Proprietes physiques et chimiques

Le chlore est un gaz jaune verdâtre à température ambiante et pression atmosphérique . Il est deux fois et demie plus lourd que l'air. Il devient liquide à -34 °C (-29 °F). Il a une odeur d'étouffement et l'inhalation provoque une suffocation, une constriction de la poitrine, une sensation d'oppression dans la gorge et, après une exposition sévère, un œdème (remplissage de liquide) des poumons. Aussi peu qu'une partie par mille dans l'air provoque la mort en quelques minutes, mais moins d'une partie par million peut être tolérée. Le chlore a été le premier gaz utilisé dans la guerre chimique en Première Guerre mondiale . Le gaz se liquéfie facilement par refroidissement ou par des pressions de quelques atmosphères à température ordinaire.

Le chlore a une électronégativité élevée et une affinité électronique élevée, cette dernière étant même légèrement supérieure à celle du fluor. le affinité de chlore pour l'hydrogène est si grand que la réaction se déroule avec une violence explosive à la lumière , comme dans l'équation suivante (où h est léger):



Équation.



En présence de charbon de bois, la combinaison du chlore et de l'hydrogène s'effectue rapidement (mais sans explosion) dans l'obscurité. Un jet d'hydrogène brûlera dans le chlore avec une flamme argentée. Sa grande affinité pour l'hydrogène permet au chlore de réagir avec de nombreux composés contenant de l'hydrogène. Le chlore réagit avec les hydrocarbures, par exemple, en substituant successivement des atomes de chlore aux atomes d'hydrogène. Si l'hydrocarbure est insaturé, cependant, des atomes de chlore s'ajoutent facilement à la double ou triple liaison.

Les molécules de chlore sont composées de deux atomes (Cldeux). Le chlore se combine avec presque tous les éléments, à l'exception des gaz nobles plus légers, pour donner des chlorures ; ceux de la plupart des métaux sont ioniques cristaux , tandis que ceux des semi-métaux et non-métaux sont majoritairement moléculaires.



Les produits de réaction avec le chlore sont généralement des chlorures avec des indices d'oxydation élevés, tels que le trichlorure de fer (FeCl3), croyez tétrachlorure (SnCl4), ou le pentachlorure d'antimoine (SbCl5), mais il convient de noter que le chlorure ayant l'indice d'oxydation le plus élevé d'un élément particulier est fréquemment dans un état d'oxydation inférieur à celui du fluorure ayant l'indice d'oxydation le plus élevé. Ainsi, le vanadium forme un pentafluorure, alors que le pentachlorure est inconnu, et le soufre donne un hexafluorure mais pas d'hexachlorure. Avec le soufre, même le tétrachlorure est instable.

Outre les états d'oxydation -1 de certains chlorures, le chlore présente respectivement +1, +3, +5 et +7 états d'oxydation dans les ions suivants : hypochlorite (ClO-), chlorite (ClO-deux), chlorate (ClO-3), et le perchlorate (ClO-4). Cinq oxydes-monoxyde de chlore (CldeuxO), dioxyde de chlore (ClOdeux), le perchlorate de chlore (CldeuxOU ALORS4), l'hexoxyde de dichlore (CldeuxOU ALORS6), et l'heptoxyde de dichlore (CldeuxOU ALORS7)—tous hautement réactifs et instables, ont été indirectement synthétisés. Le chlore peut subir des réactions d'addition ou de substitution avec des composés organiques.

Le chlore déplace le plus lourd, le moins électronégatif halogènes , brome et l'iode, à partir de composés. Le déplacement des bromures, par exemple, se fait selon l'équation suivante :



Équation.

De plus, il convertit plusieurs oxydes en chlorures. Un exemple est la conversion du trioxyde de fer en chlorure correspondant :

Équation.



Le chlore est modérément soluble dans l'eau , donnant de l'eau chlorée, et à partir de cette solution un hydrate solide d'idéal composition , Cldeux7.66HdeuxO, est obtenu. Cet hydrate se caractérise par une structure plus ouverte que celle de la glace ; la maille élémentaire contient 46 molécules d'eau et 6 cavités adaptées aux molécules de chlore. Lorsque l'hydrate se tient, il se produit une dismutation ; c'est-à-dire qu'un atome de chlore dans la molécule est oxydé et l'autre est réduit. En même temps, la solution devient acide, comme le montre l'équation suivante :

Équation.



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dans lequel les nombres d'oxydation sont écrits au-dessus des symboles atomiques. L'eau chlorée perd son Efficacité comme agent oxydant au repos, car l'acide hypochloreux se décompose progressivement. La réaction du chlore avec des solutions alcalines donne des sels d'oxyacides.

La première énergie d'ionisation du chlore est élevée. Bien que les ions dans des états d'oxydation positifs ne soient pas très stables, des nombres d'oxydation élevés sont stabilisés par coordination, principalement avec l'oxygène et le fluor. Dans de tels composés, la liaison est principalement covalente et le chlore est capable de présenter les nombres d'oxydation +1, +3, +4, +5, +6 et +7.