氯

氯

硫 - 氯 - 氩 氟 氯 溴   元素周期表
总体特性
符号、序号	Cl、17
族／系列	第17族(VIIA)卤素
周期、分区	第3周期、p区
密度、硬度	3.214 kg/m3(273K)、NA
性状	黄绿色气体
地壳含量	0.19 %
原子属性
原子量	35.453 原子量单位
原子半径	100 pm
计算原子半径	79 pm
共价半径	99 pm
范德华半径	175 pm
价电子排布	[Ne]3s23p5
电子排布	2，8，7
化合价	±1, 3, 5, 7
晶体结构	斜方晶系
物理属性
熔点	171.6 K（−101.5 °C）
沸点	239.11 K（−34.04 °C）
摩尔体积	17.39 × 10−6 m3/mol
汽化热	10.2 kJ/mol
熔化热	3.203 kJ/mol
蒸气压	1300 帕
声速	无数据
其他性质
危险性
警示术语	R：R23/25, R33, R50/53
安全术语	S：S1/2, S20/21, S28, S45, S60, S61
欧盟分类	有毒 (T)
NFPA 704	0 3 0
电负性	3.16 （鲍林标度）
比热	480 J/(kg·K)
电导率	无数据
热导率	0.0089 W/(m·K)
第一电离能	1251.2 kJ/mol
第二电离能	2298 kJ/mol
第三电离能	3822 kJ/mol
第四电离能	5158.6 kJ/mol
第五电离能	6542 kJ/mol
第六电离能	9362 kJ/mol
第七电离能	11018 kJ/mol
第八电离能	33604 kJ/mol
第九电离能	38600 kJ/mol
第十电离能	43961 kJ/mol
最稳定的同位素
同位素 豐度 半衰期 模式 能量 MeV 产物 35Cl 75.77% 稳定 36Cl 人造 3.01×105 年 β− ε 0.709 1.142 36Ar 36S 37Cl 24.23% 稳定
在没有特别注明的情况下使用的是 国际标准基准单位和标准气温和气压。

氯是一种卤族化学元素，化学符号為Cl，原子序数為17。

自然分布

自然界中游离状态的氯存在於大氣層中，是破壞臭氧層的化合物之一。氯氣受紫外線分解成兩個氯原子（自由基）。大多數通常以氯化物(Cl^-)的形式存在，常見的主要是氯化鈉（食盐，NaCl）。

单质：Cl₂

氯單質由两个氯原子构成，化學式為Cl₂。氣態氯單質俗稱氯氣，液態氯單質俗稱液氯。

發現

瑞典化学家卡尔·威廉·舍勒在1774年使用盐酸与软锰矿通過下述反应制得氯氣：

$\rm MnO_2 + 4HCl \stackrel{\Delta}{=\!=\!=\!=} MnCl_2 + 2H_2O + Cl_2 \uparrow$

上述反应条件为加热。

继舍勒之后，贝托雷对氯气进行了更加深入的研究。发现将氯气通入水中会有盐酸生成同时还伴随着有能使带火星木条复燃的气体（氧气）放出；盐酸通过金属会放出氢气。

所以他认为氯气中含有氧，但尝试用当时已知的还原剂像金属、木炭、磷等还原剂来还原氯却没能得到相应的氧化产物，这又强有力地说明氯气中不含氧元素。后来戴维用白热的木炭仍不能使氯气分解，而且从盐酸和金属的反应中也不能得到氧化物，所以上面提到的氧气应该是由水提供了氧元素，并且他认为应该将这种绿色的气体视为一种新的元素，氯元素就这样被发现了。

