Chlore — Wikipédia

Chlore
Chlore liquide dans une ampoule.
Soufre ← Chlore → Argon F     17 Cl                                                                                                                                                                                                                                                                                           ↑ Cl ↓ Br Tableau complet • Tableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole	Cl
Nom	Chlore
Numéro atomique	17
Groupe	17
Période	3e période
Bloc	Bloc p
Famille d'éléments	Halogène
Configuration électronique	[Ne] 3s2 3p5
Électrons par niveau d’énergie	2, 8, 7
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique	35,453 ± 0,002 u[1]
Rayon atomique (calc)	100 pm (79 pm)
Rayon de covalence	102 ± 4 pm[2]
Rayon de van der Waals	180 pm[3]
État d’oxydation	0, ±1, +3, +5, +7
Électronégativité (Pauling)	3,16
Oxyde	Acide fort
Énergies d’ionisation[4]
1re : 12,967 63 eV	2e : 23,813 6 eV
3e : 39,61 eV	4e : 53,465 2 eV
5e : 67,8 eV	6e : 97,03 eV
7e : 114,195 8 eV	8e : 348,28 eV
9e : 400,06 eV	10e : 455,63 eV
11e : 529,28 eV	12e : 591,99 eV
13e : 656,71 eV	14e : 749,76 eV
15e : 809,40 eV	16e : 3 658,521 eV
17e : 3 946,296 0 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD MeV 35Cl 75,77 % stable avec 18 neutrons 36Cl traces {syn.} 301 000 ans β- —-— ε / β+ 0,709 —-— 1,142 36Ar —-— 36S 37Cl 24,23 % stable avec 20 neutrons
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire	Gaz (non-magnétique)
Allotrope à l'état standard	Dichlore Cl2
Masse volumique	3,214 g·l-1, 1,56 g·cm-3 (−33,6 °C)[1]
Système cristallin	Orthorhombique
Couleur	Vert jaunâtre
Point de fusion	−101,5 °C[1]
Point d’ébullition	−34,04 °C[1]
Énergie de fusion	3,203 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	10,2 kJ·mol-1
Température critique	143,8 °C
Volume molaire	22,062×10-3 m3·mol-1
Pression de vapeur	> Patm. à 20 °C
Vitesse du son	206 m·s-1 à 20 °C
Chaleur massique	480 J·kg-1·K-1
Conductivité thermique	8,9×10-3 W·m-1·K-1
Divers
No CAS	7782-50-5[5]
No E	E925
Précautions
SGH[6]
Dichlore Cl2 : Danger H270, H280, H315, H319, H330, H335, H400, EUH071, P220, P244, P260, P273, P280, P315, P302+P352, P304+P340, P305+P351+P338, P332+P313, P370+P376, P403 et P405 H270 : Peut provoquer ou aggraver un incendie ; comburant H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur H315 : Provoque une irritation cutanée H319 : Provoque une sévère irritation des yeux H330 : Mortel par inhalation H335 : Peut irriter les voies respiratoires H400 : Très toxique pour les organismes aquatiques EUH071 : Corrosif pour les voies respiratoires P220 : Tenir/stocker à l’écart des vêtements/…/matières combustibles P244 : S’assurer de l’absence de graisse ou d’huile sur les soupapes de réduction. P260 : Ne pas respirer les poussières/fumées/gaz/brouillards/vapeurs/aérosols. P273 : Éviter le rejet dans l’environnement. P280 : Porter des gants de protection/des vêtements de protection/un équipement de protection des yeux/du visage. P315 : Consulter immédiatement un médecin. P302+P352 : En cas de contact avec la peau : laver abondamment à l’eau et au savon. P304+P340 : En cas d'inhalation : transporter la victime à l’extérieur et la maintenir au repos dans une position où elle peut confortablement respirer. P305+P351+P338 : En cas de contact avec les yeux : rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer. P332+P313 : En cas d’irritation cutanée : consulter un médecin. P370+P376 : En cas d’incendie : obturer la fuite si cela peut se faire sans danger. P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé. P405 : Garder sous clef.
NFPA 704[7]
0 4 0 OX
Transport[6]
Dichlore Cl2 : 265    1017    Code Kemler : 265 : gaz toxique et comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU : 1017 : CHLORE Classe : 2.3 Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 5.1 : Matières comburantes 8 : Matières corrosives Emballage : -
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
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Le chlore est l'élément chimique de numéro atomique 17, de symbole Cl. C'est le plus commun des halogènes.

