ikke-metallisk grunnstoff som tilhører gruppe 17, halogenene, i grunnstoffenes periodesystem.
Ved romtemperatur er klor en to-atomig gass, Cl2. Fargen er grønngul, noe som har gitt grunnstoffet dets navn.
Forekomst
Pga. klors store affinitet til andre grunnstoffer forekommer det ikke fritt i naturen. I form av klorid er klor utbredt i saltleier og er særlig akkumulert i havet og i innsjøer uten avløp. Blant de viktigste mineralene er steinsalt, NaCl, sylvin, KCl, og karnalitt, MgCl2 · KCl · 6H2O. Det gjennomsnittlige kloridinnholdet i sjøvann er nær 2 vektprosent, med betydelig variasjon mellom forskjellige havområder. Klor utgjør ca. 0,025 vektprosent av jordskorpen. I et voksent menneske finnes totalt ca. 75 g klorid, og kloridionet er det anion det finnes mest av i menneskekroppen.
En rekke isotoper av klor med massetall mellom 32 og 40 er kjent. I naturen foreligger de to stabile isotopene 35Cl (75,77 %) og 37Cl (24,23 %).
Kjemiske egenskaper
I klorider er klor til stede i oksidasjonstrinn −I. I forbindelser med de mer elektronegative grunnstoffene fluor og oksygen opptrer klor i oksidasjonstrinn +I, III, IV, V og VII. Eksempler er natriumklorat(I) (natriumhypokloritt), NaOCl, natriumklorat(III), NaOCl2, klordioksid, ClO2, natriumklorat(V), NaClO3 og natriumklorat(VII) (natriumperklorat), NaClO4.
Klor er svært reaktivt og er et kraftig oksidasjonsmiddel. Det reagerer med mange metaller og danner tilsvarende klorider. Forbindelsen med hydrogen, hydrogenklorid, HCl, er en fargeløs gass med en stikkende lukt. Den er lett løselig i vann og danner saltsyre, som er en sterk syre.
Klor blir delvis disproporsjonert til klorid og klorat(I) (hyperkloritt) når det løses i vann: Cl2 + H2O = H+ + Cl− + HOCl. Løseligheten avtar med økende temperatur fra 9,97 g/l ved 10 °C til 1,2 g/l ved 90 °C atmosfærisk trykk. Løseligheten er generelt høyere i organiske løsemidler enn i vann. I ikke-polare løsemidler er klor gult.
Fremstilling
Opprinnelig ble klor fremstilt ved å blande svovelsyre til natriumklorid og mangandioksid MnO2 + 4H+ + 4Cl- = MnCl2 + 2H2O; en metode som også benyttes i laboratoriet. Fra ca. 1870 ble klor fremstilt ved luftoksidasjon av hydrogenklorid ved 450 °C over en katalysator som f.eks. kobbersulfat, deaconprosessen. Ved århundreskiftet overtok elektrolyseprosessene, og klorproduksjonen utføres nå ved elektrolyse av vandige løsninger av natriumklorid, klorkaliprosessen.
Bruk, fysiologisk virkning
Hovedanvendelser av klor er til fremstilling av klororganiske forbindelser som vinylklorid til plastindustri (PVC), kjølemidler, insekticider og fargestoffer, som blekemiddel i papir og tekstilindustri og som desinfeksjonsmiddel i drikkevann; som utgangsmateriale for fremstilling av andre uorganiske forbindelser. Som følge av de oksiderende egenskapene er klor svært skadelig for åndedrettsorganene, og gassen ble av denne grunn forsøkt brukt som stridsgass under første verdenskrig. Administrativ norm for de farligste klorforbindelsene ligger på rundt 0,3–0,5 mg/m3.
Historie
Klor var det første halogen som ble isolert. Det ble oppdaget 1774 av svensken C. W. Scheele som et produkt ved reaksjonen mellom mangandioksid og hydrogenklorid. Han trodde imidlertid at gassen ifølge flogistonteorien bestod av deflogistikert muriatisk syre (saltsyre), og det var Sir H. F. Davy som i 1810 ble klar over at klor er et grunnstoff og gav det navn. Dets vanligste salt, natriumklorid, NaCl, har vært kjent fra tidlige tider som et viktig kosttilskudd og er omtalt allerede i Bibelen. Aqua regia, kongevann, en blanding av saltsyre, HCl, og salpetersyre, er kjent fra 1200-tallet som oppløsningsmiddel for bl.a. gull.
Klor
| Kjemisk symbol | Cl |
| Atomnummer | 17 |
| Relativ atommasse | 35,453 |
| Smeltepunkt | -101 °C |
| Kokepunkt | -33,98 °C |
| Densitet | 3,214·10-3g/cm3 |
| Oksidasjonstall | I, III, IV, V, VII |
| Elektronkonfigurasjon | [Ne]3s23p5 |