氯氣:強烈刺激性氣味的有毒氣體-中文百科頻道

概述

氯氣，是具有異臭和強烈刺激性的黃綠色氣體，有窒息性氣味。其遇水生成次氯酸和鹽酸，與一氧化碳在高熱條件下，可生成光氣。

氯氣在日光下與易燃氣體混合時會發生燃燒爆炸，在高壓下液化為液态氯。氯氣易溶于水和堿溶液，也易溶于二硫化碳和四氯化碳等有機溶劑。其遇水首先生成次氯酸和鹽酸，次氯酸又可再分解為氯化氫和新生态氧，因此它是強氧化劑和漂白劑。

氯氣是有毒氣體，它主要通過呼吸道侵入人體并溶解在黏膜所含的水分裡，生成次氯酸和鹽酸，會對上呼吸道黏膜造成有害的影響。

發現曆史

氯氣的發現應歸功于瑞典化學家舍勒。

舍勒是18世紀中後期歐洲的一位相當出名的科學家，他從少年時代起就在藥房當學徒，他迷戀實驗室工作，在儀器、設備簡陋的實驗室裡他做了大量的化學實驗，涉及内容非常廣泛，發明也非常多。他以其短暫而勤奮的一生，對化學做出了突出的貢獻，赢得了人們的尊敬。

舍勒發現氯氣是在1774年，當時他正在研究軟錳礦（二氧化錳)。當他使軟錳礦與濃鹽酸混合并加熱時，産生了一種黃綠色的氣體，這種氣體的強烈的刺激性氣味使舍勒感到極為難受。

舍勒制備出氯氣以後，把它溶解在水裡，發現這種水溶液對紙張、蔬菜和花都具有永久性的漂白作用；他還發現氯氣能與金屬或金屬氧化物發生化學反應。從1774年舍勒發現氯氣以後，到1810年，許多科學家先後對這種氣體的性質進行了研究。這期間，氯氣一直被當作一種化合物。直到1810年，戴維經過大量實驗研究，才确認這種氣體是由一種化學元素組成的物質。他将這種元素命名為chlorine。這個名稱來自希臘文，有“綠色的”意思。中國早年的譯文将其譯作“綠氣”，後改為氯氣。

自然分布

自然界中遊離狀态的氯存在于大氣層中，是破壞臭氧層的主要單質之一。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）。

物理性質

狀态

通常情況下為有強烈刺激性氣味的黃綠色的有毒氣體。

密度

氯氣密度是空氣密度的2.5倍，标況下ρ=3.21kg/m³。

易液化

熔沸點較低，常溫常壓下，熔點為-101.00℃，沸點-34.05℃，常溫下把氯氣加壓至600～700kPa或在常壓下冷卻到-34℃都可以使其變成液氯，液氯即Cl₂，液氯是一種油狀的液體，其與氯氣物理性質不同，但化學性質基本相同。

溶解性

可溶于水，且易溶于有機溶劑(例如：四氯化碳），難溶于飽和食鹽水。1體積水在常溫下可溶解2體積氯氣，形成黃綠色氯水，密度為3.170g/L，比空氣密度大。

結構

原子結構：氯原子最外層有7個電子，反應中易得到1個電子或共用一個電子對達到穩定結構(共價鍵）

分子結構：氯分子為雙原子分子，分子式Cl₂。

離子結構：氯離子最外層有8個電子，因而很穩定。

化學性質

毒性

氯氣是一種有毒氣體，它主要通過呼吸道侵入人體并溶解在黏膜所含的水分裡，生成次氯酸和鹽酸，對上呼吸道黏膜造成損傷：次氯酸使組織受到強烈的氧化；鹽酸刺激黏膜發生炎性腫脹，使呼吸道黏膜浮腫，大量分泌黏液，造成呼吸困難，所以氯氣中毒的明顯症狀是發生劇烈的咳嗽。症狀重時，會發生肺水腫，使循環作用困難而緻死亡。由食道進入人體的氯氣會使人惡心、嘔吐、胸口疼痛和腹瀉。1L空氣中最多可允許含氯氣0.001mg，超過這個量就會引起人體中毒。

