Klor

Klor, ₁₇Cl

Klor
Telaffuz	/ˈklɔːriːn, -aɪn/ ​(klor-EEN-,_---yn)
Görünüm	soluk sarı-yeşil gaz
Standart atom ağırlığı Ar, std(Cl)	[7001354460000000000♠35.446, 7001354570000000000♠35.457] Konvansiyonel: 7001354500000000000♠35.45
Periyodik tablodaki Klor
F ↑ Cl ↓ Br sülfür ← klor → argon
Atom numarası (Z)	17
Grup	17. grup (halojenler)
Period	periyot 3
Blok	p-blok
Element kategorisi	Reaktif ametal
Elektron konfigürasyonu	[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)	3.2 g/L
sıvı olduğunda (b.p.)	1.5625 g/cm3
Kritik nokta	416.9 K, 7.991 MPa
Isı entalpisi	(Cl2) 6.406 kJ/mol
Buharlaştırma vaporisation	(Cl2) 20.41 kJ/mol
Molar ısı kapasitesi	(Cl2) 33.949 J/(mol·K)
Buhar basıncı P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 128 139 153 170 197 239
Atom özellikleri
Oksidasyon durumları	−1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7 (bir güçlü asidik oksit)
Elektronegatiflik	Pauling ölçeği: 3.16
Ionisation enerjisi	1.: 1251.2 kJ/mol 2.: 2298 kJ/mol 3.: 3822 kJ/mol (daha fazlası)
Kovalent yarıçapı	102±4 pm
Van der Waals yarıçapı	175 pm
klor spektral çizgileri
Diğer özellikler
Kristal yapı	​ortorombiktir
Sesin hızı	206 m/s (t 0 °C'de gaz)
Termal iletkenlik	8.9×10−3 W/(m·K)
Elektriksel direnç	>10 Ω·m (20 °C)
Manyetik sıralama	diyamanyetik
Manyetik alınganlık	−40.5·10−6 cm3/mol
CAS Numarası	Cl2: 7782-50-5
Tarihçe
Keşfeden ve ilk izolasyon	Carl Wilhelm Scheele (1774)
Tarafından bir element olarak kabul edildi	Humphry Davy (1808)
klor ana izotopları
İzo­top Bol­luk Half-life (t1/2) Bozunma modu Boz­unma 35Cl 76% kararlı 36Cl iz 3.01×105 y β− 36Ar ε 36S 37Cl 24% kararlı

Klor, sembolü Cl ve atom numarası 17 olan kimyasal bir elementtir. Halojenlerin en hafif ikinci kısmı, periyodik tablodaki flor ve brom arasında görülür ve özellikleri çoğunlukla aralarındadır. Klor, oda sıcaklığında sarı-yeşil bir gazdır. Son derece reaktif bir element ve güçlü bir oksitleyici maddedir: elementler arasında, sadece oksijen ve flor arkasında, Pauling ölçeğinde en yüksek elektron afinitesine ve üçüncü en yüksek elektronegatifliğe sahiptir.

Klorun en yaygın bileşiği olan sodyum klorür (ortak tuz), eski zamanlardan beri bilinmektedir. 1630 civarında, klor gazı ilk olarak kimyasal reaksiyonda sentezlendi, ancak temel olarak önemli bir madde olarak kabul edilmedi. Carl Wilhelm Scheele, 1774'te klor gazının yeni bir elementin oksit olduğunu varsayarak bir açıklamasını yazdı. 1809'da kimyagerler gazın saf bir element olabileceğini öne sürdüler ve Bu, 1810'da Eski Yunanca'dan adını veren Sir Humphry Davy tarafından doğrulandı: izedλωρός, romanize: khlôros, lit. 'soluk yeşil' rengine göre.

Büyük reaktivitesi nedeniyle, Dünya'nın kabuğundaki tüm klor, sofra tuzu içeren iyonik klorür bileşikleri formundadır. Dünya kabuğunda ikinci en bol halojen (flordan sonra) ve yirmi birinci en bol kimyasal elementtir.

Elemental klor, ağırlıklı olarak klor-alkali işleminde elektroliz ile tuzlu sudan ticari olarak üretilir. Elementel klorun yüksek oksitlenme potansiyeli, ticari ağartıcı ve dezenfektanların geliştirilmesine ve kimya endüstrisindeki birçok işlem için bir reaktife yol açtı. Klor, çok çeşitli tüketici ürünlerinin, bunların yaklaşık üçte ikisinde polivinil klorür gibi organik kimyasalların ve plastik ve bu elementi içermeyen diğer nihai ürünlerin üretimi için birçok ara ürün üretiminde kullanılmaktadır. Yaygın bir dezenfektan olarak, temel klor ve klor üreten bileşikler, yüzme havuzlarında daha temiz ve sıhhi olmasını sağlamak için doğrudan kullanılır. Yüksek konsantrasyonlarda element klor, tüm canlı organizmalar için son derece tehlikeli ve zehirlidir. Kimyasal bir savaş ajanı olarak, klor ilk olarak I. Dünya Savaşı'nda zehirli gaz silahı olarak kullanıldı.

Klorür iyonları formunda, bilinen tüm yaşam türleri için klor gereklidir. Diğer klor bileşikleri canlı organizmalarda nadirdir ve yapay olarak üretilen klorlu organikler atıl ila toksik arasında değişir. Üst atmosferde, kloroflorokarbonlar gibi klor içeren organik moleküller ozon tabakasının incelmesine neden olur. Bakterilere karşı bağışıklık cevabının bir parçası olarak nötrofillerdeki klorürün hipoklorite oksidasyonu ile az miktarda elementel klor üretilir.

Tarihçe

Klorun en yaygın bileşiği olan sodyum klorür, eski zamanlardan beri bilinmektedir; arkeologlar kaya tuzunun MÖ 3000 kadar tuzlu su MÖ 6000 kadar kullanıldığına dair kanıt bulmuşlardır. Gıdadaki önemi klasik antik çağda çok iyi biliniyordu ve bazen Roma generallerine ve askeriye hizmet için ödeme olarak kullanılıyordu. Elemental klor muhtemelen ilk kez aqua regia'nın keşfi ve altın çözme kabiliyeti ile izole edilmiştir, çünkü klor gazı bu reaksiyonun ürünlerinden biridir: ancak yeni bir madde olarak kabul edilmemiştir. 1630 civarında, klor, Flaman kimyacı ve doktor Jan Baptist van Helmont tarafından bir gaz olarak kabul edildi.

Element ilk kez 1774 yılında İsveçli kimyager Carl Wilhelm Scheele tarafından ayrıntılı olarak incelendi ve keşifle ödüllendirildi. Scheele, MnO₂'yi (mineral pirolusit olarak) HC1 ile reaksiyona sokarak klor üretti:

4 HCl + MnO₂ → MnCl₂ + 2 H₂O + Cl₂

Scheele, klorun bazı özelliklerini gözlemledi: turnus üzerindeki ağartma etkisi, böcekler üzerindeki ölümcül etki, sarı-yeşil renk ve aqua regia'ya benzer koku. Bir gaz (daha sonra "hava" olarak adlandırılır) ve hidroklorik asitten (daha sonra "muriatik asit" olarak bilinir) geldiğinden buna "dephlogisticated muriatic asit havası" adını verdi. Bir element olarak klor kanıtlamayı başaramadı.

