Валентность хлора в органических соединениях: Валентность углерода, хлора, кислорода в органиче­ских соединениях равна соответственно:

Содержание

Валентность хлора (Cl), формулы и примеры

Общие сведения о валентности хлора

В обычных условиях хлор – газ желто-зеленого цвета. Температура плавления – 101,0oС, температура кипения -34,2oС. Органично растворяется в воде. При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты, являющиеся хларатами приблизительного состава Cl2×6H2O и Cl2×8H2O.

Хлор – активный окислитель.

Молекула хлора двухатомна Cl2.

Валентность хлора в соединениях

Хлор — семнадцатый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в третьем периоде в VIIA группе. В ядре атома хлора содержится 17 протонов и 18 нейтронов (массовое число равно 35). В атоме хлора есть три энергетических уровня, на которых находятся 17 электронов (рис. 1).

Рис. 1. Строения атома хлора.

Электронная формула атома хлора в основном состоянии имеет следующий вид:

1s22s22p63

s23p5.

А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять валентность I (низшая валентность) в своих соединениях (NaClI, NaClIO, ClI2O).

Для атома хлора характерно наличие нескольких возбужденных состояний из-за того, что орбитали 3d-подуровня являются вакантными (на третьем энергетическом слое помимо 3s- и 3p-подуровней есть еще и 3d-подуровень). Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 3s-подуровня:

Наличие трех, пяти и семи неспаренных электронов в возбужденном состоянии свидетельствует о том, что хлор проявляет в своих соединениях валентности III (NaCl

IIIO2), V (KClVO3) и VI (KClVIIO4, ClVII2O7) (высшая валентность).

Формально хлор может проявлять валентности IV (ClO2) и VI (Cl2O6).

Примеры решения задач

Валентность хлора fecl2, felc3 | То что Интересно!

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.

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

Если 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.

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, который возник бы, если бы связи в этом соединении были бы ионными, а электроны смещены к наиболее электроотрицательному элементу.

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

  • Валентность – 1.
  • Степень окисления — 0

Какова валентность азота фосфора кремния

Какова же валентность других веществ, нередко взаимодействующих с хлором?

  • 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:

Ch4-Ch4 + Cl2 → C2H5Cl + HCl

  • Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

Ch3=Ch3 + Cl2 → Cl-Ch3-Ch3-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.

Зная валентность 1 химического элемента, всегда можно узнать валентность остальных атомов в соединении. Если атомы водорода в любое время одновалентные, то в молекуле хлороводорода HCl валентность атомов хлора также будет равняться одному, ведь атом хлора связан только с атомом водорода и не может образовывать с ним больше 1 связи.

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.

Вообще, чтобы знать валентность того или иного вещества, достаточно просто уметь читать таблицу Менделеева, т. к. там схематически написано в сё и обо всех химических веществах. Это необходимо, чтобы решать задачи по химии и ставить опыты. Валентность всех веществ, в том числе и хлора, подчиняется строгим правилам, выучив которые, можно с лёгкостью определять валентность любого интересующего вещества.

Взаимодействие с металлами:

Хлор непосредственно вступает в реакцию фактически со всеми металлами, однако для реакции с некоторыми необходима влага или нагревание.

Взаимодействие с неметаллами:

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.

Хлора соединения — Справочник химика 21

    Идея промежуточного (мезомерного) состояния, к которой умозрительно прищли химики английской школы, явилась первоначальным выражением концепции резонанса, развитой в математической форме Полингом, применившим принципы квантовой механики. Особое значение концепции резонанса состоит в объяснении удивительных эффектов стабилизации, связанных с резонирующими системами. Хлористый винил в терминах теории резонанса описывается как резонансный гибрид, по характеру сходный как с формой в, так и с формой д, он не является смесью этих форм, а представляет собой самостоятельную химическую индивидуальность, сочетающую в себе свойства обеих форм и обладающую резонансной стабилизацией, которая уменьшает реакционную способность системы. Свойства формы д, в которой хлор соединен двойной связью с углеродом, проявляются в гибриде в том, что длина связи С—С1 в хлористом виниле (1.69A) на 0,08A меньше, чем в хлористом этиле (1,77А).
Из сравнения размеров обеих молекул следует, что эта укороченная связь примерно на 33% является двойной, и потому в данном случае атом хлора связан прочнее, чем с насыщенным атомом углерода. Хотя более ранняя концепция мезомерии не столь определенна, как концепция резонанса, структуры типа г, указывающие направление электронного сдвига, удобны для выражения идеи промежуточного состояния с помощью одной формулы. [c.75]
    В качестве присадок для снижения трения и износа применяют масла и жиры растительные и животные, высокомолекулярные жирные кислоты и их эфиры органические соединения, содержащие серу, фосфор или хлор соединения металлов (свинцовые мыла, окислы и сернистые соединения молибдена и др.) [c.201]

    Но важнее всего вот что. По мере того как атомы водорода замещаются атомами хлора, соединение становится все менее горючим. Четыреххлористый углерод, в молекуле которого вовсе нет водорода, совсем не горит.

Его даже используют в огнетушителях некоторых типов. Когда четыреххлористый углерод разбрызгивают над огнем, тепло от пламени легко превращает его в газ. Этот газ более чем в 5 раз тяжелее воздуха и поэтому не так легко улетучивается. Он окутывает пламя и прекращает доступ кислорода к нему. А так как сам четы- [c.69]

    Дигалоидалкилы. Дигалоидалкилы, содержаш,ие в молекуле, по крайней мере, один-четвертичный атом углерода, могут быть получены путем конденсации этилена с дигалоидалкилами, у которых хотя бы один атом галогена находится у третичного углеродного атома [20]. Например, при реакции 1,3-дихлор-3-метилбутана (дигидрохлорид изопрена) с этиленом в присутствии А1С1д образуется 1,5-дихлор-3,3-диметилпентан. Ясно, что атом хлора, соединенный с третичным атомом углерода, значительно реакционноспособнее, чем атом хлора, находяш,ийся у первичного атома углерода  [c.231]

    Эквивалент выражается в молях. Эквивалент водорода равен 1 моль, кислорода — 0,5 моль. В НС1 1 моль атомов хлора соединен с 1 молем атомов водорода, откуда эквивалент хлора Эа равен 1 моль. [c.18]

    Для гарантии обеззараживающего действия в воде поддерживают различные остаточные концентрации свободного или связанного активного хлора. На рис. 7.13 приведены зависимости между дозой введенного хлора и остаточным хлором зависимость I типа наблюдается при наличии в воде только быстро реагирующих с хлором соединений (железа (II), нитритов, цианидов, роданидов, сульфитов, тиосульфатов), остаточный хлор появляется при практически полном исчезновении этих легкоокисляющихся веществ зависимость [c.642]

    В спектрах комбинационного рассеяния циклических у-хлор-эфиров [49] с атомом хлора, соединенным с атомом углерода в циклогексановом кольце, [c.257]

    Применяемый метод удаления цианистых соединений из сточных вод базируется на их окислении хромом (либо гипохлоритом) в основной среде. Наиболее часто для этой цели применяют гнпохлорит натрия, хлорную известь и газообразный хлор. Соединения эти в основной среде гидролизуют с получением ионов СЮ , которые с цианидами реагируют в соответствии с реакцией  [c.57]


    Профессиональные отравления могут возникнуть при вдыхании, всасывании через кожу или попадании через пищеварительный тракт токсических веществ. Отравления, возникшие в течение короткого промежутка времени (не более одной смены или суток), называются острыми, а возникшие в течение более длительного срока хроническими. Хронические отравления происходят вследствие постепенного воздействия на человека окислов азота, серного или сернистого ангидрида, сероводорода, аммиака, хлора, соединений фтора, мышьяка, сурьмы, фосфора, хрома, марганца, ртути, свинца, тетраэтилсвинца, сероуглерода, бензола и других промышленных ядов. [c.33]