Le chlore est abondant dans la nature, son dérivé le plus important est le sel de table ou chlorure de sodium (NaCl). Ce dernier est nécessaire à de nombreuses formes de vie.

Le chlore, à l'état de corps simple, se présente sous la forme de la molécule de dichlore Cl₂, qui est un gaz jaune-vert 2,5 fois plus dense que l'air, aux conditions normales de température et de pression. Ce gaz a une odeur suffocante très désagréable et est extrêmement toxique.

L'ion hypochlorite de l'eau de Javel contenant un atome de chlore, on dit souvent d'une eau javellisée qu'elle est « chlorée ». Il s'agit toutefois d'un abus de langage, source fréquente de confusions entre l'élément chlore, le gaz dichlore et l'ion hypochlorite. C'est sous le nom de chlore que le dichlore est en effet répertorié pour le transport des matières dangereuses par exemple.

Certains virus (norovirus par exemple^[8]), certaines bactéries ou les biofilms peuvent développer une certaine résistance au chlore. Ce phénomène est d'intérêt épidémiologique^[9] et écoépidémiologique.

Le premier chimiste à avoir isolé le dichlore est réputé être le Suédois Carl Wilhelm Scheele, en 1774. Il lui donna le nom d'acide muriatique déphlogistiqué, car il pensait que c'était un gaz composé.

Avec l'abandon du phlogistique, on crut pendant quelques années que ce gaz contenait de l'oxygène, et ce n'est qu'en 1809 que le chimiste britannique Humphry Davy prouva qu'il n'en était pas ainsi, reconnut que c'était un corps simple, et lui donna son nom actuel de chlore.

Le nom de chlore vient du grec chloros qui signifie « vert pâle », en référence à la couleur de l'élément chimique pur.

Le chlore possède 24 isotopes connus de nombre de masse variant entre 28 et 51, ainsi que deux isomères, ^34 mCl et ^38 mCl. Seuls deux isotopes sont stables, ³⁵Cl et ³⁷Cl, et représentent la quasi-totalité du chlore naturellement présent (respectivement 75,77 et 24,23 %), le reste étant le chlore 36, un radioisotope cosmogénique présent à l'état de trace. La masse atomique standard du chlore est de 35,453(2) u. Trois isotopes du chlore (35, 36 et 37) ont des spins nucléaires, ce qui permet de les étudier par RMN^[10].

L'élément chimique pur a la forme d'un gaz jaune-verdâtre diatomique Cl₂, le dichlore cité plus haut, dans les conditions normales de température et de pression. Le chlore est produit à partir des chlorures, par oxydation et principalement par électrolyse. Avec des métaux, il forme des sels appelés les chlorures.

Le chlore se liquéfie aisément, il bout à −34 °C à pression atmosphérique. Il est transporté (ou conservé) liquide, sous pression (vers 7 bars), aux températures ambiantes : sous 6,95 bars à 21 °C^[11].

Avec le fluor, le brome et l'iode, le chlore appartient à la famille des halogènes, dans le groupe 17 du tableau périodique — groupe d'éléments très électronégatifs, donc très réactifs. Il se combine aisément avec presque tous les éléments. En effet, la liaison entre les deux atomes est relativement faible (seulement 242,580 ± 0,004 kJ/mol), ce qui fait de Cl₂ une molécule fortement réactive.

