Chlor (Cl, Z = 17): Vom Kriegsgift zum Hüter der öffentlichen Gesundheit

Modell des Chloratoms — Vereinfachtes Atommodell des Chloratoms. Das häufigste Isotop ist \(\,^{35}\mathrm{Cl}\,\) mit seinen 17 Protonen und 18 Neutronen.
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Geschichte der Entdeckung von Chlor

Chlorgas wurde erstmals im Jahr 1774 vom schwedischen Chemiker Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) beobachtet, der es durch die Reaktion von Salzsäure mit Mangandioxid erhielt. Scheele bemerkte, dass dieses gelb-grüne Gas Pflanzen entfärbte und einen erstickenden Geruch hatte, glaubte jedoch, es enthalte Sauerstoff. Im Jahr 1810 zeigte Humphry Davy (1778-1829), dass diese Substanz ein eigenständiges chemisches Element und kein sauerstoffhaltiger Verbundstoff war, wie man dachte. Er schlug den Namen chlorine (vom griechischen khlôros = blassgrün) vor, in Anlehnung an seine charakteristische Farbe. Im Jahr 1811 bestätigten Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) und Louis-Jacques Thénard (1777-1857) die elementare Natur von Chlor und schlugen den französischen Namen chlore vor. Die Identifizierung von Chlor als Element spielte eine entscheidende Rolle bei der Aufgabe der Phlogistontheorie.

Struktur und grundlegende Eigenschaften

Chlor (Symbol Cl, Ordnungszahl 17) ist ein Halogen der Gruppe 17 (früher Gruppe VIIA) des Periodensystems. Sein Atom hat 17 Protonen, 17 Elektronen und in der Regel 18 Neutronen in seinem häufigsten Isotop (\(\,^{35}\mathrm{Cl}\)). Zwei stabile Isotope existieren: Chlor-35 (\(\,^{35}\mathrm{Cl}\)) und Chlor-37 (\(\,^{37}\mathrm{Cl}\)).
Bei Raumtemperatur liegt elementares Chlor als zweiatomiges Gas (Cl₂) vor, das gelb-grün gefärbt ist und etwa 2,5-mal dichter als Luft ist (Dichte ≈ 3,214 g/L bei 0 °C). Es hat einen stechenden, erstickenden Geruch, der bereits in sehr geringen Konzentrationen wahrnehmbar ist. Schmelzpunkt von Dichlor: 171,6 K (−101,5 °C). Siedepunkt: 239,11 K (−34,04 °C). Chlorgas ist giftig und ätzend und reizt die Atemwege und Schleimhäute stark. Chlor ist eines der elektronegativsten und reaktivsten Elemente im Periodensystem.

Tabelle der Chlorisotope

Chlorisotope (wichtige physikalische Eigenschaften)
Isotop / Notation	Protonen (Z)	Neutronen (N)	Atommasse (u)	Natürliche Häufigkeit	Halbwertszeit / Stabilität	Zerfall / Anmerkungen
Chlor-35 — \(\,^{35}\mathrm{Cl}\,\)	17	18	34.968853 u	≈ 75,76 %	Stabil	Hauptisotop des natürlichen Chlors.
Chlor-37 — \(\,^{37}\mathrm{Cl}\)	17	20	36.965903 u	≈ 24,24 %	Stabil	Zweites stabiles Isotop; bedeutender natürlicher Anteil.
Chlor-36 — \(\,^{36}\mathrm{Cl}\)	17	19	35.968307 u	Kosmogene Spur	301.000 Jahre	Radioaktiv β\(^-\) und Elektroneneinfang, ergibt \(\,^{36}\mathrm{Ar}\) und \(\,^{36}\mathrm{S}\). Wird zur Datierung alten Grundwassers verwendet.
Chlor-38 — \(\,^{38}\mathrm{Cl}\)	17	21	37.968010 u	Nicht natürlich	37,24 Minuten	Radioaktiv β\(^-\), zerfällt zu Argon-38. Im Labor hergestellt.
Andere Isotope — \(\,^{28}\mathrm{Cl}\) bis \(\,^{51}\mathrm{Cl}\)	17	11 — 34	— (variabel)	Nicht natürlich	Millisekunden bis Sekunden	Sehr instabile, künstlich hergestellte Isotope; Forschung in der Kernphysik.

Elektronenkonfiguration und Elektronenschalen von Chlor

N.B.:
Elektronenschalen: Wie sich Elektronen um den Atomkern anordnen (neues Fenster).

Chlor besitzt 17 Elektronen, die auf drei Elektronenschalen verteilt sind. Seine vollständige Elektronenkonfiguration lautet: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, oder vereinfacht: [Ne] 3s² 3p⁵. Diese Konfiguration kann auch als K(2) L(8) M(7) geschrieben werden.

