Szerkesztő:BélaBéla/Lángfestés

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Ugrás a navigációhoz Ugrás a kereséshez

A klór a periódusos rendszer kémiai elemeinek egyike. Vegyjele Cl, rendszáma 17. Régies magyar elnevezése a halvany.[1] Standard nyomáson és hőmérsékleten sárgászöld színű, erősen mérgező kétatomos gáz. A klór a hetedik főcsoport eleme, azaz a halogének közé tartozik, közülük a második legkönnyebb. A periódusos rendszerben a fluor és a bróm között helyezkedik el és legtöbb tulajdonsága átmenetet képez a két elem tulajdonságai közt. Vegyértékelektron-szerkezete 2s2 2p5. A periódusos rendszer elemei közül a klórnak a legnagyobb az elektronaffinitása, egyben a harmadik legnagyobb elektronegativitású elem a fluor és az oxigén után. Ennek köszönhetően a klór erős oxidálószer, szabad állapotban ritka, legtöbbször csak vulkanikus gázokban található meg elemi formában.

A klór leggyakoribb vegyülete, a nátrium-klorid (konyhasó), ősidők óta ismert ételízesítő szer. Klórt kémiai reakcióval először 1630 környékén állítottak elő, de tulajdonságait csak később, 1774-ben írta le Carl Wilhelm Scheele, aki téves módon egy új kémiai elem oxidjának tartotta. 1809-ben kémikusok egy csoportja felvetette annak lehetőségét, hogy az akkor már jórészt ismert gáz nem vegyület, hanem egy kémiai elem, de ezt teljes bizonyossággal csak később, 1810-ben jelentette ki Sir Humphry Davy, aki a görög χλωρóς khlôros (halványzöld) kifejezés nyomán nevezte el klórnak.

A Földön található klór legnagyobb része ionos formában van jelen. A fluor után a második leggyakoribb halogén és a 21. leggyakoribb elem a földkéregben. Szárazföldi lerakódásai azonban eltörpülnek az óceánok és tengerek vizében lévő hatalmas tartalékok mellett, amelyek tömegének a klór 1,9%-át teszi ki. Ipari mennyiségben elemi klórt telített nátrium-klorid oldat elektrolízisével állítanak elő. A klórt erős oxidáló tulajdonsága miatt fehérítőszerként, fertőtlenítőszerként és vegyipari reagensként használják. Az előállított klór kétharmadát szerves vegyületek, műanyagok - például poli(vinil-klorid) előállításánál hasznosítják, de fontos reagens olyan vegyületek előállításánál is, melyek végeredményben nem tartalmaznak klórt. Fertőtlenítőszerként az elemi klórt, illetve klór fejlesztésére képes vegyületeket uszodák vizének tisztításánál használják fel.

Kloridion formájában a klór az élő szervezetek működése szempontjából létfontosságú elem, szabad állapotban, nagy koncentrációban viszont nagyon veszélyes és mérgező minden élőlényre nézve. Klórvegyületek az élőlényekben ritkán fordulnak elő, a mesterséges klórtartalmú szerves vegyületek szervezetre való hatása változó. A légkör felső rétegeiben a klórtartalmú szerves vegyületek szerepet játszanak az ózonréteg elvékonyodásában. Kis mennyiségű elemi klór képződhet az emberben, amikor a baktériumokra adott immunválasz során a neutrofilekben keletkezik a kloridok hipoklorittá történő oxidációjakor.


Történet[szerkesztés]

Carl Wilhelm Scheele, a klór felfedezője

A klór leggyakoribb vegyületét, a nátrium-kloridot ősidőktől fogva ismerik, régészeti bizonyítékok szerint a sós vizet már i.e. 6000-ben, a kősót pedig már i.e. 3000-ben is használták tartósításra.[2] Az emberi táplálkozásban betöltött szerepe már az ókorban is jól ismert volt, a Római Birodalomban a tábornokok és tisztek szolgálataiért időnként sóval fizettek. Elemi klórt vélhetően először az 1200-as évek elején fejlesztettek, ugyanis a királyvíz előállításakor klórgáz is képződik, bár ekkor még nem azonosították új elemként. 1630 körül a flamand fizikus és kémikus Jan Baptist van Helmont felismerte, hogy a klór gáz halmazállapotú.[3]

Az elemet először a svéd kémikus Carl Wilhelm Scheele tanulmányozta részletekbe menően és neki tulajdonítható a klór felfedezése is.[4] A klórt hidrogén-klorid mangán-dioxiddal történő oxidációjával állította elő:[3]

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

Scheele a klór számos tulajdonságát megfigyelte, többek között sárgászöld színét, a királyvízre emlékeztető szagát, fehérítő hatását, és a rovarokra való halálos hatását.[5] Jóllehet, Scheele azt gondolta, hogy egy vegyületet állított elő, amit "deflogisztonizált marinsavnak" nevezett[4] (a marinsav a sósav korabeli neve volt). Abban az időben elterjedt nézet volt, hogy a savak oxigént tartalmazó vegyületek (ez máig fennmaradt a német és holland nyelvben, ahol az oxigén neve sauerstoff és zuurstof), ezért néhány vegyész, köztük Claude Louis Berthollet azt javasolta, hogy a Scheele által előállított deflogisztonizált marinsav az oxigén és egy még fel nem fedezett elem vegyülete, aminek a muraticum nevet javasolták.[6][7]

1809-ben Joseph Louis Gay-Lussac és Louis-Jacques Thénard megkísérelte elbontani a deflogisztonizált marinsavat úgy, hogy faszénnel reagáltatták, abban a reményben, hogy szén-dioxid képződése mellett felszabadul a muraticum.[4] Kísérletük nem járt eredménnyel és kiadtak egy beszámolót, amelyben megfontolták annek a lehetőségét, hogy a deflogisztonizált marinsav valójában egy elem, de erről nem voltak teljesen meggyőződve.[8] 1810-ben Humphry Davy újra, elvégezte ugyanezt a kísérletet és arra a következtetésre jutott, hogy az anyag egy elem, nem pedig vegyület.[4] Eredményeit még az év november 15-én bejelentette a Royal Society előtt.[3] Az elemnek a klór nevet adta a görög χλωρος (klorosz = zöldessárga) szó után, ami az elem színére utalt.[9] A halogén szót (jelentése "sóképző") eredetileg a klórra használta Johann Salomo Christoph Schweigger 1811-ben. Később a kifejezést a fluor, a klór, a bróm és a jód általános megnevezéseként használták Jöns Jakob Berzelius 1842-es javaslatára.[10] 1823-ban Michael Faraday elsőként állított elő cseppfolyós klórt,[11][12] és kimutatta, hogy az akkor "szilárd klórként" ismert anyag klór hidrát (Cl2·H2O).[3]

A klórgázt először a francia Claude Louis Berthollet használta textilanyagok fehérítésére 1785-ben.[13][14] A modern fehérítők is Bertholletnek köszönhetők, aki 1789-ben először állított elő nátrium-hipokloritot (hypót) a laboratóriumában klórgáz nátrium-karbonát oldaton való átvezetésével. A keletkező folyadék, az "Eau de Javel" nátrium-hipoklorit híg oldata volt. Ez az eljárás nem volt túl hatékony, ezért más módszereket kerestek. A skót vegyész és iparos Charles Tennant oltott mészbe klórgázt vezetve kalcium-hipoklorit (klórmész) oldatot állított elő, melyből kinyerte a szilárd kalcium-hipokloritot (fehérítő por).[13] Ez a vegyület kis mennyiségű elemi klórt fejlesztett és sokkal egyszerűbben szállítható volt, mint a nátrium-hipoklorit, mely vízmentes formában veszélyesen erős és instabil oxidálószer, ezért csak híg vizes oldatban lehetett szállítani. XIX. század végén E. S. Smith szabadalmaztatott egy eljárást a nátrium-hipoklorit gyártására, melyben a nátrium-klorid oldat elektrolízisével, majd a keletkező klórgáz, valamint nátrium-hidroxid reagáltatásával állított elő nátrium-hipokloritot.[15] Ezt a klóralkáli elektrolízisnek nevezett eljárást először 1892-ben mutatták be ipari méretekben és ma is ez az elemi klór és a nátrium-hidroxid elsődleges forrása.[16]

