Vizualizare sursă pentru „Clor”

{{Infocaseta Element chimic
| nume = Clor
|imagine = Chlorine_ampoule.jpg
|mărime=250
|descriere=Fiolă cu clor gazos
| imagine2 =Chlorine_spectrum_visible.png
| mărime2 =250
|descriere2=[[Linie spectrală|Liniile spectrale]] ale clorului
| culoare_fond = halogene
| precedent =[[Sulf]]
| următor = [[Argon]]
| deasupra = [[Fluor|F]]
| dedesubt = [[Brom|Br]]
| simbol =Cl
| număr = 17
| hadroni =0
| structură_cristalină=ortorombică
| serie_chimică =[[halogen]]e
| grupă =17
| perioadă =3 
| bloc = p
| densitate =3,214 
| culoare =galben verzui
| CAS = 
| EINECS =
| masă_atomică =35,453 <ref>[http://www.ciaaw.org/pubs/TSAW2013_xls.xls Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights: Conventional Atomic Weights, 2013]</ref>
| rază_atomică = 100 (79)
| rază_de_covalență =99
| rază_van_der_waals =180
| configurație_electronică = [Ne] 3s<sup>2</sup> 3p<sup>5</sup>
| electroni_pe_nivel = 2, 8, 7
| număr_de_oxidare =0, ±1, +3, +5, +7
| oxid =acid tare
| fază =gaz
| punct_de_topire = -101,5 [[°C]] ; 171,6
| punct_de_fierbere = -34&nbsp;°C ; 239,11
| energie_de_fuziune =3,203
| energie_de_evaporare = 10,2
| temperatură_critică =
| presiune_critică =
| volum_molar = 17,39×10<sup>-3</sup> 
| presiune_de_vapori = > [[Presiune atmosferică|p atm.]]
| viteză =206
| electronegativitate = 3,16
| căldură_specifică =480
| conductivitate_electrică =—
| conductivitate_termică = 8,9×10<sup>-3</sup>
| potențial_de_ionizare_1 =1251,2
| potențial_de_ionizare_2 =2298
| potențial_de_ionizare_3 =3822
| potențial_de_ionizare_4 =5158,6
| potențial_de_ionizare_5 =6542
| potențial_de_ionizare_6 =9362
| potențial_de_ionizare_7 =11.018
| potențial_de_ionizare_8 =33.604
| potențial_de_ionizare_9 =38.600
| potențial_de_ionizare_10 =43.961
| hadroni_izotop_1 =35
| izomerie_izotop_1 =
| abundență_izotop_1 =75,77 %
| neutroni_izotop_1 = 18
| perioadă_izotop_1 = 
| mod_de_dezintegrare_izotop_1 = 
| energie_izotop_1 =
| produs_izotop_1 = 
| hadroni_izotop_2 =36
| izomerie_izotop_2 =
| abundență_izotop_2 =urme<br />[[radioizotop|sintetic]]
| neutroni_izotop_2 = 
| perioadă_izotop_2 = 301.000 ani
| mod_de_dezintegrare_izotop_2 = β-
----
ε / β+
| energie_izotop_2 =0,709
----
1,142
| produs_izotop_2 = <sup>36</sup>[[Argon|Ar]]
----
<sup>36</sup>[[Sulf|S]]
| hadroni_izotop_3 =37
| izomerie_izotop_3 =
| abundență_izotop_3 =24,23 %
| neutroni_izotop_3 = 20
| perioadă_izotop_3 = 
| mod_de_dezintegrare_izotop_3 = 
| energie_izotop_3 =
| produs_izotop_3 = 
}}
'''Clorul''' este un [[element chimic]] cu [[Număr atomic|numărul atomic]] 17 și cu simbolul '''Cl'''. Este al doilea cel mai ușor [[halogen]], fiind în grupa acestora situat sub [[fluor]] și deasupra [[brom]]ului, astfel încât proprietățile sale sunt oarecum intermediare celor două elemente. Clorul este un gaz de culoare galben-verzui în condiții normale de temperatură. Este un element extrem de reactiv și un [[agent oxidant]] puternic: în comparație cu celelalte elemente, are cea mai mare [[afinitate pentru electroni]] și a treia cea mai mare [[electronegativitate]] (singurii mai electronegativi fiind doar fluorul și [[oxigen]]ul).

