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原子序为17的化学元素
(重定向自氯气

氯(Chlorine)是一種鹵族化學元素,化學符號為Cl,原子序數為17。第二輕的鹵素,在週期表裡出現在之間、它的性質是在他們中間體之間。 氯在室溫呈現是黃綠色氣體,它在元素裡是反應性極強的元素和強氧化劑,在所有元素中,氯擁有最高的電子親和力並且是鲍林電負度中第三高陰電性的元素,僅次於氧和氟。

氯   17Cl
氫(非金屬)
氦(惰性氣體)
鋰(鹼金屬)
鈹(鹼土金屬)
硼(類金屬)
碳(非金屬)
氮(非金屬)
氧(非金屬)
氟(鹵素)
氖(惰性氣體)
鈉(鹼金屬)
鎂(鹼土金屬)
鋁(貧金屬)
矽(類金屬)
磷(非金屬)
硫(非金屬)
氯(鹵素)
氬(惰性氣體)
鉀(鹼金屬)
鈣(鹼土金屬)
鈧(過渡金屬)
鈦(過渡金屬)
釩(過渡金屬)
鉻(過渡金屬)
錳(過渡金屬)
鐵(過渡金屬)
鈷(過渡金屬)
鎳(過渡金屬)
銅(過渡金屬)
鋅(過渡金屬)
鎵(貧金屬)
鍺(類金屬)
砷(類金屬)
硒(非金屬)
溴(鹵素)
氪(惰性氣體)
銣(鹼金屬)
鍶(鹼土金屬)
釔(過渡金屬)
鋯(過渡金屬)
鈮(過渡金屬)
鉬(過渡金屬)
鎝(過渡金屬)
釕(過渡金屬)
銠(過渡金屬)
鈀(過渡金屬)
銀(過渡金屬)
鎘(過渡金屬)
銦(貧金屬)
錫(貧金屬)
銻(類金屬)
碲(類金屬)
碘(鹵素)
氙(惰性氣體)
銫(鹼金屬)
鋇(鹼土金屬)
鑭(鑭系元素)
鈰(鑭系元素)
鐠(鑭系元素)
釹(鑭系元素)
鉕(鑭系元素)
釤(鑭系元素)
銪(鑭系元素)
釓(鑭系元素)
鋱(鑭系元素)
鏑(鑭系元素)
鈥(鑭系元素)
鉺(鑭系元素)
銩(鑭系元素)
鐿(鑭系元素)
鎦(鑭系元素)
鉿(過渡金屬)
鉭(過渡金屬)
鎢(過渡金屬)
錸(過渡金屬)
鋨(過渡金屬)
銥(過渡金屬)
鉑(過渡金屬)
金(過渡金屬)
汞(過渡金屬)
鉈(貧金屬)
鉛(貧金屬)
鉍(貧金屬)
釙(貧金屬)
砈(類金屬)
氡(惰性氣體)
鍅(鹼金屬)
鐳(鹼土金屬)
錒(錒系元素)
釷(錒系元素)
鏷(錒系元素)
鈾(錒系元素)
錼(錒系元素)
鈽(錒系元素)
鋂(錒系元素)
鋦(錒系元素)
鉳(錒系元素)
鉲(錒系元素)
鑀(錒系元素)
鐨(錒系元素)
鍆(錒系元素)
鍩(錒系元素)
鐒(錒系元素)
鑪(過渡金屬)
𨧀(過渡金屬)
𨭎(過渡金屬)
𨨏(過渡金屬)
𨭆(過渡金屬)
䥑(預測為過渡金屬)
鐽(預測為過渡金屬)
錀(預測為過渡金屬)
鎶(過渡金屬)
鉨(預測為貧金屬)
鈇(貧金屬)
鏌(預測為貧金屬)
鉝(預測為貧金屬)
鿬(預測為鹵素)
鿫(預測為惰性氣體)




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

氯的电子層(2, 8, 7)
歷史
發現 卡尔·威廉·舍勒(1774年)
分離 卡尔·威廉·舍勒(1774年)
物理性質
物態 气态
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

蒸氣壓

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
(强酸性
電負性 3.16(鲍林标度)
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
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 (氯气, 0 °C) 206 m·s−1
CAS號7782-50-5
最穩定同位素

主条目:氯的同位素

同位素 丰度 半衰期 (t1/2) 衰變
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

從遠古時期,人們就知道最常見含氯的化合物非氯化鈉莫屬(俗稱鹽)。在1630年,氯氣在一個化學反應中第一次被合成出來,但並不被認為是一個基本重要的物質。卡爾·威廉·舍勒在1774年寫了一個關於氯氣描述,推測它是新元素的氧化物。在1809年,化學學家認為這氣體是純的元素,漢弗里·戴維在1810年為它以本身顏色(古希臘文:χλωρός、羅馬文:khlôros)「淡綠色」命名。