Az 1800-as évek elejétől kezdődően a klórt széles körben kezdték fertőtlenítőszerként alkalmazni. 1847-ben Semmelweis Ignác kötelezte az orvosokat a szülészeti osztályokra történő belépés előtti klóros kézmosásra, amivel drasztikusan sikerült csökkentenie a gyermekágyi lázban meghaltak számát. Az ivóvíz klórozása ma már szinte általános minden fejlett országban.[5] A klórgázt vegyi fegyverként először a német hadsereg alkalmazta az első világháborúban 1915 április 22-én Ypresnél.[17][18]

Tulajdonságok[szerkesztés]

Szobahőmérsékleten, 7,4 bar nyomáson cseppfolyósított klór plexiüvegbe ágyazott kvarc ampullában
Szilárd klór −150 °C-on

A klór nemfémes elem a periódusos rendszer VII. főcsoportjában, a második legkönnyebb halogén. Tulajdonságai hasonlítanak a fluor, a bróm és a jód tulajdonságaira, és többségében átmenetet képeznek a fluor és a bróm tulajdonságai között. A többi halogénelemhez hasonlóan a klór is hét vegyértékelektronnal rendelkezik, elektronszerkezete [Ne]3s23p5. A nemesgázszerkezet eléréséhez egy elektronja hiányzik, ezért erős oxidálószer és számos elemmel reagál, hogy egy elektron felvételével kialakítsa a stabil elektronoktettet.[19] A periodikus trendeknek megfelelően elektronegativitása a fluor és a bróm kötött van (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), és reaktivitása is átmenetet képez a két elem között. A klór a halogének közül a fluor utáni második legerősebb oxidálószer, képes elemi állapotúvá oxidálni a bromidokat és jodidokat, miközben kloriddá alakul. Megfordítva, a kloridion a bromidnál és a jodidnál gyengébb redukálószer, de a fluoridionnál erősebb.[19] Atomsugara a fluor és a bróm atomsugara közti érték, és ennek köszönhetően számos atomi paramétere illeszkedik a klór-bróm-jód "triádba", ahol a három elem tulajdonságai, mint az ionizációs energia, elektronaffinitás, disszociációs energia, ionrádiusz és az X-X kötéshossz egyenletesen változik.[19]

A halogének molekulái között gyenge van der Waals-erők hatnak, melyek erőssége az atomok méretével nő. Így a klór olvadáspontja (-101,0 °C) és forráspontja (-34,0 °C) is lényegesen magasabb, mint a fluor olvadás- és forráspontjai (-219,6 °C illetve -188,1 °C), de alacsonyabbak a bróm ugyanezen értékeinél (-7,25 °C illetve 59,5 °C).[19] Az atomtömegekből következő sok másik tulajdonság, például a olvadás- és forráshő, valamint a sűrűség is hasonló tendenciát mutat. A csoportban lefelé haladva a halogének színe is mélyül, így míg a fluor halvány sárgás színű, addig a klór határozottan sárgászöld. Ennek az eltérésnek az oka, hogy a nehezebb halogének a látható hullámhosszokon több fényt nyelnek el.[19] Konkrétan egy halogén színét a legnagyobb energiájú betöltött lazító πg molekulapálya és a legkisebb energiájú betöltetlen σu molekulapálya közti elektronátmenet határozza meg.[20] A hőmérséklet csökkenésével a klór színe halványodik és -195 °C-on már majdnem színtelen.[19]

A szilárd brómhoz és jódhoz hasonlóan a szilárd klór is ortorombos rétegrácsban kristályosodik. A Cl-Cl távolság a molekulán belül 198 pm, ami közel azonos a gázfázisban lévő 199 pm-es kötéshosszhoz; A Cl···Cl távolság a molekulák közt rétegen belül 332 pm, a rétegek között pedig 382 pm (összehasonlításként a klór van der Waals-rádiusza 180 pm). Ebből a szerkezetből adódóan a klór igen csekély vezetőképességgel rendelkezik, gyakorlatilag egyáltalán nem vezeti az áramot.[19]

Izotópok[szerkesztés]

A klórnak két stabil izotópja van, a 35Cl és a 37Cl. A természetben csak ez a két izotóp fordul elő, nagyobb mennyiségben a 35Cl, mely az összes klórnak körülbelül 76%-át alkotja, a 37Cl pedig a maradék 24%-ot teszi ki. Mindkét izotóp a csillagokban lezajló nukleoszintézis keletkezik az oxigénégés és a szilíciumégés által.[21] Mindketten 3/2-es magspinnel bírnak, ezért NMR spektroszkópiában használhatóak, azonban, mivel a magspin nagyobb 1/2-nél a magtöltés eloszlása nem gömbszimmetrikus, és ez magkvadrupól-momentumot és a kvadrupólrelaxációnak köszönhetően rezonanciaszélesedést eredményez, korlátozva a módszer hatékonyságát.[19] A többi klórizotóp mind radioaktív, melyek felezési ideje túl rövid ahhoz, hogy a természetben primordiális elemként forduljanak elő. Ezek közül laboratóriumban a 36Cl (t1/2 = 3.0×105 év) és a 38Cl (t1/2 = 37.2 perc) a leggyakrabban használt, melyeket a természetes klór neutronaktivációjával lehet előállítani.[19]

A klór legstabilabb radioaktív izotópja a 36Cl. A 35Cl-nál könnyebb klórizotópok általában elektronbefogással kénizotópokká, a 37Cl-nál nehezebbek béta-bomlással argonizotópokká bomlanak. A 36Cl mindkét módon bomolhat stabil 36S-re, vagy 36Ar-ra.[22] A 36Cl nyomokban előfordul a természetben, főként a 36Ar izotópból keletkezik a légkörben, a kozmikus sugárzás hatására.

Kémiai tulajdonságok és vegyületek[szerkesztés]

Halogén kötési energiák (kJ/mol)[20]
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

A klór reaktivitását tekintve a fluor és a bróm között helyezkedik el és a legreaktívabb elemek közé tartozik. A klór gyengébb oxidálószer, mint a fluor, de a brómnál és a jódnál erősebb. Ez a X2/X párok standard elektródpotenciál értékeiből is látható (F: +2.866 V; Cl: +1.395 V; Br: +1.087 V; I: +0.615 V; At: kb. +0.3 V). A kötési energiákban azonban nem figyelhető meg ez a tendencia, mivel a fluor egyedülálló a kis mérete, kis polarizálhatósága és a kötésekhez elérhető mélyen elhelyezkedő d-orbitálok hiánya miatt. Egy másik jelentős különbség, hogy a klór számos vegyületében megtalálható pozitív oxidációs állapotban, míg a fluornak nincsenek ilyen vegyületei. A klórozás gyakran magasabb oxidációs állapothoz vezet, mint a brómozás, vagy a jódozás, de alacsonyabbhoz a fluorozásnál. A klór hajlamos a M–M, M–H, vagy M–C kötéseket tartalmazó vegyületekkel reagálni M-Cl kötés képződése közben.[20]

Az ( 12O2/H2O) = +1.229 V standardpotenciál értéket tekintve azt várhatnánk, hogy a klór képes a víz oxigénjét oxidálni elemi oxigénné és hidrogén-kloriddá. A reakció kinetikája azonban kedvezőtlen, ami a túlfeszültség jelenségével függ össze, és ezért a kloridok vizes oldatának elektrolízisekor klórgáz fejlődik, nem pedig oxigén.[23]

Hidrogén-klorid[szerkesztés]