金屬

1、金屬鈉在氯氣中燃燒生成氯化鈉。

現象：鈉在氯氣裡劇烈燃燒，産生大量的白煙，放熱。

2、銅在足量氯氣中燃燒生成氯化銅。

現象：紅熱的銅絲在氯氣裡劇烈燃燒，瓶裡充滿棕黃色的煙，加少量水後，溶液呈藍綠色(綠色較明顯)，加足量水後，溶液完全顯藍色。

3、鐵在氯氣中燃燒生成三氯化鐵。

現象：鐵絲在氯氣裡劇烈燃燒，瓶裡充滿棕紅色煙，加少量水後，溶液呈黃色。

4.鎂帶在氯氣中燃燒生成氯化鎂。

注：氯氣具有強氧化性，加熱下可以與所有金屬反應，如金、鉑在熱氯氣中燃燒，而與Fe、Cu等變價金屬反應則生成高價金屬氯化物。

常溫下，幹燥氯氣或液氯不與鐵反應，隻能在加熱情況下反應，所以可用鋼瓶儲存氯氣（液氯）。

非金屬

1、與氫氣的反應

H₂+Cl₂=點燃=2HCl（工業制鹽酸方法，工業先電解飽和食鹽水，生成的氫氣和氯氣燃燒生成氯化氫氣體。）

現象：H₂在Cl₂中安靜地燃燒，發出蒼白色火焰，瓶口處出現白霧。

H₂+Cl₂=光照=2HCl

現象：見光爆炸，有白霧産生。

需要注意的是：将點燃的氫氣放入氯氣中，氫氣隻在管口與少量的氯氣接觸，産生少量的熱；點燃氫氣與氯氣的混合氣體時，大量氫氣與氯氣接觸，迅速化合放出大量熱，使氣體急劇膨脹而發生爆炸。工業上制鹽酸使氯氣在氫氣中燃燒。氫氣在氯氣中爆炸極限是9.8%～52.8%

2、與磷的反應

2P+3Cl₂(少量）==2PCl₃(液體農藥，霧）

2P+5Cl₂(過量）==2PCl(固體農藥，煙）

現象：産生白色煙霧.

3、與其他非金屬的反應

實驗證明，在一定條件下，氯氣還可與S、Si等非金屬直接化合。

2S+Cl₂=點燃=S₂Cl₂

水

在該反應中，氧化劑是Cl₂，還原劑也是Cl₂，本反應是歧化反應。

氯氣遇水會産生次氯酸，次氯酸具有淨化（漂白）作用，用于消毒——溶于水生成的HClO具有強氧化性。

化學方程式是：

Cl₂+H₂O=HCl+HClO（可逆反應）

家用84消毒液與潔廁液混用會導緻氯氣中毒的原理就是此反應的逆反應。因為84消毒液的主要成分為NaClO，潔廁液的主要成分為鹽酸，兩者相遇會産生大量熱，并放出氯氣。

二氧化硫與水

SO₂+Cl₂+2H₂O=H₂SO₄+2HCl

堿溶液

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl₂+Ca(ClO)2+2H2O

上述兩反應中，Cl₂作氧化劑和還原劑，是歧化反應。

Cl2+2OH-(冷）=ClO-+Cl-+H2O

3Cl2+6OH-(熱）=ClO3-+5Cl-+3H2O

鹽溶液

Cl2+2FeCl2=2FeCl3

Cl2+Na2S=2NaCl+S(中學階段用來證明氯氣非金屬性和氧化性比硫強。）

氣體

Cl的化學性質比較活潑，容易與多種可燃性氣體發生反應。

如：CH、H₂、C₂H₂等。

有機物

甲烷的取代反應：

CH₄+Cl₂=光照=CH₃Cl+HCl

CH₃Cl+Cl₂==CH₂Cl₂+HCl

CH₂Cl₂+Cl₂==CHCl₃+HCl

CHCl₃+Cl₂==CCl₄+HCl

加成反應：

CH₂=CH₂+Cl₂==CH₂ClCH₂Cl(1,2-二氯乙烷)