Cel mai răspândit compus al clorului, [[clorură de sodiu|clorura de sodiu]] (denumită de obicei [[sare de bucătărie]]), a fost cunoscut încă din timpuri străvechi. În jurul anului [[1630]], clorul gazos a fost sintetizat în urma unei [[reacție chimică|reacții chimice]], dar la acel moment nu a fost recunoscut ca o substanță importantă la nivel fundamental. [[Carl Wilhelm Scheele]] a realizat o descriere a clorului gazos abia în [[1774]], crezând că este un oxid al unui nou element. În [[1809]], chimiștii au sugerat faptul că noul gaz ar putea fi un element pur, ceea ce a și fost confirmat de către [[Humphry Davy]] în [[1810]], care a denumit elementul după termenul din [[limba greacă veche]] χλωρός ''khlôros'' (verde-pal,) pe baza culorii sale.

Datorită reactivității sale foarte mari, toată cantitatea de clor din [[Scoarța terestră|scoarța Pământului]] se află sub formă de compuși ai clorului, de obicei [[clorură|cloruri]] [[ion]]ice, printre care se numără și sarea de bucătărie. Este al doilea cel mai răspândit halogen (după fluor) și al 21-lea cel mai răspândit element chimic din scoarța terestră. Pe de altă parte, cantitatea de săruri de clor din depozitele subterane sunt minore în comparație cu cantitatea imensă de clorură de sodiu dizolvată în [[apă de mare|apa de mare]].

Clorul molecular este obținut la nivel industrial prin procedeul [[electroliză|electrolizei]] [[saramură|saramurii]]. Potențialul mare de oxidare al clorului elementar a dus la dezvoltarea unor utilizări importante, precum producerea înălbitorilor, agenților dezinfectanți și a [[reactiv]]ilor folosiți pe larg în procedeele din industria chimică. Clorul este folosit pentru fabricarea unei game largi de produse uzuale și folositoare, aproximativ două treimi dintre aceștia fiind [[compus organic|compuși organici]] precum [[policlorură de vinil|policlorura de vinil]], dar și mulți compuși intermediari pentru fabricarea materialelor plastice și dezinfecția piscinelor publice. Clorul elementar, la concentrații ridicate, este extrem de periculos și de toxic pentru toate organismele vii, și de aceea a fost folosit ca armă de [[război chimic]] în [[Primul Război Mondial]], fiind primul compus gazos de acest gen.

Sub forma ionului, care este în alcătuirea sărurilor comune și a altor compuși, este abundent în natură și necesar multor forme de viață, inclusiv a omului. În starea sa elementară prezintă [[moleculă]] diatomică. Clorul este un agent oxidant puternic, fiind utilizat în procesele de albire și dezinfectare. În stratul superior al [[Atmosferă|atmosferei]], moleculele care conțin clor au fost implicate în distrugerea stratului de [[ozon]].

==Istoric== 
Clorul a fost produs pentru prima oară în [[1774]] de către [[Carl Wilhelm Scheele]]. Scheele a colectat {{nc|gaz eliberat de reacția propulsiei cu dioxid de mangan}}. Noul gaz a avut, în conformitate cu Scheele, un miros foarte perceptibil și în aer căpăta o culoare galben-verzuie. Scheele a remarcat de asemenea calitățile de albire ale noului gaz.

Carl Wilhelm Scheele a izolat clorul prin [[Reacție chimică|reacția]] [[piroluzit]]ului (dioxid de mangan, MnO<sub>2</sub>) cu [[Acid clorhidric|acidul clorhidric]] (HCl):<ref>{{en icon}}Greenwood, N., Earnshaw, A., ''Chemistry of the Elements'' (2nd ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann, 1997, p. 790. ISBN 0-08-037941-9</ref>
:4 HCl + MnO<sub>2</sub> → MnCl<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O + Cl<sub>2</sub>

==Structură atomică==
Clorul face parte din familia [[halogeni]]lor, grupa 17. Are 7 electroni de valență, 18 neutroni, 17 protoni și 17 electroni. Configurația electronică este: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Deoarece are 7 electroni pe ultimul strat, atomul de clor este instabil și caută un element cu care să se combine pentru a-și forma structura stabilă de 8 electroni.

