Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопросаллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убываниюхимической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	кубическая, объёмноцентрированная
Параметры решётки	18,800 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) (0,236) Вт/(м·К)

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Биологическая роль соединений фосфора

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са₃(РО₄)₃·Ca(OH)₂. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

15 Кремний ← Фосфор → Сера N ↑ P ↓ As 15P

Внешний вид простого вещества

Белый, красный, жёлтый, черный фосфор
Свойства атома
Имя, символ, номер	Фосфор/ Phosphorus (P), 15
Атомная масса (молярная масса)	30,973762 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s2 3p3
Радиус атома	128 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	106 пм
Радиус иона	35 (+5e) 212 (-3e) пм
Электроотрицательность	2,19 [1] (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	5, 3, 1, 0, −1, −3[2]
Энергия ионизации (первый электрон)	1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	(белый фосфор)1,82 г/см³
Температура плавления	317,3 K
Температура кипения	553 K
Теплота плавления	2,51 кДж/моль
Теплота испарения	49,8 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	21,6[3] (ромбич.) Дж/(K·моль)
Молярный объём	17,0 см³/моль

Хлор

17	Хлор
Cl 35,452
3s23p5

Хлор (от греч.χλωρός — «зелёный») — элемент17-й группыпериодической таблицы химических элементов(поустаревшей классификации— элемент главной подгруппы VII группы), третьего периода, сатомным номером17^[2]. Обозначается символом Cl (лат.Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группугалогенов(первоначально название «галоген» использовал немецкий химикШвейгердля хлора — дословно «галоген» переводится каксолерод — но оно не прижилось и впоследствии стало общим для 17-й (VIIA) группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое веществохлор (CAS-номер: 7782-50-5) принормальных условиях—ядовитыйгазжелтовато-зелёногоцветатяжелее воздуха, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl₂).

Сера←Хлор → Аргон F↑Cl ↓ Br 17Cl
Внешний вид простого вещества
Жидкий хлор в запаянном сосуде
Свойства атома
Имя,символ,номер	Хлор / Chlorum (Cl), 17
Атомная масса(молярная масса)	35,4527 а. е. м.(г/моль)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s2 3p5
Радиус атома	100 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	99 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность	3,16 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Энергия ионизации(первый электрон)	1254,9(13,01) кДж/моль(эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность(прин. у.)	3,214 г/л; (жид. при −35 °C) 1,557; (тв. при −105 °C) 1,9 г/см³
Температура плавления	172,2 K
Температура кипения	238,6 K
Критическая точка	416,9 К, 7,991 Мпа
Теплота плавления	6,41 кДж/моль
Теплота испарения	20,41 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	21,838[1] Дж/(K·моль)
Молярный объём	18,7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	Орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,009 Вт/(м·К)

При нагревании РCl₅ и NH₄Cl происходит реакция образования полимера фосфонитрилхлорида:

nPCl₅ + nNH₄Cl → (PNCl₂)_n + 4nHCl

(PNCl₂)_n — прозрачное эластичное вещество, «неорганический каучук». Выдерживает нагревание выше 200 °C. К сожалению, фосфонитрилхлорид сравнительно легко гидролизуется, что затрудняет его практическое использование. Заменой атомов Clна органические радикалы можно получить водоустойчивые полимеры.

Получение

Получают действием избытка хлоранахлорид фосфора(III):

PCl₃ + Cl₂ PCl₅ ΔH = −124 кДж/моль

Применение 

PCl₅ — сильный хлорирующий агент, его используют при получении хлорангидридов фосфорныхифосфоновых кислотизолефинов, в производстве лекарственных средств и красителей.

Токсичность 

Токсичен, ПДК0,2 мг/м³.

История открытия хлора 

Соединение с водородом — газообразный хлороводород— было впервые полученоДжозефом Пристлив 1772 г. Хлор был получен в1774 г.шведским химикомКарлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействиипиролюзитассоляной кислотойв своём трактате о пиролюзите:

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать сзолотомикиноварью, а также его отбеливающие свойства. ОднакоШееле, в соответствии с господствовавшей вхимиитого времени теориифлогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированнуюмуриевую (соляную) кислоту.БертоллеиЛавуазьев рамках кислородной теории кислот обосновали, что новое вещество должно быть оксидом гипотетическогоэлементамурия. Однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которомуэлектролизомудалось разложитьповаренную сольнанатрийи хлор, доказав элементарную природу последнего.

Распространение в природе 

В природе встречаются два изотопахлора³⁵Cl и ³⁷Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галитаNaCl,сильвинаKCl,сильвинитаKCl · NaCl,бишофитаMgCl₂ · 6Н₂О, карналлитаKCl · MgCl₂ · 6Н₂O, каинитаKCl · MgSO₄ · 3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морейиокеанов(содержание вморской воде19 г/л^[4]). На долю хлора приходится 0,025 %от общего числа атомовземной коры;кларковое числохлора — 0,017 %. Человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Изотопный состав 

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %^[5].

Изотоп	Относительная масса, а.е.м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин
35Cl	34,968852721	Стабилен	—	3/2
36Cl	35,9683069	301000 лет	β-распадв36Ar	0
37Cl	36,96590262	Стабилен	—	3/2
38Cl	37,9680106	37,2 минуты	β-распад в 38Ar	2
39Cl	38,968009	55,6 минуты	β-распад в 39Ar	3/2
40Cl	39,97042	1,38 минуты	β-распад в 40Ar	2
41Cl	40,9707	34 c	β-распад в 41Ar
42Cl	41,9732	46,8 c	β-распад в 42Ar
43Cl	42,9742	3,3 c	β-распад в 43Ar

Физические и химические свойства 

При нормальных условияххлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Свойство	Значение
Цвет (газ)	Жёлто-зелёный
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−100 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400 °C
Плотность (газ, н.у.)	3,214 г/л
Сродство к электронуатома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Стандартная энтальпия образования(298 К, газ)	0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления	6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения	20,41 (кДж/моль)
Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х	243 (кДж/моль)
Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х	1150 (кДж/моль)
Энергия ионизации	1255 (кДж/моль)
Энергия сродства к электрону	349 (кДж/моль)
Атомный радиус	0,073 (нм)
Электроотрицательность по Полингу	3,20
Электроотрицательность по Оллреду-Рохову	2,83
Устойчивые степени окисления	−1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7

Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа.