    С1(а1 —атом хлора, соединенный с ароматическим циклом. [c.308]

    Дихлорадканы, у которых по крайнон мере один иа атомов хлора соединен с третичным атомом углерода, в присутствии катализаторов Фриделя-Крафтса могут 1 онденоиро1 аться с этиленом и хлорэтиленом по следуюш ей схеме [58] ,  [c. 222]

    В хлорной воде присоединение хлора идет достаточно медленно для того, чтобы почти количественно образовывался этиленхлоргидрин (см. стр. 370). Реакции олефинов с хлором и бромом в жидкой фазе идут обычно исключительно быстро 130], и применение растворителя, как правило, сказывается благоприятно. Этилен легко хлорируется при низких температурах в дихлорэтаповом растворе, как это применяется в промышленности. Хлориды элементов, образующих с хлором соединения высшей и низшей валентностей, как сурьма, железо, селен, являются эффективными катализаторами присоединения хлора к этилену. Присутствие полярных веществ можот катализировать присоединение галоидов например, реакция брома с этиленом в гааовой фазе сильно ускоряется, если стенки реактора покрыты стеариновой кислотой, но скорость реакции приближается к нулю, если стенки покрыты парафином [64]. Степень замещения хлором при реакции олефинов с хлором, как показано в табл. 3, поразительно велика [80]. Реакция замещения часто сопровождается перемещением двойной связи.[c.364]

    В спектрах ЯКР на ядрах хлора соединений Т1С14 [25а], Si U [25Ь] и ЗпСи [25Ь] обнаружены четыре линии в каждом. На основании этого был сделан вывод, что кристаллические структуры этих веществ похожи. [c.277]

    Фос( юр образует с хлором соединения состава P lg и P lg. Напишите формулы оксидов фосфора, в которых фосфор проявляет такие же значения валентности, как в указанных соединениях с хлором. [c.10]

    Для некоторых элементов валентность — величина постоянная. Например, натрий во всех соединениях одновалентен, цинк — двухвалентен, лантан — трехвалентен и т. д. Но для целого ряда элементов валентность изменяется в зависимости от условий протекания процесса и природы партнера. Так, титан образует с хлором соединения Ti l2, Ti l,3, Ti l4, в которых валентность титана соответственно равна 2, 3 и 4. Следовательно, титан обладает переменной валентностью. Установлено, что подавляющее большинство элементов может проявлять переменную валентность. Но ни в одном из известных соединений титан не проявляет валентность больше 4, т. е, валентность 4 является для него высшей, максимальной или характеристичной. [c.77]

    Открытие галогенов. Реакция образования нерастворимых галогенидов серебра при действии нитрата серебра не может быть непосредственно использована для открытия галогена в органических соединениях, ибо последние, как правило, не дают иона галогена. Поэтому даже в таком насыщенном хлором соединении, как четыреххлористый углерод ССЦ, не обнаруживается хлор при добавлении раствора AgNOj. В таких случаях необходимо сначала перевести галоген, например хлор, в неорганическое соединение — натриевую соль хлористоводородной кислоты. Иногда это удается просто при кипячении вещества с раствором едкого натра. Более универсальным являегся способ образования иона галогена под действием водорода в момент выделения. [c.19]

    Для Получения раствора азотнокислого висмута пользуются аппаратом для выделения хлара, емкостью 200 л. (Последний имеет загрузочное отверстие, закрывающееся глиняной крышкой, в которое вставлено глиняное сито. Один штуцер аппарата ля выделения хлора соединен стеклянной трубкой с запасным о.судом для азотной кислоты, другой — с поглотительной баш-зей для нитрозных газов. Аппарат стоит в сосуде с водой, обогреваемом острым паром. От сливного штуцера иа дне аппарата jepe3 стенку водяной бани проходит глиняная труба наружу, де она оканчивается глиняным краном. [c.17]

    Начальной стадией синтеза тиоктовой кислоты по Риду (1955) является взаимодействие хлорангидрида полуэфира адипиновой кислоты I с этиленом, протекающее в присутствии хлористого алюминия. Далее восстановлением кетоэфира II боргидридом натрия в этаноле получают оксиэфир III. Оксигруппу замещают на хлор (соединение IV), а затем полученное соединение превращают в дибензилмеркаптид V. Связи С—5 в этом веществе активированы наличием бензильных групп и поэтому легко восстанавливаются натрием в жидком аммиаке с образованием 6,8-дитиола VI, из которого при окислении кислородом [c. 630]


    Всем известная поваренная соль (хлористый натрий) получается при нейтрализации едкого натра соляной кислотой (хлористым водородом — соединением, в которохм один атом хлора соединен с атомом водорода, НС1)  [c.150]

    A. (z xn)>l. В таких гидратах имеется достаточное (либо более чем достаточное) количество молекул воды, необходимое для полной гидратации катионов без наличия общих молекул воды у координационных групп М(Н20) . Пока неизвестны исключения из следующего правила если zlxn>l (группа AI), то ион металла полностью гидратирован, а избыток молекул воды размещен либо между комплексами М(Н20) , либо ассоциирован анионами . Обнаружен ряд очень простых структур с zlxn=l (группа АИ), но наиболее интересны структуры группы АП1, которая в настоящее время представлена только двумя структурными типами галогенидов Зй(-металлов. Хотя в этих структурах zlxn=l, некоторые из координационных позиций в окружении атома металла заняты вместо воды атомами хлора. Соединений группы AIV просто не существует, так как все возможности уже исчерпаны, и при z/xn>l катион либо полностью гидратирован, либо имеется избыток кристаллизационной воды. [c.406]

    Так как обыкновенно галоидопроизводные аминов готовят из амино- и иминосоединений (см. стр. 675), то редко приходится иметь дело с восстановлением галоидосоединений в амииосоедине-ния. Но существует несколько случаев, когда ставится Узкая задача. Так, э ф и р иминоугольной к и с л о т ы большей частью можно получить только восстановлением соответствуюш,его хлор-соединения. Здесь, так же как и в других подобных случаях, когда дело идет о замене водородом галоида, связанного с азотом, оказывает большую услугу щелочной раствор мышьяковистой кислоты [c.556]

    Соляная кислота при действии на одный раствор хлористого станнила осаждает почти все олово в форме богатого хлором соединения следующего состава Sn30a 4(0H)e 4НгО.  [c.196]

    При действии хлора на полученное вещество легко происходило дальнейшее замещение сначала второго, а затем и третьего атома водорода на атом хлора Соединения, получившиеся в результате этих реакций, по химическим свойствам также мало отличались как от хлоруксусной, так и от уксусной кислоты [c. 10]

    Тип /. Наблюдается при наличии в воде только быстро реагирующих с хлором соединений — дехлорирующие вещества (см. стр. 148), закисное железо, нитриты, цианиды, роданиды и др. В данном случае остаточный хлор в воде появляется при практически полном исчезновении этих легкоокисляющихся веществ. [c.157]

    Для определения озона предлагаются два метода относительно более точный иодометрический метод и марганцево-о-толидиновый метод (ОТМ). Метод ОТМ, не будучи ни вполне точным, ни специфичным, пригоден, однако, для массового контроля на производстве. Определение озона невозможно в присутствии хлора, соединений, выделяющих хлор, и двуокиси хлора. [c.131]