名稱由來

英文名稱chlorine來自於希臘文khlôros(χλωρóς',淡綠色)，日文與韓文則因為氯是鹽的主要成分之一而稱為「鹽素」(日本漢字現在寫作「塩素」)。

物理性質

在常温下，氯氣是一种黃綠色、刺激性氣味、有毒的气体。压力为1.01×10⁵Pa时，氯單質的沸點為−34.4℃，熔点为−101.5℃。氯氣可溶於水和碱性溶液，易溶於二硫化碳和四氯化碳等有機溶劑，飽和時1體積水溶解2體積氯氣。

毒性

氯气具有强烈的刺激性、窒息气味，可以刺激人体呼吸道黏膜，輕則引起胸部灼熱、疼痛和咳嗽，严重者可导致死亡。

化学性质

氯气的化学性质很活泼，它是一种活泼的非金属單質。因此，自然界中没有游离态的氯。

氯原子的最外电子层有7个电子，在化学反应中容易结合一个电子，使最外电子层达到8个电子的稳定状态，因此氯气具有强氧化性。氯氣的強氧化性表現為以下幾個方面：

作為消毒劑

氯氣可以作为一种廉價的消毒劑，一般的自来水及游泳池就常采用它来消毒。但由於氯氣的水溶性較差，且毒性較大，及會放出特殊氣味，容易产生有机氯化合物，故常使用二氧化氯（ClO₂）代替氯氣作為水的消毒劑（如中國、美國等）。

漂白性

湿润的氯气可用于纸浆和棉布的漂白，不同於SO₂的漂白性，氯氣的漂白性為不可還原且較為強烈，因此不宜以此作為絲綢之漂白劑。

之所以强调湿润的是因为

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO (可逆反应)

HClO → HCl + [O] (可逆反应；生成的[O]是游离氧，正是这个游离氧，氧化了有机染料使之褪色)次氯酸的分解反应在光照或受热时速度加快。

因此干燥的氯气并不具有这个性质。

與金屬反應

氯氣可與钠等活泼金属直接化合。也能跟铜等不活泼金属起反应。 在与变价金属反应时，能将其氧化到高价。

$\rm 2Na + Cl_2 =\!=\!=\!= 2NaCl$

$\rm Cu + Cl_2 \stackrel{\Delta}{=\!=\!=\!=} CuCl_2$

與非金屬反應

氯气可與氢气反应生成氯化氢。反应的化学方程式：

H₂ + Cl₂ → 2HCl

值得一提的是反应条件对上述反应的现象有很大影响：

1. 如果氢气与氯气事先充分混合，在光照条件下发生爆炸；
2. 如果氢气在氯气中安静地燃烧，现象为蒼白色火焰，同時伴有白霧（HCl溶解于空气中的水形成的盐酸小液滴）生成。

用途

氯气既可以用于消毒、制造盐酸和漂白粉、制造氯代烃。也可以用于制造多种农药，制造氯仿等有机溶剂，所以氯气是一种重要的化工原料。 也有作為武器的紀錄

化合物

• 无机：氯化物、次氯酸盐、亚氯酸盐、氯酸盐、高氯酸盐
• 有机氯化合物

氯离子的检验

检验水中是否含有氯离子可以向其中加入硝酸酸化的银离子（如硝酸银）（加入酸性硝酸银可以排除其他离子干扰），银离子和氯离子反应会生成氯化银白色沉淀，反应式：

Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓

參考文獻

• Greenwood, Norman N; Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements 2. Oxford: Butterworth-Heinemann. 1997. ISBN 0-08-037941-9. 
• Wiberg, Egon; Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick. Inorganic Chemistry. Academic Press. 2001. ISBN 0-12-352651-5. 

外部鏈接

• Agency for Toxic Substances and Disease Registry: Chlorine
• Electrolytic production
• Production and liquefaction of chlorine
• Chlorine Production Using Mercury, Environmental Considerations and Alternatives
• National Pollutant Inventory – Chlorine
• National Institute for Occupational Safety and Health – Chlorine Page
• Chlorine Institute – Trade association representing the chlorine industry
• Chlorine Online – the web portal of Eurochlor – the business association of the European chlor-alkali industry