Валентность хлора (cl), формулы и примеры

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% хлора по весу.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Первичная форма нахождения хлора в природе отвечает его чрезвычайному распылению: небольшие количества этого элемента входят в состав самых различных минеральных пород земной коры.

В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них растворимые составные части, соединения хлора скоплялись в морях.

Усыхание последних привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NaCl, который и служит основным исходным сырьем для получения хлора.

Общее мировое потребление хлора (без СССР) составляет около 10 млн. т ежегодно. Используется он главным образом для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м3) и в химической промышленности.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl (рис. 96). При этом на аноде выделяется хлор (2Сl’ – 2e– = Сl2 ), а в катодном пространстве выделяется водород (2Н· + 2e– = H2 ) и образует NaOH.

  • При лабораторном получении хлора обычно пользуются действием МnО2 или КМnО4 на соляную кислоту:
  • МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Cl2 + 2Н2 О
  • 2КМnО4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2 О

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Вторая реакция протекает значительно энергичнее первой (тре­бующей подогревания).

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Гидролиз по катиону в химии

Оценим за полчаса!

Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ (т. пл. -101 °С, т. кип. -34°С), состоящий из двухатомных мо­лекул. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Образующийся раствор часто называют «хлорной водой».

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

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

Тем не менее химическая активность хло­ра очень велика — он непосредственно соеди­няется почти со всеми обычными металлами (иногда лишь в присутствии следов воды или при нагревании) и со всеми металлоидными элементами, кроме углерода, азота и кислорода. Важно отметить, что при отсутствии влаги хлор практически не действует на железо.

1) Взаимодействие хлора с фтором происходит лишь при нагревании их смеси выше 200 °С. В этих условиях образуется бесцветный ClF (т. пл. -154 °C,т. кип. -101 °С), а нагреванием его с избытком фтора может быть получен бес­цветный ClF3 . Оба вещества характеризуются своей исключительно высокой реакционной способностью.

Взаимодействие хлора с водородом по реакции Н2 + Cl2 = 2HCl + 44 ккал

при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси газов или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) реакция сопровождается взрывом.

Детальное изучение этой реакции позволило выяснить характер протекания ее отдельных стадий (так называемых элементарных процессов).

Прежде всего, за счет энергии 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 НСl и атом хлора, и т. д. Весь процесс может быть изображен следующей схемой:

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Таким образом получается как бы цепь последовательных реакций, причем за счет каждой первоначально возбужденной молекулы Сl2 образуется до миллиона молекул НСl. Реакции подобного типа называются цепными. Они играют большую роль при протекании многих химических процессов.

Читайте также:  Производные, примеры решений

В настоящее время прямой синтез является основным промышленным методом получения НСl. Исходным сырьем служат хлор и водород, одновременно выделяющиеся при электролизе раствора NaCl. Спокойное протекание процесса обеспечивают смешиванием обоих газов лишь в момент взаимодействия.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

2) Для технического синтеза НСl служит установка, схематически показанная на рис. 97. После первоначального поджигания смесь хлора с водородом продолжает гореть спокойным пламенем, образуя хлористый водород.

Последний проходит затем через две поглотительные башни, в которых и поглощается водой. Используемый в системе принцип противотока, т. е.

противоположных направлений движения газа и жидкости, обеспечивает полноту поглощения НСl и позволяет проводить весь процесс непрерывно.

  1. Другой метод технического получения НСl основан на взаимодействии NaCl и концентрированной H2 SO4 по реакциям:
  2. NaCl + H2 SO4 = NaHSO4 + HCl
  3. NaCl + NaHSO4 = Na2 SO4 + HCl

Первая из них отчасти протекает уже при обычных условиях и практически нацело – при слабом нагревании; вторая осуществляется лишь при более высоких температурах. Для проведения процесса служат механические печи большой производительности.

Хлористый водород представляет собой бесцветный газ (т. пл. –112°С, т. кип. –84 °С). В отсутствие влаги при обычных температурах он не действует на большинство металлов и их окислов. Газообразный кислород окисляет его только при нагревании.