    Дихлоротетрапиридинрутений(П) (синтез см. стр. 329) взмучивают в воде. Через полученную взвесь пропускают быстрый ток хлора. Соединение моментально растворяется и через несколько минут начинается выделение светло-желтых кристаллов, имеющих форму иголочек. Вещество высушивают в вакуум-эксикаторе над кон в течение двух недель.[c.327]

    Арсины. Лрсины являются производными мышьяковистого водорода АзНз, у которого водород замещен углеводородными радикалами. Практического значения арсины не имеют. В качестве ОВ представляют интерес хлор-арсины, молекулы которых содержат хлор, соединенный с атомом трехвалентного мышьяка. Примерами хлорарсинов могут служить  [c.99]

    Прн температурах выше 100 °С алюминий образует с хлором соединение AI I3. Прн атмосферном давлении хлорид алюминия возгоняется, не плавясь, при 183 °С. Металлический алюминий образует с хлористым алюминием при нагреве в вакууме выше 1000 °С субхлорид алюминия AI 1 прн охлаждении до 800 °С субхлорид алюминия вновь распадается на алюминий и нормальный хлорид алюминия. [c.166]

    Проделанные два опыта указывают нам, что в белильной извести хлор соединен с кальцием иначе, чем в хлористом кальцие. [c.93]

    Валентность проявляется элементами в процессе химической реакции, и в зависимости от условий могут образоваться соединения с различной валентностью элементов. Например, титан образует с хлором соединения следующего состава Т1С12, Т1С з и Т1С14, в которых валентность титана равна +2, +3 и +4. Следовательно, титан обладает переменной валентностью. Таких элементов в периодической систе.ме большинство. Однако ни в одном из соединений титан не проявляет валентность больше +4. Такая валентность элемента называется высшей, максимальной или характеристичной. [c.93]


Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Электроотрицательность — обзор | ScienceDirect Topics

4.22.2.2 Электроотрицательность валентного состояния

Электроотрицательность валентного состояния (VSE) определяется как способность атома в его валентном состоянии притягивать к себе электронную плотность от соседних атомов через сеть сигма-связей молекулы. Экспериментальная мера VSE была разработана Гансом Яффе и его коллегами, 18 , на основе определения электроотрицательности Малликена. 19 В определении Малликена электроотрицательность основана на среднем значении потенциала ионизации ( I p ) и сродства к электрону ( E A ) для атома.Хинз и Джаффе расширили определение Малликена на валентные состояния, используя данные I p и E A , взятые из данных электронной спектроскопии для атомных орбиталей; они разработали числовые значения для валентных состояний. Этот подход позволяет оценить значения X МДж для различных гибридных валентных состояний.

Значения электроотрицательности валентного состояния Малликена-Джаффе ( X MJ ) характеризуют атом в его нескольких валентных состояниях, в отличие от менее чувствительных значений Полинга, которые одинаковы для всех валентных состояний. Например, значение Полинга для углерода одинаково для атомов углерода в этане, этилене и ацетилене. 20 Однако значения X МДж различаются для этих трех углеводородов, что соответствует увеличению кислотности атомов водорода в этих трех молекулах. Большая электроотрицательность валентного состояния ацетиленового углерода коррелирует с большей кислотностью атома водорода в ацетилене и большей полярностью связи C – H. Аналогичная информация содержится в значениях X MJ для всех атомов в их валентном состоянии (см. Таблицу 3).

Таблица 3. Дельта Значения и экспериментальные валентные состояния Электронегативность значения

N
  • 0
  • 9 9 9 9 9 9
  • 2 4
  • 2 9
  • 1
  • 2 4
  • 2 4 9
  • Δ V Δ V — δ x MJ (EV) (EV)
    C (SP 3 ) 2 1 1 0 7. 98
    C (SP 2 ) 2 2 3 1
  • 2
  • C (SP) 2 2 4 2 10.39
    N (SP 3 ) 2 3 2 2 11.54
    N (SP 2 ) 2 2 5 3 12,87
    Н(сп) 2 1 5 4 15.68
    O (SP 3 ) 2 2 6
    O (SP 2 ) 2 1 6 5 17.07
    F (SP 3 ) 2 1 7 6 6 17.63
    SI (SP 3 ) 3 ) 3 1 1 0 7. 30
    SI (SP 2 ) 3 2 3 1 790
    P (SP 3 ) 3 3 5 2 8.90
    S (SP 3 ) 3 2 6 9 10.14
    S (SP 2 ) 3 1 6 5 10.88
    CL (SP 3 ) 3 1 7 6 11.84
    & GT; AS- 4 3 5 2 8.26
    -See- 4 2 6 4 4 4
    9 1 7 6 9.90
    —i 5 1 7 6 9. 02

    При разработке формализма E-состояния мы включили электронную информацию о состоянии валентности, поскольку она эффективно характеризует органическую молекулу. По этой причине мы приняли значения электроотрицательности валентного состояния Малликена-Джаффе в качестве эталона для атомных свойств, которые важны для электронной плотности. Первым шагом в этом развитии является обнаружение взаимосвязи между X MJ и информацией о молекулярной структуре.Связь можно понимать с точки зрения источника электроотрицательности в молекуле. Этот эффект возникает из-за эффективного ядерного заряда атома, то есть притяжения электронов, возникающих из-за неэкранированных протонов в ядре атома. 5,17

    В качестве ориентира можно считать, что атом углерода в валентном состоянии sp 3 имеет четыре валентных электрона на четырех сигма-орбиталях. Каждый валентный электрон на своей сигма-орбитали как часть сигма-связи эффективно экранирует один ядерный протон. Эффективный заряд ядра для этого углерода sp 3 принимается равным нулю, и соответствующий VSE также принимается равным нулю.

    Для атома углерода sp 2 один валентный электрон находится на пи-орбитали, а три — на сигма-орбитали. В этом случае пи-электрон, электронная плотность которого в основном находится за пределами сигма-орбитали связи, не может эффективно экранировать заряд ядра. Эффективный заряд ядра можно принять за единицу. В результате электроотрицательность углерода sp 2 выше, чем у углерода sp 3 .Следуя той же аргументации, эффективный заряд ядра для ацетиленового углерода (sp) намного выше, чем у углерода sp 2 , основанного на двух неэкранированных протонах. В более общем смысле, для электроотрицательности валентного состояния углерода наблюдается следующее ранжирование свойств, описываемое электроотрицательностью валентного состояния: C–H>CH 2 >–CH 3 .

    Этот подход к электроотрицательности валентного состояния можно обобщить. Неэффективное экранирование возникает из-за того, что pi и плотность электронов неподеленной пары имеют низкую или нулевую вероятность вдоль линии оси связи.В результате электроны пи и неподеленной пары не экранируют ядерные протоны так эффективно, как электроны на сигма-орбиталях, направленных вдоль оси связи. 5,17

    Подсчет пи-электронов и электронов неподеленной пары на связанном атоме может быть оправдан как модель электроотрицательности его связанного атома как на экспериментальных, так и на теоретических основаниях. Работа Слейтера показала, что пи-электроны и электроны неподеленной пары, находящиеся дальше от ядра, чем сигма-электроны, приводят к меньшему экранированию, следовательно, к большему влиянию ядра на связывающие сигма-электроны. 23 Это суть электроотрицательности.

