Хлор

2. Хлор.

По распространенности в природе хлор близок к фтору на его долю приходится 0,02 % от общего числа атомов земной коры. Человеческий организм содержит 0,25 вес. % хлора.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов -- ³⁵Сl (75,5 %) и ³⁷Сl (24,5 %). Он был впервые получен (действием МnО₂ на соляную кислоту ) в 1774 г., но установление его элементарной природы последовало лишь в 1810 г.

Подобно фтору, основная масса хлора поступила на земную поверхность из горячих недр Земли. Даже в настоящее время с вулканическими газами ежегодно выделяются миллионы тонн и НСl и НF. Еще гораздо более значительным было такое выделение в минувшие эпохи.

Первичная форма нахождения хлора на земной поверхности отвечает его чрезвычайному распылению. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них все растворимые составные части, соединения хлора скапливались в морях. Усыхания последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NаС1, который и служит исходным сырьем для получения соединений хлора.

Будучи наиболее практически важным из всех галоидов, хлор в громадных количествах используется для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м³) и в других отраслях техники. Ежегодное мировое потребление хлора исчисляется миллионами тонн.

Рис. . Принципиальная схема электролизёра для получения хлора.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NаС1. Принципиальная схема электролизера показана на рис. VII5 (А аноды, Б диафрагма, В катод). При электролизе на аноде выделяется хлор (2С1 2е = С1₂), а в при катодном пространстве выделяется водород (2Н + 2е = Н₂) образуется NаОН.

При практическом осуществлении электролиза раствора NaCl расход электроэнергии на получение 1 т хлора составляет около 2700 кВтч. Полученный хлор под давлением сгущается в желтую жидкость уже при обычных температурах. Хранят и перевозят его в стальных баллонах, где он заключен под давлением около 6 атм. Баллоны эти должны иметь окраску защитного цвета с зеленой поперечной полосой в верхней части.

Для лабораторного получения хлора обычно пользуются действием MnO₂ или КМnO₄ на соляную кислоту:

МnО₂ + 4 НСl = МnСl₂ + Сl₂ + 2 Н₂О

2 КМnO₄ + 16 НCl = 2 КCl + 2 МnСl₂ + 5 Сl₂ + 8 Н₂О

Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (требующей подогревания).

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ, состоящий из двухатомных молекул. Под обычным давлением он сжижается при 34 С и затвердевает при 101 С. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся желтоватый раствор часто называют «хлорной водой».

Критическая температура хлора равна 144 С, критическое давление 76 атм. При температуре кипения жидкий хлор имеет плотность 1,6 г/см³, а теплота его испарения составляет 20,5 кДж/моль. Твердый хлор имеет плотность 2,0 г/см³ и теплоту плавления 6,3 кДж/моль. Кристаллы его образованы отдельными молекулами С1₂ (кратчайшее расстояние между которыми равно 334 пм).

Связь СlСl характеризуется ядерным расстоянием 198 пм. Термическая диссоциация молекулярного хлора по уравнению С1₂ + 242 кДж 2 С1 становится заметной примерно с 1000 С.

Атом хлора имеет в основном состоянии структуру внешнего электронного слоя 3s²3р⁵ и одновалентен. Возбуждение его до ближайшего трехковалентного уровня 3s23р⁴4s¹ требует затраты

857 кДж/моль.

Энергия присоединения электрона к нейтральному атому хлора оценивается в 355 кДж/моль. Сродство к электрону хлора (аналогично и других галоидов) может быть вычислено при помощи рассмотрения реакций образования хлористых солей по отдельным стадиям. Например, для NаС1 имеем:

1) Nа (т) = Nа (г) -- 109 кДж (теплота возгонки)

2) 1/2 С1₂ (г) = С1 (г) -- 121 кДж (теплота диссоциации)

3) Na (г) = Nа(г) + е -- 493 кДж (энергия ионизации)

4) С1(г) + е = Сl(г) + Х кДж (искомое сродство к электрону)

5) Nа(г) + Сl(г) = NаС1(т) +777 кДж (энергия кристаллической решетки)

в сумме: Nа(т) + 1/2 С1₂(г) = NаСl(т) + (Х+777493121109) кДж

С другой стороны, непосредственно определенная на опыте теплота образования NаС1 из элементов равна: Nа(т) + 1/2 С1₂(г) = NаС1(т) + 410 кДж. Следовательно, по закону Гесса, Х + 777 493 121 109 = 410, откуда Х = 356 кДж.