O zamanki yaygın kimyasal teori, bir asidin oksijen içeren bir bileşik olduğunu (bunun Alman ve Hollanda oksijen adlarında hayatta kalan kalıntıları: sauerstoff veya zuurstof, her ikisi de asit madde olarak İngilizceye tercüme edilir), bu nedenle Claude Berthollet, Scheele'nin dephlogistic muriatik asit havasının oksijen ve henüz keşfedilmemiş element muriaticum'un bir kombinasyonu olması gerektiğini öne sürdü.

1809'da Joseph Louis Gay-Lussac ve Louis-Jacques Thénard, serbest elementli muriatik asit havasını serbest element muriaticum (ve karbondioksit) serbest bırakmak için kömürle reaksiyona sokarak ayrıştırmaya çalıştı. Başarılı olmadılar ve dephlogistic muriatik asit havasının bir element olduğunu düşündükleri ancak ikna olmadıkları bir rapor yayınladılar.

1810'da Sir Humphry Davy aynı deneyi tekrar denedi ve maddenin bir bileşik değil, bir element olduğu sonucuna vardı. Sonuçlarını o yıl 15 Kasım'da Kraliyet Cemiyeti'ne duyurdu. O zaman, yeşil-sarı anlamına gelen Yunanca χλωρος (chlōros) kelimesinden bu yeni elementi "klor" olarak adlandırdı. "Tuz üreticisi" anlamına gelen "halojen" adı, 1811 yılında Johann Salomo Christoph Schweigger tarafından klor için kullanılmıştır. Bu terim daha sonra 1826'da Jöns Jakob Berzelius tarafından yapılan bir öneriden sonra klor ailesindeki tüm elementleri (flor, brom, iyot) tanımlamak için genel bir terim olarak kullanıldı. 1823 yılında Michael Faraday ilk kez kloru sıvılaştırdı ve daha sonra "katı klor" olarak bilinen şeyin bir klor hidrat (Cl₂·H₂O) yapısına sahip olduğunu gösterdi.

Klor gazı ilk kez 1785 yılında Fransız kimyager Claude Berthollet tarafından tekstil ürünlerinin ağartılması için kullanıldı. Modern ağartıcılar, 1789'da Javel kasabasındaki (şu anda Paris, Fransa'nın bir parçası) laboratuvarında sodyum hipoklorit üreten Berthollet'in daha fazla çalışmasından kaynaklandı ve klor gazını bir sodyum karbonat çözeltisinden geçirdi. "Eau de Javel" ("Javel su") olarak bilinen sonuçtaki sıvı zayıf bir sodyum hipoklorit çözeltisidir. Bu süreç çok verimli değildi ve alternatif üretim yöntemleri arandı. İskoç kimyager ve sanayici Charles Tennant önce bir kalsiyum hipoklorit ("klorlu kireç"), sonra katı kalsiyum hipoklorit (ağartma tozu) çözeltisi üretti. Bu bileşikler, düşük seviyelerde elementel klor üretti ve seyreltik çözeltiler olarak kalan sodyum hipokloritten daha verimli bir şekilde taşınabildi, çünkü suyu ortadan kaldırmak için saflaştırıldığında, tehlikeli derecede güçlü ve kararsız bir oksitleyici haline geldi. On dokuzuncu yüzyılın sonlarına doğru, E. S. Smith, sodyum hidroksit ve klor gazı üretmek için tuzlu suyun elektrolizini içeren bir sodyum hipoklorit üretimi yöntemini patentledi; bu daha sonra sodyum hipoklorit oluşturmak için karıştırıldı. Bu, ilk olarak 1892'de endüstriyel bir ölçekte tanıtılan kloralkali süreci olarak bilinir ve şimdi en temel klor ve sodyum hidroksit kaynağıdır. 1884'te Almanya'dan Chemischen Fabrik Griesheim, 1888'de ticari üretime giren bir başka kloralkali işlemi geliştirdi.

Kimyasal olarak bazik suda (sodyum ve kalsiyum hipoklorit) çözündürülmüş elementer klor çözeltileri, ilk olarak 1820'lerde Fransa'da hastalık mikrop teorisinin kurulmasından çok önce anti-çürüme önleyici ajanlar ve dezenfektanlar olarak kullanılmıştır. Bu uygulamaya, Berthollet'in "Javel su" ağartıcısını ve diğer klor preparatlarını uyarlayan Antoine-Germain Labarraque öncülük etti (daha eksiksiz bir tarih için aşağıya bakın). Elemental klor o zamandan beri topikal antisepsi (yara sulama solüsyonları ve benzerleri) ve özellikle sanitasyon ve içme suyunda halk sağlığı konusunda sürekli bir işlev görmüştür.

Klor gazı ilk kez 22 Nisan 1915'te Alman Ordusu tarafından Ypres'de bir silah olarak kullanıldı. Müttefikler üzerindeki etki yıkıcıydı çünkü mevcut gaz maskelerinin konuşlandırılması zor ve geniş bir şekilde dağılmamıştı.

Özellikleri

Klor, periyodik tablonun 17. grubunda ametal olan ikinci halojendir. Dolayısıyla özellikleri florin, bromin ve iyodine benzer ve ilk ikisinin özellikleri arasında büyük ölçüde orta düzeydedir. Klor, elektron konfigürasyonuna [Ne]3s²3p⁵ sahiptir, üçüncü ve en dış kabuktaki yedi elektron, değerlik elektronları olarak işlev görür. Tüm halojenler gibi, bu nedenle tam sekizli bir elektrondan kısadır ve bu nedenle dış kabuğunu tamamlamak için birçok elementle reaksiyona giren güçlü bir oksitleyici maddedir. Periyodik eğilimlere karşılık olarak, florin ve bromin arasındaki elektronegatiflikte orta derecededir (F: 3.98, Cl: 3.16, Br: 2.96, I: 2.66) ve florinden daha az reaktiftir ve bromdan daha reaktiftir. Ayrıca flordan daha zayıf bir oksitleyici maddedir, ancak bromdan daha güçlü bir oksitleyicidir. Tersine, klorür iyonu bromürden daha zayıf bir indirgeyici maddedir, fakat florürden daha güçlü bir indirgeyicidir. Flor ve brom arasındaki atomik yarıçapta orta düzeydedir ve bu, atomik özelliklerinin çoğunun, benzer şekilde, ilk iyonizasyon enerjisi, elektron afinitesi, X₂ molekülünün ayrılma entalpisi gibi iyottan bromiye doğru eğilimi sürdürmesine neden olur (X = Cl , Br, I), iyonik yarıçap ve X-X bağ uzunluğu. (Flor, küçük boyutundan dolayı anormaldir.)