    Количество пи и электронов неподеленной пары можно легко связать с эффективным зарядом ядра и, как следствие, с электроотрицательностью валентного состояния:

    XMJ→δv−δ=σ+π+n−h−(σ− h)=π+n

    Это выражение для элементов второй строки содержит количество посторонних электронов на сигма-связанном атоме, то есть количество пи (π) и неподеленной пары ( n ) электронов . Для элементов помимо фтора необходимо учитывать дополнительное экранирование дополнительных остовных электронов.Чтобы включить валентные состояния для элементов помимо фтора, включено главное квантовое число валентных электронов ( N ) следующим образом: =0,55,n=19

    Это выражение использовалось в модели VSE для 19 валентных состояний, что привело к высокой корреляции с X МДж со стандартной ошибкой регрессии, приближающейся к известным экспериментальным ошибкам, прежде всего в определение значений сродства к электрону. 5,17 В таблице 3 приведены значения VSE для 19 валентных состояний атомов с соответствующими значениями дельта-значений.

    Как узнать валентность хлора, серы и магния?

    Нокаут NEET 2024

    Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    40000р/-

    Купить сейчас
    Нокаут NEET 2025

    Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    ₹ 45000/-

    Купить сейчас
    Основа NEET + Нокаут NEET 2024

    Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    ₹ 54999/- ₹ 42499/-

    Купить сейчас
    NEET Foundation + Knockout NEET 2024 (простой платеж)

    Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    ₹ 3999/-

    Купить сейчас
    NEET Foundation + Knockout NEET 2025 (простой платеж)

    Персонализированный репетитор ИИ и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченное количество пробных тестов и персонализированных аналитических отчетов, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    ₹ 3999/-

    Купить сейчас

    Свойства, Производство, Факты, Соединения, Использование

    Что такое хлор?

    Хлор — неметалл или химический элемент 17-й группы или семейства галогенов периодической таблицы с символом Cl и атомным номером 17.Это второй по легкости член семейства галогенов, расположенный между фтором и бромом. Большинство физических и химических свойств хлора занимают промежуточное положение между фтором и бромом. Молекулярный хлор представляет собой токсичный коррозионно-активный газ зеленовато-желтого цвета с молекулярной формулой Cl 2 . Он широко используется в качестве отбеливателя в бумажной, насосной и текстильной промышленности. Он содержится в основном в морской воде в виде натрия, калия, кальция или хлорида магния. Эти хлориды используются с самых ранних дней нашей цивилизации.

    Химический состав хлора определяется его электронной конфигурацией и положением в периодической таблице. Это элемент группы 17 с электронной конфигурацией валентной оболочки 3s 2 3p 5 .

    Интересные факты о хлоре

    Из-за наличия семи валентных электронов и вакантной d-орбитали он проявляет степень окисления или состояние от -1 до +7. Это высокореактивный окислитель. Сродство к электрону хлора больше, чем у фтора, но окислительные свойства меньше, чем у фтора.Фтор обладает самым высоким восстановительным потенциалом из всех известных элементов таблицы Менделеева. Электроотрицательность занимает третье место после фтора и кислорода.

    Свойства хлора

    Некоторые химические свойства хлора можно объяснить, только рассматривая d-орбитали в химической связи.

    Свойства хлора
    Атомный номер 17
    Атомный вес 35,446 и 35. 457
    Электронная конфигурация [Ne] 3s 2 3p 5
    Температура плавления -101,5 °С
    Температура кипения -34,04 °С
    Плотность 3,2 г/л
    Номер или степень окисления от -1 до +7
    Энергия ионизации 1-я – 1251,2 кДж/моль
    2-я – 2298 кДж/моль
    Электроотрицательность 3.16 (шкала Полинга)
    Критическая температура 416,9 К
    Молярная теплоемкость 33,949 Дж моль-1 К-1

    Химические свойства

    Химические свойства и реакционная способность хлора занимают промежуточное положение между галогенными элементами фтором и бромом. Из-за небольшого размера, низкой электрической поляризации и отсутствия вакантных d-орбиталей для химической связи тренд энергии связи не уменьшается от фтора к йоду. Постепенное уменьшение энергии связи от Cl 2 до I 2 демонстрирует более слабое перекрытие с увеличением перекрывающихся орбиталей. Это показывает, что химия хлора отличается от фтора. Он проявляет положительные степени окисления.

    Хлор в воде

    Хлор растворяется во многих органических углеводородах, но мало растворим в воде, при этом они диспропорционируют в HCl или HOCl. Твердый гидрат (Cl 2 , 8H 2 O) фактически содержит молекулу воды.Твердый гидрат молекулы воды улавливается сетью водородных связей.

    Хлор в периодической таблице

    Кто открыл хлор?

    Научные исследования и использование различных каменных солей (поваренной соли или хлорида натрия) в окружающей среде связаны с очень ранней историей нашей цивилизации. Около 1630 года газообразный хлор был впервые получен в химическом процессе, но не был признан химическим элементом. Шведский химик Карл Вильгельм Шееле в 1774 году открыл зеленовато-желтый газ в результате реакции магния с соляной кислотой, но не смог распознать газообразный хлор.

    В 1810 году английский химик Хамфри Дэви установил, что это элемент. Он предложил название газообразного хлора от греческого слова «хлорос», что означает желтовато-зеленый. Термин галоген был дан J.S.C. Schweigger за его способность образовывать соли с атомами металлов.

    Где встречается хлор?

    Хлор обнаружен в основном в хлориде натрия, осажденном в морской воде и полученном выпариванием морской воды. Концентрация хлорида натрия в морской воде около 2 процентов.В различных типах не имеющих выхода к морю морей, таких как Каспийское море и Мертвое море, концентрация соли увеличивается до 30 процентов. Он также был обнаружен в соляных скважинах и месторождениях каменной соли. Небольшое количество содержится в крови и молоке живых организмов. Он состоит из двух распространенных изотопов, таких как 35 Cl (76 процентов) и 37 Cl (24,5 процента).

    Производственный процесс

    Лабораторная подготовка газообразного хлора

    Газообразный хлор легко получают в лаборатории путем окисления соляной кислоты двуокисью марганца (MnO 2 ) или перманганатом калия (KMnO 4 ).

    MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
    2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O + 5Cl 2

    Промышленное производство хлора

    В промышленных или технических масштабах газообразный хлор получают электролизом хлорида натрия или в водном растворе (рассоле). Металлический натрий, газообразный водород и гидроксид натрия являются побочными продуктами, которые являются наиболее ценными материалами.В этом процессе мы используем ртутный катод, при этом металл постепенно выводится из-за вызывающего тревогу загрязнения ртутью в процессе водо- и энергосберегающего процесса. По возможности мы используем традиционные диафрагмы для разделения электродов мембраной.

    Производство винилхлорида

    Старый процесс Дикона окисления хлороводорода воздухом в присутствии химического катализатора CuCl 2 при 450 °C также является триадой для промышленного производства газа Cl 2 . Химическое равновесие смещается вправо при превращении Cl 2 в дихлорэтан, который используется для производства винилхлорида.

    Использование хлора

    Около 25 миллионов тонн газообразного хлора ежегодно производится в мире большинством промышленно развитых стран. Основное использование:

    • Газообразный хлор используется в качестве отбеливателя в бумажной, целлюлозной и текстильной промышленности.
    • Используется в качестве дезинфицирующего средства при водоснабжении или очистке сточных вод.
    • Хлор используется для производства соляной кислоты и других неорганических соединений, таких как NaClO 3 , NaOCl, Al 2 Cl 6 , SOCl 2 . и т.д.
    • Из-за высокого окислительного потенциала элементарный хлор используется в коммерческих отбеливателях, дезинфицирующих средствах и во многих химических процессах в химической промышленности.
    • Около 70 процентов хлора используется для производства хлорированных органических соединений, таких как этилдихлорид и поливинилхлорид (ПВХ). Он используется в промежуточных реакциях для производства пластика.
    • Молекула хлора в высокой концентрации является ядовитым ядовитым газом для живых организмов. Он использовался как отравляющее газовое оружие во время Первой мировой войны.