Sósav

A legegyszerűbb klórvegyület a hidrogén-klorid, amely gáz formában, vagy vízben oldva sósav formájában is fontos vegyszer az iparban és a laboratóriumban egyaránt. A hidrogén-kloridot gyakran állítják elő hidrogén klórgázban való égetésével katalizátor használata nélkül, vagy nyerik a szénhidrogének klórozásának melléktermékeként. A hagyományos "salt-cake" nevű eljárásban nátrium-kloridot reagáltatnak tömény kénsavval, hogy hidrogén-klorid gázt nyerjenek:[24]

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl (150 °C)
NaCl + NaHSO4 → Na2SO4 + HCl (540-600 °C)

Kisebb mennyiségben laboratóriumban előállítható a HCl-gáz, ha tömény sósavat tömény kénsavval reagáltatnak. A deutérium-klorid leghatékonyabban benzoil-klorid és nehézvíz (D2O) vegyület reakciójával állítható elő.[24]

A szilárd deutérium-klorid szerkezete, D···Cl hidrogénkötésekkel

A hidrogén-klorid standard állapotban színtelen, szúrós szagú gáz, úgy mint a többi hidrogén-halogenid a hidrogén-fluorid kivételével, mert a molekulái között nem alakulnak ki hidrogénkötések. Alacsony hőmérsékleten viszont a szilárd hidrogén-klorid kristályokban a molekulák gyenge hidrogénkötések kialakításával cikk-cakk láncokat alkotnak, amelyek hasonlóak a szilárd hidrogén-fluoridban létrejövő szerkezethez. A hőmérséklet emelésével azonban a rendezetlenség jelentősen nő.[24] A hidrogén-klorid vizes oldata, a sósav erős sav (pKa = −7), mivel a vizes oldatban kialakuló gyenge O-H···Cl hidrogénkötések túl gyengék ahhoz, hogy megakadályozzák a teljes ionos disszociációt.A sósav, mint a HCl és H2O kétkomponensű keveréke állandó (108,6 °C) forráspontú azeotrópos elegyet képez 20,2% HCl tartalom esetén, ezért desztillációval nem lehet ennél töményebb oldatot előállítani.[25] A sósavnak négy állandó kristályosodási eutektikus pontja van, ezek a kristályos formák a HCl·H2O (68% HCl), HCl·2H2O (51% HCl), HCl·3H2O (41% HCl), HCl·6H2O (25% HCl) és a jég (0% HCl). Ezeken kívül létezik még egy metastabil eutektikus pont is 24,8%-es összetételnél a jég és a HCl·3H2O kristályforma között.[26] Az 1:1 aránynál nagyobb töménységű elegy két külön folyadékfázisra válik szét.

A HCl vizes oldatának olvadáspontja a koncentráció függvényében.[27][28]

A hidrogén-fluoriddal szemben a vízmentes, cseppfolyós hidrogén-klorid kevésbé használható oldószerként, ami a fizikai tulajdonságai közül különösen az alacsony olvadáspontból, a folyadék halmazállapot kis hőmérséklet-tartományából, a kis dielektromos állandóból és az elhanyagolható mértékű H2Cl+ és HCl2 ionokra való öndisszociációból következik. Ez utóbbi oka, hogy a HCl2-ion sokkal kevésbé stabil, mint a bifluorid-ion (HF2), a hidrogén és klóratomok közt kialakuló nagyon gyenge hidrogénkötések miatt, bár nagy méretű és gyengén polarizáló kationokkal, például céziumionnal, vagy kvaterner ammónium kationnal előállíthatók sói. A vízmentes hidrogén-klorid gyenge oldószer, mindössze kisebb molekulavegyületeket (pl.: nitrozil-klorid, fenol) vagy kis rácsenergiájú sókat (pl. tetraalkil-ammónium-halogenidek) képes feloldani. Könnyedén protonálja a nemkötő elektronpárt, vagy π-kötéseket tartalmazó elektrofileket. Szolvolitikus folyamatok, ligandumhelyettesítési és oxidációs reakciók is jól ismertek hidrogén-klorid oldatban:[29]

Ph3SnCl + HCl → Ph2SnCl2 + PhH (szolvolízis)
Ph3COH + 3 HCl → Ph3C+HCl2 + H3O+Cl (szolvolízis)
Me4N+HCl2 + BCl3Me4N+BCl4 + HCl (ligandumhelyettesítés)
PCl3 + Cl2 + HCl → PCl+4HCl2 (oxidáció)

Más egyszerű kloridok[szerkesztés]

Hidratált nikkel(II)-klorid, NiCl2(H2O)6.

A periódusos rendszer majdnem minden eleme alkot kloridokat. Kivételt képeznek a nemesgázok a xenont leszámítva (XeCl2, XeCl4), melyek közömbösségük miatt nem vihetők reakcióba; a nukleárisan instabil nehezebb elemek, melyek elbomlanak mielőtt kémiai vizsgálatnak tehetnék ki őket, illetve a fluor és az oxigén, melyek ugyan alkotnak vegyületeket a klórral, de ezek a fluor és oxigén nagyobb elektronegativitása miatt fluoridoknak, vagy oxidoknak minősülnek.[30]

A fémek Cl2-al való klórozása általában magasabb oxidációs állapotot eredményez, mint a Br2-al való brómozás, amikor több oxidációs állapot is lehetséges. Erre példa a molibdén reakciója elemi klórral és brómmal, ahol MoCl5 és MoBr3 keletkezik. A kloridok előállíthatók az elemek, vagy oxidjaik, hidroxidjaik és karbonátjaik sósavval való reakciójával, majd enyhe melegítéssel, alacsony nyomáson, vagy vízmentes hidrogén-klorid gázzal dehidratálhatóak. Ezek a módszerek akkor működnek a legjobban ha a keletkező klorid stabil a hidrolízissel szemben. Más esetben valamilyen száraz eljárást kell alkalmazni, gyakran magas hőmérsékleten. A lehetőségek közt szerepel az elem magas hőmérsékletű oxidatív klórozása klórral, vagy hidrogén-kloriddal. Abban az esetben, ha egynél több oxidációs állapot lehetséges, néha előfordul, hogy elemi klórral oxidálva a nagyobb, hidrogén-kloriddal pedig a kisebb oxidációs számú vegyület keletkezik, például a vas esetén:

Fe + 32 Cl2 → FeCl3
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

További eljárásokat jelent a fém-oxidok, vagy más fém-halogenidek magas hőmérsékletű klórozása klórral, illékony fém-kloriddal, szén-tetrakloriddal, vagy egy szerves kloriddal. Például a cirkónium-dioxid klórral standard körülmények közt reagál és cirkónium-tetraklorid keletkezik, vagy az urán-trioxid reagál a hexaklórpropénnel urán-tetraklorid keletkezése mellett. Ez utóbbi esetben oxidációsszám-csökkenés is végbemegy, ami elérhető még a magasabb oxidációs számú klorid hidrogénnel, vagy fémmel való redukciójával, esetleg termikus disszociációval, vagy diszproporcióval:[30]

EuCl3 + 12 H2 → EuCl2 + HCl
ReCl5 → ReCl3 + Cl2 (500 °C)
AuCl3 → AuCl + Cl2 (160 °C)

Az alkáli- és alkáliföldfémek, valamint az aktinoidák és lantanoidák +2-es és +3-as vegyértékű kloridjainak többsége ionos, míg a nemfémek és a fémek +3-as oxidációs állapottól felfelé kovalens kloridokat alkotnak. Az ezüst-klorid vízben gyakorlatilag oldhatatlan, ezért az analitikában gyakran alkalmazzák kloridok kimutatására.[30]

Poliklorid ionok[szerkesztés]

Bár a klór erős oxidálószer nagy ionizációs energiával, de extrém körülmények között oxidálható a Cl+2 kationná. Ez a kation igen instabil és eddig csak az elektromágneses spektrumát figyelték meg, amikor kisnyomású kisülési csőben sikerült előállítani. A sárga színű Cl+3 kation ennél stabilabb és a következő módon lehet előállítani:[31]

Cl2 + ClF + AsF5Cl+3AsF6 (78°C)