Des composés avec l'oxygène, l'azote, le xénon et le krypton sont connus. Ils ne se forment pas par une réaction directe entre ces éléments^[12], mais qui doit être initiée par un agent externe, catalyseur ou ionisation. Bien que très réactif, le chlore n'est pas aussi réactif que le fluor. Le gaz de chlore pur, cependant, est (comme l'oxygène) un comburant et peut soutenir la combustion des composés organiques tels que les hydrocarbures, bien que le carbone composant le carburant tende à ne brûler qu'incomplètement, une grande partie demeurant sous forme de suie^[13]. Ce qui montre l'affinité (relative) extrême du chlore pour l'hydrogène (comme tous les halogènes), produisant du chlorure d'hydrogène, un corps mieux lié que l'eau (l'oxyde d'hydrogène).

À 10 °C et pression atmosphérique normale, 1 L d'eau dissout 3,10 L de chlore et 1,77 L à 30 °C^[14].

En solution, le chlore se trouve généralement sous forme d'ion chlorure Cl⁻. Cet ion est le principal ion dissous dans l'eau de mer : environ 1,9 % de la masse de l'eau de mer est celle des ions chlorure.

Le chlore est un produit chimique important dans la purification de l'eau, dans les désinfectants, les agents de blanchissement ainsi que dans le gaz moutarde.

En raison de sa toxicité, le dichlore a été un des premiers gaz employés lors de la Première Guerre mondiale comme gaz de combat. Les premiers masques à gaz inventés pour s'en protéger étaient en fait des compresses ou des cagoules de toiles imbibées de thiosulfate de sodium.

Le dichlore est depuis largement utilisé pour fabriquer de nombreux objets et produits courants :

• comme biocide, pour tuer les bactéries et autres microbes, donc pour la potabilisation de l'eau (dichlore, eau de Javel…). Le chlore a des propriétés rémanentes, ce qui signifie que son action désinfectante est valable sur tout le long du réseau de distribution d'eau. Pour purifier l'eau, on peut également utiliser le dioxyde de chlore, gaz très oxydant qui présente l'avantage de ne pas produire de chlorophénols lorsqu'il reste des traces de dérivés phénoliques dans l'eau. Ce produit est en outre décolorant et désodorisant ;
• pour le traitement de l'eau des piscines comme biocide sous la forme de chloro-isocyanurates (par exemple le dichloroisocyanurate de sodium dihydrate pour le chlore choc) ou d'acide trichloroisocyanurique (par exemple pour le chlore lent) qui ont l'avantage de se présenter sous une forme solide^[15] ;
• pour le blanchissement du papier : autrefois on utilisait du chlore gazeux mais ce procédé était très polluant. Il a été remplacé par un procédé employant du dioxyde de chlore en combinaison avec du peroxyde d'hydrogène ;
• pour la production d'antiseptiques, de colorants, d'insecticides, de peintures, de produits pétroliers, des plastiques (comme le PVC), des médicaments, des textiles, des dissolvants, et de beaucoup d'autres produits de consommation.

La chimie organique emploie le chlore comme oxydant et en substitution de l'hydrogène, parce que cette substitution confère souvent des propriétés intéressantes aux composés organiques, par exemple au néoprène (un caoutchouc synthétique résistant aux hydrocarbures).

Il existe d'autres emplois dans la production des chlorates, chloroforme, tétrachlorure de carbone, et dans l'extraction de brome.

En géomorphologie et paléosismologie, l'isotope ³⁶Cl, créé par les rayons cosmiques, est utilisé pour la datation d'une surface ou la détermination d'un taux d'érosion.

Le mot chlore vient du grec khlôros signifiant « vert pâle ».

Le dichlore est découvert en 1774 par le chimiste Carl Wilhelm Scheele en versant quelques gouttes d'acide chlorhydrique sur du dioxyde de manganèse. Scheele pense à tort qu'il contient de l'oxygène. C'est en 1810 que Humphry Davy lui attribue le nom de chlore, en insistant sur le fait que c'était en fait un élément chimique bien distinct.