    Химические соединения

    Галогениды металлов

    Реагирует практически со всеми элементами периодической таблицы, кроме гелия, неона и аргона. Поэтому хлор образует широкий спектр галогенидов. Соединения образованы простой ионной или ковалентной связью или молекулярными частицами или полимерными частицами.Помимо таких бинарных галогенидов, он образует множество оксогалогенидов, гидроксогалогенидов и сложных галогенидов, образованных несколькими элементами. AlCl 3 , TiCl 4 , PCl 3 , SbCl 3 , FeCl 3 , PbCl 4  являются наиболее распространенными примерами галогенидов металлов или неметаллов.

    Хлористый водород

    Хлористый водород или соляная кислота — важное соединение хлора, известное химику с древнейших времен. Он широко используется в химической промышленности.Хлористый водород обычно получают реакцией хлорида натрия с концентрированной серной кислотой или сжиганием водорода в газе Cl 2 . Водный раствор хлористого водорода проводит электричество благодаря сильной ионизации. Из-за слабой энергии диссоциации связи хлороводород является сильной кислотой в водном растворе (приблизительно значения pKa = 7).

    Оксиды хлора

    Оксиды галогенов являются неустойчивыми химическими соединениями. Высшие оксиды более устойчивы, чем низшие.Стабильность оксидов I 2 выше, чем Cl 2 , а оксиды Br 2 наименее устойчивы. CL 2 O, CL 2 O 3 , CLO 2 , CLO 2 , CL 2 o 4 , CL 2 o 6 и CLO 7 являются примерами оксидов сформированного хлора путем различных типов химических реакций. Большинство из них растворимы только в водном растворе или в виде солей. Хлор образует различные типы оксокислот в степенях окисления +1, +3, +5 и +7.

    (PDF) Реакции диоксида хлора с органическими соединениями

    9. Wayne RP, Poulet G., Biggs P., Burrows JP, Cox

    RA, Curtzen PJ, Hayman GD, Jekin ME, Bras

    GL, Moortgat GK , Platt U., Schindler RN, At-

    mospheric Environment 29, 2677-2881. (1995).

    10. Люк Б.Т., Дж. Мол. Структура (Theochem) 332, 283-

    289 (1995).

    11. Flesch R., Ruhl E., Hottmann K., Baumgartel

    H., J. Phys.хим. 97, 837-844 (1993).

    12. Gilles M.K., Polak M.L., Lineberger W.C., J.

    Chem. физ. 96, 8012 (1992).

    13. Троицкая Н.В., Мищенко К.Р., Флис И.Е., J.

    Phys. хим. СССР 33, 1577 (1959).

    14. Vandrkooi N., Poole T.R., Inorg. хим. 5, 1351-

    1354 (1966).

    15. Sugihara H., Shimokoshi K., Yasumori I., J.

    Phys. хим. 81, 669-673 (1977).

    16. Shimokoshi K., Sugihara H., Yasumori I., J.

    Phys.хим. 78, 1770-1771 (1974).

    17. Надолинный В.А., Макотченко В.Г., Даниленко

    А.М., J.Struct.Chem. 39, 204-211 (1998).

    18. Рер А., Янсен М., Ангью. хим. Междунар. Эд. англ.

    30, 1510-1512 (1991).

    19. Rehr A., ​​Jansen M., Inorg. хим. 31, 4740-4742

    (1992).

    20. Миядзаки К., Танура М., Танака К., Танака

    Т., Дж. Мол. Спектроск. 116, 435-449 (1986).

    21. Танака К., Танака Т., Дж. Мол. Спектроск.98, 425-

    452 (1983).

    22. Ortigoso J., Escribano R., Burkholder J.B.,

    Howard C.J., Lafferty W.J., J. Mol. Спектроск.

    148, 346-370 (1991).

    23. Ortigoso J., Escribano R., Burkholder J.B., Ho-

    ward C.J., Lafferty W.J., J. Mol. Спектроск. 156,

    89-97 (1992).

    24. Ortigoso J., Escribano R., Burkholder J.B., Ho-

    ward C.J., Lafferty W.J., J. Mol. Спектроск. 155,

    25-43 (1992).

    25.Ortigoso J., Escribano R., Burkholder J.B., Ho-

    ward C.J., Lafferty W.J., J. Mol. Спектроск. 158,

    343-356 (1993).

    26. Peterson K.A., Werner H.J., J. Chem. физ. 96,

    8948-8961 (1992).

    27. Peterson K.A., Werner H.J., J. Chem. физ. 105,

    9823-9832 (1996).

    28. Peterson K.A., J. Chem. физ. 109, 8864-8875

    (1998).

    29. Фэнгстрем Т., Эдвардссон Д., Эрикссон М., Лу-

    Нелл С., Энквист С., Междунар. Дж. Квант. хим. 66, 203-

    217 (1998).

    30. Janoschek R., J. Mol. Структура (Теохем) 423,

    219-224 (1998).

    31. Beltran A., Andres J., Noury ​​S., Silvi B., J. Phys.

    Хим. А 103, 3078-3088 (1999).

    32. Вайда В., Саймон Дж.Д., Science 268, 1443-1448

    (1995).

    33. Hoigne J., Tratnyek P.G., Water Res. 28, 57-66

    (1994).

    34. Хошен Э., Елиц Р., Рав-Ача С., Тетраэдр

    Летт.27, 5989-5992 (1986).

    35. Рав-Ача С., Блиц Р., Водорез. 19, 1273-1281

    (1985).

    36. Рав-Ача С., Хошен Э., Окр. науч. Технол.

    21, 1069-1074 (1987).

    37. Hoigne J., Bader H., Vom Wasser 59, 253-267

    (1982).

    38. Sharma C.B., React. Кинет. Катал. лат. 19, 167-

    173 (1982).

    39. Sharma C.B., React. Кинет. Катал. лат. 28, 967-

    975 (1983).

    40. Суворкина Е.С. Кандидатская диссертация ИОХ УРЦ ​​

    РАН, Уфа, 2002, с. 135.

    41. Мереньи Г., Линд Дж., Эриксен Т.Е., Дж. Амер.

    Хим. соц. 108, 7716-7726 (1986).

    42. Козлов Ю.Н., Пурмаль А.П., Усков А.М.

    J. Phys. хим. 59, 930-932 (1985).

    43. Козлов Ю.Н., Russ.J.Phys.Chem.(Engl.Transl.)

    68, 218-220. (1994).

    44. Alfassi Z.B., Huie R.E., Neta P., J. Phys. хим.

    90, 4156-4158 (1986).

    45. Вайон Дж.E., Rosenblatt D.H., Burrows E.P., En-

    вирон. науч. Технол. 16, 396-402 (1982).

    46. Huie R.E., Neta P., J. Phys. хим. 90, 1193-

    1198 (1986).

    47. Ганиев И.М., Ганиева Э.С., Кабальнова Н.Н.

    рус. хим. Бык. 10, (2004).

    48. Alfassi Z. B., Huie R.E., Neta P., Shoute L.C.T.,

    J. Phys. хим. 94, 8800-8805 (1990).

    49. Neta P., Huie R.E., Ross A.B., J. Phys. хим.

    Арт. Данные 17, 1027-1284 (1988).

    50. Ганиев И.М., Суворкина Е.С., Кабальнова Н.Н.

    рус. хим. Бык. 52, № 5, 1123-1128 (2003).

    51. Эриксен Т.Е., Линд Дж., Мереньи Г., J. Chem. Soc.,

    Faraday Trans. 1 77, 2137-2148 (1981).