因為它的高度反應性,在地殼中所有的氯皆以氯離子化合物形式存在,包含食鹽。這是含量第二多的鹵素(在氟元素之後)也是地殼中含量排名第二十一多的元素。這些地殼中氯沉積物與海水中氯化物含量相比則相形見絀。

商業生產的氯是從電解食鹽水中而得。家用漂白水消毒劑以及工業用的一些化學試劑的開發乃是得利於氯的高氧化電位性質。氯廣泛運用在製造消費者產品、三分之二的有機化學品像是聚氯乙烯、許多塑膠製品的中間產物和其他沒有包含氯元素的終端產品。游泳池都是使用含氯化合物以維持水池乾淨和衛生。氯元素在高濃度的情況下對生物體來說是極度危險和有毒的,第一世界大戰曾使用氯氣作為第一個化學戰劑。

各種生物都需要以氯離子形式存在的氯。其他形式的含氯化合物在生物體中則很少存在,人造的含氯化合物有些具有毒性、有些則無。在高層大氣,含氯有機分子像是氟氯碳化物造成臭氧層耗損的元凶。在是嗜中性球中,氧化氯成為次氯酸鹽過程中產生少量氯元素可作為生物體免疫對抗細菌的一部分。

自然分布编辑

自然界中游离状态的氯存在於大氣層中,是破壞臭氧層的单质之一。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编辑

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」。

發現编辑

瑞典化学家卡尔·威廉·舍勒Carl Wilhelm Scheele)在1774年使用盐酸软锰矿通過下述反应制得氯氣

 

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。

名稱由來编辑

英文名稱chlorine來自於希臘文khlôrosχλωρóς',淡色)。19世纪70年代,中国化学家徐寿将其译为绿气。1933年,化学家郑贞文在《化学命名原则》中把这个字改为了“氯”。[1]日文韓文中,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」)。

特性编辑

氯是鹵素的第二個元素,在元素週期表中為第17族,因此它的特性與氟、溴和碘很相似,它的大部分特性介於氟與溴之間。氯的電子軌域組態為[Ne]3s23p5,在第三以及最外層軌域的電子有七個,其表現為七個價電子,如同所有的鹵素,氯也比完整的八隅體少了一個電子,因此為很強的氧化劑,會與許多元素反應以使它的外層軌域變得完整[29]。對應於週期表的位置,氯的電負度介於氟與溴之間(氟:3.98、氯:3.16、溴:2.96、碘:2.66),活性比氟低,但比溴活躍,氯和氟相比為較弱的氧化劑,和溴相比則為較強的氧化劑[29],因為氯的原子半徑介於氟與溴之間,因此氯的許多原子特性延續了碘至溴的趨勢,例如第一游離能、電子親和力、X2的分子解離焓(X為氯、溴、碘)、離子半徑以及X和X之間的鍵長度。(氟因為較小所以較為特異)[29]。 四個較穩定的鹵素皆受分子間凡得瓦爾力的吸引,且凡得瓦爾力的強度會隨著同核雙原子分子電子的數目而增加,因此氯的融點與沸點介於氟與溴之間,氯的融點為−101.0 °C且沸點為−34.0 °C,由於鹵素越往週期表下方分子量越高,氯的熔化熱和氣化熱也介於氟和溴之間,拜雙原子分子結構所賜,它們的氣化熱相當的低(造成較易揮發)[29]。鹵素一族越往下顏色越深,氟是淡黃色氣體,氯是明顯的黃綠色,會有這樣的趨勢是因為鹵素越往週期表下方所吸收的可見光波長增加所致[29],當電子由最高佔有反鍵結πg分子軌域躍遷至最低反鍵結σu分子軌域時[30]便會形成鹵素的顏色,例如:氯,這些顏色會在較低溫下退色,因此在−195 °C固態的氯是幾近無色的[29]。 像固態的溴以及碘、固態的氯在斜方晶系的結晶為氯分子的層狀晶格,它的化學鍵距離是198 pm(相當接近氯氣化學鍵的距離199 pm)且在一層中氯分子與分子的距離為332 pm,而層與層之間的距離是382 pm(相較於氯的凡得瓦爾半徑為180 pm),這結構表示氯是很差的導電體,實際上氯的導電度也確實極低而無法測量[29]。