Este situat în perioada a 3-a, grupa a VII-a principală. Valență: electrovalență -1, covalență – față de H:Cl (I) _ față de O:Cl(VII,V,III,I). Are caracter electrochimic electronegativ și caracter chimic nemetalic. Are molecula diatomică: Cl<sub>2</sub>. 



==Proprietăți==

===Proprietăți fizice===
-Stare gazoasă;

-Culoare Galben verzui;

-Solubil în apă, formând o soluție numită APA DE CLOR;

-Densitate mai mare decât a aerului;

-Extrem de toxic;

-Acționează asupra căilor respiratorii.

===Proprietăți chimice===
-Reacționează cu substanțe simple

Cl2+H2=2HCl

Cl2+Mg=MgCl2

3Cl2+Fe3=2FeCl3

-Reacționează cu substanțe compuse

-Reacționează cu baze tari

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

-Reacționează cu săruri  

Cl2+2KBr=2KCl+Br2

-Din reacția clorului cu hidrogenul, in prezenta luminii, se

formeaza acidul clorhidric:

H2+Cl2=2HCl

====Stări de oxidare====

Clorul poate avea următoarele stări de oxidare:

* -1, în [[clorură|cloruri]]
*  0, în molecula biatomică de Cl<sub>2</sub>
* +1, în [[hipoclorit|hipocloriți]] și [[acid hipocloros]]
* +3, în [[clorit|cloriți]] și [[acid cloros]]
* +5, în [[clorat|clorați]] și [[acid cloric]]
* +7, în [[perclorat|perclorați]] și [[acid percloric]]

==Compuși==
===Clorura de hidrogen și acidul clorhidric===
[[Fișier:DCl Neutron powder.png|thumb|400px|right|Structura clorurii de [[deuteriu]] solidă, cu evidențierea legăturilor de hidrogen de tipul D···Cl]]
Cel mai simplu compus al clorului este [[clorură de hidrogen|clorura de hidrogen]], cu formula HCl, o substanță deosebit de importantă, atât la nivel industrial, cât și în laborator. Compusul este întâlnit atât sub formă de gaz, cât și sub formă de soluție, dizolvat în apă, când se numește [[acid clorhidric]]. Se obține de obicei prin sinteza directă din elemente, prin arderea împreună a clorului și [[hidrogen]]ului gazos, sau ca produs secundar al reacției de [[halogenare|clorurare]] a [[hidrocarbură|hidrocarburilor]]. O altă metodă pune în valoare proprietatea acizilor tari de a scoate alți acizi din sărurile lor, astfel că se tratează [[clorură de sodiu|clorura de sodiu]] cu [[acid sulfuric]] concentrat cu obținerea de acid clorhidric:<ref name=Greenwood809/>
:NaCl + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> {{overunderset|→|150&nbsp;°C|&nbsp;}} NaHSO<sub>4</sub> + HCl
:NaCl + NaHSO<sub>4</sub> {{overunderset|→|540–600&nbsp;°C|&nbsp;}} Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + HCl

În laborator, clorura de hidrogen gazoasă se poate obține prin deshidratarea acidului clorhidric cu acid sulfuric concentrat. Clorura de [[deuteriu]], DCl, poate fi obținută prin reacția [[clorură de benzoil|clorurii de benzoil]] cu [[apă grea|apa grea]] (D<sub>2</sub>O).<ref name=Greenwood809>Greenwood and Earnshaw, pp. 809–812</ref>