    52. Rosenblatt D.H., Hull L.A., De Luca D.C., Davis

    G.T., Weglein R.C., Williams H.K.R., J. Amer.

    Хим. соц. 89, 1158-1163 (1967).

    53. Халл Л.А., Дэвис Г.Т., Розенблатт Д.Х., Уилл-

    ямс Х.К.Р., Веглейн Р.С., Дж. Амер. хим. соц.

    89, 1163-1170 (1967).

    54. Голубев В.А., Козлов Ю.Н., Петров А.Н., Пурмал

    А.П., Травина О.А., Рос. Дж. Физ. хим. 60, 627-

    628 (1986).

    Eurasian ChemTech Journal 7 (2005) 1-31

    И.М. Ганиев и др. 29

    Присоединение брома и хлора к алкенам – Органическая химия I

    Реакции присоединения также легко протекают между галогенами (Br 2 и Cl 2 ) и алкенами. В присутствии апротонного растворителя продукт представляет собой вицинальный дигалогенид, как показано здесь для присоединения хлора к пропилену.

     

    Рисунок 10.4a Реакция присоединения

    Реакция между двойной связью C=C и бромом (Br 2 ) может быть использована в качестве теста на присутствие алкена в неизвестном образце. Бромный реагент имеет красноватый цвет, а продукт вицинальный дибромид бесцветен. Когда к образцу добавляется бром, если красноватый цвет исчезает, это означает, что образец действительно содержит алкен.Реакция присоединения приводит к поглощению красноватого брома и образованию бесцветного продукта, поэтому окраска исчезает.

     

    Механизм присоединения галогена к алкенам

    Продукты присоединения галогена к алкенам кажутся простыми, когда каждый галоген присоединяется к каждому атому углерода двойной связи. Однако добавление происходит с уникальной стереохимической особенностью, требующей особого внимания. Получается, что атомы галогена присоединяются через анти присоединение к двойной связи, как показано здесь:

     

    Рисунок 10.4b Антипригарный продукт

     

    Механизм, объясняющий антиприсоединение галогена, включает перенос электронных пар способом, отличным от того, с которым мы знакомы, и образованием промежуточного соединения циклического иона галония. Мы возьмем добавление брома к ( E )-2-бутену в качестве примера, чтобы объяснить механизм.

     

    Рисунок 10.4c Механизм: присоединение Br 2 к E -2-бутену

    Когда молекула Br 2 приближается к алкену на первой стадии, электронная плотность π-связи в алкене отталкивает электронную плотность брома, поляризуя молекулу брома и сделать атом брома, который ближе к двойной связи, электрофильным.Алкен отдает пару π-электронов более близкому брому, вызывая смещение атома брома, который находится дальше. Затем неподеленная пара на более близком атоме брома действует как нуклеофил, атакуя другой углерод sp 2 . Таким образом, один и тот же атом брома является и электрофилом, и нуклеофилом, и две одинарные связи образуются между двумя атомами углерода sp 2 и более близким бромом, что дает промежуточное соединение циклического иона бромония.

    На втором этапе нуклеофильный бромид Br (полученный на этапе 1) атакует углерод циклического промежуточного соединения.Поскольку нижняя сторона промежуточного соединения заблокирована кольцом, Br могут атаковать только с верхней стороны, что приводит к положению двух Br против в продукте. Атака аналогична реакции S N 2 и вызывает раскрытие кольца и образование вицинального дибромида. В приведенном выше примере два атома углерода в промежуточном ионе бромония находятся в одной и той же химической среде, поэтому они оба имеют одинаковый шанс быть атакованными Br , как показано синей и красной стрелками.Две атаки приводят к одному и тому же продукту, мезосоединению ( 2R,3S )-2,3-дибромбутану, в этой реакции.

    Далее рассмотрим присоединение брома к ( Z )-2-бутена . Как и следовало ожидать, реакция протекает по тому же механизму, что и циклический промежуточный ион бромония, однако продукты имеют разные стереохимические характеристики.

     

    Рисунок 10.4d Механизм: присоединение Br 2 к (Z) -2-бутену

    к любому углероду в ионе бромония, следуя синей или красной стрелке, приводит к другому энантиомеру (этап 2 в приведенном выше механизме).Поскольку оба атома углерода имеют одинаковую вероятность подвергнуться атаке, продукт представляет собой рацемическую смесь двух энантиомеров в соотношении 50:50.

    Начиная с двух разных диастереомеров, ( E )-2-бутена и ( Z )-2-бутена, в результате реакции присоединения образуются разные стереоизомеры. Добавление ( E )-2-бутена дает один продукт, мезосоединение ( 2R,3S )-2,3-дибромбутана, а добавление ( Z )-2-бутена дает рацемическую смесь двух энантиомеров, ( 2S,3S )-2,3-дибромбутана и ( 2R,3R )-2,3-дибромбутана. Такая реакция, в которой определенный стереоизомер исходного материала дает определенный стереоизомер продукта, называется стереоспецифической реакцией . Антиприсоединение галогена к алкену является примером стереоспецифической реакции .

     

    Показать продукт следующего сложения.

     

    Решения:

    Образование продукта рацемической смеси можно объяснить по механизму:

     

    Образование галогидрина

    Если в качестве растворителя в реакции используется вода, а не CH 2 Cl 2 , то вода принимает участие в реакции и действует как нуклеофил, атакуя промежуточное соединение циклического галония на второй стадии.В результате основным продуктом присоединения будет вицинальный галогенгидрин. Вицинальный галогенгидрин представляет собой соединение, содержащее галоген и ОН-группу на двух соседних атомах углерода.

     

    Рисунок 10. 4e Образование галогенгидрина Рисунок 10.4f Механизм: реакция бромной воды с циклогексеном

    На втором этапе механизма как H 2 O (растворитель), так и Br (полученный на первом этапе) являются нуклеофилами и имеют возможность реагировать с циклическим ионом бромония.Однако, поскольку H 2 O является растворителем, его концентрация намного выше, чем у Br , поэтому основные продукты образуются при атаке H 2 O.

    Эта реакция по-прежнему является стереоспецифической реакцией, в которой происходит присоединение к , когда галоген и группа ОН находятся в противоположном положении. Для приведенного выше примера при добавлении бромной воды к циклогексену получают рацемическую смесь с обоими энантиомерами.

    Если алкен не имеет симметричной структуры, наблюдается, что присоединение также проявляет региоселективность, в частности, галоген присоединяется к атому углерода с большим количеством атомов водорода, а группа ОН оказывается на углероде двойной связи с меньшим количеством атомов водорода. Как это объяснить?

     

    Это связано с различием между двумя атомами углерода двойной связи в циклическом промежуточном продукте. Когда нуклеофил атакует воду, связь C-Br начинает разрываться, и атом углерода приобретает частичные положительные заряды. Атом углерода с двумя заместителями несет больше положительных зарядов и напоминает более устойчивый третичный карбокатион, а другой атом углерода с одним заместителем проявляет вторичный карбокатионный характер. В результате атака на углерод с более третичным карбокатионным характером является более предпочтительной.

     

    Рисунок 10.4f. Третичный углерод по сравнению с вторичным углеродом

    Показать основной продукт(ы) следующих реакций:

    Ответы на практические вопросы Глава 10

    Химия галогенов

    Химия Галогены

    Галогены

    В группе VIIA шесть элементов, предпоследний столбец периодической таблицы. Как и следовало ожидать, эти элементы имеют определенные свойства общие.Все они образуют двухатомные молекулы (H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 и На 2 ), например, и все они образуют отрицательно заряженные ионы (H , F , Cl , Br , I , а At ).