同位素编辑

主文:氯的同位素 氯有兩個穩定的同位素氯35和氯37,這兩個同位素為氯在大自然中唯二存在的形式,其中同位素氯35佔了76%,而氯37則占了剩下的24%,這兩個同位素是由恆星經氧氣燃燒以及矽燃燒過程而形成[31],雖然核自旋幅度大於1/2會造成非球型核電荷分布,以及共振變廣而造成非零值核四極矩與四極性遲緩,但兩個同位素皆有核自旋3/2+,因此可用在核磁共振光譜,其他氯的同位素皆具放射性,且半衰期極短而無法存在自然界中,因此,最常用於實驗室的是氯36(半衰期為3.0×105年)和氯38(半衰期為37.2分鐘),氯36和氯38可藉由自然界中氯的中子活化而製成[29]。 氯最穩定的放射性同位素為氯36,比氯35還輕的同位素主要的衰變模式是電子捕獲而變成硫的同位素,比氯37還重的同位素會經beta衰變形成氬的同位素,而氯36會衰變成穩定的硫36或氬36[32]。作為宇宙源放射性同位素核種,氯36存在於自然界的量與穩定的氯同位素相比,比例約為7× 10−13–10× 10−13比1:它是由氬36接觸宇宙射線中的質子作用後散裂於大氣中而產生,在岩石圈的頂部,氯36主要是透過氯35的熱中子活化以及鉀39和鈣40的散裂所產生,在地底下的環境,鈣40會抓住緲子而產生氯36,此種方式對於產生氯36變得越來越重要[33][34]。

物理性質编辑

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,易溶於二硫化碳四氯化碳等有機溶劑,难溶于饱和氯化钠溶液,飽和時1體積水溶解2體積氯氣。

毒性编辑

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。[2]

化学性质编辑

氯气的化学性质很活泼,它是一种活泼的非金属單質。

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:

漂白性编辑

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的漂白劑。

之所以强调湿润的是因为

 
 (生成的 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。

與金屬反應编辑

氯氣可與等活泼金属直接化合。也能跟等不活泼金属起反应。

 (生成白烟)
 (生成棕黄色的烟)

当氯气和铁系元素反应时,只有铁能被氧化至+3价,其余为+2价:

 (生成棕褐色的烟)
 
 

與非金屬反應编辑

氢气可在氯气中点燃并产生氯化氢。反应的化学方程式:

 

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(氯化氢溶解于空气中的水形成的盐酸小液滴)生成。

用途编辑

在1915年由德国陆军首次在军事用途上使用,对比利时境内伊普雷的英法联军,使用此武器,造成重大伤亡及战果。氯气弹

氯也可以作为一种較不昂貴的消毒劑,一般的自来水游泳池就常采用它来消毒。但由於氯氣的水溶性較差、毒性較大、會放出特殊氣味,且容易产生有致癌風險的三鹵甲烷有机氯化合物,故中國、美國等國常改用二氧化氯(ClO2)、氯胺臭氧等代替氯氣作為水的消毒劑。

除了用於消毒,氯氣是一种重要的化工原料,用於制造盐酸漂白粉、制造氯代烃。也可以用于制造多种农药、制造氯仿有机溶剂

氯氣還广泛用于造纸、纺织、有机合成、金属冶炼、化工原料等行业,也有作為化學武器的紀錄。

化合物编辑

氯离子的检验编辑

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(即硝酸银和酸的混合物)可以排除其他离子(如碳酸根、亚硫酸根)干扰),银离子和氯离子反应会生成氯化银白色沉淀,反应式:

 

氯離子的生物角色编辑

氯離子為代謝作用很重要的物質,胃中鹽酸的生成和細胞幫浦的功能皆需要氯[95],飲食中主要的來源是餐桌上的鹽或氯化鈉,血液中過低或高濃度的氯為電解質失調的實例,在沒有其他異常的情況下很少發生低氯血症(太少的氯),它有時與換氣不足有關[96],它可能與長期呼吸酸中毒有關[97],高氯血症(太多的氯)通常沒有症狀,當有症狀也與高血鈉症很像(太多鈉),血中氯含量的減少會導致腦缺水,症狀通常起因於快速復水後的腦水腫,高氯血症會影響氧氣的運輸[98]。

註釋编辑

  1. ^ 刘怀乐. 化学鉴源与略考. 化学教育. 1994, (04) [2013-02-25]. (原始内容存档于2013-10-04). 
  2. ^ 氯氣(Chlorine Gas)之簡介. (原始内容存档于2012-01-10) (中文(台灣)‎). 

參考文獻编辑

  • 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. 

外部連結编辑