和二硫化碳反應：

CS+3Cl=95~100℃=CCl+SCl

主要用途

用途概述

①消毒（自來水常用氯氣消毒，1L水裡約通入0.002g氯氣，消毒原理是其與水反應生成了次氯酸，它的強氧化性能殺死水裡的病菌。而之所以不直接用次氯酸為自來水殺菌消毒，是因為次氯酸易分解難保存、成本高、毒性較大，則用氯氣消毒可使水中次氯酸的溶解、分解、合成達到平衡，濃度适宜，水中殘餘毒性較少。）

②制鹽酸

③工業用于制漂白粉或漂粉精。

④制多種農藥（如六氯環己烷，俗稱666。）

⑤制氯仿、四氯化碳等有機溶劑

⑥制塑料（如聚氯乙烯塑料）等Cl₂可用來制備多種消毒劑，含Cl的消毒劑有ClO₂,NaClO,Ca(ClO)₂。

⑦常用于将FeCl₂氧化成FeCl₃

⑧工業用于海水提溴（Cl₂+2NaBr==Br₂+2NaCl)

漂白

Cl制成的漂白物很多，一般生活中涉及兩種，NaClO和Ca(ClO)₂

一般來說，消毒液是NaClO，因為其穩定，所以是液态，一般用氯氣通入氫氧化鈉中制得。但其價格較高，工業漂白不用，常見于84。

消毒粉則是Ca(ClO)₂，因為其不夠穩定一般為固體，是氯氣通入石灰乳中制得，價格低廉，用于工業漂白，使用方法是加水溶解有效成分是次氯酸鈣，從而漂白。

保存以上漂白劑時，注意密封幹燥，避免陽光直射。因為次氯酸鹽在空氣中會與二氧化碳、水發生反應，産生次氯酸，次氯酸在光照下分解，從而導緻漂白劑失效。

制取方法

電解

1．工業生産中用直流電電解飽和食鹽水法來制取氯氣：

2NaCl+2H₂O=通電=H₂↑+Cl₂↑+2NaOH

2．實驗室通常用氧化濃鹽酸的方法來制取氯氣：

常見的氧化劑有：MnO₂、K₂Cr₂O₇（重鉻酸鉀）、KMnO₄、Ca(ClO)₂、CoO

發生的反應分别是：

4HCl(濃）+MnO₂=加熱=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

14HCl+K₂Cr₂O₇=2KCl+2CrCl₃+7H₂O+3Cl₂↑

16HCl+2KMnO₄=2KCl+2MnCl₂+8H₂O+5Cl₂↑

[這兩個反應用的鹽酸比較稀的話，微熱即可反應，沒有鹽酸可用一種非還原性酸和氯化鈉的混合物代替，也可産生氯氣。]

4HCl+Ca(ClO)₂=CaCl₂+2H₂O+2Cl₂↑{此反應需要的鹽酸很稀，1mol/L便可以劇烈反應。}

H++ClO-+Cl-=H2O+Cl2↑

{隻要能電離出H的酸即可參加并且發生此歸中反應；如：草酸。但由于參加反應的酸電離出的H能力的不同，反應的速率也會不同。如果此酸為有機酸，且易揮發，那麼要注意不能在強光照的照射下反應，不然氯氣可能會和揮發出來的有機酸發生取代反應發生爆炸或生成有毒物質，如：冰醋酸會和氯氣發生取代反應生成氯醋酸（劇毒固體）、二氯醋酸（固體）、三氯醋酸（固體）}