Ион С1 -- характеризуется эффективным радиусом 181 пм и энергией гидратации 351 кДж/моль. Для ковалентного радиуса хлора принимается половина ядерного расстояния молекулы С1₂, т. е. 99 пм.

Растворимость хлора в воде меняется с температурой следующим образом:

Описаны два кристаллогидрата хлора -- С1₂6Н₂О и С1₂8Н₂О. В действительности они могут иметь переменный состав, так как являются клатратами.

Значительно хуже (примерно в 4 раза), чем в воде, растворяется хлор в насыщенном растворе NаС1, которым поэтому и удобно пользоваться при собирании хлора над жидкостью. Наиболее пригодным для работ с ним органическим растворителем является четыреххлористый углерод (СС1₄), один объем которого растворяет при обычных условиях около 50 объемов хлора.

Основным потребителями хлора являются органическая технология (получение хлорированных полупродуктов синтеза) и целлюлозно-бумажная промышленность (отбелка). Значительно меньше потребляется хлор в неорганической технологии, санитарной технике и других областях. Интересно недавно предложенное использование хлора для обработки металлов: под его действием с достаточно нагретой (инфракрасным излучением) поверхности все шероховатости удаляются в форме летучих хлоридов. Такой метод химической шлифовки особенно применим к изделиям сложного профиля. Было показано также, что струя хлора легко прорезает достаточно нагретые листы из жаростойких сплавов.

Хлор обладает резким запахом. Вдыхание его вызывает воспаление дыхательных путей. В качестве средства первой помощи при острых отравлениях хлором применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание паров нашатырного спирта.

Предельно допустимой концентрацией свободного хлора в воздухе производственных помещений считается 0,001 мг/л. Пребывание в атмосфере, содержащей 0,01% хлора и выше, быстро ведет к тяжелому заболеванию. Признаком острого отравления является появление мучительного кашля. Пострадавшему необходимо прежде всего обеспечить полный покой; полезно также вдыхание кислорода.

По своей характерной химической функции хлор подобен фтору -- он также является одновалентным неметаллом. Однако активность его меньше, чем у фтора. Поэтому последний способен вытеснять хлор из соединений.

Тем не менее химическая активность хлора очень велика --

Рис. . Строение молекулы ClF₃.

он соединяется почти со всеми металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме С, N и O. Важно отметить, что при полном отсутствии влаги хлор не действует на железо. Это и позволяет хранить его в стальных баллонах.

Взаимодействие хлора с фтором при нагревании смеси сухих газов происходит лишь выше 270 С. В этих условиях с выделением тепла (50 кДж/моль) образуется бесцветный хлорфторид -- С1F (т. пл. 156, т. кип. 100 C). Газообразный С1F обладает сильным своеобразным запахом (отличным от запахов хлора и фтора).

Взаимодействием хлорфторида с фторидами Сs, Rb и К под высоким давлением были получены бесцветные малостойкие соли типа МС1F₂, содержащие в своем составе линейный анион С1F₂. При нагревании они экзотермически разлагаются около 250 С.

Нагреванием ClF с избытком фтора может быть получен бледно-зеленоватый трехфтористый хлор (хлортрифторид) -- СlF₃ (т. пл. 76, т. кип. +12 С). Соединение это также экзотермично (теплота образования из элементов 159 кДж/моль) и по запаху похоже на С1F. Молекула С1F₃ полярна ( = 0,55) и имеет показанную на рис. плоскую структуру. Последняя производится от тригональной бипирамиды, у которой два направления треугольного основания закрываются свободными электронными парами атома хлора. Критическая температура С1F₃ равна 154 С, плотность в жидком состоянии 1,8 г/см³, теплота испарения 27,6 кДж/моль. Вблизи точки кипения пар трехфтористого хлора несколько ассоциирован по схеме: 2 С1F₃ (С1F₃)₂ + 12,5 кДж. Для димера вероятна мостиковая структура (по типу F₂С1F₂С1F₂).