    Когда обсуждается химия этих элементов, водород отделены от других, а астат игнорируется, потому что он радиоактивный.(Наиболее стабильные изотопы астата имеют период полураспада менее минуты. В результате крупнейший образцы соединений астата, изученные на сегодняшний день, были менее 50 нг.) Обсуждение химии элементов в группе Поэтому VIIA фокусируется на четырех элементах: фторе, хлоре, бром и йод. Эти элементы называются галогенами . (от греческого hals , «соль», и gennan , «формировать или порождать»), потому что они буквально солеобразователи.

    Ни один из галогенов не встречается в природе в их элементарном форма. Они неизменно встречаются в виде солей галогенида . ионы (F , Cl , Br , I ). Ионы фтора содержатся в таких минералах, как флюорит (CaF 2 ). и криолит (Na 3 AlF 6 ). Ионы хлорида содержится в каменной соли (NaCl) в океанах, которая содержит примерно 2% Cl ион по весу, а в озерах с высоким содержанием солей такие как Большое Соленое озеро в штате Юта, которое содержит 9% ионов Cl . масса.Ионы брома и йода обнаруживаются при низких концентрации в океанах, а также в соляных скважинах в Луизиана, Калифорния и Мичиган.

    Галогены в их Элементарная Форма

    Фтор (F 2 ), высокотоксичный бесцветный газ, самый реактивный элемент, известный настолько реакционноспособен, что асбест, вода, и кремний загорелся в его присутствии. Это так реактивно он даже образует соединения с Kr, Xe и Rn, элементами, которые были когда-то считался инертным.Фтор такой сильный окислитель агент, что он может уговорить другие элементы в необычно высокие степени окисления, как в AgF 2 , PtF 6 и IF 7 .

    Фтор настолько реакционноспособен, что трудно найти контейнер, в котором он может храниться. F 2 атакует оба стекла и кварца, например, и вызывает взрыв большинства металлов. в пламя. Фтор обрабатывается в оборудовании, изготовленном из определенных материалов. сплавы меди и никеля.Он до сих пор реагирует с этими сплавами, но он образует слой фтора на поверхности, который защищает металл от дальнейшей реакции.

    Фтор используется в производстве тефлона или поли(тетрафторэтилен), (C 2 F 4 ) n который используется для всего, от подкладок для кастрюль и сковородок до прокладок инертны к химическим реакциям. Большое количество фтора также потребляются каждый год для производства фреонов (например, CCl 2 F 2 ) используется в холодильниках.

    Хлор (Cl 2 ) представляет собой высокотоксичный газ с бледным желто-зеленый цвет. Хлор очень сильный окислитель, который используется в коммерческих целях в качестве отбеливающего агента и в качестве дезинфицирующее средство. Он достаточно силен, чтобы окислять красители, которые дают древесной массы ее желтый или коричневый цвет, например, тем самым отбеливающий этот цвет, и достаточно сильный, чтобы уничтожить бактерии и тем самым действовать как гермицид. Хлор в больших количествах используется каждый год для производства растворителей, таких как четыреххлористый углерод (CCl 4 ), хлороформ (CHCl 3 ), дихлорэтилен (C 2 H 2 Cl 2 ), и трихлорэтилен (C 2 HCl 3 ).

    Бром (Br 2 ) — красновато-оранжевая жидкость с неприятный, удушливый запах. Название элемента, на самом деле, происходит от греческого стебля bromos , «вонь». Бром используется для приготовления антипиренов, огнетушащих веществ, успокоительные средства, антидетонаторы для бензина и инсектициды.

    Йод — твердое вещество интенсивного цвета с почти металлическим оттенком. блеск. Это твердое вещество является относительно летучим и возгоняется при нагревают с образованием газа фиолетового цвета.Йод применяют для много лет в качестве дезинфицирующего средства в «настойке йода». Соединения йода используются в качестве катализаторов, лекарств и красителей. Серебряный йодид (AgI) играет важную роль в фотографическом процессе. и в попытках вызвать дождь, засеяв облака. Йодид также добавляют в соль для защиты от зоба, дефицита йода заболевание, характеризующееся увеличением щитовидной железы.

    Некоторые химические и физические свойства галогенов сведены в таблицу ниже.Наблюдается регулярный рост многие свойства галогенов по мере того, как мы продвигаемся вниз по колонка от фтора до йода, включая температуру плавления, температура кипения, интенсивность окраски галогена, радиус соответствующего галогенид-иона и плотность элемента. С другой стороны, наблюдается регулярное снижение первой энергия ионизации по мере продвижения по этой колонке. В результате закономерное снижение окислительной способности галогенов от фтора до йода.

    F 2 > Cl 2 > Br 2 > Я 2
    окислительная способность

    Эта тенденция отражается увеличением восстанавливающей силы соответствующих галогенидов.

    I > Бр > Класс > F
    снижение прочности

    Некоторые свойства F 2 , Кл 2 , Бр 2 , и я 2

        Плавление
    Точка
    (С)
      Кипячение
    Точка
    (С)
      Цвет   натуральный
    Изобилие
    (млн)
      1-й
    Ионизация
    Энергия
    (кДж/моль)
      Электрон
    Близость
    (кДж/моль)
      Ионный
    Радиус
    (нм)
      Плотность
    (г/см 3 )
    Ф 2   -218. 6   -188,1   бесцветный   544   1680,6   322,6   0,133   1,513
    Класс 2   -101.0   -34,0   бледно-зеленый   126   1255,7   348,5   0,184   1,655
    Бр 2   -7. 3   59,5   темно-красно-коричневый   2,5   1142,7   324,7   0,196   3.187
    I 2   113.6   185,2   очень темно-фиолетовый
    почти черный
      0,46   1008. 7   295,5   0,220   3,960

    Методы Получение галогенов из их галогенидов

    Галогены можно получить реакцией раствора галогенида ион с любым веществом, являющимся более сильным окислителем.Например, йод можно получить, реагируя с йодид-ионом. либо бром, либо хлор.

    2 я ( ак ) + Бр 2 ( водный ) I 2 ( водный ) + 2 шт. ( водный )

    Бром впервые был получен А. Дж. Балар в 1826 г., реагируя ионов брома раствором Cl 2 , растворенным в вода.

    2 шт. ( водный номер ) + Класс 2 ( водный ) Бр 2 ( водный ) + 2 Кл ( водный )

    Для приготовления Cl 2 нам понадобится особо крепкая окислитель, такой как диоксид марганца (MnO 2 ).

    2 класс ( водный ) + MnO 2 ( водн. ) + 4 ч + ( водный ) Класс 2 ( водный ) + Mn 2+ ( водный ) + 2 Н 2 О( л )

    Синтез фтора ускользнул от усилий химиков за почти 100 лет. Часть проблемы заключалась в том, чтобы найти окислитель. достаточно сильный агент, чтобы окислить ион F до F 2 . Задача получения фтора еще больше осложнялась тем, что чрезвычайная токсичность как F 2 , так и водорода фторид (HF), используемый для его изготовления.

    Лучший способ получения сильного восстановителя — пройти электрический ток через соль металла. натрия, для например, можно получить электролизом расплавленного натрия хлористый.

      электролиз      
    2 NaCl( л ) 2 На( с ) + Класс 2 ( г )

    Теоретически тот же процесс можно использовать для окислители, такие как F 2 .

    Попытки получить фтор электролизом, однако, были изначально безуспешно. Хамфри Дэви, получивший калий, натрий, барий, стронций, кальций и магний электролизом неоднократно пытались получить F 2 электролизом флюорит (CaF 2 ), и сумел только разрушить его здоровье. Жозеф Луи Гей-Люссак и Луи Жак Тенар, впервые приготовил элементарный бор, также пытался приготовить фтор и страдал от очень болезненных воздействий фтористый водород.Джордж и Томас Нокс были сильно отравлены во время своих попыток получить фтор, и оба Полен Луйе и Джером Никлс умер от отравления фтором.