À partir du XIX^e siècle, le chlore, notamment sous forme d'eau de Javel, est utilisé comme désinfectant et pour le traitement de l'eau potable. Il est également utilisé pour le blanchiment des tissus dans l'industrie textile.

Dès la fin de la Seconde Guerre mondiale, le chlore est utilisé en prépondérance pour la désinfection des eaux de centres de remise en forme et de piscines publiques et privées. Le chlore est quelquefois associé à d'autres produits algicides, pour neutraliser le développement des algues dans les eaux de baignades chaudes et froides.

En 2010, le chlore intervient sous la forme du 5-chloro-uracile, remplaçant la thymine du code génétique d'une bactérie et formant un AXN (voir xénobiologie).

Dans la nature, on ne trouve le chlore que combiné avec d'autres éléments, en particulier du sodium, sous forme de sel (chlorure de sodium : NaCl), mais également avec la carnallite et la sylvine.

L'électrolyse chlore-soude est la principale méthode de production du chlore. Elle a lieu à partir d'une solution aqueuse de chlorure de sodium : le chlore se dégage à l'anode et l'eau est décomposée à la cathode en hydrogène (qui se dégage) et en ions hydroxyde formant progressivement une solution de soude. On peut aussi électrolyser directement le sel fondu.

En laboratoire, le chlore peut s'obtenir en chauffant un mélange de solution d'acide chlorhydrique et de dioxyde de manganèse^[16].

• Chlorures - hypochlorites - chlorites - chlorates - perchlorates
• Oxydes de chlore
• Composés organochlorés

Le taux sanguin de chlore est appelé chlorémie. Dans le sang d'un adulte de poids moyen à jeun, il doit être compris entre 98 et 107 mEq/L.

Des études ont montré une influence de la chloration des piscines sur le risque d'asthme et de rhinites allergiques^[17], soit à cause du chlore, soit à cause des produits secondaires ou sous-produits que son usage génère^[18],[19], qui peuvent aussi en cas d'exposition chroniques affecter le personnel travaillant dans les piscines (trihalométhanes^[20] ou autres^[21]) qui peuvent être toxiques ou génotoxiques^[22].

Le chlore irrite le système respiratoire, spécialement chez les enfants et les personnes âgées. Une forte exposition au chlore peut entraîner un asthme induit ou syndrome de Brooks. Cet asthme serait prédisposé par l'exposition chronique à l'air des piscines intérieures qui s'accompagne d'une destruction des cellules de Clara (cellules protectrices situées dans les poumons)^[23].

Dans son état gazeux, il irrite les membranes des muqueuses et dans son état liquide, il brûle la peau. Il suffit de 3,5 ppm pour distinguer son odeur, mais ce gaz est mortel à partir de 1 000 ppm pour une bouffée d'environ une minute. L'exposition à ce gaz ne devrait donc pas excéder 0,5 ppm (valeur d'exposition moyenne pondérée sur 8 heures, 40 heures par semaine).

Sur les sites industriels, la détection du chlore est primordiale pour la sécurité des personnes, ainsi des détecteurs sont mis en place. L'Institut national de recherche et de sécurité (INERIS) a réalisé une étude indépendante sur cinq détecteurs de chlore à la demande de l'EXERA^[24].

Son utilisation pour la désinfection de l'eau potable ou des piscines génère des sous-produits dangereux, dont certains gazeux comme les chloramines, particulièrement au contact de la sueur et de l'urine^[23]. Certains sont toxiques, d'autres peuvent entraîner des défauts de naissance, d'autres encore sont génotoxiques et enfin certains sont des cancérigènes connus^[25],[26].

D'autres effets secondaires du chlore dans l'eau potable seraient liés à ses caractéristiques très oxydantes avec pour conséquences des irritations de la peau et une sensation de sécheresse en bouche conduisant parfois à un défaut d'hydratation. La plupart des filtres à base de charbon actif éliminent facilement le chlore par adsorption, au risque toutefois d'entraîner alors dans le réservoir à température ambiante une prolifération microbienne^[27].