Dört kararlı halojenin hepsi moleküller arası van der Waals çekim kuvvetlerine sahiptir ve güçleri tüm homonükleer diatomik halojen molekülleri arasındaki elektron sayısı ile birlikte artar. Bu nedenle, klor erime ve kaynama noktaları flor ve brominkiler arasında aradır: klor −101.0 °C'de erir ve −34.0 °C'de kaynar. Gruptaki halojenlerin artan moleküler ağırlığının bir sonucu olarak, tüm buharlaşma ısıları oldukça düşük olmasına rağmen (klorun füzyonu ve klorun buharlaşması yoğunluğu ve ısıları tekrar brom ve florin aralarındadır) (yüksek uçuculuğa yol açar) iki atomlu moleküler yapıları sayesinde. Halojenler, grup alçaldıkça renkli olarak koyulaşır: bu nedenle flor, soluk sarı bir gazken, klor belirgin bir şekilde sarı-yeşildir. Bu eğilim, halojenler tarafından emilen görünür ışığın dalga boylarının grupta artması nedeniyle oluşur. Spesifik olarak, klor gibi bir halojenin rengi, işgal edilen en yüksek ondg moleküler orbital ve en düşük boş antikor ondu moleküler orbital arasındaki elektron geçişinden kaynaklanır. Renk düşük sıcaklıklarda kaybolur, böylece -195 °C'de katı klor neredeyse renksiz olur.

Katı brom ve iyot gibi, ortorombik kristal sistemindeki katı klor kristalleri, Cl2 moleküllerinin katmanlı bir kafes sergiler. Cl-Cl mesafesi 198 pm'dir (199 pm'lik gazlı Cl–Cl mesafesine yakın) ve Cl···Cl molekülleri arasındaki mesafe bir katmanda 332 pm ve katmanlar arasında 382 pm'dir (van der Waals yarıçapını karşılaştırın klor, 180 pm). Bu yapı, klorun çok zayıf bir elektrik iletkeni olduğu ve aslında iletkenliğinin pratik olarak ölçülemeyecek kadar düşük olduğu anlamına gelir.

izotopları

Klorun iki kararlı izotopu vardır: ³⁵Cl ve ³⁷Cl. Bunlar, miktarında oluşan sadece iki doğal izotoptur; ³⁵Cl, %76 doğal klor ve ³⁷Cl, kalan %24'ü oluşturur. Her ikisi de oksijen yakma ve silikon yakma işlemlerinde yıldızlarda sentezlenir. Her ikisi de nükleer spin 3/2+ 'ya sahiptir ve bu nedenle nükleer manyetik rezonans için kullanılabilir, ancak spin büyüklüğü 1/2'den büyük olduğu için küresel olmayan nükleer yük dağılımı ile sonuçlanır. ve dolayısıyla sıfır olmayan bir nükleer dört kutuplu moment ve bunun sonucunda meydana gelen dört kutuplu gevşemenin bir sonucu olarak rezonans genişlemesi yaşar. Diğer klor izotoplarının hepsi radyoaktiftir ve yarılanma ömrü doğada ilkel olarak meydana gelemeyecek kadar kısadır. Bunlardan, laboratuvarda en yaygın olarak kullanılanlar, doğal klorun nötron aktivasyonundan üretilebilen ³⁶Cl (t_1/2 = 3.0×10⁵ y) ve ³⁸Cl'dir (t_1/2 = 37.2 dakika).

En kararlı klor radyoizotop ³⁶Cl'dir. ³⁵Cl'den daha hafif olan izotopların birincil bozunma modu, sülfür izotoplarına elektron yakalanmasıdır; ³⁷Cl'den daha ağır izotopların argonun izotoplarına beta bozunması; ve ³⁶Cl, herhangi bir mod ile kararlı ³⁶S veya ³⁶Ar'ye bozunabilir. ³⁶Cl, doğada eser miktarlarda, kararlı klor izotopları ile yaklaşık (7–10) × 10⁻¹³ ila 1 oranında bir kozmojenik nüklid olarak oluşur: atmosferde kozmik ışın protonları ile etkileşimler yoluyla ³⁶Ar spallasyonu ile üretilir. Litosferin üst kademesinde ³⁶Cl, öncelikle ³⁵Cl'nin termal nötron aktivasyonu ve ³⁹K ve ⁴⁰Ca spallasyonu ile üretilir. Yeraltı ortamında, ⁴⁰Ca ile muon yakalama, ³⁶Cl üretmenin bir yolu olarak daha önemli hale gelir.

Kimya ve bileşikler

Halojen bağ enerjileri (kJ/mol)

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 reaktivitede ara maddedir ve en reaktif elementlerden biridir. Klor, flor'dan daha zayıf oksitleyici bir maddedir, ancak brom veya iyottan daha güçlü bir oksitleyicidir. 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 gösterilmemektedir çünkü flor, küçük boyutu, düşük polarizasyon kabiliyeti ve (klorun sahip olduğu) bağlanma için mevcut ingin d-orbital eksikliğinden dolayı tekildir. Başka bir fark olarak, klorun pozitif oksidasyon durumlarında önemli bir kimyası vardır, ancak flor içermez. Klorlama genellikle bromlama veya iyotlamadan daha yüksek oksidasyon durumlarına, ancak florlamadan daha düşük oksidasyon durumlarına yol açar. Klor, M–M bağları oluşturmak için M–M, M–H veya M–C bağları dahil olmak üzere bileşiklerle reaksiyona girme eğilimindedir.

+1.395 V'den daha düşük olan E°(1/2O₂/H₂O) = +1.229 V olduğu göz önüne alındığında, klorun suyu oksijene ve hidroklorik aside yükseltmesi beklenir. Bununla birlikte, bu reaksiyonun kinetiği elverişsizdir ve ayrıca dikkate alınması gereken bir kabarcık aşırı potansiyel etkisi vardır, böylece sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi, oksijen gazını değil, klor gazını geliştirir, bu da endüstriyel klor üretimi için çok yararlıdır.