如不用濃鹽酸，亦可用NaCl(固體）跟濃硫酸來代替．如：

2NaCl+3H₂SO₄(濃）+MnO₂=加熱=2NaHSO₄+MnSO₄+2H₂O+Cl₂↑

因為會生成大量難以分離且易爆炸的ClO。

總之，實驗室制氯氣的辦法都圍繞着一個核心：氯離子+氧化劑+酸性環境，氧化劑的氧化性不強的話還需不同程度加熱。

相關口訣

二氧化錳鹽酸逢，隔網熱瓶氯氣生。

鹽水硫酸除雜質，吸收通入火堿中。

解釋

（1）二氧化錳鹽酸逢，隔網熱瓶氯氣生：這句的意思是說在實驗室中是用二氧化錳與濃鹽酸在燒瓶中隔石棉網加熱的方法來制取氯氣。

（2）鹽水硫酸除雜質：“鹽水”指飽和食鹽水，“雜質”指混在氯氣中的氯化氫和水蒸氣。這句的意思是說使氣體依次通過飽和食鹽水和濃硫酸分别除掉混在氯氣中的氯化氫和水蒸氣。

（3）吸收通入火堿中：的意思是說多餘的氯氣必須通入火堿溶液中吸收掉（因為氯氣有毒）。

尾氣處理及離子反應

用NaOH溶液。

2OH+Cl₂=Clˉ+ClOˉ+H₂O

第一個瓶子内的是飽和食鹽水是為了除鹽酸。

第二個是濃硫酸是為了除水蒸氣。

物質特性

物理性質

①顔色氣味狀态：通常情況下為有刺激性氣味的黃綠色的氣體，劇毒。

②密度：比空氣密度大，密度為3.170g/L

③易液化。熔沸點較低，壓強為101kPa、溫度為-34.6℃時易液化。液态氯為金黃色。如果将溫度繼續冷卻到-101℃時，液氯變成固态氯。

④溶解性：易溶于有機溶劑，難溶于飽和食鹽水。1體積水在常溫下可溶解2體積氯氣，形成氯水。

化學性質

化學式：Cl2

①毒性

氯氣是一種有毒氣體，它主要通過呼吸道侵入人體并溶解在黏膜所含的水分裡，生成次氯酸和鹽酸，對上呼吸道黏膜造成有害的影響：次氯酸使組織受到強烈的氧化；鹽酸刺激黏膜發生炎性腫脹，使呼吸道黏膜浮腫，大量分泌黏液，造成呼吸困難，所以氯氣中毒的明顯症狀是發生劇烈的咳嗽。症狀重時，會發生肺水腫，使循環作用困難而緻死亡。由食道進入人體的氯氣會使人惡心、嘔吐、胸口疼痛和腹瀉。1L空氣中最多可允許含氯氣0.001毫克，超過這個量就會引起人體中毒。