Жидкий С1F₃ смешивается с жидким НF в любых соотношениях, причем имеет место слабое взаимодействие по схеме: НF + С1F₃ НС1F₄ + 16,7 кДж. Образующийся ацидохлортетрафторид не выделен, но производящиеся от него соли типа МС1F₄, (где М -- Сs, Rb, К) известны. По-видимому, они могут быть получены не только прямым сочетанием МF и С1F₃, но и фторированием соответствующих хлоридов (3000 атм, 300 С).

Нагреванием смеси С1F₃ с избытком фтора под высоким давлением может быть получен бесцветный хлорпентафторид -- С1F₅ (т. пл. 93, т. пл. 13 С). Теплота его образования из элементов 251 кДж/моль. Молекула С1F₅, имеет строение квадратной пирамиды из атомов фтора, вблизи основания которой располагается атом хлора. В отсутствие влаги этот газ при обычных условиях устойчив, а водой разлагается. Он является энергичным фторирующим агентом, но корродирует металлы слабее, чем С1F₃.

Фториды хлора характеризуются исключительной реакционной способностью. Например, в парах С1F₃ стеклянная вата самовоспламеняется. Почти столь же энергично взаимодействуют с ним и такие сами по себе чрезвычайно устойчивые вещества, как MgО, СаО, А1₂O₃ и т. п. Так как С1F₃ сжижается при обычных температурах уже под небольшим давлением и легко отщепляет фтор, его удобно использовать для транспортировки фтора. Помимо различных реакций фторирования, отмечалась возможность применения этого вещества как окислителя реактивных топлив и зажигательного средства в военной технике. По трифториду хлора имеется обзорная статья.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции:

Н₂ + С1₂ = 2 НС1 + 184 кДж

при обычных условиях протекает крайне медленно, но нагревание смеси газов или ее сильное освещение (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) сопровождается взрывом.

Детальное изучение этой реакции позволило выяснить сущность ее отдельных стадий. Прежде всего за счет энергии (h) ультрафиолетовых лучей (или нагревания) молекула хлора диссоциирует на атомы, которые затем реагируют с молекулами водорода, образуя НСl и атом водорода. Последний в свою очередь реагирует с молекулой хлора, образуя НС1 и атом хлора, и т. д.:

1) С1₂ + h = С1 + С1 (первоначальное возбуждение)

2)₂ + 2 КОН = КС1О₃ + КС1О₂ + Н₂О

с образованием солей двух кислот -- хлорноватой и хлористой. Сама хлористая кислота (НС1О₂) малоустойчива. По силе и окислительной активности она промежуточна между НОС1 и НС1О₃. Соли ее (хлориты) используются при отбелке тканей.

Хлористую кислоту (К = 110²) можно получить по реакциям:

ВаО₂ + 2 С1О₂ = Ва(С1О₂)₂ + О₂ и

Ва(С1О₂)₂ + Н₂SO₄ = ВаSO₄ +2 НС1O₂

Она известна только в разбавленных растворах, при хранении которых очень быстро разлагается, в основном, по схеме:

4 HСlO₂ = 2 СlO₂ + НСlO₃ + НCl + Н₂О

Ион СlO₂, имеет треугольную структуру [d(СlO) = 155 пм, ОСlO = 111]. Хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде [за исключением желтых АgСlO₂ (1,7 г/л) и Рb(СlO₂)₂ (0,35 г/л при 0 С)]. В отличие от гипохлоритов, они характеризуются наличием сильно выраженных окислительных свойств только в кислой среде. С другой стороны, под действием КМnO₄ хлориты способны окисляться до хлоратов. Имеются указания на возможность образования некоторых хлоритов при непосредственном взаимодействии соответствующего металла (например, Ni) с раствором СlO₂. В твердом состоянии многие соли НСlO₂ легко взрываются при нагревании или ударе.

Наиболее практически важным хлоритом является NаСlO₂. Эту соль удобно получать по реакции:

2 СlO₂ + РbО + 2 NаОН = РbО₂ + 2 NаСlO₂ + Н₂О

Выше 100 С разлагается в основном по схеме:

3 NаСlO₂ = 2 NаСlO₃ + NаС1

При нагревании КС1О₃ плавится, а около 400 С начинает разлагаться, причем распад может идти по двум основным направлениям:

1) 4 КС1О₃ = 4 КС1 + 6 О₂ + 180 кДж

2) 4 КС1О₃ = КС1 + 3 КС1О₄ + 171 кДж

Реакция протекает преимущественно по первому типу при наличии катализатора (МnО₂ и т. п.), по второму -- в его отсутствие. Образующийся при распаде по второму типу хлорат калия) очень малорастворим в воде и поэтому легко отделяется от хорошо растворимого хлористого калия.