La temperatura camerei, clorura de hidrogen este un gaz incolor, la fel ca și celelalte halogenuri de hidrogen (cu excepția fluorurii de hidrogen), din moment ce atomul de hidrogen nu formează [[legătură de hidrogen|legături de hidrogen]] puternice cu atomul de clor, mai mare și mai electronegativ; totuși, apar legături de hidrogen slabe în cadrul structurii cristaline a clorurii de hidrogen, la temperaturi scăzute, când compusul are o formă similară cu analogul de fluor.<ref name=Greenwood809/> Acidul clorhidric este un acid tare (p''K''<sub>a</sub> = −7) deoarece legăturile hidrogenului cu clorul sunt prea slabe pentru a putea disocia. În soluție apoasă, amestecul 
HCl/H<sub>2</sub>O poate fi întâlnit în diferite forme hidratate, mai exact HCl·''n''H<sub>2</sub>O, unde ''n'' = 1, 2, 3, 4 și 6. În cazul unui amestec de HCl și H<sub>2</sub>O, sistemul se împarte complet în două faze lichide separate. Acidul clorhidric formează un amestec azeotrop, a cărui [[punct de fierbere]] este 108,58&nbsp;°C pentru o concentrație de 20,22&nbsp;g HCl per 100&nbsp;g de soluție; astfel, se consideră că acidul clorhidric nu poate fi concentrat peste acest punct.<ref name=Greenwood812>Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6</ref>

Spre deosebire de fluorura de hidrogen, clorura de hidrogen în stare lichidă și anhidră este mult mai greu de utilizat ca solvent, întrucât are un punct de fierbere foarte scăzut, punctul de topire destul de apropiat de acesta, are o [[constantă dielectrică]] mică și nu disociază bine în ioni H<sub>2</sub>Cl<sup>+</sup> și {{chem|HCl|2|-}} – cel din urmă, în orice caz, este mult mai puțin stabil decât ionii bifluorură sau dihidrogenofluorură ({{chem|HF|2|-}}), datorită legăturilor foarte slabe de hidrogen ce se formează între atomii de hidrogen și clor. Totuși, se pot izola unele săruri ale acestui ion cu unii cationi foarte slab polarizabili, precum [[cesiu|Cs<sup>+</sup>]] și [[sare cuaternară de amoniu|{{chem|NR|4|+}}]] (unde R = [[metil|Me]], [[etil|Et]], [[butil|Bu<sup>''n''</sup>]]). Clorura de hidrogen anhidră este un solvent slab, care are capacitatea de a dizolva compușii cu molecule mici, precum [[clorură de nitrozil|clorura de nitrozil]] (NOCl) sau [[fenol]]ul, sau săruri cu energie reticulară mică, precum halogenurile de tetraalchilamoniu. Protonează cu ușurință [[electrofil]]i ce conțin perechi de electroni neparticipanți sau legături π. Pentru soluțiile de clorură de hidrogen, sunt foarte caracteristice reacțiile de solvoliză, de înlocuire de [[ligand]] sau de oxidare:<ref name=Greenwood818>Greenwood and Earnshaw, pp. 818–9</ref>
:Ph<sub>3</sub>SnCl + HCl → Ph<sub>2</sub>SnCl<sub>2</sub> + PhH (solvoliză)
:Ph<sub>3</sub>COH + 3 HCl → Ph3C<sup>+</sup>HCl<sub>2</sub><sup>-</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>Cl<sup>−</sup> (solvoliză)
:Me<sub>4</sub>N<sup>+</sup>HCl<sub>2</sub><sup>-</sup> + BCl<sub>3</sub> → Me<sub>4</sub>N<sup>+</sup>BCl<sub>4</sub><sup>-</sup> + HCl (înlocuire de ligand)
:PCl<sub>3</sub> + Cl<sub>2</sub> + HCl → PCl<sub>4</sub><sup>+</sup>HCl<sub>2</sub><sup>-</sup> (oxidare)