②助燃性

在一些反應中，氯氣可以支持燃燒

銅在氯氣中燃燒生成氯化銅

化學方程式：Cu＋Cl2＝CuCl2（條件：點燃）

現象：銅劇烈燃燒并生成棕黃色煙

鐵在氯氣中燃燒生成氯化鐵

化學方程式：2Fe＋3Cl2＝2FeCl3（條件：點燃）

現象：劇烈燃燒并生成棕褐色煙

氫氣在氯氣中燃燒生成氯化氫

化學方程式：H2＋Cl2＝2HCl（條件：點燃）

現象：劇烈燃燒産生蒼白色火焰

注：氯氣具有強氧化性，因此，産物中像Fe、Cu這樣的變價金屬的化合價表現為最高價。

③與金屬反應

鈉在氯氣中燃燒生成氯化鈉

化學方程式：2Na＋Cl2＝2NaCl（條件：點燃）

現象：鈉劇烈燃燒并産生白煙

注：氯氣具有強氧化性，因此，産物中像Fe、Cu這樣的變價金屬的化合價表現為最高價。

④與非金屬反應

氫氣在氯氣中燃燒或受到光照生成氯化氫氣體

化學方程式：H2+Cl2=2HCl（條件：點燃或光照）

現象：燃燒發出蒼白色火焰，光照時會發生爆炸現象

⑤與水反應

在該反應中，氧化劑是Cl2，還原劑是Cl2，在水中有歧化現象。

化學方程式是：Cl2+H2O＝HCl+HClO

⑥與堿溶液反應

Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O

2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O

上述兩反應中，Cl2作氧化劑和還原劑，有歧化現象。

物質毒性

文獻、期刊報道的毒性作用試驗數據

編号

毒性類型

急性毒性

慢性毒性

突變毒性

緻癌性

生殖毒性

生産技術

技術發展史

氯氣的生産方法經曆了漫長的發展過程．1774年瑞典化學家舍勒用軟錳礦(含有二氧化錳）和濃鹽酸作用，首先制得了氯氣：

4HCl(濃）+MnO₂=加熱=MnCl₂+2H₂O+Cl₂↑

然而，由于當時還不能夠大量制得鹽酸，故這種方法隻限于實驗室内制取氯氣．後來法國化學家貝托雷把氯化鈉、軟錳礦和濃硫酸的混合物裝入鉛蒸餾器中，經過加熱制得了氯氣：

2NaCl+3H₂SO₄(濃）+MnO₂=加熱=2NaHSO₄+MnSO₄+2H₂O+Cl₂↑

因為此法原料易得，所以，自1774年舍勒制得氯氣到1836年止，人們一直沿用貝托雷發明的方法來生産氯氣。

1836年古薩格發明了一種焦化塔，用來吸收路布藍法生産純堿（Na₂CO₃）的過程中排出的氯化氫氣體（以前這種含氯化氫的氣體被認為是一種廢氣，從古薩格開始，才得到了充分利用）得到鹽酸，從此鹽酸才成為一種比較便宜的酸，可以廣為利用．舍勒發明的生産氯氣的方法，經過改進，到此時才成為大規模生産氯氣的方法．

1868年狄肯和洪特發明了用氯化銅作催化劑，在加熱時，用空氣中的氧氣來氧化氯化氫氣體制取氯氣的方法：

4HCl+O₂=2H₂O+2Cl₂↑

這種方法被稱為狄肯法（又譯為地康法）．

上面這些生産氯氣的方法，雖然在曆史上都起過一定的作用，但是它們與電解法生産氯氣相比，無論從經濟效益還是從生産規模上，都大為遜色．當電解法在生産上付諸實用時，上述生産氯氣的方法就逐漸被淘汰了．

電解法的誕生要追溯到1833年．法拉第經過一系列的實驗，發現當把電流作用在氯化鈉的水溶液時，能夠獲得氯氣：

2NaCl+2H₂O=2NaOH+H₂↑+Cl₂↑

後來，科英國學家瓦特也發現了這種方法，并在1851年獲得了一份關于生産氯氣的英國專利．但是由于當時沒有實用的直流發電機以産生足夠的電流，所以電解法也隻能停留在實驗室規模，不能付諸工業生産，而被束之高閣．一直到十九世紀七十至八十年代，出現了比較好的直流發電機，電解法才得到廣泛的應用。從此，氯氣的工業生産跨入了一個新紀元。然而當時電解氯氣所使用的電極為汞，緻使電解得到的氯氣、氫氣中混有相當多的汞蒸氣。這種“汞法制氯”對環境危害很大，所以新的“離子交換膜法”制取氯氣，更環保，更節能。（汞法制氯至今仍是制取氯氣的主流方法，如2010年中國有46%的氯氣，2000年西歐50.1%的氯氣都為此法生産的）

氯氣液化

氯氣通常可直接利用，但為了制取純淨的氯氣，并考慮貯運的方便，而把一部分氯氣進行液化制成液氯，用鋼瓶或槽車運往用戶。生産中，将從電解槽出來的熱氯氣（其中含有少量氫、氧和二氧化碳等雜質），用冷水洗滌或在換熱器内冷凝脫水，再用硫酸幹燥（必要時可以液氯洗滌以除去水分和雜質），然後送去液化。因濕氯對鐵有腐蝕作用，液化前氯中水分應低于50ppm。