A reakciót az oxidáló arzén-pentafluorid oldószerben viszik véghez. A trijodiddal analóg szerkezetű triklorid aniont (Cl3) is jellemezték már.[32]

Fluoridok[szerkesztés]

A klór fluorral háromféle interhalogén vegyületet alkot (ClF, ClF3 és ClF5), melyek mindegyike diamágneses.[32] Ezeknek néhány kation-, vagy anionszármazéka is ismert, mint például a ClF2, ClF4, ClF+2, vagy a Cl2F+.[33] A klór néhány pszeudohalogén-csoporttal alkotott vegyülete is ismert, például a cianogén-klorid (ClCN), a klór-cianát (ClNCO), a klór-tiocianát (ClSCN) és a klór-azid (ClN3).[32]

A klór-monofluorid (ClF) egy termikusan rendkívül stabil, színtelen gáz, melynek olvadáspontja −155,6 °C, forráspontja pedig −100,1 °C. Előállítható az elemek közvetlen reakciójával 225 °C-os hőmérsékleten, de a terméket meg kell tisztítani a melléktermék ClF3-tól és a kiindulási anyagoktól. A vegyület tulajdonságai átmenetet képeznek a klór és a fluor tulajdonságai között. Szobahőmérsékleten, vagy magasabb hőmérsékleten számos fémmel reagál fém-fluoridok és klór képződése mellett. Klór-fluorozó ágensként is viselkedhet többszörös kötést tartalmazó vegyület addíciós, vagy oxidációs reakcióiban: például megtámadja a szén-monoxidot karbonil-klorofluorid (COFCl) képződése mellett. Analóg módon reagál hexafluoracetonnal, kálium-fluorid katalizátor jelenlétében és heptafluorizopropil-hipokloritot képez; nitrilekkel (RCN-ből RCF2NCl2 ); és a kén-oxidokkal (SO2-ból és SO3-ból ClOSO2F és ClSO2F). Az -OH, vagy -NH csoportokat tartalmazó vegyületekkel (például a vízzel) exoterm reakcióba lép:[32]

H2O + 2 ClF → 2 HF + Cl2O

A klór-trifluorid (ClF3) színtelen gáz, olvadáspontja −76,3 °C, forráspontja 11,8 °C. Szobahőmérsékleten nyomás alatt halvány sárgászöld folyadékká kondenzálódik, jellemzően ilyen formában kerül kereskedelmi forgalomba. Előállítása közvetlenül klórgáz, vagy klór-monofluorid fluorozásával, 200–300 °C-on korrózióálló, nikkelből (vagy Ni-Cu 67%-30% ötvözetből) készült edényben történik. A klór-trifluorid az egyik legreakcióképesebb ismert vegyület, már közönséges körülmények között is hevesen reagál olyan, egyébként inertnek tartott anyagokkal, mint az azbeszt, a beton, vagy a homok. Vízzel és a legtöbb szerves vegyülettel robbanásszerűen reagál. Spontán égés következik be hidrogénnel, káliummal, foszforral, arzénnel, antimonnal, kénnel, szelénnel, tellúrral, brómmal, jóddal és por alakú molibdénnel, volfrámmal, ródiummal, irídiummal és vassal. A nátrium, magnézium, alumínium, cink, ón és ezüst felületén áthatolhatatlan fluoridréteget képez és ez megállítja a reakciót, de hevítés hatására folytatódik a reakció. Magasabb hőmérsékleten megtámadja a palládiumot, a platinát és az aranyat, sőt még a xenont és radont is fluorozza.

A klór-trifluorid tárolására jellemzően nikkel tartályokat használnak, mivel a nikkel passzív nikkel-fluorid réteg képződése miatt ellenálló vele szemben. Hidrazinnal való reakcióját, amely során hidrogén-fluorid, nitrogén és klórgáz fejlődik kísérleti rakétamotorokban használták. Mivel a legtöbb szerkezeti anyagot spontán meggyújtja, a második világháború során a Náci Németországban gyújtóbombaként alkalmazták.[34] Ma a vegyületet főként az urándúsításban urán-hexafluorid előállítására, illetve a nukleáris fűtőanyagok újrafeldolgozásakor az urán plutóniumtól való elválasztására használják. A folyékony klór-trifluorid fluoridion-donorként és -akceptorként is viselkedhet (Lewis-bázis vagy Lewis-sav), viszont nincs arra bizonyíték, hogy öndisszociáció útján számottevő mértékben ClF+2 és ClF4 ionokká alakul.[35]

A klór-pentafluoridot (ClF5) nagyobb mennyiségben a klór feleslegben vett fluorgázzal való közvetlen fluorozásával 350 °C 250 atm nyomáson; kisebb mennyiségben pedig fém-kloridok 100–300 °C-on fluorgázzal való reakciójával állítják elő. Olvadáspontja −103 °C, forráspontja −13,1 °C. Nagyon erős fluorozószer, bár a klór-trifluoridnál gyengébb. A klór-trifluoridnak csak néhány sajátos sztöchiometriájú reakcióját közölték. Az arzén-pentafluorid és az antimon-pentafluorid ionos adduktumot képez vele, melyek szerkezete [ClF4]+[MF6] (M = As, Sb), vízzel pedig hevesen reagál hidrogén-fluorid és FClO2 keletkezése közben:[36]

2 H2O + ClF5 → 4 HF + FClO2

A termék kloril-fluorid az öt ismert klór-oxid-fluorid egyike. Ezek a vegyületek a termikusan instabil FClO-tól a kémiailag meglehetősen inert FClO3-ig terjednek. A többi oxid fluorid a FClO2, F3ClO, és a F3ClO2 összetételű vegyület. Mind az öt vegyület szerkezetileg és kémiailag is a klór-fluoridokra hasonlít, több közülük Lewis-savként, vagy bázisként viselkedhet attól függően, hogy fluoridion leadására, vagy felvételére képesek, emellett erős oxidáló- és fluorozószerek is.[37]

Klór-oxidok[szerkesztés]

Sárga színű klór-dioxid (ClO2) gáz klór-dioxid oldat felett
A diklór-heptoxid (Cl2O7), a legstabilabb klór-oxid szerkezete

A klór oxidjait instabilitásuk ellenére (mindegyik endoterm vegyület, melyek képződési entalpiája nagy pozitív érték) nagyon részletesen tanulmányozták. Fontosságukat annak köszönhetik, hogy a fluorozott-klórozott szénhidrogének fotolízisekor keletkeznek a felsőbb légrétegekben és károsítják az ózonréteget. Egyik klór-oxid sem állítható elő az elemek közvetlen reakciójával.[38]

A diklór-monoxid (Cl2O) standard körülmények között barnássárga gáz (szilárd vagy folyékony állapotban vörösesbarna), amelyet a klórgáz higany(II)-oxiddal való reagáltatásával lehet előállítani. A diklór-monoxid nagyon jól oldódik vízben, vizes oldatban hipoklórossavval (HOCl) tart fenn egyensúlyt, amely anhidridjének tekinthető. Emiatt a vegyület hatékony fehérítő és gyakran használják hipokloritok előállítására. Hő, vagy szikra hatására, illetve ammóniagáz jelenlétében felrobban.[38]

A klór-dioxidot (ClO2) az első ismert klór-oxidot Humphry Davy fedezte fel 1811-ben. Standard körülmények közt sárga színű (szilárd vagy folyékony állapotban mélyvörös színű) paramágneses gáz, ami a páratlan számú elektronja alapján várható is. Dimerizációval szemben stabil, mivel a párosítatlan elektronja hajlamos a delokalizációra. Folyadékállapotban −40 °C fölötti hőmérsékleten robban, a gáz pedig szobahőmérsékleten már akkor is felrobbanhat, ha a nyomás 6,7 kPa fölé emelkedik. Ezek miatt csak kis koncentrációkban szabad előállítani, ennek ellenére nagy mennyiségben alkalmazzák facellulóz fehérítésére és víztisztításra. Előállítása általában nátrium klorát nátrium-kloriddal, savas közegben történő redukciójával történik, a reakció formálisan a következőként írható fel:[38]

ClO3 + Cl + 2 H+ → ClO2 + 12 Cl2 + H2O

A klór-dioxid erélyes oxidálószerként viselkedik a legtöbb szerves s szervetlen anyaggal szemben, könnyedén reagál a kénnel, a foszforral, a foszfor-trihalogenidekkel, és a kálium-tetrahidro-boráttal. Vízben hőfejlődés közben oldódik és sötétzöld oldat keletkezik, ami sötétben nagyon lassan bomlik. Alacsony hőmérsékleten ClO2·nH2O (n ≈ 6–10) összetételű kristályos klatrátvegyület válik ki. Fény hatására azonban ezek az oldatok gyors fotolízisen mennek keresztül és klórossav és sósav keveréke keletkezik.

