oxidov v zmesi chloridu sírneho a chlóru (hlavne oxidy lantanoidov)

4 Lu₂O₃ + 3 S₂Cl₂ + 9 Cl₂ → 8 LuCl₃ + 6 SO₂

Polychloridový anión Cl₃^- sa dá pripraviť zavádzaním chlóru do koncentrovaných roztokov chloridov a je oveľa menej stabilný ako známejší trijodidový anión I₃^-, ktorý vzniká pri rozpúšťaní jódu v roztoku jodidu draselného¹⁰.

S kyslíkom tvorí chlór štyri oxidy – oxid chlórny (Cl₂O), oxid chloričitý (ClO₂), oxid chlórový (Cl₂O₆) a oxid chloristý (Cl₂O₇). Všetky oxidy chlóru sú reaktívne a nestále zlúčeniny, s tendenciou explodovať¹⁰.

Oxid chlórny je žltočervený plyn, dobre rozpustný vo vode. Má silne oxidačné účinky a pri zahriatí exploduje. Pripravuje sa reakciou chlóru s oxidom ortutnatým podľa rovnice: