Kloor

17	7 8 2
Cl 35,453
Kloor

Kloor gaasilisel kujul klaastorus

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

Kloori aatommass on 35,453, sulamistemperatuur −100,98 °C ja keemistemperatuur −34,6 °C.

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.

Kloor kui lihtaine

 Pikemalt artiklis dikloor

Tööstuslikult saadakse kloori NaCl lahuse elektrolüüsil:

• 2NaCl + 2H₂O -> Cl₂ + 2NaOH + H₂

Kloori kui lihtainet kasutatakse mitmes keemiatööstusharus. Kloorimise eri meetoditega toodetakse orgaanilisi ühendeid. Neid kasutatakse näiteks plastide, lahustite, taimekaitsevahendite või ravimite tootmiseks. Tööstuslikult kasutatakse kloori ka näiteks paberi ja muude asjade pleegitamisel. Mitme anorgaanilise aine tootmiseks läheb samuti kloori vaja.

Omadused

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. Ta reageerib peaaegu kõigi metallidega ja suurema osa mittemetallidega. Kloori suurel keemilisel aktiivsusel on kolm peamist põhjust:

• kloriidide suur sidemeenergia;
• suur elektronafiinsus;
• Cl aatomite moodustumise kergus Cl₂ molekulidest.

Reageerimine metallidega

Kloori reageerimisel metallidega saadakse metallkloriidid. Enamik metalle suudab moodustada mitu kloriidi. Selleks peab metall või metallioksiid reageerima vaba kloori või vesinikkloriidhappega. Metall võib vaba klooriga reageerida toatemperatuuril ning kloorioksiidiga teinekord kuumutamisel.

Reageerimine mittemetallidega

Vesinikuga

• H₂ + Cl₂ -> 2HCl

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

Hapnikuga

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

Lämmastikuga

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

Fluoriga

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

Joodiga

Joodiga reageerides tekib rubiinipunane kristallaine ICl (joodmonokloriid) või helekollane kristallaine joodtrikloriid (ICl₃).

Broomiga

Broomiga reageerides tekib broomkloriid (BrCl), mis on punakaspruuni värvusega gaas.

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

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

Veega

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⁺

Leelislahustega

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

Ühendid

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).

Oksiidid

Diklooroksiid

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

• Cl₂O + H₂O -> 2HOCl

Dikloortrioksiid

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

Kloordioksiid

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

• 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

Dikloortetraoksiid

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.

Dikloorheksaoksiid

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.

Dikloorheptaoksiid

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

Vesinikkloriid ja vesinikkloriidhape

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.

• 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

Toodang

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

Biotoime

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.

Ajalugu

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.

Kirjandus

• 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