A diszkrét ClO2 molekulák UV-fény hatására bekövetkező fotolízisekor ClO- és ClOO-gyökök képződnek, míg szobahőmérsékleten főként elemi klór, oxigén, valamint némi ClO3 és Cl2O6 képződik.A szilárd klór-dioxid −78 °C-on végbemenő fotolízisekor Cl2O3 is képződik, egy sötétbarna szilárd anyag, ami 0 °C fölött felrobban. A ClO-gyök környezeti szempontból különösen káros, mivel a sztratoszférában található ózon fogyásához vezet:[38]

Cl• + O3 → ClO• + O2
ClO• + O• → Cl• + O2

A klór-perklorát (ClOClO3) standard körülmények között halványsárga folyadék, ami a ClO2-nál is kevésbé stabil vegyület, szobahőmérsékleten elemi klórra, oxigénre és diklór-hexaoxidra (Cl2O6) bomlik.[38] A klór-perklorát a perklórsav klórszármazékának tekinthető, hasonlóan sok más oxosav termikusan instabil klórszármazékához, például a klór-nitrát (ClONO2, nagyon reaktív és robbanékony), vagy a klór-fluoroszulfát (ClOSO2F, stabilabb, de szintén erősen reaktív és nedvességérzékeny).[39] A diklór-hexaoxid sötétvörös folyadék, amely −180 °C-on megfagyva sárga színű szilárd anyaggá alakul. A diklór-hexaoxid előállítására a legjobb módszer a klór-dioxid reagáltatása ózonnal. Korábban a klór-trioxid dimerjének gondolták, de röntgendiffrakciós vizsgálatokkal megállapították, hogy szerkezete valójában ionos ([ClO2]+[ClO4]). Vízben klórsav és perklórsav keverékére hidrolizál, vízmentes hidrogén-fluoridban pedig egy egyensúlyi folyamat alakul ki.[38]

A diklór-heptoxid (Cl2O7) a perklórsav anhidridje és könnyedén előállítható úgy, hogy perklórsavból −10 °C-on foszforsavból elvonjuk a vizet, majd −35 °C-on és csökkentett nyomáson (1 mmHg) desztilláljuk. A diklór-heptoxid ütésre érzékeny, színtelen, olajszerű folyadék. A klór-oxidok közül a legkevésbé reakcióképes és szobahőmérsékleten nem gyújtja meg a szerves vegyületeket. Vízben, vagy alkálifém-lúgokban oldva visszaalakul perklórsavvá, vagy perklorátokká. Termikus bomlása azonban robbanásszerű lehet, ami a központi Cl-O kötés felhasadásával kezdődik ClO3- és ClO4-gyököket eredményezve, amelyek azonnal elemeikre bomlanak.[38]

Oxosavak és sóik[szerkesztés]

Klórtartalmú vegyületek, ionok standard redoxipotenciál értékei vizes oldatban[23]
E°(pár) a(H+) = 1
(savoldat)
E°(pár) a(OH) = 1
(lúgoldat)
Cl2/Cl +1,358 Cl2/Cl +1,358
HOCl/Cl +1,484 ClO/Cl +0,890
ClO3/Cl +1,459    
HOCl/Cl2 +1,630 ClO/Cl2 +0,421
HClO2/Cl2 +1,659    
ClO3/Cl2 +1,468    
ClO4/Cl2 +1,277    
HClO2/HOCl +1,701 ClO2/ClO +0,681
    ClO3/ClO +0,488
ClO3/HClO2 +1,181 ClO3/ClO2 +0,295
ClO4/ClO3 +1,201 ClO4/ClO3 +0,374

A klórnak négy oxosavja van: a hipoklórossav (HOCl), a klórossav (HOClO), a klórsav (HOClO2) és a perklórsav (HOClO3). Ahogy a táblázatban szereplő redoxipotenciál értékekből is látható, a klór savas oldatokban sokkal kevésbé hajlamos a diszproporcióra, mint bázikus oldatokban:[23]

Cl2 + H2O ⇌ HOCl + H+ + Cl Ksavas oldat = 4.2 × 10−4
Cl2 + 2 OH ⇌ OCl + H2O + Cl Klúgos oldat = 7.5 × 1015

A hipoklorition tovább diszproporcionálódik kloriddá és kloráttá (3 ClO ⇌ 2 Cl + ClO3), de ez a reakció 70 °C alatti hőmérsékleten igen lassú. A klorát maga is diszproporcionálódhat kloridra és perklorátra (4 ClO3 ⇌ Cl + 3 ClO4), de a reakció még 100 °C-on is nagyon lassú. Általánosságban elmondható, hogy a reakciók sebessége párhuzamosan nő a klór oxidációs állapotának csökkenésével. A klór-oxosavak saverőssége az oxidációs szám növekedésével rohamosan nő, ennek magyarázata az hogy minél több oxigénatom van a molekulában, a visszamaradó negatív töltés annál nagyobb anionon oszlik el, csökkentve ezzel a protonra ható elektrosztatikus vonzóerőt.[23]

A legtöbb klór-oxosav előállítható ezeknek a diszproporciós reakcióknak a kihasználásával. A hipoklórossav erősen reaktív és instabil, sóit, a hipokloritokat fehérítésre és fertőtlenítésre használják. Igen erős oxidálószerek és készségesen reagálnak különféle szervetlen vegyületekkel, ionokkal általában egy oxigénatom átadásával. A klórossav még kevésbé stabilis és nem lehet izolálni, de a vizes klór-dioxid oldat bomlásakor keletkezik. A nátriummal alkotott sója, a nátrium-klorit viszont stabil és textilek fehérítésére, vagy színtelenítésére, oxidálószerként, illetve klór-dioxid előállítására használják. A klórsav erős sav és hideg vízben 30%-os koncentrációig elegendően stabil, de melegítés hatására klór és klór-dioxid képződik belőle. Csökkentett nyomáson bepárolva tovább lehet növelni a koncentrációját 40%-ig, de ezután már perklórsavra, klórra, vízre, oxigénre és klór-dioxidra bomlik. Legfontosabb sója a nátrium-klorát, melyet főként a papírpép fehérítéséhez szükséges klór-dioxid előállítására használnak. A klorátok kloridra és oxigénre való bomlása gyakran alkalmazott laboratóriumi módszer kis mennyiségű oxigén fejlesztésére. A kloridok és klorátok szinproporciója során klórgáz fejlődhet a következők szerint:[40]

ClO3 + 5 Cl + 6 H+ → 3 Cl2 + 3 H2O

A perklórsav és a perklorátok a klór legstabilabb oxovegyületei, összhangban azzal a ténnyel, hogy a klórvegyületek közül a legalacsonyabb (-1) és legmagasabb (+7) oxidációs állapotúak a legstabilabbak. A perklórsav és a perklorátok vizes oldatai szobahőmérsékleten nem különösebben reaktívak a reakcióikhoz szükséges nagy aktivitási energia miatt, de melegítés hatására erélyes oxidálószerként kezdenek viselkedni, ezért különös odafigyeléssel kell lenni a perklorátokkal való munka során. A perklorátokat iparilag nátrium-klorát elektrolitikus oxidációjával állítják elő, a perklórsavat pedig vízmentes nátrium-perklorát, vagy bárium-perklorát tömény sósavval való reakciójával gyártják, majd a keletkező kloridcsapadék leszűrésével és a szűrlet desztillációjával töményítik. A vízmentes perklórsav szobahőmérsékleten színtelen, könnyen folyó, ütésre érzékeny folyadék, ami a legtöbb szerves vegyülettel való érintkezés hatására felrobban, a hidrogén-jodidot és a tionil-kloridot lángra lobbanja és még az ezüstöt és aranyat is oxidálja. Bár a perklorátion gyengébb ligandum, mint a víz, de azért néhány ClO4-ot tartalmazó komplex vegyület ismert.[40]