===Alte cloruri binare===
[[File:Nickel(II)-chloride-hexahydrate-sample.jpg|thumb|right|[[Clorură de nichel (II)|Clorura de nichel (II)]] hidratată, NiCl<sub>2</sub>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>, un exemplu tipic de clorură metalică, compus binar al clorurul]]
Aproape toate elementele din sistemul periodic formează compuși binari cu clorul, compuși care sunt denumiți [[clorură|cloruri]]. Pentru puținele excepții, adică elementele care nu formează cloruri, se poate explica inexistența acestor compuși prin următoarele cauze: elementul ori este extrem de inert și de nereactiv pentru a participa la reacții chimice (gazele nobile, cu excepția [[xenon]]ului, care formează clorurile XeCl<sub>2</sub> și XeCl<sub>4</sub>), ori are un nucleu instabil și deci este susceptibil de dezintegrare radioactivă rapidă (majoritatea elementelor grele de după [[bismut]]), sau în cele din urmă are o electronegativitate mai mare decât clorul ([[oxigen]]ul și [[fluor]]ul), caz în care compușii binari rezultați în urma reacției chimice dintre clor și celălalt element vor fi oxizi de clor și respectiv fluoruri de clor, ci nu cloruri ale acestora.<ref name=Greenwood821>Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4</ref>

Prin clorurarea metalelor cu Cl<sub>2</sub> se obțin de obicei compuși în care metalul are o stare de oxidare mai mare decât în cazul reacției de bromurare cu Br<sub>2</sub>, când se obțin stări de oxidare multiple. Un exemplu ar fi următoarele halogenuri de molibden: [[clorură de molibden (V)|MoCl<sub>5</sub>]] și [[bromură de molibden (III)|MoBr<sub>3</sub>]]. Clorurile se pot obține prin reacția directă dintre un element, oxidul său, hidroxidul său sau carbonatul său cu [[acid clorhidric]], iar apoi deshidratat la temperaturi ridicate, la presiune scăzută sau în atmosferă de clorură de hidrogen gazoasă. Această metodă este folositoare atunci când clorura care se obține este stabilă față de hidroliză. Alte metode includ: clorurarea oxidativă a elementului la temperaturi ridicate, reacție care se realizează cu clor sau clorură de hidrogen; clorurarea la temperaturi ridicate a unui oxid metalic sau a unei halogenuri cu clor, [[tetraclorură de carbon]] sau o clorură organică. De exemplu, [[dioxid de zirconiu|dioxidul de zirconiu]] reacționează cu clorul în condiții standard cu obținerea de tetraclorură de zirconiu, iar [[oxid de uraniu|trioxidul de uraniu]] reacționează cu hexacloropropena la încălzire cu obținere de tetraclorură de uraniu. Cea din urmă presupune și o reducere a numărului de oxidare, ceea ce se poate realiza și prin reducerea unei cloruri superioare, folosindu-se hidrogen sau un metal ca [[agent reducător]]. De asemenea, același rezultat se obține și prin reacția de descompunere termică sau reacția de disproporționare:<ref name=Greenwood821/>
: EuCl<sub>3</sub> + {{sfrac|1|2}} H<sub>2</sub> → EuCl<sub>2</sub> + HCl
: ReCl<sub>5</sub> {{overunderset|→|la "pf"|&nbsp;}} ReCl<sub>3</sub> + Cl<sub>2</sub>
: AuCl<sub>3</sub> {{overunderset|→|160&nbsp;°C|&nbsp;}} AuCl + Cl<sub>2</sub>

===Fluoruri de clor===
===Oxizi de clor===
===Oxoacizi și oxoanioni de clor===
===Compuși organici cu clor===

==Răspândire==
Clorul se găsește în natură sub formă de [[clorură|cloruri]]. Clorurile alcătuiesc cea mai mare parte a sărurilor din apa oceanică - [[ion]]ii de clorură reprezintă aproximativ 1,9% din masa [[ocean]]ica - dar se întâlnesc și sub forma depozitelor solide în scoarța terestră.

În natură se găsesc doar izotopii 35 și 37, într-o proporție de aproximativ 3:1, ceea ce dă atomilor de clor o masă generală de 35,5.

==Producere== 

Molecula diatomică de clor se poate obține din clorurile sale prin [[oxidare]] cu agenți oxidanți puternici sau [[electroliză]], sau din compușii cu [[număr de oxidare|numere de oxidare]] superioare lui 0 prin [[reducere]].