На воздухе хлористый водород дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Растворимость его весьма велика: при обычных условиях 1 объем воды способен поглотить до 450 объемов хлористого водорода.

Раствор НСl в воде называется хлористоводородной (иначе – соляной) кислотой. Последняя относится к числу наиболее сильных кислот. Концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,19 и содержит около 37% хлористого водорода.

Подобно другим сильным кислотам, НСl энергично растворяет многие металлы. Большинство ее солей – хлористых, или хлоридов, – хорошо растворимо в воде. Из производных обычных металлов труднорастворимы лишь хлориды серебра и свинца.

Ежегодное мировое потребление соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое практическое применение находят также многие ее соли.

  • Так как с кислородом хлор не взаимодействует, его кислородные соединения могут быть получены лишь косвенными методами. При рассмотрении путей их образования целесообразно исходить из обратимой реакции между хлором и водой
  • Сl2 + Н2 О = НСl + НОСl
  • При обычных условиях в насыщенном растворе гидролизовано около половины всего растворенного хлора.

Из образующихся при гидролизе хлора двух кислот – соляной и хлорноватистой (НОСl) –первая является очень сильной, а вторая – очень слабой (К = 3 ·10–8). Это резкое различие в силе обеих кислот можно использовать для их разделения.

Если в воде взболтать порошок мела (СаСОз) и затем пропускать в нее хлор, то соляная кислота реагирует с мелом (по уравнению СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + СО2 + Н2 О), а хлорноватистая накапливается в растворе. Подвергая реакционную смесь перегонке, получают в приемнике разбавленный раствор НОСl.

Будучи соединением неустойчивым, НОСl медленно разлагается даже в таком разбавленном растворе. Соли хлорноватистой кислоты называются хлорноватистокислыми, или гипохлоритами. Сама НОСl и ее соли являются очень сильными окислителями.

Метод получения гипохлоритов основан на использовании приводившейся выше обратимой реакции взаимодействия хлора с водой. Так как оба вещества правой части равенства НСl и НОСl – дают в растворе ионы Н+, а оба исходных продукта – Сl2 и Н2 О – таких ионов практически не образуют, равновесие можно сместить вправо, связывая ионы Н+.

Добиться этого проще всего добавлением к реакционной смеси щелочи. Так как по мере образования ионы Н будут связываться ионами ОН' в недиссоциированные молекулы воды, равновесие сместится вправо. Применяя, например, NaOH имеем:

  1. Сl2 + Н2 О НОСl + НСl
  2. HOCl + НСl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H2 O
  3. или в общем:
  4. Сl2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + Н2 О

В результате взаимодействия хлора с раствором щелочи получается, следовательно, смесь солей хлорноватистой и соляной кислот. Образующийся раствор («жавелевая вода») обладает сильными окислительными свойствами и широко применяется для отбелки тканей и бумаги.

При взаимодействии хлора с более дешевой щелочью – Са(ОН)2 – образуется так называемая хлорная известь. Реакция может быть приближенно выражена уравнением

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

согласно которому хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная (иначе, белильная) известь представляет собой белый порошок, обладающий сильными окислительными свойствами. Она применяется для беления и дезинфекции, а также служит одним из основных дегазаторов, т. е. средств для уничтожения боевых отравляющих веществ.

3) На воздухе хлорная известь постепенно разлагается, в основном, по уравнению: 2СаСl(ОСl) + СО2 = СаС2 + СаСОз + Сl2 О.

При действии на нее соляной кислоты выделяется хлор: Ca(Cl)OCl + 2HCl = CaCl2 + H2 O + Cl2 .

Хорошим продажным сортам хлорной извести приближенно соответствует состав ЗСа(Сl)ОСl ×Са(ОН)2 × xH2 O и содержание «активного» (т. е. выделяемого под действием соляной кислоты) хлора около 35% по весу.