Действием на калийперхлорат концентрированной серной кислоты может быть получена свободная хлорная кислота (НС1О₄), представляющая собой бесцветную, сильно дымящую на воздухе жидкость:

КС1О₄ + Н₂SO₄ КНSO₄ + НС1O₄

Так как под уменьшенным давлением НС1O₄ перегоняется без разложения, ее легко выделить из реакционной смеси.

Безводная НСlO₄ малоустойчива и иногда взрывается просто при хранении, но ее водные растворы вполне устойчивы. Как окислитель HClO₄ гораздо менее активна, чем НС1O₃, и в разбавленных растворах практически не обнаруживает окислительных свойств. Напротив, кислотные свойства выражены у нее исключительно резко: по-видимому, она является одной из самых сильных кислот.

Рис. . Растворимость некоторых перхлоратов (моль/л H₂O).

Соли НСlO₄, за немногими исключениями (рис. ) легко растворимы в воде. Многие из них хорошо растворяются также в органических растворителях (спирте и т. п.). Подобно самой кислоте, большинство перхлоратов бесцветно.

Калийперхлорат применяется для приготовления некоторых взрывчатых веществ. При 610 С он плавится и одновременно начинает разлагаться, в основном по уравнению:

KСlO₄ = КСl + 2 O₂

Получают КСlO₄ обычно электролизом раствора КСlO₃. Реакция идет по схеме:

КСlO₃ + Н₂О = Н₂ (катод) + КСlO₄ (анод).

При перегонке разбавленных растворов НСlO₄ сначала отгоняется вода, затем разбавленная кислота и, наконец, при 203 С начинает перегоняться азеотропная смесь, содержащая 72 % HСlO₄ (близкая к составу НСlO₄2Н₂О и замерзающая лишь при 18 C). Так как кипение последней сопровождается частичным разложением, перегонку HClO₄ лучше проводить под уменьшенным давлением (при 20 мм рт. ст. азеотропная смесь перегоняется около 111 С). Концентрированная (72%) кислота дымит на воздухе и весьма гигроскопична, но устойчива при хранении и не разлагается под действием света. Промышленностью обычно выпускается 30-70 %-ная НСlO₄.

Молекула HСlO₄ имеет форму пирамиды с тремя атомами кислорода в основании [d(СlO) = 141 пм], гидроксильной группой в вершине [d(С10) = 164 пм] и углом ОСl=O, равным 106. Безводная хлорная кислота (т. пл. -- 101, т. кип. +16С при 18 мм рт. ст.) представляет собой весьма подвижную жидкость, тогда как ее крепкие водные растворы имеют маслянистую консистенцию. Их охлаждением может быть получен плавящийся лишь при +50 С кристаллогидрат НСlO₄Н₂О, который следует рассматривать как перхлорат оксония -- [Н₃О]СlO₄. Частичное образование последнего по схеме

Рис. . Электролитическая диссоциация HClO₄.

3 НСlO₄ [Н₃О]СlO₄ + Сl₂O₇ + 12,5 кДж

(с константой равновесия К = 110⁴) имеет место и в безводной хлорной кислоте. Именно этой реакцией (в силу последующего распада Сl₂O₇ по схеме 2 Сl₂O₇ = 4 СlO₂ + 3 O₂ + 117 кДж) обусловлена, вероятно, неустойчивость безводной хлорной кислоты. Очень сильные взрывы может вызвать ее соприкосновение со способными окисляться веществами. Хлорная кислота находит применение при анализах, в частности для выделения более летучих кислот из их солей.

В разбавленных водных растворах НСlO₄ не восстанавливается такими сильными восстановителями, как НI, Н₂S, SO₂ и водород в момент выделения. Даже концентрированная кислота становится очень активным окислителем лишь при температуре кипения (когда она легко растворяет, в частности, специальные стали).