Hidrojen klorür

En basit klor bileşiği, hem gaz olarak hem de hidroklorik asit olarak suda çözünmüş olarak endüstride ve laboratuvarda önemli bir kimyasal olan hidrojen klorür, HCl'dir. Genellikle hidrojen gazının klor gazında yakılmasıyla veya klorlayıcı hidrokarbonların bir yan ürünü olarak üretilir. Başka bir yaklaşım, "tuzlu kek" işlemi olarak da bilinen hidroklorik asit üretmek için sodyum klorürü konsantre sülfürik asit ile işlemektir:

NaCl + H₂SO₄ 150 °C⟶  NaHSO₄ + HCl

NaCl + NaHSO₄ 540–600 °C⟶  Na₂SO₄ + HCl

Laboratuarda, asit klorlu asit ile konsantre edilerek hidrojen klorür gazı yapılabilir. Döteryum klorür, DC1, 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; bununla birlikte, düşük sıcaklıklarda, hidrojen florür yapısına benzer şekilde katı kristalli hidrojen klorürde zayıf hidrojen bağı, sıcaklık yükseldikçe bozukluk hakim olmaya başlamadan önce mevcuttur. Hidroklorik asit güçlü bir asittir (pK_a = −7) çünkü klora hidrojen bağları ayrışmayı engelleyemeyecek kadar zayıftır. HCl/H₂O sistemi, n = 1, 2, 3, 4, ve 6 için birçok hidrat HC1 · H₂O'dur. 1: 1 HC1 ve H₂O karışımının ötesinde, sistem tamamen iki ayrı sıvı fazına ayrılır. Hidroklorik asit, 100 g çözelti başına 20.22 g HC1'de kaynama noktası 108.58 °C olan bir azeotrop oluşturur; dolayısıyla hidroklorik asit damıtma yoluyla bu noktanın ötesine konsantre edilemez.

Hidrojen florürün aksine, susuz sıvı hidrojen klorürün bir çözücü olarak çalışması zordur, çünkü kaynama noktası düşük, küçük bir sıvı aralığına sahiptir, dielektrik sabiti düşüktür ve H₂Cl⁺ ve HCl−
2 iyonlarına kayda değer şekilde ayrılmaz - ikincisi, her durumda, hidrojen ve klor arasındaki çok zayıf hidrojen bağı nedeniyle biflorür iyonlarından (HF−
2) çok daha az kararlıdır, ancak Cs⁺ ve NR+
4 gibi çok büyük ve zayıf polarize edici katyonlara sahip tuzları ( R = Me, Et, Buⁿ) hala izole edilmiş olabilir. Susuz hidrojen klorür, sadece nitrosil klorür ve fenol gibi küçük moleküler bileşikleri veya tetraalkilamonyum halojenürler gibi çok düşük kafes enerjili tuzları çözebilen zayıf bir çözücüdür. Yalnız çift veya π bağ içeren elektrofilleri kolayca protonlar. Solvoliz, ligand replasman reaksiyonları ve oksidasyonlar hidrojen klorür çözeltisinde iyi karakterize edilir:

Ph₃SnCl + HCl ⟶ Ph₂SnCl₂ + PhH (solvolysis)

Ph₃COH + 3 HCl ⟶ Ph
3C+
HCl−
2 + H₃O⁺Cl⁻ (solvolysis)

Me
4N+
HCl−
2 + BCl₃ ⟶ Me
4N+
BCl−
4 + HCl (ligand yerine)

PCl₃ + Cl₂ + HCl ⟶ PCl+
4HCl−
2 (oksidasyon)

Diğer ikili klorürler

Periyodik tablodaki hemen hemen tüm elementler ikili klorürleri oluşturur. İstisnalar kesin olarak azınlıktadır ve her durumda üç nedenden birinden kaynaklanmaktadır: aşırı inertlik ve kimyasal reaksiyonlara katılma isteksizliği (soy gazlar, son derece kararsız XeCl₂ ve XeCl₄'te ksenon hariç); çürüme ve dönüşümden önce kimyasal araştırmayı engelleyen aşırı nükleer dengesizlik (bizmutun ötesindeki en ağır elementlerin çoğu); ve klordan (oksijen ve florin) daha yüksek bir elektronegatifliğe sahiptir, böylece elde edilen ikili bileşikler resmi olarak klorürler değil, klorun oksitleri veya florürleri olur.

Metallerin Cl₂ ile klorlanması, MoCl₅ ve MoBr₃ gibi çoklu oksidasyon durumları mevcut olduğunda genellikle Br₂ ile bromasyondan daha yüksek bir oksidasyon durumuna yol açar. Klorürler, bir elementin veya bunun oksidinin, hidroksidinin veya karbonatının hidroklorik asit ile reaksiyona sokulmasıyla yapılabilir ve daha sonra düşük basınçlı veya susuz hidrojen klorür gazı ile birleştirilen hafif yüksek sıcaklıklarla kurutulur.

Bu yöntemler, klorür ürünü hidrolize karşı stabil olduğunda en iyi sonucu verir; aksi takdirde olasılıklar, elementin klor veya hidrojen klorür ile yüksek sıcaklıkta oksidatif klorlanmasını, bir metal oksidin veya başka bir halidin klor ile yüksek sıcaklıkta klorlanmasını, uçucu bir metal klorür, karbon tetraklorür veya bir organik klorürü içerir. Örneğin zirkonyum dioksit, zirkonyum tetraklorür üretmek için standart koşullarda klor ile reaksiyona girer ve uranyum tetraklorür vermek üzere geri akış altında ısıtıldığında uranyum trioksit heksakloropropen ile reaksiyona girer. İkinci örnek ayrıca, indirgeme maddesi olarak hidrojen veya bir metal kullanılarak daha yüksek bir klorürün azaltılmasıyla da elde edilebilen oksidasyon durumunda bir azalmayı içerir. Bu ayrıca termal ayrışma veya orantısızlaştırma ile aşağıdaki gibi gerçekleştirilebilir:

EuCl₃ + 1/2 H₂ ⟶ EuCl₂ + HCl

ReCl₅ at "bp"⟶  ReCl₃ + Cl₂

AuCl₃ 160 °C⟶  AuCl + Cl₂

Geçiş öncesi metallerin klorürlerinin çoğu (grup 1, 2 ve 3, +2 ve +3 oksidasyon durumlarındaki lantanidler ve aktinidler ile birlikte) çoğunlukla iyonikken, +3 ve üzeri oksidasyon durumlarındaki metaller ametaller de kovalent moleküler klorürler oluşturma eğilimindedir. Gümüş klorür suda çok çözünmez ve bu nedenle genellikle klor için kalitatif bir test olarak kullanılır.

Poliklorin bileşikleri

Diklorin, yüksek bir ilk iyonizasyon enerjisine sahip güçlü bir oksitleyici ajan olmasına rağmen, Cl+
2 katyonunu oluşturmak için aşırı koşullar altında oksitlenebilir. Bu çok kararsızdır ve yalnızca düşük basınçlı bir deşarj tüpünde üretildiğinde elektronik bant spektrumu ile karakterizedir. Sarı Cl+
3 katyonu daha kararlıdır ve aşağıdaki gibi üretilebilir:

Cl₂ + ClF + AsF₅ −78 °C⟶  Cl+
3AsF−
6

Bu reaksiyon, oksitleyici çözücü arsenik pentaflorür içinde gerçekleştirilir. Triklorür anyonu, Cl−
3 de karakterize edilmiştir; triiyodite benzer.