  • Свободная хлорноватистая кислота испытывает в растворе три различных типа превращений, которые осуществляются независимо друг от друга и поэтому называются параллельными реакциями:
  • 1) НОСl = НСl + О
  • 2) 2НОСl = Н2 О + Сl2 О
  • 3) 3HOCl = 2НСl + НСlО3

Все эти процессы способны протекать одновременно, но их относительные скорости сильно зависят от имеющихся условий. Изменяя последние, можно добиться того, что превращение пойдет практически нацело по какому–нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света разложение хлорноватистой кислоты идет по первому из них. Так же протекает оно в присутствии веществ, способных легко присоединять кислород, и некоторых катализаторов (например» солей кобальта).

При распаде по второму типу получается окись хлора (Сl2 О). Эта реакция идет в присутствии водоотнимающих веществ (например, СаСl2 ). Окись хлора представляет собой взрывчатый буровато–желтый газ (т. пл. –121 °С, т. кип. +2°С) с запахом, похожим на запах хлора. При действии Сl2 О на воду образуется НОСl, т. е. окись хлора является ангидридом хлорноватистой кислоты.

Распад НОСl по третьему типу особенно легко идет при нагревании. Поэтому действие хлора на горячий раствор щелочи выражается суммарным уравнением:

ЗСl2 + 6КОН = KClO3 + 5КСl + 3Н2О

Продуктами реакции являются КСl и калийная соль хлорноватой кислоты (НСlOз). Так как соль эта труднорастворима в холодной воде, при охлаждении раствора она осаждается.

Свободная НСlOз известна только в растворе. Она является сильной кислотой (диссоциированной приблизительно так же, как НСl и HNO3 ) и энергичным окислителем. Соответствующий ей ангидрид неизвестен.

В противоположность свободной НСlOз для ее солей (хлор–новатокислых, или хлоратов) окислительные свойства в растворах не характерны. Большинство хлоратов бесцветно (как и сама НСlO3 ) и хорошо растворимо в воде. Все ели сильно ядовиты.

4) При нагревании до 60 °С увлажненной смеси КСlО3 и щавелевой кислоты (Н2 С2 О4 ) по реакции

2КСlO3 + Н2 С2 O4 = K2 CO3 + CO2 + H2 O + 2ClO2

образуется зеленовато–желтая двуокись хлора (г. пл. – 59 °С, т. кип. + 10 °С). Свободная ClO2 малоустойчива и способна разлагаться со взрывом. В воде она хорошо растворима.

5) Взаимодействие СlО2 с раствором щелочи сопровождается образованием солей двух кислот – хлорноватой и хлористой: 2СlO2 + 2КOН = КСlOз + КСlO2 + Н2 О. Отдельно от хлорноватой можно получить хлористую кислоту по следующим реакциям: BaO2 +2ClO2 = Ba(ClO2 )2 +O2 и Ba(ClO2 )2 + H2 SO4 = BaSO4 2НСlO2 .

Малоустойчивая хлористая кислота (К = 5·10–3) известна только в разбавленных растворах, при хранении которых быстро разлагается. Соли ее (хлориты), как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде.

В отличие от гипохлоритов, они характеризуются наличием сильно выраженных окислительных свойств только в кислой среде.

Содержащие NaClO2 препараты находят применение в текстильной промышленности (для беления тканей).

  1. При нагревании КСlOз около 400 °С начинает разлагаться, причем распад может идти по двум направлениям:
  2. 4КСlО3 = 4КСl + 6О2
  3. или
  4. 4КСlО3 = ЗКСlО4 + КСl

Реакция протекает преимущественно по первому типу при наличии катализатора (МnО2 и т. п.), по второму – в его отсутствие. Образующийся при распаде по второму типу хлорнокислый калий (или перхлорат калия) очень мало растворим в воде и поэтому легко отделяется от хлористого калия.

В технике КСlО4 получают обычно электролизом раствора КСlO3 [по схеме: Н2 О + КСlО3 = Н2 (катод)+КСlО4 (анод)]. Его термический распад по уравнению КСlО4 = КСl + 2О2 начинается лишь выше 600 °С.