Хотя НСlO₄ является одной из самых сильных из кислот, наличие недиссоциированных молекул в ее растворах установлено несколькими методами. Как видно из рис. , заметным оно становится лишь в достаточно концентрированных растворах. Для константы равновесия НСlO₄ Н + СlO₄ получено значение К = 38. По другим данным, хлорная кислота ионизирована в растворах еще значительнее, чем то показано на рис. .

Входящий в состав перхлоратов анион СlO₄ представляет собой тетраэдр с хлором в центре [d(СlO) = 144 пм].

Из безводных перхлоратов без разложения плавится только LiСlO₄ (т. пл. 236 С) .

Вообще говоря, их термическое разложение может идти по двум схемам: с образованием хлорида металла и кислорода или оксида металла, хлора и кислорода. Для солей Сs, Rb, К характерен первый путь, для солей Nа, Li, Ва, Sr, Сa преимущественно он же, а для солей Мg и большинства других металлов основным становится второй путь распада.

Растворимость некоторых перхлоратов (г на 100 г растворителя при 25 С) в воде, спирте и ацетоне сопоставлена ниже:

Безводный перхлорат лития хорошо растворим и в эфире (с образованием 6 М раствора), тогда как кристаллогидрат LiСlO₄3Н₂О растворим весьма мало. Следует отметить, что растворы перхлоратов в органических жидкостях, как правило, взрывоопасны.

Некоторые перхлораты (особенно NН₄СlO₄) используются в реактивной технике.

Взаимодействием 72 %-ной НСlO₄ с фтором получен бесцветный фторперхлорат -- FСlO₄. Это малоустойчивое соединение (т. пл. 167, т. кип. 10 С) обладает резким запахом и весьма реакционноспособно. И в газообразном, и в жидком состоянии оно может разлагаться со взрывом.

Длительным взаимодействием избытка СsСlO₄ с ClSO₃F при 45 С был получен хлорперхлорат СlСlO₄. Вещество это описывается как устойчивая лишь при низких температурах светло-желтая жидкость (т. пл. 117 С). Наличие в молекуле хлорперхлората положительно поляризованного атома хлора устанавливается протекающими при 78 С реакциями по схемам

НCl + СlOСlO₃ = Сl₂ + НСlO₄ и

АgСl + СlOСlO₃ = Сl₂ + АgСlO₄

Взрывоопасность СlСlO₄ меньше, чем FСlO₄.

Если фторперхлорат является продуктом замещения на фтор водорода хлорной кислоты, то в качестве продукта аналогичного замещения ее гидроксила можно рассматривать фторхлортриоксид (“перхлорилфторид”) -- FСlO₃. Последний образуется при действии фтора на сухой КСlO₃ и представляет собой бесцветный газ (т. пл. 148, т. кип. 47 С) с характерным сладковатым запахом. Удобнее получать его по схеме:

МСlO₄ + НSО₃F = МНSО₄ + FСlO₃

действием на перхлорат смеси хлорсульфоновой кислоты и SbF₅ (которая играет роль катализатора). Теплота образования FСlO₃, из элементов равна -- 21 кДж/моль, а для энергий связей даются значения 251 (FСl) и 238 (СlO) кДж/моль. Молекула FСlO₃ имеет структуру несколько искаженного тетраэдра с хлором около центра [d(СlO) = 140, d(FСl) = 161 А, ОС1O = 115, FСlO = 103] и практически неполярна ( = 0,02).

Фторхлортриоксид термически устойчив до 400 С, не гидролизуется даже горячей водой (и холодными щелочами), нерастворим в жидком фтористом водороде, умеренно токсичен и сам по себе невзрывчат (но способен давать взрывчатые смеси с некоторыми органическими веществами). Так как его критическая температура довольно высока (+95 С), он может храниться и транспортироваться в сжиженном состоянии (при 25 С давление пара составляет 12 атм). Окислительная активность FСlO₃ в обычных условиях невелика, но быстро возрастает при нагревании. Поэтому реакции окисления им хорошо поддаются температурному регулированию. Вещество это представляет значительный интерес для реактивной техники. Существует также указание на то, что оно обладает наивысшим из всех газов значением диэлектрической проницаемости.