Szerves klórvegyületek[szerkesztés]

Karbonsav foszfor-pentakloriddal acil-kloriddá történő klórozásának javasolt mechanizmusa

A többi szén-halogén kötéshez hasonlóan a szén-klór kötés is gyakori funkciós csoport és a szerves kémia központi részét képezi. Formálisan ezt a funkciós csoportot tartalmazó vegyületeket a kloridion szerves származékainak tekinthetjük. A klór és a szén elektronegativitása közti különbség miatt (3,16 és 2,55) a klór kapcsolódó szénatom elektronhiányos és ezért elektrofil. A klórozás a szénhidrogének számos tulajdonságát megváltoztatja: a klórozott szénhidrogének jellemzően sűrűbbek a víznél a klór hidrogénnél nagyobb atomtömege miatt, az alifás szerves fluorvegyületek pedig alkilezőszerek, mert a klorid távozó csoport.[41]

Az alkánok és az aril-alkánok UV-fény segítségével szabadgyökös mechanizmusú reakcióban klórozhatók. Azonban a klórozás mértékét nehéz szabályozni: a reakció nem regioszelektív és gyakran különböző mértékben klórozott vegyületek izomerjeinek a keveréke keletkezik, de ez nem okoz gondot, ha a termékek könnyen elválaszthatók egymástól. Aromás kloridokat elő lehet állítani Friedel–Crafts-halogénezéssel, klórt és egy Lewis-sav katalizátort használva.[41] A haloform reakció során metil-ketonokból klór és nátrium-hidroxid hatására kloroform képződik. A klór a többszörös kötéseket tartalmazó alkénekkel és alkinekkel addíciós reakcióban egyesül és di-, vagy tetraklór-vegyületet képez. Az elemi klór nagy reaktivitása és drágasága miatt a szerves klórvegyületeket gyakrabban állítják elő hidrogén-kloriddal, vagy olyan klórozószerekkel, mint a foszfor-pentaklorid (PCl5), vagy a tionil-klorid (SOCl2). Ez utóbbi használata nagyon kényelmes a laboratóriumban, mivel minden melléktermék gáz halmazállapotú, ezért nem szükséges a termék desztillációval való tisztítása.[41]

Számos szerves klórvegyületet izoláltak különféle természetes forrásokból a baktériumoktól kezdve egész az emberig.[42][43] Ezek a szerves klórvegyületek a biomolekulák majdnem minden csoportjában megtalálhatóak, köztük az alkaloidokban, a terpénekben, az aminosavakban, a flavonoidokban, a szteroidokban és a zsírsavakban.[42][44] Klórtartalmú szerves vegyületek, például klórozott dioxinok keletkezhetnek a természetben magas hőmérsékletű környezetben, például erdőtüzek során.[45] Emellett több egyszerű klórozott szénhidrogént, köztük diklórmetánt, kloroformot és szén-tetrakloridot sikerült tengeri algákból kinyerni.[46] A környezetben megtalálható klórmetán nagy része természetes úton, biológiai bomlás során, vagy erdőtüzekben, vulkánokban keletkezik.[47]

A szerves klórvegyületek néhány típusa erősen mérgező lehet a növények és állatok - köztük az ember számára is. A szerves anyagok klór jelenlétében történő égésekor keletkező dioxinok és egyes rovarölők, például a DDT tartósan megmaradó szerves szennyezők és a környezetbe engedve veszélyt jelentenek. Például a 20. század közepén széles körben rovarirtásra használt DDT felhalmozódik a táplálékláncokban és egyes madárfajoknál reproduktív problémákat okozhatnak (pl.: tojáshéj elvékonyodása).[48] A C-Cl kötés homolitikus felhasadása miatt a magaslégkörben UV-fény hatására klórgyökök képződnek, melyek reakcióba lépnek az ózonnal. Az ózonrétegre való káros hatásuk miatt ma már korlátozva van a CFC-gázok használata.[38]

Felhasználása[szerkesztés]

Sodium chloride is by a huge margin the most common chlorine compound, and it is the main source of chlorine and hydrochloric acid for the enormous chlorine-chemicals industry today. About 15000 chlorine-containing compounds are commercially traded, including such diverse compounds as chlorinated methanes and ethanes, vinyl chloride and its polymer polyvinyl chloride (PVC), aluminium trichloride for catalysis, the chlorides of magnesium, titanium, zirconium, and hafnium which are the precursors for producing the pure elements, and so on.[5]

Quantitatively, of all elemental chlorine produced, about 63% is used in the manufacture of organic compounds, and 18% in the manufacture of inorganic chlorine compounds.[49] About 15,000 chlorine compounds are used commercially.[50] The remaining 19% of chlorine produced is used for bleaches and disinfection products.[51] The most significant of organic compounds in terms of production volume are 1,2-dichloroethane and vinyl chloride, intermediates in the production of PVC. Other particularly important organochlorines are methyl chloride, methylene chloride, chloroform, vinylidene chloride, trichloroethylene, perchloroethylene, allyl chloride, epichlorohydrin, chlorobenzene, dichlorobenzenes, and trichlorobenzenes. The major inorganic compounds include HCl, Cl2O, HOCl, NaClO3, chlorinated isocyanurates, AlCl3, SiCl4, SnCl4, PCl3, PCl5, POCl3, AsCl3, SbCl3, SbCl5, BiCl3, S2Cl2, SCl2, SOCI2, ClF3, ICl, ICl3, TiCl3, TiCl4, MoCl5, FeCl3, ZnCl2, and so on.[51]

Sanitation, disinfection, and antisepsis[szerkesztés]

Combating putrefaction[szerkesztés]

In France (as elsewhere), animal intestines were processed to make musical instrument strings, Goldbeater's skin and other products. This was done in "gut factories" (boyauderies), and it was an odiferous and unhealthy process. In or about 1820, the Société d'encouragement pour l'industrie nationale offered a prize for the discovery of a method, chemical or mechanical, for separating the peritoneal membrane of animal intestines without putrefaction.[52][53] The prize was won by Antoine-Germain Labarraque, a 44-year-old French chemist and pharmacist who had discovered that Berthollet's chlorinated bleaching solutions ("Eau de Javel") not only destroyed the smell of putrefaction of animal tissue decomposition, but also actually retarded the decomposition.[53][54]

Labarraque's research resulted in the use of chlorides and hypochlorites of lime (calcium hypochlorite) and of sodium (sodium hypochlorite) in the boyauderies. The same chemicals were found to be useful in the routine disinfection and deodorization of latrines, sewers, markets, abattoirs, anatomical theatres, and morgues.[55] They were successful in hospitals, lazarets, prisons, infirmaries (both on land and at sea), magnaneries, stables, cattle-sheds, etc.; and they were beneficial during exhumations,[56] embalming, outbreaks of epidemic disease, fever, and blackleg in cattle.[52]

Disinfection[szerkesztés]

Labarraque's chlorinated lime and soda solutions have been advocated since 1828 to prevent infection (called "contagious infection", presumed to be transmitted by "miasmas"), and to treat putrefaction of existing wounds, including septic wounds.[57] In his 1828 work, Labarraque recommended that doctors breathe chlorine, wash their hands in chlorinated lime, and even sprinkle chlorinated lime about the patients' beds in cases of "contagious infection". In 1828, the contagion of infections was well known, even though the agency of the microbe was not discovered until more than half a century later.