Действием на перхлорат калия концентрированной серной кислоты может быть получена свободная хлорная кислота (НСlO4 ), представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость. Так как НСlO4 летуча и под уменьшенным давлением перегоняется без разложения, ее легко выделить из реакционной смеси:

КСlО4 + H2 SO4 = KHSO4 + НСlO4

Безводная НСlО4 (т. пл. –112°С, т. кип. +39°С при 56 мм. рт. ст.) малоустойчива и иногда взрывается даже просто при хранении. В продажу обычно поступает вполне устойчивая 72%–ная килота.

Как окислитель НСlO4 гораздо менее активна, чем НСlО3 , и в разбавленных растворах практически не обнаруживает окислительных свойств.

Напротив, кислотные свойства выражены у нее исключительно резко: она является самой сильной из всех известных кислот.

Соли HClO4 , как правило, легкорастворимы в воде. Подобно самой кислоте, большинство перхлоратов бесцветно.

При слабом нагревании под уменьшенным давлением смеси безводной хлорной кислоты с фосфорным ангидридом (Р2 О5 ) перегоняется бесцветная маслянистая жидкость, которая представляет собой хлорный ангидрид, образующийся по реакции:

2НСlО4 + Р2 О5 = 2НРО3 + Сl2 О7

Строение молекулы хлорного ангидрида (т. пл. –91 °С, т. кип. +82°С) отвечает формуле О3 Сl–О–СlО3 . От сильного нагревания (и удара) Сl2 О7 взрывается. При взаимодействии его с водой медленно образуется хлорная кислота.

Хотя выше уже приводились названия кислородных кислот хлора и их солей, однако полезно сопоставить эти названия, включив в рассмотрение также малоустойчивую кислоту НСlO2 .

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Структурные формулы всех четырех кислот приводятся ниже:

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

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, – то получается следующая схема:

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

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, как и последних.

Еще по теме:

  • ХЛОР — химическая энциклопедия
  • Хлор — справочник по веществам

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Источник: http://www.xumuk.ru/nekrasov/vii-02.html

Валентность хлора fecl2, felc3

Валентностью называется способность элементов присоединять к себе другие элементы.

Т. е. валентность – это число, демонстрирующее количество элементов, которое может притянуть к себе конкретный атом. Определяется числом неспаренных электронов невозбуждённого и возбуждённого атома.

Читайте также:  Строение атома золота (au), схема и примеры

Хлор, является элементом седьмой группы главной подругппы, третьего периода периодической системы химических элементов Менделеева. Атомный номер хлора – 17. Записывается он как Cl от Chlorum. Хлор является активным неметаллом и входит в группу галогенов.

Валентность и степень окисления атомов хлора в его молекуле

Валентность хлора (cl), формулы и примерыЕсли сравнивать степень окисления с валентностью, то степень окисления является более универсальным понятием. Степень окисления характеризует ряд соединений, таких как ионная связь, химическая или металлическая, однако не зависит от вида  химической связи. Степень окисления — это условный заряд на атоме в веществе. Определяют степень окисления исходя из допущения, о том, что соединение состоит исключительно из ионных связей. Степень окисления, в отличии от валентности, встречается не только положительной, но также нулевой, а порой и отрицательной.

Степень окисления численно обозначается тем, в каком состоянии находится атом в соединении. Также её именуют окислительным числом.

Определяя которое условно полагают, что в простых ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента равняется количеству оттянутых от атома связывающих электронных пар, а значение отрицательной степени окисления — числом притянутых электронных пар. Поэтому, определяя степень окисления принято считать, что, соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Говоря о хлоре, его валентности и степени окисления в его молекуле, получаются следующие значения:

  • Валентность – 1.
  • Степень окисления — 0

Какова валентность азота фосфора кремния

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

  • Валентность азота. Азот в таблице Менделеева обозначен буквой N. Он может существ овать в самом разном валентном виде завися от соединения. Встречается даже дробная валентность. Это можно прекрасно посмотреть на примере окисления азота: N2O — одновалентный азот (веселящий газ) NO — двухвалентный. NO2 (диоксид азота, бурый газ). Соединения азота в степени окисления +5 — оксид азота (V) N2O5, азотная кислота и её соли — нитраты, и др.

