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17Cl




外觀
概況
名稱·符號·序數 氯(Chlorine)·Cl·17
元素類別 鹵素
·週期· 17·3·p
標準原子質量 35.45(1)
電子排布

[] 3s2 3p5
2, 8, 7

氯的電子層(2, 8, 7)
歷史
發現 卡爾·威廉·舍勒(1774年)
分離 卡爾·威廉·舍勒(1774年)
物理性質
物態 氣態
密度 (0 °C, 101.325 kPa
3.2 g/L
沸點時液體密度 1.5625 g·cm−3
熔點 171.6 K,-101.5 °C,-150.7 °F
沸點 239.11 K,-34.04 °C,-29.27 °F
臨界點 416.9 K,7.991 MPa
熔化熱 (Cl2) 6.406 kJ·mol−1
汽化熱 (Cl2) 20.41 kJ·mol−1
比熱容 (Cl2)
33.949 J·mol−1·K−1

蒸汽壓

壓(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
溫(K) 128 139 153 170 197 239
原子性質
氧化態 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1
(強酸性
電負性 3.16(鮑林標度)
電離能

第一:1251.2 kJ·mol−1
第二:2298 kJ·mol−1
第三:3822 kJ·mol−1

更多
共價半徑 102±4 pm
范德華半徑 175 pm
雜項
晶體結構

正交晶系

磁序 抗磁性
電阻率 (20 °C)> 10  Ω·m
熱導率 8.9×10-3  W·m−1·K−1
聲速 (氯氣, 0 °C) 206 m·s−1
CAS號 7782-50-5
最穩定同位素

主條目:氯的同位素

同位素 豐度 半衰期 方式 能量MeV 產物
35Cl 75.77% 穩定,帶18個中子
36Cl 痕量 3.01×105 y β 0.709 36Ar
ε - 36S
37Cl 24.23% 穩定,帶20個中子

是一種鹵族化學元素化學符號Cl原子序數為17。

自然分布[編輯]

自然界中游離狀態的氯存在於大氣層中,是破壞臭氧層的單質之一。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鹽,NaCl)。

單質:Cl2[編輯]

單質由兩個氯原子構成,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[編輯]

瑞典化學家卡爾·威廉·舍勒在1774年使用鹽酸軟錳礦通過下述反應製得氯氣

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

上述反應條件為加熱。

繼舍勒之後,貝托雷對氯氣進行了更加深入的研究。發現將氯氣通入水中會有鹽酸生成同時還伴隨著有能使帶火星木條復燃的氣體(氧氣)放出;鹽酸通過金屬會放出氫氣。

所以他認為氯氣中含有氧,但嘗試用當時已知的還原劑像金屬、木炭、磷等還原劑來還原氯卻沒能得到相應的氧化產物,這又強有力地說明氯氣中不含氧元素。後來戴維用白熱的木炭仍不能使氯氣分解,而且從鹽酸和金屬的反應中也不能得到氧化物,所以上面提到的氧氣應該是由水提供了氧元素,並且他認為應該將這種綠色的氣體視為一種新的元素,氯元素就這樣被發現了。

名稱由來[編輯]

英文名稱chlorine來自於希臘文khlôros(χλωρóς',淡色),中文取該氣體為綠色之意造了「氯」字(lǜ/ ㄌㄩˋ),日文韓文則因為氯是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[編輯]

在常溫下,氯氣是一種黃綠色、刺激性氣味、有毒的氣體壓力為1.01×105Pa時,氯單質的沸點為−34.4℃,熔點為−101.5℃。氯氣可溶於水和鹼性溶液,易溶於二硫化碳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[編輯]

氯氣具有強烈的刺激性、窒息氣味,可以刺激人體呼吸道黏膜,輕則引起胸部灼熱、疼痛和咳嗽,嚴重者可導致死亡。[1]

化學性質[編輯]

氯氣的化學性質很活潑,它是一種活潑的非金屬單質。

原子的最外電子層有7個電子,在化學反應中容易結合一個電子,使最外電子層達到8個電子的穩定狀態,因此氯氣具有強氧化性。氯氣的強氧化性表現為以下幾個方面:

作為消毒劑[編輯]

氯氣可以作為一種廉價的消毒劑,一般的自來水游泳池就常採用它來消毒。但由於氯氣的水溶性較差,且毒性較大,及會放出特殊氣味,容易產生有機氯化合物,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[編輯]

濕潤的氯氣可用於紙漿和棉布的漂白,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。

之所以強調濕潤的是因為

\rm Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO
\rm HClO \rightleftharpoons HCl + [O](生成的\rm [O]是游離氧,正是這個游離氧,氧化了有機染料使之褪色)次氯酸的分解反應在光照或受熱時速度加快。

因此乾燥的氯氣並不具有這個性質。

與金屬反應[編輯]

氯氣可與等活潑金屬直接化合。也能跟等不活潑金屬起反應。

\rm 2Na + Cl_2 =\!=\!=\!= 2NaCl(生成白煙)
\rm Cu + Cl_2 \stackrel{\Delta}{=\!=\!=\!=} CuCl_2(生成棕黃色的煙)

當氯氣和鐵系元素反應時,只有鐵能被氧化至+3價,其餘為+2價:

\rm 2Fe + 3Cl_2 \stackrel{\Delta}{=\!=\!=\!=} 2FeCl_3(生成棕褐色的煙)
\rm Co + Cl_2 \stackrel{\Delta}{=\!=\!=\!=} CoCl_2
\rm Ni + Cl_2 \stackrel{\Delta}{=\!=\!=\!=} NiCl_2

與非金屬反應[編輯]

氯氣可在氫氣中點燃併產生氯化氫。反應的化學方程式:

\rm Cl_2 + H_2 =\!=\!=\!= 2HCl

值得一提的是反應條件對上述反應的現象有很大影響:

  1. 如果氫氣與氯氣事先充分混合,在光照條件下發生爆炸;
  2. 如果氫氣在氯氣中安靜地燃燒,現象為蒼白色火焰,同時伴有白霧(氯化氫溶解於空氣中的水形成的鹽酸小液滴)生成。

用途[編輯]

氯氣既可以用於消毒、製造鹽酸漂白粉、製造氯代烴。也可以用於製造多種農藥,製造氯仿有機溶劑,所以氯氣是一種重要的化工原料。 也有作為武器的紀錄 主要用途:廣泛用於造紙、紡織、農藥、有機合成、金屬冶煉、化工原料等行業,及生活用水消毒之用。

化合物[編輯]

氯離子的檢驗[編輯]

檢驗水中是否含有氯離子可以向其中加入硝酸酸化的銀離子(如硝酸銀)(加入酸性硝酸銀可以排除其他離子干擾),銀離子和氯離子反應會生成氯化銀白色沉澱,反應式:

\rm Cl^- + Ag^+ =\!=\!=\!= AgCl\downarrow

註釋[編輯]

  1. ^ 氯氣(Chlorine Gas)之簡介 (中文(台灣)‎). 

參考文獻[編輯]

  • 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. 

外部連結[編輯]