Industrial, se obține prin electroliza unei soluții de NaCl, după ecuația:

2[[Clorură de sodiu|NaCl]] + 2 [[apă|H<sub>2</sub>O]] → Cl<sub>2</sub> + [[hidrogen|H<sub>2</sub>]] + 2 [[Hidroxid de sodiu|NaOH]]

===Preparare în laborator===

===Producere la scară industrială===
[[File:Liquid chlorine in flask.jpg|upright|thumb|thumb|Analiza clorului lichid]]
În industria chimică, clorul este, de obicei, produs prin electroliza clorurii de sodiu dizolvată în apă. Această metodă, industrializată în 1892, este folosită în prezent pentru a traduce tot clorul gazos industrial. Odată cu clorul, metoda produce [[hidrogen gazos]] și [[hidroxid de sodiu]] (hidroxidul de sodiu fiind, de fapt, cel mai important dintre cele trei produse industriale obținute). Procesul funcționează conform ecuației chimice următoare:{{sfn|Wiberg|2001|p=408}}

2NaCl + 2H<sub>2</sub>O → Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub> + 2NaOH

Electroliza soluțiilor de clorură are loc în conformitate cu următoarele ecuații:

Catod: 2H + (aq) + 2 e-→ H<sub>2</sub> (g)
Anod: 2Cl-(aq) → Cl<sub>2</sub> (g) + 2 e-

Procesul global: 2NaCl (sau KCl) + 2H<sub>2</sub>O → Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub> + 2NaOH (sau KOH)

În electroliza cu diafragmă, o diafragmă din [[azbest]] (sau fibră de polimer) separă un catod și un anod, prevenind formarea clorului la anod la reamestecare cu hidroxidul de sodiu și hidrogenul format la catod<ref name="Euro Chlor3">{{cite web|url=http://www.eurochlor.org/the-chlorine-universe/how-is-chlorine-produced/the-diaphragm-cell-process.aspx|title=The diaphragm cell process|publisher=Euro Chlor|accessdate=2007-08-15}}</ref>. Soluția de sare (saramura) este continuu alimentată la compartimentul anodic și curge prin membrana la compartimentul catodic, unde se produce caustica alcalină și saramură sunt parțial epuizate. Metode de membrane produc diluat și ușor impurificată alcaline, dar ele nu sunt împovărate cu problema de a preveni descărcarea mercurului în mediu și sunt mai eficiente energetic. Electroliza membranei celulei angaja membrană permeabilă ca un schimbător de ioni. Sodiul saturat (sau de potasiu) soluția de clorură este trecută prin compartimentul anodic, lăsând la o concentrație mai mică<ref name="Euro Chlor4">{{cite web|url=http://www.eurochlor.org/the-chlorine-universe/how-is-chlorine-produced/the-membrane-cell-process.aspx|title=The membrane cell process|publisher=Euro Chlor|accessdate=2007-08-15}}</ref>. Această metodă este mai eficientă decât cea cu diafragmă și produce un sodiu foarte pur (sau potasiu), hidroxidul de la concentrație este de aproximativ 32%, dar necesită saramură foarte curată.

==Utilizare==
[[File:Chlorine liquid in an ampoule.jpg|150px|thumb|right]]
Clorul este folosit în [[purificarea apei]], [[dezinfectant|dezinfectanți]], [[înălbitor]]i fiind un [[asfixie|gaz asfixiant]] este folosit și la producerea gazului de luptă [[Iperită|gazul de muștar]].

Clorul se regăsește și în utilizările de zi cu zi:

* Sub formă de acid hipocloros(HClO), obținut prin hidroliza hipocloritului de sodiu(NaClO). Se utilizează pentru eliminarea bacteriilor și a altor microbi din apa de băut și piscine.
* Folosit în cantități mari în: produse de hârtie, produse antiseptice, [[colorant|coloranți]], mâncare, [[insecticid]]e, [[vopsea|vopsele]], [[petrol|produse petroliere]], produse plastice, [[medicină]], textile, [[solvent|solvenți]], precum și multe alte produse de larg consum.

