Klor

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Gå til: navigasjon, søk
Klor
Cl-TableImage.svg
Basisdata
Navn Klor
Symbol Cl
Atomnummer 17
Utseende Gulaktig grønn
Plass i periodesystemet
Gruppe 17
Periode 3
Blokk p
Kjemisk serie halogen
Atomegenskaper
Atomvekt 35,453 u
Empirisk atomradius 100 pm
Kalkulert atomradius 79 pm
Kovalent atomradius 99 pm
Elektronkonfigurasjon [Ne] 3s2 3p5
Elektroner per energinivå 2, 8, 7
Oksidasjonstilstander ±1, 3, 5, 7
Krystallstruktur ortorombisk
Fysiske egenskaper
Stofftilstand gass
Smeltepunkt −101,5 °C
Kokepunkt −34,04 °C
Molart volum 22,1 · 10-3 /mol
Tetthet 3,214 kg/m³
Kritisk temperatur 416,9 K
Kritisk trykk 7,991 MPa
Kritisk tetthet 567 kg/m³
Fordampningsvarme 10,2 kJ/mol
Smeltevarme 3,203 kJ/mol
Damptrykk 3,67 · 106 Pa
Lydfart 206 m/s
Diverse
Elektronegativitet etter Pauling-skalaen 3,16
Spesifikk varmekapasitet 480 J/(kg · K)
Elektrisk ledningsevne 0 S/m
Termisk ledningsevne 0,0089 W/(m · K)
Første ionisasjonspotensiale 1 251,2 kJ/mol
Andre ionisasjonspotensiale 2 298 kJ/mol
Tredje ionisasjonspotensiale 3 822 kJ/mol

SI-enheter & STP er brukt, hvis ikke annet er nevnt. MV = Manglende verdi – legg gjerne inn.

Klor er et grunnstoff med kjemisk symbol Cl og atomnummer 17.

Historie[rediger | rediger kilde]

Klor ble første gang isolert i 1774 av den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele ved å la mangandioksid (MnO2) reagere med saltsyre (HCl). Han var overbevist om at han hadde funnet en oksygen-forbindelse, men i 1810 slo den engelske kjemikeren Humphry Davy fast at det dreide seg om et grunnstoff.

Davy døpte det nye grunnstoffet chlorine fra gresk χλωρός Chloros som betyr gulgrønn.

Kloratomets elektronskall

Egenskaper[rediger | rediger kilde]

Klor er et halogen som vi finner i gruppe 17 i det periodiske systemet. Ved romtemperatur er rent klor en diatomisk (Cl2) gul-grønn gass. Den er to og en halv ganger så tung som luft, har en intens ubehagelig kvelende lukt og er giftig. Klor inngår lett kjemiske forbindelser med alle andre grunnstoff bortsett fra O2, N2 og edelgassene, men brenner ikke i luft. Det er imidlertid ikke like reaktivt som fluor. Klor løses lett opp i vann. Sammen med hydrogen – i det som kalles klorknallgass – reagerer det kraftig ved oppvarming. Ren klorgass er giftig.

Isotoper[rediger | rediger kilde]

Naturlig forekommende klor består av to stabile isotoper: 35Cl (75,77 %) og 37Cl (24,23 %). I tillegg finnes 22 kunstig fremstilte ustabile (og dermed radioaktive) isotoper hvorav de mest stabile er 36Cl med halveringstid 3,01 · 105 år, 39Cl med halveringstid 55,6 minutter, 38Cl med halveringstid 37,24 minutter, 34mCl med halveringstid 32 minutter og 40Cl med halveringstid 1,35 minutter. Alle de resterende isotopene har halveringstider kortere enn 1 minutt, og de fleste kortere enn 10 sekunder.[1]

CAS-nummer: 7782-50-5

Forekomst[rediger | rediger kilde]

Glassampulle med klorgass

Klor forekommer ikke i ren form naturlig, men finnes særlig i klorid-forbindelser, siden det er et svært reaktivt (reaksjonsvillig) grunnstoff. Som bestanddel i salter (som for eksempel natriumklorid, kaliumklorid og sinkklorid) finnes det i store mengder over hele jorden. Andelen av klor i jordskorpen er omtrent 0,05%. Det finnes over 2 400 kjente naturlige klorforbindelser.[2]

Fremstilling av klor foregår ved elektrolyse av natriumklorid eller kaliumklorid.

Anvendelse[rediger | rediger kilde]

Klor brukes i en rekke produkter, og brukes i tillegg til desinfisering av svømmebasseng og drikkevann. Klorgass har også vært brukt som stridsgass i krig.

Referanser[rediger | rediger kilde]