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• (en) « Technical data for Chlorine » (consulté le 24 avril 2016), avec en sous-pages les données connues pour chaque isotope
• (en) WebElements.com - Chlorine
• (en) EnvironmentalChemistry.com - Chlorine
• (fr) Le livre blanc du chlore
• (fr) Risques pour la santé liés à la consommation de sous-produits de la chloration de l'eau potable : rapport d'un groupe d'experts

v · m Composés du chlore
Chlorures Cl(-I)	AcCl3 AgCl AlCl3 AmCl3 AsCl3 AsCl5 AtCl AuCl AuCl3 Au4Cl8 BCl3 B2Cl4 BaCl2 BeCl2 BiCl3 CaCl2 CdCl2 CeCl3 CoCl2 CoCl3 CrCl2 CrCl3 CrCl4 CsCl CuCl DyCl3 ErCl3 EuCl2 EuCl3 FeCl2 FeCl3 GaCl3 GdCl3 GeCl4 DCl HCl HfCl4 HgCl2 Hg2Cl2 HoCl3 InCl3 IrCl3 KCl LaCl3 LiCl LuCl3 MgCl2 MnCl2 MnCl3 MnCl4 MoCl4 MoCl5 MoCl6 Cl3N Cl4N2 NaCl NbCl4 NbCl5 NdCl3 NiCl2 ClO ClO2 Cl2O Cl2O2 Cl2O4 Cl2O3 Cl2O4 Cl2O6 Cl2O7 ClO4 OsCl4 PCl3 PCl5 PaCl5 PbCl2 PbCl4 PdCl2 PmCl3 PrCl3 PtCl2 PtCl4 PuCl3 RaCl RbCl ReCl3 Re2Cl10 RhCl3 RuCl3 S2Cl2 SCl2 SCl4 SbCl3 SbCl5 ScCl3 Se2Cl2 SeCl4 SiCl4 SmCl2 SmCl3 SnCl2 SnCl4 SrCl2 TaCl5 TbCl3 TcCl2 TcCl3 TcCl4 TcCl5 Te2Cl3 TeCl4 ThCl4 TiCl2 TiCl3 TiCl4 TlCl TmCl3 UCl3 UCl4 UCl5 VCl2 VCl3 VCl4 W2Cl10 WCl6 YCl3 YbCl2 YbCl3 ZnCl2 ZrCl3 ZrCl4
Interhalogènes	BrCl ClF ClF3 ClF5 ICl (ICl3)2
Composés BCl4, AuCl4	AgBCl4 HAuCl4
Composés AlCl6, PCl6...	Cs2AlCl5 K3AlCl6 Na3AlCl6 HPCl6 AgPCl6 KPCl6 LiPCl6 NH4PCl6 NaPCl6 TlPCl6 HSbCl6 KSbCl6 NaSbCl6 BaSiCl6 Na2TiCl6 Na2ZrCl6
Composés NbCl7, TaCl7	K2NbCl7 K2TaCl7
Perchlorocarbures	CCl4 C2Cl6
Hydrocarbures halogénés	CBrCl3 CBr2Cl2 CBr3Cl CClF3 CCl2F2 CCl3F CCl3I CHCl3 CH2Cl2 CH3Cl C2H3Cl C6H5Cl
Oxohalogénures	BrO2Cl ClCN CCl2O ClO2F ClO3F CrO2Cl2 IOCl3 IO3Cl NH4Cl ClNO ClNO2 ClNO3 POCl3 PSCl3 SOCl2 SO2Cl2 ThOCl2

v · m Molécules diatomiques homonucléaires
Stables	H2 C2 N2 O2 F2 Cl2 Br2 I2 Li2 Na2 K2 Rb2 Cs2
Instables	At2 P2 He2 S2 Ne2 Ar2 Og2 Mo2 W2
Exotiques	Ps2 Mu2

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