Detaillierte Struktur der Schalen

K-Schale (n=1): enthält 2 Elektronen im 1s-Unterorbital. Diese innere Schale ist vollständig und sehr stabil.
L-Schale (n=2): enthält 8 Elektronen, verteilt als 2s² 2p⁶. Diese Schale ist ebenfalls vollständig und bildet eine Edelgaskonfiguration (Neon).
M-Schale (n=3): enthält 7 Elektronen, verteilt als 3s² 3p⁵. Die 3s-Orbitale sind vollständig, während die 3p-Orbitale nur 5 der 6 möglichen Elektronen enthalten. Es fehlt also 1 Elektron, um diese äußere Schale zu sättigen.

Valenzelektronen und Oxidationszustände

Die 7 Elektronen in der äußeren Schale (3s² 3p⁵) sind die Valenzelektronen von Chlor. Diese Konfiguration erklärt seine chemischen Eigenschaften:
Durch die Aufnahme von 1 Elektron bildet Chlor das Cl⁻-Ion (Oxidationszustand -1), seinen stabilsten und häufigsten Zustand, und nimmt damit die Konfiguration von Argon [Ar] an.
Durch das Abgeben oder Teilen von Elektronen kann Chlor positive Oxidationszustände aufweisen: +1, +3, +5 und +7, insbesondere in seinen sauerstoffhaltigen Verbindungen (Säuren und Oxosäuren).
Der Oxidationszustand 0 entspricht elementarem Dichlor Cl₂, seiner natürlichen molekularen Form, bei der zwei Chloratome ein Elektronenpaar teilen.

Die Elektronenkonfiguration von Chlor, mit 7 Elektronen in seiner Valenzschale, ordnet es den Halogenen zu. Diese Struktur verleiht ihm charakteristische Eigenschaften: sehr hohe chemische Reaktivität (es fehlt nur ein Elektron, um die Stabilität eines Edelgases zu erreichen), starke Elektronegativität (Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) und starke Oxidationskraft. Chlor bildet leicht ionische Bindungen, indem es ein Elektron aufnimmt, um das Chlorid-Ion Cl⁻ zu bilden, das in Speisesalz (NaCl) vorhanden ist. Es kann auch kovalente Bindungen bilden, indem es Elektronen mit anderen Atomen teilt. Seine hohe Elektronenaffinität und Reaktivität machen Chlor zu einem essenziellen Element in der Chemie, das insbesondere zur Wasserdesinfektion, zur Herstellung vieler organischer und anorganischer Verbindungen und als Bleichmittel verwendet wird.

Chemische Reaktivität

Chlor ist extrem reaktiv und kommt in der Natur nie in elementarer Form vor. Es reagiert direkt mit fast allen Elementen, außer Edelgasen, Stickstoff und Sauerstoff (unter normalen Bedingungen). Chlor verbindet sich heftig mit Metallen zu Chloriden und mit Wasserstoff zu Chlorwasserstoff (HCl), der in Wasser gelöst Salzsäure ergibt. Es existiert in mehreren Oxidationsstufen: -I (Chloride, der häufigste Zustand), +I (Hypochlorite), +III (Chlorite), +V (Chlorate) und +VII (Perchlorate). Chlor ist ein starkes Oxidationsmittel, das vielen Substanzen Elektronen entreißen kann. Diese oxidierende Eigenschaft wird für Desinfektion und Bleichen genutzt. Dichlor reagiert mit Wasser zu einer Mischung aus Salzsäure und hypochloriger Säure (HOCl), wobei Letztere für die desinfizierende Wirkung von Chlor verantwortlich ist.

Industrielle und technologische Anwendungen von Chlor

zur Desinfektion von Trinkwasser und Schwimmbädern (Millionen von Leben gerettet);
bei der Herstellung von Polyvinylchlorid (PVC), einem weit verbreiteten Polymer;
zur Herstellung chlorierter Lösungsmittel (Dichlormethan, Chloroform, Trichlorethylen);
als Bleichmittel in der Papier- und Textilindustrie;
bei der Synthese vieler pharmazeutischer Produkte und Medikamente;
zur Herstellung organischer Chlorpestizide und -herbizide;
bei der Herstellung von Haushaltsdesinfektionsmitteln (Bleichmittel);
zur Sterilisation von medizinischem und chirurgischem Material;
als Reagenz bei der Herstellung vieler organischer chemischer Verbindungen;
in der Metallurgie zur Extraktion bestimmter Metalle (Titan, Zirkonium);
zur Reinigung von Silizium in der Elektronikindustrie;
bei der Herstellung von Propylen und anderen Olefinen;
als Oxidationsmittel in der Abwasserbehandlung;
zur Herstellung bromierter Flammschutzmittel (nach Umwandlung);
bei der Synthese von Farbstoffen und Pigmenten;
zur Herstellung von Kältemitteln (obwohl FCKW jetzt verboten sind);
als Zwischenprodukt bei der Herstellung von Natriumcarbonat (Solvay-Verfahren);
bei der Oberflächenbehandlung und Metallätzung.

