Clinfowiki

Kloor on keemiline element järjenumbriga 17. See asub perioodilisustabelis VIIA rühmas, mille moodustavad halogeenid. Kloor on üks aktiivsemaid mittemetalle, millel on suur elektronafiinsus ja elektronegatiivsus.

Kloori aatommass on 35,453, sulamistemperatuur −100,98 °C ja keemistemperatuur −34,6 °C.^[1][2]

Ta moodustab kaheaatomilised molekulid ja on normaaltingimustel rohekaskollane gaas. Kuna kloor on halogeen, on tema stabiilseim oksüdatsiooniaste −1. Teised klooriühendid, sealhulgas kloori oksiidid, on tugevad oksüdeerijad ja vähestabiilsed. Kloori oksiidid on happelised. Vesinikuga moodustab kloor vesinikkloriidi, mis on tugevalt happeline.

Klooril on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 35 ja 37.

 Pikemalt artiklis dikloor

Tööstuslikult saadakse kloori NaCl lahuse elektrolüüsil:

• 2NaCl + 2H₂O -> Cl₂ + 2NaOH + H₂

Kloori kui lihtainet kasutatakse väga paljudes keemiatööstuse harudes. Erinevate kloorimismeetoditega toodetakse orgaanilisi ühendeid. Neid kasutatakse näiteks plastide, lahustite, taimekaitsevahendite või ravimite tootmiseks. Tööstuslikult kasutatakse kloori ka näiteks paberi ja muude asjade pleegitamises. Paljude anorgaaniliste ainete tootmiseks läheb samuti kloori vaja.^[3]

Kloor kui lihtaine on mürgine raske gaas, terava lõhnaga, kergesti veelduv. Värvuselt kollakasroheline. Kloor lahustub vähepolaarsetes vedelikes paremini kui vees. Vees hakkab kloor osaliselt reageerima, moodustades hüdraate.

Kloor on väga aktiivne keemiline element, reageerides peaaegu kõigi metallidega ja suurema osa mittemetallidega. Sellisel suurel keemilisel aktiivsusel on peamiselt kolm põhjust: kloriidide suur sidemeenergia; suur elektronafiinsus; Cl aatomite moodustumise kergus Cl₂ molekulidest.

Kloori reageerimisel metallidega saadakse metallkloriidid. Enamik metalle suudab moodustada mitu kloriidi. Selleks peab metall või metallioksiid reageerima vaba kloori või vesinikkloriidhappega. Metalli reageerimisel vaba klooriga võib reaktsioon toimuda toatemperatuuril, kloorioksiidiga reageerimisel tuleb teinekord kuumutada.^[3]

• H₂ + Cl₂ -> 2HCl

Reaktsioon toimub plahvatusega süütamisel või valguse toimel, kuna tegu on ahelreaktsiooniga. Reaktsioon võib toimuda ka rahulikult, kui kasutada reaktsiooni aeglustavaid katalüsaatoreid.^[3]

Hapnikuga reageerides tekivad oksiidid, millest tuntumad on Cl₂O (diklooroksiid), ClO₂ (kloordioksiid), Cl₂O₆ (dikloorheksaoksiid) ja Cl₂O₇ (dikloorheptaoksiid).^[4]

Lämmastikuga reageerides tekib lämmastiktrikloriid (NCl₃). See reaktsioon toimub elektrilaengu toimel. Saadud lämmastiktrikloriid on kergesti plahvatav vedelik tumekollase värvusega.^[4]

Fluoriga reageerides annab kloor mürgiseid ühendeid, mis on väga reaktsioonivõimelised. Tuntumad ühendid on ClF (kloormonofluoriid), ClF₃ (kloortrifluoriid) ja ClF₅ (kloorpentafluoriid).^[4]

Joodiga reageerides tekib rubiinipunane kristallaine ICl (joodmonokloriid) või helekollane kristallaine joodtrikloriid (ICl₃).^[4]

Broomiga reageerides tekib broomkloriid (BrCl), mis on punakaspruuni värvusega gaas.^[4]

Kui kloor reageerib lihtainena broomiga, siis ta tõrjub vaba broomi välja, kui joodiga, siis vaba joodi. Vaba fluori tõrjub kloor aga kõige paremini välja, kuna fluor on kõige elektronegatiivsem.^[4]

• Cl₂ + 2Br^- -> 2Cl^- + Br₂
• Cl₂ + 2I^- -> 2Cl^- + I₂

Kui kloor lahustub veega, siis ta osaliselt reageerib sellega:

• Cl₂ + H₂O -> HOCl + HCl

Reaktsiooni käigus tekib kaks hapet: HOCl (hüpokloorishape) ja HCl (vesinikkloriidhape). Hüpokloorishape on vähedissotsieeruv ühend, kuid kuna tegu on vesilahusega, siis vesinikkloriidhape dissotsieerub selles peaaegu täielikult ioonideks:

• Cl₂ + H₂O -> HOCl + Cl^- + H^{+ [4]}

Kloori reageerimine leeliselahustega sõltub lahuse temperatuurist. Kui on madal temperatuur, siis moodustuvad hüpokloritid:

• Cl₂ + 2NaOH -> NaOCl + NaCl + H2O

Kui reaktsioon toimub kõrgemal temperatuuril, siis hüpokloritid lagunevad ja tekivad hoopis kloraadid:

• 3NaOCl -> NaClO₃ + 2NaCl ^[4]

Klooril võib olla ühendites erinevaid oksüdatsiooniastmeid, millest levinumad on paarituarvulised oksüdatsiooniastmed. Näiteks: -I (kloriidides), I (hüpokloritites jm), III (kloritites jm), IV (kloordioksiidis), V (kloraatides jm), VI (dikloorheksaoksiidis), VII (perkloraatides jm).

Diklooroksiid (Cl₂O) on kollakaspruun gaas. Kloori oksüdatsiooniaste ühendis on + I. Tema keemistemperatuur on 2,0 °C ja sulamistemperatuur −120,6 °C. Oksiidi soojendamisel on tegu plahvatava gaasiga. Diklooroksiid reageerib veega väga hästi:^[5]

• Cl₂O + H₂O -> 2HOCl

Dikloortrioksiid (Cl₂O₃) on tahke oksiid, värvuselt tumepruun. Alla 0 °C juures plahvatab.^[5]

Kloordioksiid (ClO₂) on värvuselt kollakasroheline gaas, mille oksüdatsiooniaste ühendites on + IV. Tema keemistemperatuur on 11 °C ja sulamistemperatuur −59 °C. Madalal temperatuuril muutub tumepunaseks vedelikuks. Tegu on väga reaktsioonivõimelise ühendiga. Kasutatakse peamiselt tselluloosi või pulbi pleegitamiseks, samuti nii joogi- kui ka tehnoloogilise vee puhastamiseks. Tugevas happelises keskkonnas NaClO₃ redutseerimisel NaCl, HCl või SO₂-ga on võimalik saada kloordioksiidi:

• 2ClO₃^- + 2Cl^- + 4H⁺ -> 2ClO₂ + Cl₂ + 2H₂O
• 2ClO₃^- + SO₂ -> 2ClO₂ + SO₄^2-

Kloordioksiidi saamiseks laboris kasutatakse redutseerimiseks ka oksaalhapet, N₂O, etanooli või sahharoosi:

• 2ClO₃^- + C₂O₄^2- + 4H⁺ -> 2ClO₂ + 2CO₂ + 2H₂O ^[5]

Dikloortetraoksiid (Cl₂O₄) on tuntud ka kloorperkloraadina (ClOClO₃). Dikloortetraoksiid on kahvatukollane vedelik, mille oksüdatsiooniaste ühendites on +I või +VII. Tema keemistemperatuur on 44,5 °C ja sulamistemperatuur −117 °C. Toatemperatuuril pole väga püsiv, laguneb aeglaselt. Dikloortetraoksiidi saadakse kloorfluorosulfaadi reageerimisel perkloraatidega:

• ClSO₃F + CsClO₄ -> CsSO₃F + ClOClO₃

Reaktsioon toimub −45 °C juures.^[5]

Dikloorheksaoksiid (Cl₂O₆) on tumepunane vedelik, mille oksüdatsiooniaste ühendis on +VI. Tema keemistemperatuur on 203 °C ja sulamistemperatuur 3,5 °C. Laboris saadakse ClO₂ osonolüüsil:

• 2ClO₂ + 2O₃ -> Cl₂O₆ + 2O₂

Madalal temperatuuril (0 – 10 °C juures) laguneb aeglaselt. Veega reageerib väga hästi. Tänapäeval kasutatakse veevabade perkloraatide laborisünteesil.^[5]

Dikloorheptaoksiid (Cl₂O₇) on värvusetu vedelik, mille oksüdatsiooniaste ühendis on + VII. Tema keemistemperatuur on 81 °C ja sulamistemperatuur −91,5 °C. Dikloorheptaoksiid otseselt veega ei reageeri, kuid reageerib vee piirpinnal, moodustades perkloorhappe:

• Cl₂O₇ + H₂O -> 2HClO₄ ^[5]

Vesinikkloriid (HCl) on värvusetu, ärritava, sööbiva toimega ja terava lõhnaga gaas. Lahustub vees väga hästi, moodustades vesinikkloriidhappe. Vesinikkloriid on väga stabiilne ühend, gaasilises ja vedelas olekus passiivne. Tööstuses saadakse vesinikkloriidi kõrvalsaadusena orgaaniliste ühendite kloorimisel. Väga puhta HCl saamiseks pannakse lihtained omavahel reageerima, see reaktsioon on väga eksotermiline. Vesinikkloriidhape on väga tugev hape, seetõttu tõrjub nõrgemad happed nende sooladest välja, näiteks fosfaatidest, silikaatidest või boraatidest. Kontsentreeritud vesinikkloriidhappe reageerimisel lämmastikhappega (hapete vahekord 3:1) saadakse kuningvesi. Kuningvees tekib nitrosüülkloriid (NOCl) ja vaba kloor (Cl₂), seetõttu lahustab ta kulda, plaatinat ja teisi väärismetalle.^[3]

• HNO₃ + 3HCl -> NOCl + Cl₂ + 2H₂O

Vesinikkloriid ja vesinikkloriidhape on kemikaalid, mille tootmismahud maailmas on peaaegu kõige suuremad. Kasutusalasid on palju. Eriti suurte koguste vesinikkloriidhappe ja alküülkloriidide tootmisel kasutatakse gaasilist HCl-i. Mõne metalli (näiteks Mn, Fe, Zn, Mg) kloriidide saamiseks kasutatakse vesinikkloriidhapet, samuti metallide söövitamiseks või pindade puhastamiseks. Kloriidideks kutsutakse kloori ühendeid, mis on seotud elektropositiivsemate elementidega. Kloriidides oleva kloori oksüdatsiooniaste on –I. Kloriidid on tüüpilised soolad, mis vesilahustes dissotsieeruvad peaaegu täielikult ioonideks. Kloriidide omavahelisel reageerimisel moodustuvad kompleksühendid:

• 2KCl + SnCl₄ -> K₂[SnCl₆] (dikaaliumheksaklorostannaat)
• SbCl₃ + SbCl₅ + 6NaCl -> 2Na₃[SbCl₇] (trinaatriumheptaklorostibaat)

Lihtainete omavahelisel reageerimisel saadakse tavaliselt kloriide, samuti metallide, oksiidide, hüdroksiidide või karbonaatide reageerimisel vesinikkloriidhappega.

• 2Na + Cl₂ -> 2NaCl ^[6]

Kloori toodetakse nii lihtainena kui ka ühenditena peaaegu kõige rohkem maailmas. Põhilised ühendid, mida toodetakse on NaCl kloriididest, HCl hapetest ja NaClO₃ oksohapete sooladest.^[3][7]

Eluslooduses on kloor levinuim halogeen, kuna ta on vajalik eluprotsessides. Looduses ei esine kloor kunagi vabas olekus, vaid ühenditena. Kõige enam esineb kloori looduses keedusoolana. Väga väikesel määral sisaldub kloori ka inimorganismis, umbes 0,25%. Lahustunud olekus leidub kloori nii mineraaljärvedes, soolaallikates kui ka soolajõgedes. Kloor kui lihtaine on mürgine, samuti on paljud klooriühendid mürgised. Kui Cl₂ kontsentratsioon õhus ületab 0,1 mg/l piiri, siis muutub see eluohtlikuks.^[8][9]

Kloori nimetus tuleb kreekakeelsest sõnast chloros, mis tähendab tõlkes kahvaturohelist. Kloori kui lihtaine avastas 1774. aastal Rootsis teadlane Carl Wilhelm Scheele, kui ta kuumutas keedusoola ja väävelhappe segu mineraal pürolusiidiga.

• 4NaCl + 2H₂SO₄ + MnO₂ -> 2Na₂SO₄ + MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

1811. aastal nimetas Humphry Davy elemendi klooriks.^[10]

• Hergi Karik, Kalle Truus. (2003). "Elementide keemia". Tallinn: kirjastus Ilo. ISBN 9985-57-499-0.

Botaanika ja agrotehnika

• Kloorimürgistus: Chlorine Toxicity – Trees and Shrubs, University of Maryland