    Наконец, в 1886 году Анри Муассан успешно выделил F 2 газ от электролиза смешанной соли KF и HF и отметил что кристаллы кремния воспламеняются при смешивании с этим газ. Электролиз KHF 2 до сих пор используется для получения фтора сегодня, как показано на рисунке ниже.

      электролиз          
    2 КХФ 2 ( с ) Н 2 ( г ) + F 2 ( г ) + 2 КФ( с )

    Общее окисление Номера для галогенов

    Фтор – самый электроотрицательный элемент в периодическом стол. В результате он имеет степень окисления -1 во всех своих соединения. Поскольку хлора, брома и йода меньше электроотрицательны, можно получить соединения, в которых эти элементы имеют степени окисления +1, +3, +5 и +7, как показано в таблице ниже.

    Общие числа окисления для галогенов

    Окисление
    Номер
      Примеры
    -1   CaF 2 , HCl, NaBr, AgI
    0   F 2 , Кл 2 , Бр 2 , И 2
    +1   HClO, ClF
    +3   HClO 2 , CLF 3
    +5   HClO 3 , БрФ 5 , БрФ 6 , ИФ 5
    +7   HClO 4 , BrF 6 + , IF 7

    Общие тенденции в Галогенная химия

    В химии галогенов существует несколько закономерностей.

    1. Ни двойные, ни тройные связи не нужны для объяснения химия галогенов.

    2. Химия фтора упрощается тем, что он самый электроотрицательный элемент в периодической таблице и тот факт, что он не имеет d орбиталей в своей валентной оболочке, поэтому он не может расширить свою валентную оболочку.

    3. Хлор, бром и йод имеют валентную оболочку d орбиталей и могут расширять свои валентные оболочки, чтобы вместить до 14 валентных электронов.

    4. В химии галогенов преобладают окислительно-восстановительные реакции.

    Галогениды водорода (НХ)

    галогеноводороды представляют собой соединения, содержащие водород присоединен к одному из галогенов (HF, HCl, HBr и HI). Все эти соединения представляют собой бесцветные газы, растворимые в вода. В одном мл жидкости может раствориться до 512 мл газообразного HCl. вода при 0 o С и 1 атм, напр.Каждый из галогеноводороды ионизируются, по крайней мере, в некоторой степени, когда они растворяется в воде.

      Н 2 О      
    HCl( г ) Х + ( водный ) + Класс ( водный )

    Некоторые галогеноводороды могут быть получены непосредственно из элементы.Смеси H 2 и Cl 2 для например, реагировать взрывным насилием в присутствии света с образованием HCl.

    Н 2 ( г ) + Класс 2 ( г ) 2 HCl( г )  

    Поскольку химиков обычно больше интересуют водные растворы этих соединений, чем чистые газы, эти соединения обычно синтезируются в воде. Водные растворы галогеноводороды часто называют минеральными кислотами , потому что они буквально кислоты, приготовленные из минералов. соляная кислоту получают взаимодействием поваренной соли с серной кислотой, для Например, плавиковую кислоту получают из флюорита и серная кислота.

    2 NaCl( с ) + H 2 SO 4 ( aq ) 2 HCl( водный ) + Na 2 SO 4 ( водный )
    CaF 2 ( с ) + H 2 SO 4 ( aq ) 2 ВЧ( водный ) + CaSO 4 ( водный )

    Эти кислоты очищают, используя легкость, с которой газы HF и HCl выкипают из этих растворов. Газ, выделяющийся при нагревании одного из этих растворов, собирают, а затем повторно растворяют в воде, чтобы получить относительно чистый образцы минеральной кислоты.

    Интергалоген Соединения

    Межгалогенные соединения образуются в результате реакций между разные галогены. Все возможные межгалогенные соединения типа XY известны. Бром реагирует с хлором, т. например, чтобы получить BrCl, который является газом при комнатной температуре.

    Бр 2 ( л ) + Класс 2 ( г ) 2 BrCl( г )

    Межгалогеновые соединения общей формулы XY 3 , XY 5 и даже XY 7 есть образуются при взаимодействии пар галогенов. Хлор реагирует с фтор, например, с образованием трифторида хлора.

    Класс 2 ( г ) + 3 F 2 ( г ) 2 CLF 3 ( г )

    Эти соединения легче всего образуются, когда Y фтор. Йод — единственный галоген, образующий XY 7 межгалогенное соединение, причем только с фтором.

    ClF 3 и BrF 5 чрезвычайно реакционноспособны соединения. ClF 3 настолько активен, что древесина, асбест, и даже вода самопроизвольно загорается в его присутствии. Эти соединения являются отличными фторирующими агентами, которые склонны реагировать друг с другом с образованием положительных ионов, таких как ClF 2 + и BrF 4 + и отрицательные ионы, такие как IF 2 и БрФ 6 .

    2 БрФ 5 ( л ) [БрФ 4 + ][БрФ 6 ]( с )

    нейтральные оксиды галогены

    При определенных условиях можно изолировать нейтральный оксиды галогенов, такие как Cl 2 O, Cl 2 O 3 , ClO 2 , Cl 2 O 4 , Cl 2 O 6 , и Cl 2 O 7 .Cl 2 O 7 , для Например, можно получить дегидратацией хлорной кислоты HClO 4 . Эти оксиды являются заведомо нестабильными соединениями, которые взрываются при подвергается термическому или физическому воздействию. Некоторые такие нестойкие детонируют при нагревании до температуры выше -40 o С.

    Оксикислоты Галогены и их соли

    Хлор реагирует с ионом OH с образованием хлорида ионы и ионы гипохлорита (OCl ).

    Класс 2 ( водный ) + 2 ОН ( водный ) Класс ( водный ) + ОСl ( водный ) + Н 2 О( л )

    Это реакция диспропорционирования, в которой половина атомы хлора окисляются до ионов гипохлорита, а остальные половина восстанавливается до ионов хлора.

    Когда раствор горячий, эта реакция дает смесь ионы хлорида и хлората (ClO 3 ).

    3 класс 2 ( водный ) + 6 OH ( водный ) 5 Кл ( водный ) + ClO 3 ( водный раствор ) + 3 Н 2 О( л )

    В тщательно контролируемых условиях можно превращают смесь ионов хлората и гипохлорита в раствор, содержащий хлорит (ClO 2 ) ион.

    ClO 3 ( водный ) + ClO ( водный ) 2 ClO 2 ( водный раствор )

    Последний представитель этого класса соединений, перхлорат ион (ClO 4 ), производится путем электролиза растворы хлорат-иона.

    В названиях оксианионов галогенов используются окончания — и и — ate для обозначения низких и высоких степеней окисления и префиксы гипо — и за — для обозначения самые низкие и самые высокие степени окисления, как показано на Таблица ниже. Каждый из этих ионов может быть превращен в оксикислоту, который назван путем замены — ite , заканчивающегося — ous и — ели , заканчивая — ic .

    Оксианионы и оксикислоты хлора

        Оксианионы     Оксикислоты
    Степень окисления
    Хлора
      Соединение   Имя     Соединение   Имя
    +1   ClO   гипохлорит     HClO   хлорноватистая кислота
    +3   ClO 2   хлорит     HClO   кислота хлористая
    +5   ClO 3   хлорат     HClO 2   хлористоводородная кислота
    +7   ClO 4   перхлорат     HClO 3   хлорная кислота

    .

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.