氯氣液化的溫度和壓力範圍很大，工業生産上分為低壓法、中壓法和高壓法。低壓法在氯氣為0.078～0.147MPa（表壓），冷卻溫度為-35～-40℃下進行液化。中壓法在氯氣為0.245～0.49MPa，冷卻溫度為-15～-20℃下進行液化。高壓法的氯氣為0.98～1.17MPa,用15～25℃水冷卻即可液化。高壓法比低壓法能耗低，循環水用量少，但設備費用較高，适于大規模生産使用，中、小型氯堿廠多采用中壓法。液化率由氯中含氫量來決定。液化尾氣中含氫不得超過4%(體積）。尾氣含60%～70%的氯氣可作為合成鹽酸、氯苯、次氯酸鹽的原料氣，也可經過深度淨化精制，使液化率達到98%～99%。

安全貯運

液氯在生産和貯運中易發生下列問題：

①液化尾氣中氯氣、氫氣與空氣的混合氣爆炸；

②包裝容器中殘存有機物雜質與氯氣反應爆炸；

③水和食鹽水溶液中铵鹽帶入液化系統，會使液氯中三氯化氮積累而引起爆炸。

當液氯蒸發用完後，所用容器均須用水和堿水沖洗，以除去被三氯化氮污染的液氯後，方能修理和使用。氯是劇毒物，生産中對受壓容器等設備應嚴格要求，防止氯氣洩漏。空氣中氯氣允許濃度不大于1ppm。

毒理學

人吸入LCLo:500ppm/5M。

大鼠吸入LC50:293ppm/1H。小鼠吸入LC50:137ppm/1H。

氯氣吸入後，主要作用于氣管、支氣管、細支氣管和肺泡，導緻相應的病變，部分氯氣又可由呼吸道呼出。人體對氯的嗅阈為0.06mg/m³;90mg/m³,可緻劇咳；120～180mg/m³,30～60min可引起中毒性肺炎和肺水腫；300mg/m³時，可造成緻命損害；3000mg/m³時，危及生命；高達30000mg/m³時，一般濾過性防毒面具也無保護作用。

中毒機理：

氯氣吸入後與粘膜和呼吸道的水作用形成氯化氫和新生态氧。氯化氫可使上呼吸道粘膜炎性水腫、充血和壞死；新生态氧對組織具有強烈的氧化作用,并可形成具細胞原漿毒作用的臭氧。氯濃度過高或接觸時間較久，常可緻深部呼吸道病變，使細支氣管及肺泡受損，發生細支氣管炎、肺炎及中毒性肺水腫。由于刺激作用使局部平滑肌痙攣而加劇通氣障礙，加重缺氧狀态；高濃度氯吸入後，還可刺激迷走神經引起反射性的心跳停止。氯氣中毒不可以進行人工呼吸。

臨床表現

急性中毒主要為呼吸系統損害的表現。

a.起病及病情變化一般均較迅速。

b.可發生咽喉炎、支氣管炎、肺炎或肺水腫，表現為咽痛、嗆咳、咳少量痰、氣急、胸悶或咳粉紅色泡沫痰、呼吸困難等症狀，肺部可無明顯陽性體征或有幹、濕性羅音。有時伴有惡心、嘔吐等症狀。

c.重症者尚可出現急性呼吸窘迫綜合征,有進行性呼吸頻速和窘迫、心動過速，頑固性低氧血症,用一般氧療無效。

d.少數患者有哮喘樣發作，出現喘息，肺部有哮喘音。

e.極高濃度時可引起聲門痙攣或水腫、支氣管痙攣或反射性呼吸中樞抑制而緻迅速窒息死亡。

f.病發症主要有肺部繼發感染、心肌損害及氣胸、縱隔氣腫等。

g.X線檢查：可無異常，或有兩側肺紋理增強、點狀或片狀邊界模糊陰影或雲霧狀、蝶翼狀陰影。

h.血氣分析：病情較重者動脈血氧分壓明顯降低。

i.心電圖檢查：中毒後由于缺氧、肺動脈高壓以及植物神經功能障礙等，可導緻心肌損害及心律失常。

眼損害：氯可引起急性結膜炎，高濃度氯氣或液氯可引起眼灼傷。