Klor florürleri

Üç klor florürü, hepsi diyamanyetik olan interhalojen bileşiklerinin bir alt kümesini oluşturur. ClF−
2, ClF−
4, ClF+
2, ve Cl₂F⁺ gibi bazı katyonik ve anyonik türevler bilinmektedir. Siyanojen klorür (ClCN, lineer), klor siyanat (ClNCO), klor tiyosiyanat (oksijen muadilinin aksine ClSCN) ve klorin azid ((ClN₃) gibi bazı klor psödohalidleri de bilinmektedir.

Klor monoflorür (ClF) termal olarak son derece kararlıdır ve ticari olarak 500 gramlık çelik ders şişelerinde satılmaktadır. −155.6 °C'de eriyen ve −100.1 °C'de kaynayan renksiz bir gazdır. 225 °C'de elementlerinin yönü ile üretilebilir, ancak daha sonra klor triflorür ve reaktanlarından ayrılması ve saflaştırılması gerekir. Özellikleri çoğunlukla klor ve flüor arasındadır. Oda sıcaklığında ve üzeri birçok metal ve ametal ile reaksiyona girerek onları flüorize eder ve kloru serbest bırakır. Aynı zamanda, bir çoklu bağ boyunca klor ve flor ekleyerek veya oksidasyon yoluyla bir kloroflorlama maddesi olarak işlev görür: örneğin, karbonil kloroflorür, COFCl oluşturmak için karbon monoksite saldıracaktır. Heptafloroizopropil hipoklorit (CF₃)₂CFOCl üretmek için heksafloroaseton, (CF₃)₂CO ile bir potasyum florür katalizörü ile benzer şekilde reaksiyona girecektir; RCF₂NCl₂ üretmek için nitril RCN ile; ve sırasıyla ClOSO₂F ve ClSO₂F üretmek için SO₂ ve SO₃ sülfür oksitleri ile. Ayrıca su gibi –OH ve –NH gruplarını içeren bileşiklerle ekzotermik ve şiddetli bir şekilde reaksiyona girecektir:

H₂O + 2 ClF ⟶ 2 HF + Cl₂O

Klor triflorür (ClF₃), −76.3 °C'de eriyen ve 11.8 °C'de kaynayan uçucu renksiz bir moleküler sıvıdır. Gazlı klorin veya klor monoflorürün 200-300 °C'de doğrudan florlanması ile oluşturulabilir. Olağan koşullarda asbest, beton ve kum gibi kimyasal olarak inert kabul edilen birçok madde ile reaksiyona giren, en reaktif bilinen kimyasal bileşiklerden biridir. Su ve çoğu organik madde ile temas ettiğinde patlar. Ateşe koyduğu elementlerin listesi çeşitlidir, hidrojen, potasyum, fosfor, arsenik, antimon, kükürt, selenyum, tellür, brom, iyot ve toz molibden, tungsten, rodyum, iridyum ve demir içerir. Sızdırmaz bir florür tabakası, ısıtma yoluyla çıkarılabilen sodyum, magnezyum, alüminyum, çinko, kalay ve gümüşten oluşur. Isıtıldığında, paladyum, platin ve altın gibi asil metallere bile saldırılır ve soy gazlar ksenon ve radon bile florlamadan kaçmaz. Nikel kaplar genellikle, metalin, reaktif olmayan bir nikel florür tabakasının oluşumundan kaynaklanan klor triflorürün saldırılarına karşı büyük direnci nedeniyle kullanılır. Hidrojen florür, azot ve klor gazları oluşturmak için hidrazin ile reaksiyonu, deneysel roket motorlarında kullanıldı, ancak büyük ölçüde aşırı hipergolisitesinden kaynaklanan ve herhangi bir ölçülebilir gecikme olmadan tutuşmaya neden olan problemleri var. Günümüzde çoğunlukla nükleer yakıt işlemede, zenginleştirilmesi için uranyumun uranyum hekzaflorüre oksitlenmesi ve plütonyumdan ayrılması için kullanılmaktadır. ClF+
2 ve ClF−
4 iyonlarına kayda değer şekilde ayrılmasa da, bir florür iyonu verici ya da akseptör (Lewis bazı ya da asit) olarak işlev görebilmektedir.

Klor pentaflorür (ClF₅), büyük bir ölçekte kloru 350 °C ve 250 atm'de fazla flor gazı ile doğrudan florlama ile ve küçük bir ölçekte metal klorürleri 100-300 °C'de flor gazı ile reaksiyona sokarak yapılır. −103 °C'de erir ve −13.1 °C'de kaynar. Klor triflorür kadar etkili olmasa da, çok güçlü bir florlama maddesidir. 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 reaksiyona girer:

2 H₂O + ClF₅ ⟶ 4 HF + FClO₂

Chloryl florür ürünü, bilinen beş klor oksit florüründen biridir. Bunlar, termal olarak dengesiz FClO'dan kimyasal olarak reaktif olmayan perklorür florüre (FClO₃) kadar değişir, diğer üçü FClO₂, F₃ClO, ve F₃ClO₂'dir. Beşi de, hem yapısal hem de kimyasal olarak klor florürlerine benzer şekilde davranır ve florür iyonlarını kazanarak veya kaybederek Lewis asitleri veya bazları olarak veya çok güçlü oksitleyici ve florlayıcı ajanlar olarak işlev görebilir.

Klor oksitler

Klor oksitler, kararsızlıklarına rağmen iyi incelenmiştir (hepsi endotermik bileşiklerdir). Bunlar önemlidir, çünkü kloroflorokarbonlar üst atmosferde fotolize girdiğinde ve ozon tabakasının tahrip olmasına neden olduklarında üretilirler. Bunların hiçbiri, elementlerin doğrudan reaksiyona sokulması ile yapılamaz.

Diklorin monoksit (Cl₂O), klor gazının sarı cıva (II) oksit ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilen kahverengimsi sarı bir gazdır (katı veya sıvı olduğunda kırmızı-kahverengidir). İçinde anhidrit olduğu hipoklorik asit (HOCl) ile dengede olduğu suda çok çözünür. Dolayısıyla etkili bir ağartıcıdır ve çoğunlukla hipoklorit yapımında kullanılır. Isıtma veya kıvılcımlanma veya amonyak gazı varlığında patlar.