During the Paris cholera outbreak of 1832, large quantities of so-called chloride of lime were used to disinfect the capital. This was not simply modern calcium chloride, but chlorine gas dissolved in lime-water (dilute calcium hydroxide) to form calcium hypochlorite (chlorinated lime). Labarraque's discovery helped to remove the terrible stench of decay from hospitals and dissecting rooms, and by doing so, effectively deodorised the Latin Quarter of Paris.[58] These "putrid miasmas" were thought by many to cause the spread of "contagion" and "infection" – both words used before the germ theory of infection. Chloride of lime was used for destroying odors and "putrid matter". One source claims chloride of lime was used by Dr. John Snow to disinfect water from the cholera-contaminated well that was feeding the Broad Street pump in 1854 London,[59] though three other reputable sources that describe that famous cholera epidemic do not mention the incident.[60][61][62] One reference makes it clear that chloride of lime was used to disinfect the offal and filth in the streets surrounding the Broad Street pump—a common practice in mid-nineteenth century England.[60]Sablon:Rp

Semmelweis and experiments with antisepsis[szerkesztés]

Perhaps the most famous application of Labarraque's chlorine and chemical base solutions was in 1847, when Ignaz Semmelweis used chlorine-water (chlorine dissolved in pure water, which was cheaper chlorinated lime solutions) to disinfect the hands of Austrian doctors, which Semmelweis noticed still carried the stench of decomposition from the dissection rooms to the patient examination rooms. Long before the germ theory of disease, Semmelweis theorized that "cadaveric particles" were transmitting decay from fresh medical cadavers to living patients, and he used the well-known "Labarraque's solutions" as the only known method to remove the smell of decay and tissue decomposition (which he found that soap did not). The solutions proved to be far more effective antiseptics than soap (Semmelweis was also aware of their greater efficacy, but not the reason), and this resulted in Semmelweis's celebrated success in stopping the transmission of childbed fever ("puerperal fever") in the maternity wards of Vienna General Hospital in Austria in 1847.[63]

Much later, during World War I in 1916, a standardized and diluted modification of Labarraque's solution containing hypochlorite (0.5%) and boric acid as an acidic stabilizer, was developed by Henry Drysdale Dakin (who gave full credit to Labarraque's prior work in this area). Called Dakin's solution, the method of wound irrigation with chlorinated solutions allowed antiseptic treatment of a wide variety of open wounds, long before the modern antibiotic era. A modified version of this solution continues to be employed in wound irrigation in modern times, where it remains effective against bacteria that are resistant to multiple antibiotics (see Century Pharmaceuticals).[64]

Public sanitation[szerkesztés]

Liquid Pool Chlorine

By 1918, the US Department of Treasury called for all drinking water to be disinfected with chlorine. Chlorine is presently an important chemical for water purification (such as in water treatment plants), in disinfectants, and in bleach. As a disinfectant in water, chlorine is more than three times as effective against Escherichia coli as bromine, and more than six times as effective as iodine.[65]

Chlorine is usually used (in the form of hypochlorous acid) to kill bacteria and other microbes in drinking water supplies and public swimming pools. In most private swimming pools, chlorine itself is not used, but rather sodium hypochlorite, formed from chlorine and sodium hydroxide, or solid tablets of chlorinated isocyanurates. The drawback of using chlorine in swimming pools is that the chlorine reacts with the proteins in human hair and skin (see Hypochlorous acid), and becomes chemically bonded. Even small water supplies are now routinely chlorinated.[66]

It is often impractical to store and use poisonous chlorine gas for water treatment, so alternative methods of adding chlorine are used. These include hypochlorite solutions, which gradually release chlorine into the water, and compounds like sodium dichloro-s-triazinetrione (dihydrate or anhydrous), sometimes referred to as "dichlor", and trichloro-s-triazinetrione, sometimes referred to as "trichlor". These compounds are stable while solid and may be used in powdered, granular, or tablet form. When added in small amounts to pool water or industrial water systems, the chlorine atoms hydrolyze from the rest of the molecule forming hypochlorous acid (HOCl), which acts as a general biocide, killing germs, micro-organisms, algae, and so on.[67][68]

Use as a weapon[szerkesztés]

World War I[szerkesztés]

Sablon:Main article

Chlorine gas, also known as bertholite, was first used as a weapon in World War I by Germany on April 22, 1915 in the Second Battle of Ypres.[69][70] As described by the soldiers, it had the distinctive smell of a mixture of pepper and pineapple. It also tasted metallic and stung the back of the throat and chest. Chlorine reacts with water in the mucosa of the lungs to form hydrochloric acid, destructive to living tissue and potentially lethal. Human respiratory systems can be protected from chlorine gas by gas masks with activated charcoal or other filters, which makes chlorine gas much less lethal than other chemical weapons. It was pioneered by a German scientist later to be a Nobel laureate, Fritz Haber of the Kaiser Wilhelm Institute in Berlin, in collaboration with the German chemical conglomerate IG Farben, which developed methods for discharging chlorine gas against an entrenched enemy.[71] After its first use, both sides in the conflict used chlorine as a chemical weapon, but it was soon replaced by the more deadly phosgene and mustard gas.[72]

Iraq[szerkesztés]

Sablon:Main article

Chlorine gas was also used during the Iraq War in Anbar Province in 2007, with insurgents packing truck bombs with mortar shells and chlorine tanks. The attacks killed two people from the explosives and sickened more than 350. Most of the deaths were caused by the force of the explosions rather than the effects of chlorine since the toxic gas is readily dispersed and diluted in the atmosphere by the blast. In some bombings, over a hundred civilians were hospitalized due to breathing difficulties. The Iraqi authorities tightened security for elemental chlorine, which is essential for providing safe drinking water to the population.[73][74]

On 24 October 2014, it was reported that the Islamic State of Iraq and the Levant had used chlorine gas in the town of Duluiyah, Iraq.[75] Laboratory analysis of clothing and soil samples confirmed the use of chlorine gas against Kurdish Peshmerga Forces in a vehicle-borne improvised explosive device attack on 23 January 2015 at the Highway 47 Kiske Junction near Mosul.[76]