În chimia organică se folosesc proprietățile oxidante ale clorului pentru a substitui atomi de hidrogen din componența moleculelor, conferindu-le diferite proprietăți superioare(de exemplu în [[copolimer]]ii din cauciucurile sintetice)

Soluțiile perfuzabile, denumite [[ser fiziologic]] sunt [[soluție|soluții]] de 0,9% NaCl.

Alte utilizări includ: producerea de clorați, [[cloroform]], [[tetraclorură de carbon]] și extragerea [[brom]]ului.

==Rolul biologic==
Rolul biologic al compușilor clorului este considerabil. Sarea de bucătărie NaCl este o necesitate vitală pentru om și animale. În Antichitate, din cauza sării NaCl se purtau războaie; sarea era prețuită mai mult decât aurul. Acidul clorhidric se conține in sucul gastric si contribuie la asimilarea hranei. 

==Siguranță==
Clorul este mortal în cantități mari. Pentru că este mai greu decât aerul, el înlocuiește oxigenul din plămâni. Prezența în aer a unei cantități mai mari de 0,0001% clor provoacă tuse și o cantitate mai mare de 0,01% provoacă intoxicații grave. La manipularea unor cantități mari de clor, manipulantul trebuie echipat cu un costum izolant prevăzut cu aparat de oxigen. În cazul în care este intoxicată cu clor, intoxicatul trebuie scos la aer curat sau inhalații cu oxigen sau vapori de alcool-eter în funcție de gravitatea intoxicației.  '''Antidotul''' specific pentru intoxicația cu clor este tiosulfatul de sodiu ( Na2S2O3 ) cunoscut ca substanță anticlor.  

==Referințe==
<references />

==Lectură suplimentară==
* [[Raluca Ripan]], I. Ceteanu, ''Manual de lucrări practice de chimie anorganică - vol I Metaloizi'', Editura de stat didactică și pedagogică, [[București]], [[1961]], p. 66-95

== Legături externe ==
* {{ro icon}} [http://www.sistemul-periodic.go.ro/elemente/cl.htm Clorul pe sistemul-periodic.go.ro] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20090123030039/http://sistemul-periodic.go.ro/elemente/cl.htm |date=2009-01-23 }}
* http://www.chemicool.com/elements/chlorine.html#discovery
* [http://www.periodicvideos.com/videos/017.htm Clorul] de la ''[[The Periodic Table of Videos]]'' (University of Nottingham)
* [[Agency for Toxic Substances and Disease Registry]]: [http://www.atsdr.cdc.gov/substances/toxsubstance.asp?toxid=36 Chlorul]
* [https://web.archive.org/web/20090518141937/http://electrochem.cwru.edu/encycl/art-b01-brine.htm Producerea electrolitică]
* [http://www.amazingrust.com/Experiments/how_to/Liquid_Cl2.html Producerea și lichefierea clorului] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20100429205421/http://www.amazingrust.com/Experiments/how_to/Liquid_Cl2.html |date=2010-04-29 }}
* [https://web.archive.org/web/20080706020039/http://oceana.org/chlorine Chlorine Production Using Mercury, Environmental Considerations and Alternatives]
* [https://web.archive.org/web/20091029202733/http://www.npi.gov.au/database/substance-info/profiles/20.html National Pollutant Inventory – Chlorine]
* [http://www.cdc.gov/niosh/topics/chlorine/ National Institute for Occupational Safety and Health – Chlorine Page]
* [http://www.chlorineinstitute.org/ Chlorine Institute] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20120827050648/http://www.chlorineinstitute.org/ |date=2012-08-27 }} – Trade association representing the chlorine industry
* [http://www.eurochlor.org/ Chlorine Online] – the web portal of Eurochlor – the business association of the European chlor-alkali industry
* {{cite EB1911|wstitle=Chlorine|volume=6|pages=254–256|short=1}}

{{elemente chimice}}
{{Cloruri}}

{{Control de autoritate}}
[[Categorie:Clor| ]]
[[Categorie:Elemente chimice]]
[[Categorie:Halogeni]]
[[Categorie:Oxidanți]]
[[Categorie:Medicamente esențiale listate de OMS]]