Klor dioksit (ClO₂), 1811 yılında Humphry Davy tarafından keşfedilen ilk klor oksittir. Tek bir elektron sayısına sahip olması beklendiği gibi sarı bir paramanyetik gazdır (katı veya sıvı oldugunda koyu kırmızı): eşleştirilmemiş elektronun delokalizasyonu nedeniyle dimerizasyona karşı kararlıdır. Sıvı olarak −40 °C'nin üstünde ve gaz olarak basınç altında patlar ve bu nedenle odun hamuru ağartma ve su arıtma için düşük konsantrasyonlarda yapılmalıdır. Genellikle aşağıdaki gibi bir klorat azaltılarak hazırlanır:

ClO−
3 + Cl⁻ + 2 H⁺ ⟶ ClO₂ + 1/2 Cl₂ + H₂O

Bu nedenle üretimi, klor oksoasitlerin redoks reaksiyonlarına yakından bağlıdır. Kükürt, fosfor, fosfor halojenürler ve potasyum borohidrit ile reaksiyona giren güçlü bir oksitleyici maddedir. Karanlıkta çok yavaş ayrışan koyu yeşil çözeltiler oluşturmak için suda ekzotermik olarak çözünür. Kristalli klatrat düşük sıcaklıklarda ayrılan ClO₂·nH₂O (n ≈ 6–10) hidratlarıdır. Bununla birlikte, ışık mevcudiyetinde, bu çözeltiler hızla klorik ve hidroklorik asitlerin bir karışımını oluşturmak üzere fotodeforme olmaktadır. Tek tek ClO₂ moleküllerinin fotolizi, oda sıcaklığında çoğunlukla klor, oksijen ve bazı ClO₃ ve Cl₂O₆ üretilirken, ClO ve ClOO radikallerine neden olur. Cl₂O₃ ayrıca katı −78 °C'de fotolize edildiğinde üretilir: 0 °C'nin altında patlayan koyu kahverengi bir katıdır. ClO radikali atmosferik ozonun tükenmesine yol açar ve bu nedenle çevre açısından aşağıdaki gibi önemlidir:

Cl• + O₃ ⟶ ClO• + O₂

ClO• + O• ⟶ Cl• + O₂

Klor perklorat (ClOClO₃), ClO₂'den daha az kararlı olan ve klor, oksijen ve diklorin heksoksit (Cl₂O₆) oluşturmak için oda sıcaklığında ayrışan soluk sarı bir sıvıdır. Klor perklorat ayrıca, diğer oksoasitlerin termal olarak dengesiz klor türevlerine benzer bir perklorik asit (HOClO₃) klor türevi ve klor fluorosülfatını içerir: örneklerde klorin nitrat (ClONO₂, kuvvetli reaktif ve patlayıcı) (ClOSO₂F, daha kararlı fakat yine de neme duyarlı ve oldukça reaktif). Diklorin heksoksit, − 180 °C'de sarıya dönen bir katı oluşturmak için donan koyu kırmızı bir sıvıdır: genellikle klor dioksitin oksijenle reaksiyonu ile yapılır. ClO₃'ün dimeri olarak rasyonalize etme çabalarına rağmen, katının doğru yapısı olduğu doğrulanan chloryl perklorat, [ClO₂]⁺[ClO₄]⁻ gibi daha fazla tepki verir. Klorik ve perklorik asitlerin bir karışımını vermek için su içinde hidrolize olur: susuz hidrojen florür ile benzer reaksiyon tamamlanmaz.

Diklorin heptoksit (Cl₂O₇), perklorik asidin ((HClO₄) anhidrididir ve −10 °C'de fosforik asit ile dehidre edilerek ve daha sonra ürünün −35 °C ve 1 mmHg'de damıtılmasıyla kolayca elde edilebilir. Darbeye duyarlı, renksiz yağlı bir sıvıdır. Oda sıcaklığında organik maddeleri ateşe vermeyen tek şey klor oksitlerin en az reaktif olanıdır. Perklorik asidi yenilemek için su veya perkloratları yenilemek için sulu alkaliler içinde çözülebilir. Bununla birlikte, merkezi Cl-O bağlarından birini kırarak, ara oksitlerle elementlere hemen ayrışan ClO₃ ve ClO₄ radikallerini üreterek termal olarak patlayıcı bir şekilde ayrışır.

Klor oksoasitler ve oksiyanyonlar

Sulu Cl türleri için standart indirgeme potansiyelleri

E°(çifti)	a(H+) = 1 (asit)	E°(çifti)	a(OH−) = 1 (baz)
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: hipoklorik asit (HOCl), klorlu asit (HOClO), klorik asit (HOClO₂) ve perklorik asit (HOClO₃). Bitişik tabloda verilen redoks potansiyellerinden görülebileceği gibi, klor asidik çözeltilerde orantısızlığa karşı alkalin çözeltilerinden 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 ayrıca klorür ve klorat (3 ClO⁻ ⇌ 2 Cl⁻ + ClO−
3) üretmek için daha da orantısızdır, ancak bu reaksiyon, 10²⁷'nin çok uygun denge sabitine rağmen 70 °C'nin altındaki sıcaklıklarda oldukça yavaştır. Klorat iyonları, klorür ve perklorat (4 ClO−
3 ⇌ Cl⁻ + 3 ClO−
4) oluşturmak için orantısız olabilirler, ancak bu, 10²⁰'nin çok uygun denge sabitine rağmen 100 °C'de bile hala çok yavaştır. Klor oksidasyonları için reaksiyon oranları, klorun oksidasyon durumu azaldıkça artar. Klor oksiasitlerin gücü, konjugat bazlarında gittikçe daha fazla oksijen atomuna karşı yükün artan delokalizasyonu nedeniyle klorun oksidasyon durumu arttıkça çok hızlı bir şekilde artar.

Klor oksoasitlerin çoğu, bu orantısızlaştırma reaksiyonlarından faydalanılarak üretilebilir. Hipokloröz asit (HOCl) oldukça reaktiftir ve oldukça kararsızdır; tuzları çoğunlukla ağartma ve sterilizasyon yetenekleri için kullanılır. Oksijen atomunu çoğu inorganik türe transfer eden çok güçlü oksitleyici ajanlardır. Kloroz asit (HOCO) daha da kararsızdır ve ayrışma olmadan izole edilemez veya konsantre edilemez: sulu klor dioksitin ayrışmasından bilinmektedir. Bununla birlikte, sodyum klorit kararlı bir tuzdur ve bir oksitleyici ajan olarak ve bir klor dioksit kaynağı olarak tekstil ürünlerinin ağartılması ve soyulması için yararlıdır. Klorik asit (HOClO₂), soğuk suda %30 konsantrasyona kadar oldukça stabil olan güçlü bir asittir, ancak ısındığında klor ve klor dioksit verir. İndirgenmiş basınç altında buharlaşma, bunun yaklaşık %40'a kadar konsantre edilmesini sağlar, ancak daha sonra perklorik asit, klor, oksijen, su ve klor dioksite ayrışır. En önemli tuzu, çoğunlukla kağıt hamurunu ağartmak için klor dioksit yapmak için kullanılan sodyum klorattır. Kloratın klorür ve oksijene ayrışması, laboratuvarda küçük ölçekte oksijen üretmenin yaygın bir yoludur. Klorür ve klorat, aşağıdaki gibi klor oluşturmak üzere orantılı olabilir:

ClO−
3 + 5 Cl⁻ + 6 H⁺ ⟶ 3 Cl₂ + 3 H₂O

Perkloratlar ve perklorik asit (HOClO₃), klorin 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, ısıtıldıklarında, kinetik nedenlerden dolayı bu reaksiyonlar için yüksek aktivasyon enerjileri nedeniyle, çoğunlukla oda sıcaklığında çoğunlukla inaktif doğalarına zıt olarak kuvvetli ve bazen şiddetli oksitleyici maddelerdir. Perkloratlar, elektrolitik olarak oksitleyici sodyum klorat ile yapılır ve perklorik asit, susuz sodyum perklorat veya baryum perkloratın konsantre hidroklorik asit ile reaksiyona sokulması, çökelen klorürün süzülmesi ve süzüntünün konsantre edilmesi için damıtılmasıyla yapılır. Susuz perklorik asit, çoğu organik bileşikle temas ettiğinde patlayan, ateşe hidrojen iyodür ve tiyonil klorür koyan ve hatta gümüş ve altınları oksitleyen şoka duyarlı, renksiz bir mobil sıvıdır. Zayıf bir ligand olmasına rağmen, sudan daha zayıf olmakla birlikte, koordine edilmiş ClO−
4 içeren birkaç bileşik bilinmektedir.