  1. Szõkefalvi-Nagy Zoltán; Szabadváry Ferenc: A magyar kémiai szaknyelv kialakulása. A kémia története Magyarországon. Akadémiai Kiadó, 1972. (Hozzáférés: 2010. december 3.)
  2. The earliest salt production in the world: an early Neolithic exploitation in Poiana Slatinei-Lunca, Romania. [2011. április 30-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  3. a b c d Greenwood and Earnshaw, p. 789–92
  4. a b c d 17 Chlorine. Elements.vanderkrogt.net. (Hozzáférés: 2008. szeptember 12.)
  5. a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 792–3
  6. Ihde, Aaron John. The development of modern chemistry. Courier Dover Publications, 158. o. (1984. május 17.). ISBN 0-486-64235-6 
  7. (1932. május 17.) „The discovery of the elements. XVII. The halogen family”. Journal of Chemical Education 9 (11), 1915. o. DOI:10.1021/ed009p1915.  
  8. Gay-Lussac, Joseph Louis (1809. május 17.). „On the nature and the properties of muriatic acid and of oxygenated muriatic acid”. Mémoires de Physique et de Chimie de la Société d'Arcueil 2, 339–358. o. „"In fact, oxygenated muriatic acid is not decomposed by charcoal, and it might be supposed, from this fact and those that are communicated in this Memoir, that this gas is a simple body. The phenomena that it presents can be explained well enough on this hypothesis; we shall not seek to defend it, however, as it appears to us that they are still better explained by regarding oxygenated muriatic acid as a compound body."” 
  9. Sir Humphry Davy (1811. május 17.). „On a Combination of Oxymuriatic Gas and Oxygene Gas”. Philosophical Transactions of the Royal Society 101, 155–162. o. DOI:10.1098/rstl.1811.0008.  
  10. Snelders, H. A. M. (1971. május 17.). „J. S. C. Schweigger: His Romanticism and His Crystal Electrical Theory of Matter”. Isis 62 (3), 328. o. DOI:10.1086/350763.  
  11. This Month in Physics History September 4, 1821 and August 29, 1831: Faraday and Electromagnetism. American Physical Society. (Hozzáférés: 2010. május 8.)
  12. O'Connor J. J.: Michael Faraday. School of Mathematics and Statistics, University of St Andrews, Scotland. (Hozzáférés: 2010. május 8.)
  13. a b Bleaching, Encyclopædia Britannica, 9th Edition (1875) and 10th Edition (1902). Hozzáférés ideje: 2012. május 2. 
  14. Aspin, Chris. The Cotton Industry. Shire Publications Ltd, 24. o. (1981. május 17.). ISBN 0-85263-545-1 
  15. Paul May: Bleach (Sodium Hypochlorite). University of Bristol. [2016. december 13-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2016. december 13.)
  16. Greenwood and Earnshaw, p. 798
  17. Chlorine – History. [2007. február 21-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  18. Weaponry: Use of Chlorine Gas Cylinders in World War I. historynet.com. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  19. a b c d e f g h i Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4
  20. a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9
  21. (1973) „Abundance of the Elements in the Solar System”. Space Science Review 15, 121–146. o. DOI:10.1007/BF00172440.  
  22. (2003. május 17.) „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties”. Nuclear Physics A 729, 3–128. o. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.  [halott link]
  23. a b c d Greenwood and Earnshaw, pp. 853–6
  24. a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 809–812
  25. Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6
  26. Aspen Properties, calculations by Akzo Nobel Engineering, binary mixtures modeling software, Aspen Technology (2002–2003) 
  27. Systemnummer 6 Chlor, Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. Chemie Berlin (1927) 
  28. Systemnummer 6 Chlor, Ergänzungsband Teil B – Lieferung 1, Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. Chemie Weinheim (1968) 
  29. Greenwood and Earnshaw, pp. 818–9
  30. a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4
  31. Greenwood and Earnshaw, pp. 842–4
  32. a b c d Greenwood and Earnshaw, pp. 824–8
  33. Greenwood and Earnshaw, pp. 835–42
  34. http://www.vilaglex.hu/Kemia/Html/KlorTrif.htm
  35. Greenwood and Earnshaw, pp. 828–31
  36. Greenwood and Earnshaw, pp. 832–5
  37. Greenwood and Earnshaw, pp. 875–80
  38. a b c d e f g h Greenwood and Earnshaw, pp. 844–50
  39. Greenwood and Earnshaw, pp. 883–5
  40. a b Greenwood and Earnshaw, pp. 856–70
  41. a b c M. Rossberg et al. "Chlorinated Hydrocarbons" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2006, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a06_233.pub2
  42. a b Gordon W. Gribble (1998). „Naturally Occurring Organohalogen Compounds”. Acc. Chem. Res. 31 (3), 141–152. o. DOI:10.1021/ar9701777.  
  43. Gordon W. Gribble (1999). „The diversity of naturally occurring organobromine compounds”. Chemical Society Reviews 28 (5), 335–346. o. DOI:10.1039/a900201d.  
  44. Kjeld C. Engvild (1986). „Chlorine-Containing Natural Compounds in Higher Plants”. Phytochemistry 25 (4), 7891–791. o. DOI:10.1016/0031-9422(86)80002-4.  
  45. Gribble, G. W. (1994). „The Natural production of chlorinated compounds”. Environmental Science and Technology 28 (7), 310A–319A. o. DOI:10.1021/es00056a712. PMID 22662801.  
  46. Gribble, G. W. (1996). „Naturally occurring organohalogen compounds - A comprehensive survey”. Progress in the Chemistry of Organic Natural Products 68 (10), 1–423. o. DOI:10.1021/np50088a001. PMID 8795309.  
  47. Public Health Statement - Chloromethane, Centers for Disease Control, Agency for Toxic Substances and Disease Registry
  48. Connell, D.. Introduction to Ecotoxicology. Blackwell Science, 68. o. (1999). ISBN 0-632-03852-7 
  49. Greenwood 1997, 798. o.
  50. Greenwood 1997, 793. o.
  51. a b Forráshivatkozás-hiba: Érvénytelen <ref> címke; nincs megadva szöveg a(z) Greenwood796 nevű ref-eknek
  52. a b szerk.: Hoefer, Jean Chrétien Ferdinand: Nouvelle biographie universelle, 323–324. o. 
  53. a b Knight, Charles. Arts and sciences. Bradbury, Evans & Co., 427. o. (1867. május 17.) 
  54. Bouvet, Maurice (1950. május 17.). „Les grands pharmaciens: Labarraque (1777–1850)” (French nyelven). Revue d'histoire de la pharmacie 38 (128), 97–107. o. DOI:10.3406/pharm.1950.8662.  
  55. Gédéon, Andras. Science and technology in medicine. Springer, 181–2. o. (2006. május 17.). ISBN 978-0-387-27874-2 
  56. Labarraque, Antoine Germain. On the disinfecting properties of Labarraque's preparations of chlorine, Translated by James Scott, 8. o. (1828. május 17.) 
  57. Scott, James (trans.). On the disinfecting properties of Labarraque's preparations of chlorine (S. Highley, 1828) Accessed Nov 1, 2011.
  58. Corbin, Alain (1988). The Foul and the Fragrant: Odor and the French Social Imagination. Harvard University Press. pp. 121–2.
  59. Lewis, Kenneth A.. Ch. 9 Hypochlorination – Sodium Hypochlorite, White's Handbook of Chlorination and Alternative Disinfectants. Wiley, 452. o.. DOI: 10.1002/9780470561331.ch9 (2010). ISBN 978-0-470-56133-1 
  60. a b Vinten-Johansen, Peter, Howard Brody, Nigel Paneth, Stephen Rachman and Michael Rip. (2003). Cholera, Chloroform, and the Science of Medicine. New York:Oxford University.
  61. Hemphill, Sandra. (2007). The Strange Case of the Broad Street Pump: John Snow and the Mystery of Cholera. Los Angeles:University of California
  62. Johnson, Steven. (2006). The Ghost Map: The Story of London's Most Terrifying Epidemic and How It Changed Science, Cities, and the Modern World. New York :Riverhead Books
  63. Chlorine Story. americanchemistry. [2011. április 29-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2008. július 10.)
  64. (2006) „Henry Drysdale Dakin: More Than His Solution”. Current Surgery 63 (3), 194–196. o. DOI:10.1016/j.cursur.2006.04.009. PMID 16757372.  
  65. Koski T. A. (1966. május 17.). „Comparison of chlorine, bromine, iodine as disinfectants for swimming pool water”. Applied Microbiology 14 (2), 276–279. o. PMID 4959984.  
  66. Hammond, C. R.. The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics, 81st, CRC press (2000. május 17.). ISBN 0-8493-0481-4 
  67. Greenwood 1997, 860. o.
  68. Wiberg 2001, 411. o.
  69. "Battle of Ypres" The Canadian Encyclopedia
  70. Everts, Sarah (2015. február 23.). „When Chemicals Became Weapons of War”. Chemical & Engineering News 93 (8).  
  71. Enriching the Earth: Fritz Haber, Carl Bosch, and the Transformation of World Food Production, 226. o. (2004. április 1.). ISBN 978-0-262-69313-4 
  72. Weapons of War: Poison Gas. First World War.com. (Hozzáférés: 2007. augusztus 12.)
  73. Mahdi, Basim. „Iraq gas attack makes hundreds ill”, CNN, 2007. március 17. (Hozzáférés ideje: 2007. március 17.) 
  74. 'Chlorine bomb' hits Iraq village”, BBC News, 2007. május 17. (Hozzáférés ideje: 2007. május 17.) 
  75. ISIS chlorine attack on security forces confirmed – Iraq officials”, RT, 2014. október 24. 
  76. Lab report on chlorine gas usage”, Kurdistan Region Security Council, 2015. március 14.