Auswirkungen auf die öffentliche Gesundheit

Die Chlorierung von Trinkwasser, die Anfang des 20. Jahrhunderts eingeführt wurde, stellt einen der wichtigsten Fortschritte im Bereich der öffentlichen Gesundheit dar. Sie hat wasserbedingte Krankheiten wie Cholera, Typhus und Ruhr in den Industrieländern ausgerottet oder deutlich reduziert und wahrscheinlich mehr Leben gerettet als jede andere Maßnahme im Bereich der öffentlichen Gesundheit. Chlor zerstört pathogene Bakterien, Viren und Protozoen, indem es ihre Zellmembranen oxidiert und ihre Stoffwechselprozesse stört. Chlor kann jedoch mit organischen Stoffen im Wasser reagieren und Desinfektionsnebenprodukte (Trihalogenmethane, Haloessigsäuren) bilden, von denen einige in hohen Dosen potenziell karzinogen sind. Die Wasseraufbereitungsstandards streben ein Gleichgewicht zwischen wirksamer Desinfektion und Minimierung dieser Nebenprodukte an.

Häufigkeit und Produktion

Chlor ist das 19. häufigste Element in der Erdkruste (etwa 0,017 % der Masse) und kommt hauptsächlich in Form von Natriumchlorid (NaCl) in den Ozeanen (etwa 1,9 % der Masse des Meerwassers) und in Steinsalzlagerstätten (Halit) vor. Andere chlorhaltige Mineralien sind Sylvin (KCl) und Carnallit (KMgCl₃·6H₂O). Industriechlor wird hauptsächlich durch Elektrolyse von Natriumchloridlösungen (Sole) unter Verwendung von drei Verfahren hergestellt: Diaphragmazellen, Quecksilberzellen (werden aus Umweltschutzgründen schrittweise abgeschafft) und Membranzellen. Diese Elektrolyse produziert gleichzeitig Chlorgas, Wasserstoff und Natriumhydroxid (Ätznatron) und bildet die Grundlage der Chloralkali-Industrie. Die weltweite Chlorproduktion übersteigt 75 Millionen Tonnen pro Jahr.

Umweltaspekte und Kontroversen

Obwohl Chlor essentielle nützliche Anwendungen hat, haben einige seiner organischen Verbindungen schwere Umweltprobleme verursacht. Chlorfluorkohlenwasserstoffe (FCKW), die als Kältemittel und Treibgase in Aerosolen verwendet wurden, wurden als Zerstörer der stratosphärischen Ozonschicht identifiziert, was zum Montreal-Protokoll (1987) führte, das ihre Produktion schrittweise verbot. Persistente organische Chlorpestizide wie DDT, obwohl wirksam, reichern sich in der Nahrungskette an und wurden weitgehend verboten. Chlorierte Dioxine und Furane, Nebenprodukte bestimmter industrieller Prozesse und der Verbrennung, gehören zu den giftigsten bekannten Substanzen. Die chemische Industrie hat weniger persistente Alternativen und sauberere Verfahren entwickelt, um diese Umweltauswirkungen zu minimieren.

Rolle in der Astrophysik

Chlor wird in massereichen Sternen während der Nukleosynthese hauptsächlich durch Neutroneneinfang und Fusionsreaktionen produziert. Obwohl es auf der Erde relativ häufig vorkommt, ist Chlor im kosmischen Maßstab ein Nebenbestandteil. Es wurde in einigen entwickelten Sternen, in Meteoriten und im interstellaren Medium nachgewiesen. Das kosmogene Isotop Chlor-36 entsteht durch die Wechselwirkung kosmischer Strahlung mit atmosphärischem Argon. Chlorsalze wurden von Rovern auf dem Mars entdeckt, was auf die frühere Anwesenheit von salzhaltigem flüssigem Wasser hindeutet. Chlorverbindungen sind auch in den Atmosphären einiger Exoplaneten vorhanden, obwohl ihre Bedeutung für die Bewohnbarkeit komplex ist.

Hinweis:
Chlorgas wurde im Ersten Weltkrieg als erste moderne chemische Waffe eingesetzt. Am 22. April 1915 setzte die deutsche Armee in der Nähe von Ypern (Belgien) 168 Tonnen Chlorgas frei und erzeugte eine tödliche gelb-grüne Wolke, die zu den alliierten Schützengräben trieb. Das Gas, das dichter als Luft ist, sammelte sich in den Gräben an und verursachte Tausende von Todesfällen durch Erstickung und Lungenödem. Dieser Angriff ebnete den Weg für die chemische Kriegsführung, die später noch giftigere Stoffe wie Phosgen und Senfgas einsetzte. Heute ist der Einsatz chemischer Waffen durch das Übereinkommen über chemische Waffen (1997) verboten, doch dieses dunkle Kapitel erinnert daran, dass chemische Elemente sowohl zum Guten als auch zum Schlechten genutzt werden können, je nachdem, wie die Menschheit sie einsetzt.