Organoklorin bileşikleri

Diğer karbon-halojen bağları gibi, C-Cl bağı da çekirdek organik kimyanın bir parçasını oluşturan ortak 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 farkından ötürü, bir C–Cl bağındaki karbon elektron eksikliği ve dolayısıyla elektrofiliktir. Klorlama, hidrokarbonların fiziksel özelliklerini çeşitli şekillerde değiştirir: klorun hidrojene karşı daha yüksek atom ağırlığı nedeniyle klorokarbonlar tipik olarak sudan daha yoğundur ve alifatik organoklorürler alkilleyici ajandır çünkü klorür bir ayrılan gruptur.

Alkanlar ve aril alkanlar serbest radikal şartlarında UV ışığı ile klorlanabilir. Bununla birlikte, klorlama derecesinin kontrol edilmesi zordur: reaksiyon, bölgesel seçici değildir ve genellikle farklı klorlama derecelerine sahip çeşitli izomerlerin bir karışımı ile sonuçlanır, ancak ürünler kolayca ayrılırsa buna izin verilebilir. Aril klorürler, klor ve Lewis asit katalizörü kullanılarak Friedel-Crafts halojenasyonu ile hazırlanabilir. Klor ve sodyum hidroksit kullanan haloform reaksiyonu ayrıca metil ketonlardan ve ilgili bileşiklerden alkil halojenürler üretebilir. Klor, alkenler ve alkinler üzerindeki çoklu bağlara da ekleyerek di- veya tetra-kloro bileşikleri verir. Bununla birlikte, klorun masrafı ve reaktivitesi nedeniyle, organoklorin bileşikleri daha çok hidrojen klorür kullanılarak veya fosfor pentaklorür (PCl₅) veya tiyonil klorür (SOCl₂) gibi klorlayıcı maddelerle üretilir. Sonuncusu laboratuvarda çok uygundur, çünkü tüm yan ürünler gazlıdır ve damıtılmasına gerek yoktur.

Birçok organoklorin bileşiği, bakterilerden insanlara kadar uzanan doğal kaynaklardan izole edilmiştir. Klorlu organik bileşikler, alkaloidler, terpenler, amino asitler, flavonoidler, steroidler ve yağ asitleri dahil olmak üzere hemen hemen her biyomolekül sınıfında bulunur. Dioksinler dahil olmak üzere organoklorürler, orman yangınlarının yüksek sıcaklık ortamında üretilir ve dioksinler, sentetik dioksinlerden önce gelen yıldırım ateşli yangınların korunmuş küllerinde bulunur. Ek olarak, diklorometan, kloroform ve karbon tetraklorür gibi çeşitli basit klorlu hidrokarbonlar deniz yosunlarından izole edilmiştir. Ortamdaki klorometanın çoğu doğal olarak biyolojik ayrışma, orman yangınları ve volkanlar tarafından üretilir.

Bazı organoklorid tipleri, hepsi olmasa da, insanlar da dahil olmak üzere bitkiler veya hayvanlar için önemli toksisiteye sahiptir. Organik madde klor varlığında yandığında üretilen dioksinler ve DDT gibi bazı böcek öldürücüler, çevreye salındıklarında tehlike oluşturan kalıcı organik kirleticilerdir. Örneğin, 20. yüzyılın ortalarında böcekleri kontrol etmek için yaygın olarak kullanılan DDT, gıda zincirlerinde de birikir ve bazı kuş türlerinde üreme sorunlarına (örneğin yumurta kabuğu incelmesi) neden olur. Üst atmosferde klor radikalleri oluşturmak için C-Cl bağının hazır homolitik fisyonu nedeniyle, ozon tabakasına yaptıkları zarar nedeniyle kloroflorokarbonlar aşamalı olarak uzaklaştırılmıştır.

Oluşumu ve üretimi

Klor, doğada serbest element olarak meydana gelemeyecek kadar reaktiftir, ancak klorür tuzları formunda çok boldur. Yerkabuğundaki yirmi birinci en bol elementtir ve su kütlelerinden buharlaştırılan büyük klorür mineralleri, özellikle sodyum klorür birikintileri yoluyla milyonda 126 parça oluşturur. Tüm bunlar deniz suyunda bulunan klorür iyonlarının rezervleriyle karşılaştırıldığında soluklaşır: Utah'daki Büyük Tuz Gölü ve İsrail'deki Ölü Deniz gibi bazı iç denizlerde ve yer altı tuzlu su kuyularında daha yüksek konsantrasyonlarda daha az miktarlar görülür.

Hidroklorik asit ve manganez dioksit birleştirilerek laboratuvarda küçük klor gazı partileri hazırlanır, ancak hazır bulunabilirliği nedeniyle nadiren ihtiyaç duyulur. Endüstride, elementel klor genellikle suda çözünmüş sodyum klorürün elektrolizi ile üretilir. 1892'de sanayileşen kloralkali işlemi olan bu yöntem, artık çoğu endüstriyel klor gazı sağlamaktadır. Klor ile birlikte, yöntem en değerli ürün olan hidrojen gazı ve sodyum hidroksit verir. İşlem aşağıdaki kimyasal denkleme göre devam eder:

2 NaCl + 2 H₂O → Cl₂ + H₂ + 2 NaOH

Klorür çözeltilerinin elektrolizi, aşağıdaki denklemlere göre ilerler:

Cathode: 2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 OH⁻

Anode: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻

Diyafram hücre elektrolizinde, bir asbest (veya polimer-fiber) diyafram, bir katodu ve bir anodu ayırır ve anotta oluşan klorun sodyum hidroksit ve katotta oluşan hidrojen ile yeniden karışmasını önler. Tuz çözeltisi (tuzlu su) sürekli olarak anot bölmesine beslenir ve diyaframdan kaotik alkalinin üretildiği ve tuzlu suyun kısmen tükendiği katot bölmesine akar. Diyafram yöntemleri seyreltik ve hafifçe saf olmayan alkali üretir, ancak cıva bertaraf problemi ile yükümlü değildir ve daha enerji tasarrufludurlar.