При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решёткуспространственной группойCmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å^[7]. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группуP4₂/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å^[7].

Растворимость 

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
Вода[8] (0 °C)	1,48
Вода (20 °C)	0,96
Вода (25 °C)	0,65
Вода (40 °C)	0,46
Вода (60 °C)	0,38
Вода (80 °C)	0,22
Тетрахлорметан(0 °C)	31,4
Тетрахлорметан (19 °C)	17,61
Тетрахлорметан (40 °C)	11
Хлороформ	Хорошо растворим
TiCl4, SiCl4, SnCl4	Растворим

Степень диссоциациимолекулы хлора Cl₂ → 2Cl при 1000 К равна 2,07·10⁻⁴%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

По электропроводностижидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти вмиллиардраз хуже, чемдистиллированная вода, и в 10²² раз хужесеребра. Скоростьзвукав хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства 

Строение электронной оболочки 

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, поэтому валентностьравная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие степени окисления. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность	Возможные степени окисления	Электронное состояние валентного уровня	Пример соединений
I	+1, −1, 0	3s2 3p5	NaCl,NaClO,Cl2
III	+3	3s2 3p4 3d1	NaClO2
V	+5	3s2 3p3 3d2	KClO3
VII	+7	3s1 3p3 3d3	KClO4

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO₂ и Cl₂O₆. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами 

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами(с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами(кромеуглерода,азота,кислородаиинертных газов), образует соответствующиехлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует(иногда со взрывом) сводородомпорадикальномумеханизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованиемхлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальнаятемператураводородно-хлорного пламени 2200 °C.:

С кислородомхлор образуетоксидыв которых он проявляет степень окисления от +1 до +7:Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₅, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, афторид:

Другие свойства 

Хлор вытесняет бромииодиз их соединений с водородом и металлами:

При реакции с монооксидом углеродаобразуетсяфосген:

При растворении в воде или щелочах, хлор диспропорционирует, образуяхлорноватистую(а при нагреваниихлорноватую) исоляную кислоты, либо их соли:

(при нагревании)

Хлорированием сухого гидроксида кальцияполучаютхлорную известь:

Действием хлора на аммиакможно получитьтрихлорид азота:

Окислительные свойства хлора 

Хлор — очень сильный окислитель:

Раствор хлора в воде используется для отбеливания тканей и бумаги.

Реакции с органическими веществами 

С насыщенными соединениями:

 (получение хлороформа, реакция идет многоступенчато с образованием тетрахлорметана CCl₄)

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов(например,AlCl₃ или FeCl₃):

Химические методы 

Химические методы получения хлора малоэффективны и затратны. На сегодняшний день имеют в основном историческое значение. Может быть получен при взаимодействии перманганата калия с соляной кислотой:

Стандарты качества хлора 

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

Применение 

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащихполимеров

В производстве  поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль,упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру ипенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.

• Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты:

• Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.

• Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.

• Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ:иприт,фосген.

• Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01[1]устанавливает следующие пределы (коридор) допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованноговодоснабжения0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорированияводопроводнойводы. Альтернативой являетсяозонирование. Материалы, из которых изготовленыводопроводныетрубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основеполиолефинов:полиэтиленовыхтруб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно ктрубамиз сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируютмедныеводопроводные трубы.

• В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавкиE925.

• В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести,бертолетовой соли,хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

• В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

• Как индикаторсолнечныхнейтринов хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжиганиихлорсодержащего мусора образуется значительное количестводиоксинов.

Биологическая роль 

Солерос

Хлор относится к важнейшим биогенным элементами входит в состав всех живых организмов в виде соединений.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотическогоравновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения черезмембрануклеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействиемГАМК(нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект нанейроныпутём сниженияпотенциала действия. Вжелудкеионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитическихферментовжелудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток,митохондриальныхмембранахи скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстомкишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na⁺/K⁺ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — вэритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO₃⁻ (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудкесоляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора.Мышечная тканьчеловека содержит 0,20-0,52 % хлора,костная— 0,09 %; вкрови— 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессефотосинтезаизолированнымихлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержаниехлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживатьрост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюциилибо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующиесолончакина которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются —галофиты, они накапливают хлориды в течениевегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредствомлистопадаили выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии— которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Токсичность 

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкиевызываетожоглёгочной ткани,удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (то есть в два раза вышепорога восприятия запахахлора).

ПДКхлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных ГерманиейвПервую мировую войну, впервые применен в 1915 году во времябитвы при Ипре.

Стирол
Общие
Химическая формула	C8H8
Физические свойства
Молярная масса	104.15 г/моль
Плотность	0.909 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	-30 °C
Температура кипения	145 °C
Классификация
Рег. номер CAS	100-42-5
SMILES	c1ccccc1C=C

Стирол

Стиро́л C₈H₈ (фенилэтилен, винилбензол, этиленбензол) — бесцветная жидкость со специфическим запахом. Стирол практически нерастворим в воде, хорошо растворим в органических растворителях, хороший растворитель полимеров. Стирол относится ко второму классу опасности.