При слабом нагревании под уменьшенным давлением смеси безводной НС1О₄ с фосфорным ангидридом (Р₂О₅) отгоняется бесцветная маслянистая жидкость, которая представляет собой хлорный ангидрид, образующийся по реакции

2 НСlO₄ + Р₂О₅ = 2 НРО₃ + Сl₂O₇

От сильного нагревания (и удара) Сl₂O₇ взрывается, однако он все же устойчивее, чем Сl₂O и СlO₂. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота.

Хлорный ангидрид (т. пл. 93, т. кип. 83 С) является сильно эндотермичным соединением (теплота образования из элементов 251 кДж/моль). Строение его молекулы отвечает формуле О₂СlOСlO₃. Угол при кислородном атоме, соединяющем обе пирамиды СlO₃ составляет 119 [при d(ОСl) = 171 пм], а угол O Сl=О равен 115 [d(СlO) = 141 пм]. Молекула характеризуется отчетливо выраженной полярностью ( = 0,72). С такими веществами, как сера, фосфор, бумага, опилки и т. п., Сl₂O₇; при обычных температурах не реагирует, но соприкосновение его с иодом сопровождается взрывом. Хлорный ангидрид смешивается с четыреххлористым углеродом в любых соотношениях. При термическом разложении Сl₂O₇ первичным актом является разрыв одной из связей ОС1 (с образованием радикалов СlO₃ и СlO₄). Энергия этой связи оценивается в 201 кДж/моль.

Из двух радикалов, первично возникающих при термическом распаде хлорного ангидрида более или менее устойчивому существованию способен, по-видимому, лишь ClO₃. Триоксид хлора (хлортриоксид) образуется при действии на СlO₂ озона и представляет собой темно-красное масло (т. замерз. +3 С). Жидкость примерно на 99 % состоит из удвоенных молекул (Сl₂O₆), тогда как в парообразном состоянии равновесие Сl₂O₆ + 8 кДж 2 СlO₃ очень сильно смещено вправо.

Хотя выше уже приводились названия кислородных кислот хлора и их солей, однако полезно сопоставить эти названия:

Кислота Формула Название солей

Хлорноватистая НОС1 гипохлориты

Хлористая НС1O₂ хлориты

Хлорноватая НС1O₃ хлораты

Хлорная НС1О₄ перхлораты

Структурные формулы всех четырех кислот приводятся ниже:

НOС1 НOС1=O НOС1=O O

O HOCl=O

O

Как видно из этих формул, валентность хлора в рассматриваемых кислотах меняется по ряду: +1, +3, +5, +7.

Если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам -- кислотности и окислительной активности, -- получается следующая схема:

усиление кислотных свойств

----------------------------

НОС1 НС1О₂ НС1О₃ НС1О₄

----------------------------

увеличение окислительной активности

Кислотность изменяется, следовательно, противоположно окислительной активности. Последняя, в общем, тем больше, чем кислота менее устойчива. Действительно, хлорноватистая и хлористая кислоты более или менее устойчивы только в разбавленных растворах, концентрацию хлорноватой можно довести уже до 40 %, тогда как хлорная известна в безводном состоянии. Первые три кислоты в растворах постепенно разлагаются, а хлорная может сохраняться сколь угодно долго. Соответствующие соли обычно значительно устойчивее свободных кислот, но относительная их устойчивость примерно такова же.

Так как наиболее устойчивой из всех кислородных кислот хлора является НСlO₄, можно было бы ожидать, что при взаимодействии хлора со щелочью должны сразу образовываться ее соли. Однако сперва получаются менее устойчивые соединения, которые затем лишь постепенно (быстрее -- при нагревании) переходят в более устойчивые. На основе изучения ряда подобных случаев уже Гей-Люссак (1842 г.) наметил так называемое правило ступеней реакции: при химических процессах вначале обычно образуются не наиболее устойчивые вещества, а самые близкие по неустойчивости к исходной системе.

Во всех тех случаях, когда дальнейшие превращения относительно менее устойчивых продуктов реакции осуществляются очень быстро или, наоборот, очень медленно, мы практически их либо не замечаем, либо не считаем промежуточными продуктами. Поэтому выражаемое правилом ступеней реакции обобщение сразу бросается в глаза. Между тем при рассмотрении хода протекания химических процессов оно часто оказывается весьма полезным.