Membran hücre elektrolizi, bir iyon değiştirici olarak geçirgen bir zar kullanır. Doymuş sodyum (veya potasyum) klorür çözeltisi, daha düşük bir konsantrasyonda bırakılarak anot bölmesinden geçirilir. Bu yöntem ayrıca çok saf sodyum (veya potasyum) hidroksit üretir, ancak yüksek konsantrasyonlarda çok saf tuzlu su gerektirme dezavantajına sahiptir.

Kloralkali üretimi için membran hücre süreci

Deacon işleminde, organoklorin bileşiklerinin üretiminden geri kazanılan hidrojen klorür, klorin olarak geri kazanılır. İşlem oksijen kullanarak oksidasyona dayanır:

4 HCl + O₂ → 2 Cl₂ + 2 H₂O

Reaksiyon bir katalizör gerektirir. Deacon tarafından tanıtıldığı gibi, erken katalizörler bakır esaslıydı. Mitsui MT-Klor Süreci gibi ticari işlemler krom ve rutenyum bazlı katalizörlere dönüşmüştür. Üretilen klor, 450 g ila 70 kg arasında değişen boyutlarda silindirlerin yanı sıra çelik variller (865 kg), tank vagonları (yollarda 15 ton; demiryolu ile 27-90 ton) ve mavnalar (600-1200 ton) mevcuttur.

Uygulamalar

Sodyum klorür en yaygın klor bileşiğidir ve günümüzde muazzam klor-kimya endüstrisi için ana klor ve hidroklorik asit kaynağıdır. Klorlu metanlar ve etanlar, vinil klorür ve polimer polivinil klorür (PVC), kataliz için alüminyum triklorür, magnezyum, titanyum, zirkonyum ve hafniyum gibi saf elementleri üretmek için öncüler vb. çeşitli bileşikler dahil olmak üzere yaklaşık 15000 klor içeren bileşik ticari olarak satılmaktadır.

Kantitatif olarak, üretilen tüm elementel klorun yaklaşık %63'ü organik bileşiklerin üretiminde ve %18'i inorganik klor bileşiklerinin üretiminde kullanılır. Ticari olarak yaklaşık 15.000 klor bileşiği kullanılmaktadır. Üretilen klorun geri kalan %19'u ağartıcı ve dezenfeksiyon ürünleri için kullanılır. Organik bileşiklerin üretim hacmi açısından en önemli olanı, PVC üretimindeki ara ürünler olan 1,2-dikloroetan ve vinil klorürdür. Özellikle önemli olan diğer organoklorinler, metil klorür, metilen klorür, kloroform, viniliden klorür, trikloroetilen, perkloroetilen, allil 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, S₂Cl₂, SCl₂, SOCI₂, ClF₃, ICl, ICl₃, TiCl₃, TiCl₄, MoCl₅, FeCl₃, ZnCl₂ vb.

Biyolojik rolü

Klorür anyon metabolizma için gerekli bir besindir. Mide ve hücresel pompa fonksiyonlarında hidroklorik asit üretimi için klor gereklidir. Ana diyet kaynağı sofra tuzu veya sodyum klorürdür. Kandaki aşırı düşük veya yüksek konsantrasyonlarda klorür elektrolit bozukluklarına örnektir. Hipokloremi (çok az klorür içeren) diğer anormalliklerin yokluğunda nadiren ortaya çıkar. Bazen hipoventilasyon ile ilişkilidir. Kronik solunum asidozu ile ilişkili olabilir. Hiperkloremi (çok fazla klorür içeren) genellikle semptom üretmez. Semptomlar ortaya çıktığında, hipernatremiye (çok fazla sodyum içeren) benzeme eğilimindedirler. Kan klorürde azalma serebral dehidrasyona yol açar; semptomlar çoğunlukla serebral ödem ile sonuçlanan hızlı rehidrasyondan kaynaklanır. Hiperkloremi oksijen taşınmasını etkileyebilir.

Tehlikeler

Klor, solunum sistemine, gözlere ve cilde saldıran toksik bir gazdır. Havadan daha yoğun olduğu için, kötü havalandırılan alanların dibinde birikme eğilimindedir. Klor gazı, yanıcı maddelerle reaksiyona girebilen güçlü bir oksitleyicidir.

Klor, milyonda 0.2 kısım (ppm) kadar düşük konsantrasyonlarda ve 3 ppm'de koku ile ölçüm cihazları ile tespit edilebilir. Öksürme ve kusma 30 ppm'de ve akciğer hasarı 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 ağırlaştırabilir ve gaza maruz kalmak gözleri tahriş edebilir. Klorun toksisitesi, oksitleyici gücünden gelir. Klor 30 ppm'den yüksek konsantrasyonlarda solunduğunda, su ve hücresel sıvı ile reaksiyona girerek hidroklorik asit (HCl) ve hipoklorik asit (HClO) üretir.

Su dezenfeksiyonu için belirli seviyelerde kullanıldığında, klorun su ile reaksiyonu insan sağlığı için büyük bir endişe kaynağı değildir. Suda bulunan diğer malzemeler, insan sağlığı üzerinde olumsuz etkileri olan dezenfeksiyon yan ürünleri üretebilir.

Amerika Birleşik Devletleri'nde, İş Sağlığı ve Güvenliği İdaresi (OSHA) elementel klor için izin verilen maruz kalma sınırını 1 ppm veya 3 mg/m3 olarak belirlemiştir. Ulusal İş Sağlığı ve Güvenliği Enstitüsü, 15 dakika boyunca 0,5 ppm'lik önerilen maruz kalma limiti belirlemiştir.

Evde, hipoklorit ağartma çözeltileri, klor gazı üretmek için bazı asidik drenaj temizleyicileri ile temas ettiğinde kazalar meydana gelir. Amonyak (başka bir popüler çamaşır katkı maddesi) ile birlikte hipoklorit ağartıcı (popüler bir çamaşır katkı maddesi), başka bir toksik kimyasal grup olan kloraminleri üretir.

Yapı malzemelerinde klor kaynaklı çatlama

Klor, suyu, özellikle içme suyu kaynaklarını ve yüzme havuzlarında kullanılan suyu arıtmak için yaygın olarak kullanılmaktadır. Paslanmaz çelik süspansiyon çubuklarının klor kaynaklı stres korozyon çatlağı nedeniyle yüzme havuzu tavanlarının birkaç felaket çöküşü meydana gelmiştir. Asetal reçine ve polibuten dahil olmak üzere bazı polimerler de saldırıya duyarlıdır. Her iki malzeme de sıcak ve soğuk su tesisatı tesisatında kullanıldı ve stres korozyon çatlaması ABD'de 1980'lerde ve 1990'larda yaygın arızalara neden oldu.

Klor demir ateşi

Demir elementi, güçlü bir ekzotermik reaksiyonda yüksek sıcaklıklarda klor ile birleşerek klor-demir ateşi oluşturabilir. Klor-demir ateşileri, klor gazı taşıyan boru tesisatının çoğunun çelikten yapıldığı kimyasal proses tesislerinde bir risktir.