Chlore (Cl2)

Le chlore est le deuxième halogène, un non-métal du groupe 17 du tableau périodique. Ses propriétés sont donc similaires à celles du fluor, du brome et de l'iode, et se situent en grande partie entre celles des deux premiers. Le chlore possède la configuration électronique [Ne]3s²3p⁵, les sept électrons de sa troisième et dernière couche constituant ses électrons de valence. Comme tous les halogènes, il lui manque un électron pour former un octet complet, ce qui en fait un oxydant puissant, capable de réagir avec de nombreux éléments pour compléter sa couche externe. Conformément aux tendances périodiques, son électronégativité est intermédiaire entre celle du fluor et celle du brome (F : 3,98, Cl : 3,16, Br : 2,96, I : 2,66). Il est moins réactif que le fluor et plus réactif que le brome. Son pouvoir oxydant est également inférieur à celui du fluor, mais supérieur à celui du brome. À l'inverse, l'ion chlorure est un réducteur moins puissant que l'ion bromure, mais plus puissant que l'ion fluorure. Son rayon atomique est intermédiaire entre celui du fluor et celui du brome, ce qui explique que nombre de ses propriétés atomiques suivent la même tendance que celle de l'iode au brome, notamment l'énergie de première ionisation, l'affinité électronique, l'enthalpie de dissociation de la molécule X₂ (X = Cl, Br, I), le rayon ionique et la longueur de la liaison X–X. (Le fluor fait exception en raison de sa petite taille.)
Les quatre halogènes stables subissent des forces d'attraction intermoléculaires de van der Waals, dont l'intensité augmente avec le nombre d'électrons au sein de chaque molécule diatomique homonucléaire. Ainsi, les points de fusion et d'ébullition du chlore sont intermédiaires entre ceux du fluor et du brome : le chlore fond à −101,0 °C et bout à −34,0 °C. Du fait de l'augmentation de la masse moléculaire des halogènes dans le groupe, la densité et les enthalpies de fusion et de vaporisation du chlore sont également intermédiaires entre celles du brome et du fluor, bien que leurs enthalpies de vaporisation soient relativement faibles (ce qui explique leur forte volatilité) grâce à leur structure moléculaire diatomique.[38] La couleur des halogènes s'assombrit lorsqu'on descend dans le groupe : ainsi, tandis que le fluor est un gaz jaune pâle, le chlore est d'un jaune-vert distinct. Cette tendance s'explique par l'augmentation des longueurs d'onde de la lumière visible absorbées par les halogènes lorsqu'on descend dans le groupe. Plus précisément, la couleur d'un halogène, comme le chlore, résulte de la transition électronique entre l'orbitale moléculaire antiliante πg occupée la plus haute et l'orbitale moléculaire antiliante σu vacante la plus basse. La couleur s'estompe à basse température, de sorte que le chlore solide est presque incolore à −195 °C.

À l'instar du brome et de l'iode solides, le chlore solide cristallise dans le système orthorhombique, sous forme de couches de molécules Cl₂. La distance Cl–Cl est de 198 pm (proche de la distance Cl–Cl gazeuse de 199 pm) et la distance Cl···Cl entre les molécules est de 332 pm au sein d'une même couche et de 382 pm entre les couches (à comparer avec le rayon de van der Waals du chlore, qui est de 180 pm). Cette structure explique pourquoi le chlore est un très mauvais conducteur d'électricité ; sa conductivité est si faible qu'elle est pratiquement incommensurable.

Le chlore est un gaz oxydant toxique, ininflammable, de couleur jaune verdâtre, à l'odeur âcre et suffocante ; il est irritant pour les muqueuses. Il est transporté sous forme de gaz liquéfié, maintenu sous sa propre pression de vapeur.

Applications

Dans la fabrication des semi-conducteurs : gravure plasma de couches d’aluminium et d’autres métaux.

Dans la chloration de divers produits chimiques organiques.