Тем не менее, валентность самого азота = 3.

  • Фосфор (Р) стоит в 3-м периоде, V группы, основной подгруппы периодической системы Менделеева. Валентность фосфора также может быть разной, всё, как и с любым другим веществом, упирается в то, с каким веществом случиться химическая связь фосфора. Тем не менее валентность самог фосфора бывает III, V.
  • Кремний (Si) – стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодической системы. Валентность – 2, 4.

Валентность хлора в органических соединениях, в возбужденном состоянии, в хлороводороде, в высшем оксиде

Валентность хлора в органических соединениях может быть различной, в зависимости, собственно, от соединения.

Основные реакции хлора с органическими веществами:

  • С насыщенными соединениями:

CH3-CH3 + Cl2 → C2H5Cl + HCl

  • Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям: Валентность хлора (cl), формулы и примеры

CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl

  • Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):
  • C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl
  • В невозбужденном состоянии у атома хлора на 3 энергетическом уровне находится 1 неспаренный электрон, таким образом невозбужденный атом хлора может показывать валентность 1.
  • В возбужденном состоянии — валентность 3.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Высшим оксидом является оксид, где элемент проявляет высшую степень окисления.

Cl2O7 — оксид хлора (VII) — ст. окисл. Cl (+7) — высший оксид.

Валентность хлора с металлами, с фосфором, с серебром, с натрием, с водородом, с кислородом, с кальцием, с алюминием, с неметаллами, с железом

Вообще валентность – одна из самых сложных тем в химии, чтобы в этом разобраться, придётся проштудировать немало материала. Не зная элементарных законов и правил химии, никто не сможет понять, что же такое валентность, а уж тем более научиться определять её.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

  1. Взаимодействие с металлами:
  2. Хлор непосредственно вступает в реакцию фактически со всеми металлами, однако для реакции с некоторыми необходима влага или нагревание.
  3. Взаимодействие с неметаллами:
  4. C неметаллами (кроме углерода, азота, фтора, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

В различных соединениях валентность хлора также различается, с металлами (серебро, натрий, железо, алюминий) валентность хлора = 1, с неметаллами имеет различную валентность, но, чаще всего, также 1. В соединениях с водородом валентность хлора = 1.

Вообще CL всегда имеет валентность 1, соединяясь с веществами, исключения составляют вещества с валентностью VII.

Запись опубликована в рубрике Технические статьи. Добавьте в закладки постоянную ссылку.

Источник: http://viplu.ru/valentnost-xlora-fecl2-felc3/

Хлор: валентность, химические свойства :: SYL.ru

Валентность определяет способность хлора присоединять к себе атомы других химических элементов.

Хлор, валентность которого имеет различные значения, располагается в седьмой группе, в главной подгруппе таблицы элементов. Выясним особенности строения атома этого галогена.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Хлор в нормальном состоянии

Валентность атомов хлора определяется особенностями строения его внешнего уровня. Данный элемент находится в 7(А) группе, имеет семнадцатый порядковый номер. Учитывая, что элемент является представителем четвертого периода, он имеет не только s-, p-, но и d-орбитали.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Электронная конфигурация атома

Какую электронную формулу имеет хлор? Валентность связана с особенностями внешнего энергетического уровня, поэтому запишем конфигурацию данного элемента.

В невозбужденном состоянии на первом уровне у хлора располагаются всего два электрона, второй занимают восемь, на третьем уровне их 10 штук. Отметим, что на последнем уровне есть незаполненная d-орбиталь, которая и характеризует валентные возможности данного галогена.

В данном случае валентность хлора равна I. Это характерно при взаимодействии с металлами (образуются хлориды). Высшую валентность VII хлор имеет в соединениях с неметаллами, например, в оксиде хлора (7), а также в хлорной кислоте.

