Хлор элемент 7 группы главной подгруппы. На внешнем электронном уровне атома хлора имеется 7 электронов. Заряд ядра атома элемента хлора равен +17. На первом энергетическом уровне атома хлора располагаются 2 электрона.На втором энергетическом уровне атома хлора находится 8 электронов. На третьем 7 электронов.
1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5
Нахождение в природе: Из-за высокой активности хлор в свободном состоянии в природе не встречается. Основным источником хлора является морская вода, содержащая хлорид натрия. Наиболее важные минералы хлора - это галит (или каменная соль) NaCl и хлораргирит AgCl.
Физические свойства: При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. При комнатной температуре он переходит в жидкое состояние.Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует.
Химические свойства: На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl-. Он хорошо взаимодействует с металлами:
2 Fе + 3 Сl2 = 2 FеСl3 (хлорид железа (III));
и неметаллами
Н2 + Сl2 = 2 НСl (хлороводород);
С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.
При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:
Сl2 + Н2О = НСl + HClO.
При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:
Сl2 + 2 NaOН = NaСl + NaClО + Н2О.
При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами.При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.
Хлор - сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы окисляться до более высокого валентного состояния:
2 FеСl2 + Сl2 = 2 FеСl3;
Н2SO3 + Сl2 + Н2О = Н2SО4 + 2 НСl.
Применения:Под давлением хлор превращается в жидкость, которую широко используют как отбеливатель, в частности в текстильной и бумажной. Хлор применяют в производстве красок, резин, синтетического каучука, углеводородов, взрывчатых веществ и в химических синтезах. Хлор используют также для отбеливания губок и соломы.
Кислородные соединения: Хлор образует оксиды Cl2O, ClO2 и Cl2O7. Все оксиды хлора нестабильны, могут разлагаться со взрывом, являются сильными окислителями, вызывают возгорание органических соединений, например бумаги, дерева и сахара. Cl2O - желтовато-красный газ - образуется при пропускании Cl2 над оксидом ртути при низкой температуре. При растворении его в воде образуется хлорноватистая кислота HClO. ClO2 - темножелтый газ, в промышленности его получают действием хлора на сухой хлорит натрия NaClO2. ClO2 применяют в отбеливающих порошках, в производстве бумаги и текстиля. Cl2O7 - бесцветная маслянистая жидкость, более стабильна, чем другие оксиды, но при определенных условиях также может взрываться. Cl2O7 получают обезвоживанием HClO4 в присутствии P4O10.
Ca - II PO3 - I Na - I CO3 - II Al - III PO4 - III Cu - II SO4 - II Fe - III NO3 - I Al - III S - II Pb - VI Cl - I K - I I - I Во всех элементов в первом ряду валентность постоянная. Валентность можно посмотреть в таблице растворимости элементов.
Если есть два элемента с коэффициентами, то определить валентность так же просто : AnBm Валентность элемента А отходит к элементу В, а валентность элемента В отходит к элементу А. То есть коэффициент n - это валентность B, а коэффициент m - это валентность элемента А.
Строение атома:
Хлор элемент 7 группы главной подгруппы. На внешнем электронном уровне атома хлора имеется 7 электронов. Заряд ядра атома элемента хлора равен +17. На первом энергетическом уровне атома хлора располагаются 2 электрона.На втором энергетическом уровне атома хлора находится 8 электронов. На третьем 7 электронов.
1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5
Нахождение в природе: Из-за высокой активности хлор в свободном состоянии в природе не встречается. Основным источником хлора является морская вода, содержащая хлорид натрия. Наиболее важные минералы хлора - это галит (или каменная соль) NaCl и хлораргирит AgCl.
Физические свойства: При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. При комнатной температуре он переходит в жидкое состояние.Хлор хорошо растворим во многих органических растворителях, особенно в тетрахлориде углерода, с которым не взаимодействует.
Химические свойства: На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl-. Он хорошо взаимодействует с металлами:
2 Fе + 3 Сl2 = 2 FеСl3 (хлорид железа (III));
и неметаллами
Н2 + Сl2 = 2 НСl (хлороводород);
С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.
При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:
Сl2 + Н2О = НСl + HClO.
При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:
Сl2 + 2 NaOН = NaСl + NaClО + Н2О.
При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами.При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.
Хлор - сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы окисляться до более высокого валентного состояния:
2 FеСl2 + Сl2 = 2 FеСl3;
Н2SO3 + Сl2 + Н2О = Н2SО4 + 2 НСl.
Применения:Под давлением хлор превращается в жидкость, которую широко используют как отбеливатель, в частности в текстильной и бумажной. Хлор применяют в производстве красок, резин, синтетического каучука, углеводородов, взрывчатых веществ и в химических синтезах. Хлор используют также для отбеливания губок и соломы.
Кислородные соединения: Хлор образует оксиды Cl2O, ClO2 и Cl2O7. Все оксиды хлора нестабильны, могут разлагаться со взрывом, являются сильными окислителями, вызывают возгорание органических соединений, например бумаги, дерева и сахара. Cl2O - желтовато-красный газ - образуется при пропускании Cl2 над оксидом ртути при низкой температуре. При растворении его в воде образуется хлорноватистая кислота HClO. ClO2 - темножелтый газ, в промышленности его получают действием хлора на сухой хлорит натрия NaClO2. ClO2 применяют в отбеливающих порошках, в производстве бумаги и текстиля. Cl2O7 - бесцветная маслянистая жидкость, более стабильна, чем другие оксиды, но при определенных условиях также может взрываться. Cl2O7 получают обезвоживанием HClO4 в присутствии P4O10.
Na - I CO3 - II
Al - III PO4 - III
Cu - II SO4 - II
Fe - III NO3 - I
Al - III S - II
Pb - VI Cl - I
K - I I - I
Во всех элементов в первом ряду валентность постоянная.
Валентность можно посмотреть в таблице растворимости элементов.
Если есть два элемента с коэффициентами, то определить валентность так же просто
:
AnBm
Валентность элемента А отходит к элементу В, а валентность элемента В отходит к элементу А.
То есть коэффициент n - это валентность B, а коэффициент m - это валентность элемента А.