  • Приведем в качестве примеров формулы соединений хлора, в которых он проявляет такую валентность: HClO4, Cl2O7.
  • Последний электронный уровень называют в неорганической химии валентным, так как именно он объясняет способность элемента вступать в химические взаимодействия с другими атомами.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Возбужденное состояние

Как ведет себя при нагревании хлор? Валентность его будет меняться в том случае, если атом будет находиться в возбужденном состоянии.

Учитывая тот факт, что у каждого энергетического уровня есть определенный запас энергии, электроны двух первых уровней не изменяют своего первоначального положения. Наблюдается переход одного p-электрона с 3p энергетического уровня на 3d-подуровень. Как будет при этом менять свое участие в химических реакциях хлор? Валентность его изменится, она будет равна трем.

  1. Рассмотрим электронную конфигурацию, которую приобретет в этом случае хлор.
  2. Такая конфигурация не является устойчивой, поэтому соединения хлора, в которых он проявляет степень окисления +3, быстро разлагаются.
  3. Так как на 3d-орбитали есть еще четыре свободные квантовые ячейки, возможен последующий переход электрона с 3p-подуровня, который приводит к образованию еще одной конфигурации атома хлора.
  4. В этом случае существует пять неспаренных электронов, поэтому хлор способен проявлять валентность V, степень окисления +5.

При максимальном разогревании атома хлора происходит переход электрона с 3s-подуровня на 3d-орбиталь. В этом случае хлор имеет максимальную валентность, равную семи.

На внешнем энергетическом уровне у него располагается семь неспаренных электронов, поэтому валентность хлора в соединениях равна 7.

Распределение электронов по уровням, подуровням, их переход осуществляются в соответствии с правилом Хунда и принципом Паули.

Как в этом случае обозначается хлор? Валентность элемента принято указывать римскими цифрами, а возбужденное состояние атома отмечают звездочкой.

Валентность хлора (cl), формулы и примеры

Заключение

Все затраты внутренней энергии, которые идут на процесс возбуждения атома хлора, полностью компенсируются той энергией, которая выделяется при образовании ковалентных связей. Это объясняет повышенную химическую активность хлора, находящегося в возбужденном состоянии. В своей максимальной степени окисления (+7) он проявляет свойства сильного окислителя.

Валентные возможности атома химического элемента не ограничиваются только количеством неспаренных электронов в стационарном и возбужденном виде. Например, при образовании связей в молекулах посредством донорно-акцепторного механизма, предполагают использование и свободных орбиталей.

Какие факторы влияют на валентные возможности атома хлора? Подводя итог, скажем, что в первую очередь необходимо отметить количество неспаренных электронов (незаполненные орбитали). Кроме того, в атоме должна быть свободная орбиталь, на которую будут при нагревании переходить электроны.

Источник: https://www.syl.ru/article/300549/hlor-valentnost-himicheskie-svoystva

5. Эквиваленты хлора и его соединений. Примеры расчётов

Эквивалентная
масса (Эм) называется масса одного
эквивалента вещества (элемента).

Эквивалентные
массы ранее рассмотренных элементов
равны Эм(Cl)=35.3 г/моль, Эм(O)=8 г/моль.

Эквивалентную
массу любого элемента можно определить
по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная
величина степени окисления в соединениях.
Поскольку большинство элементов имеют
переменную степень окисления, то значения
их эквивалентов в различных соединениях
различно. Например найдем

Если
в задаче указаны объемы газов, то удобнее
пользоваться понятием эквивалентный
объем, вычисляемый с помощью закона
Авогадро. Эквивалентным объемом
называется объем занимаемый при н.у.

одним эквивалентом вещества. Так 1 моль
водорода, т.е. 2г. Занимает объем 22.4л.,
следовательно 1г. (т.е. одна эквивалентная
масса), будет занимать 11,2л.

Аналогично
можно найти эквивалентный объем кислорода
который равен 5.6л.

6. Химические свойства хлора и его соединений. Примеры реакций

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 являютсярадикалами,
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.:

или

С кислородомхлор
образуетоксиды,
в 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:

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.

Источник: https://studfile.net/preview/1838975/page:2/

Ссылка на основную публикацию