Характеристика cl: Дайте характеристику элемента Cl в периодической системе по плану а) порядковый номер, название,металл или неметалл. – Attention Required! | Cloudflare

ХЛОР (Cl)

Свойства атома Хлора
Название	Хлор / Chlorum
Символ	Cl
Номер	17
Атомная масса (молярная масса)	[35,446; 35,457] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s2 3p5
Радиус атома	99 пм
Химические свойства Хлора
Ковалентный радиус	102±4 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность	3,16 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 1, 0, −1
Энергия ионизации (первый электрон)	1254,9(13,01) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	3,21 г/л;
	(жид. при −35 °C) 1,557 г/см3;
	(тв. при −105 °C) 1,9 г/см3
Температура плавления	172,2К; −100,95 °C
Температура кипения	238,6К; −34,55 °C
Критическая точка	416,9 К, 7,991 МПа
Уд. теплота плавления	6,41 кДж/моль
Уд. теплота испарения	20,41 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	21,838 Дж/(K·моль)
Молярный объём	18,7 см3/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Прочие характеристики Хлора
Теплопроводность	(300 K) 0,009 Вт/(м·К)

Строение атома хлора (Cl), схема и примеры

Общие сведения о строении атома хлора

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Элементы-неметаллы, входящие в эту группу, носят общее название галогены. Обозначение – Cl. Порядковый номер – 17. Относительная атомная масса – 35,453 а.е.м.

Электронное строение атома хлора

Атом хлора состоит из положительно заряженного ядра (+17), состоящего из 17 протонов и 18 нейтронов, вокруг которого по 3-м орбитам движутся 17 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома хлора.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

+17Cl)₂)₈)₇;

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.

На внешнем энергетическом уровне атома хлора находится семь электронов, все они считаются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что хлор способен проявлять степень окисления +1. Также возможно несколько возбужденных состояний из-за наличия вакантной 3d-орбитали. Сначала распариваются электроны 3p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 3s-подуровня:

Этим объясняется наличие у хлора ещё трех степеней окисления: +3, +5 и +7.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

Хлор и его характеристики

Общая характеристика хлора

Важнейшим природным соединением хлора является хлорид натрия (поваренная соль) NaCl. Главная масса хлорида натрия находится в воде морей и океанов. Воды многих озер также содержат значительное количество NaCl. Он встречается также и в твердом виде, образуя местами в земной коре мощные пласты так называемой каменной соли. В природе распространены и другие соединения хлора, например хлорид калия в виде минералов карналлита KCl×MgCl₂×6H₂

O и сильвина KCl.

В обычных условиях хлор представляет собой газ желто-зеленого цвета (рис. 1), который хорошо растворяется в воде. При охлаждении из водных растворов выделяются кристаллогидраты, являющиеся кларатами приблизительного состава Cl₂×6H₂Oи Cl₂×8H₂O.

Рис. 1. Хлор в жидком состоянии. Внешний вид.

Атомная и молекулярная масса хлора

Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода. Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A_r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного хлора равна 35,457 а.е.м.

Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы. Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м. Известно, что молекула хлора двухатомна – Cl₂. Относительная молекулярная масса молекулы хлора будет равна:

M_r(Cl₂) = 35,457 × 2 ≈ 71.

Изотопы хлора

Известно, что в природе хлор может находиться в виде двух стабильных изотопов ³⁵Cl (75,78%) и ³⁷Cl (24,22%). Их массовые числа равны 35 и 37 соответственно. Ядро атома изотопа хлора

35Cl содержит семнадцать протонов и восемнадцать нейтронов, а изотоп ³⁷Cl– такое же количество протонов и двадцать нейтронов.

Существуют искусственные изотопы хлора с массовыми числами от 35-ти до 43-х, среди которых наиболее стабильным является ³⁶Cl с периодом полураспада равным 301 тысяча лет.

Ионы хлора

На внешнем энергетическом уровне атома хлора имеется семь электронов, которые являются валентными:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.

В результате химического взаимодействия хлор может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

Cl⁰ –7e → Cl⁷⁺;

Cl⁰ -5e → Cl⁵⁺;

Cl⁰ -4e → Cl⁴⁺;

Cl⁰ -3e → Cl³⁺;

Cl⁰ -2e → Cl²⁺;

Cl⁰ -1e → Cl¹⁺;

Cl⁰ +1e → Cl^1-.

Молекула и атом хлора

Молекула хлора состоит из двух атомов – Cl₂. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу хлора:

Энергия ионизации атома, эВ	12,97
Сродство атома к электрону, эВ	3,61
Относительная электроотрицательность	3,0
Радиус атома, нм	0,099
Стандартная энтальпия диссоциации молекул при 25oС, кДж/моль	243

Примеры решения задач

Хлор — Вікіпедія

Хлор (Cl)
Атомний номер	17
Зовнішній вигляд простої речовини	Жовто-зелений їдкий газ, отруйний.
Властивості атома
Атомна маса (молярна маса)	35,4527 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома	n/a пм
Енергія іонізації (перший електрон)	1254,9(13,01) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація	[Ne] 3s2 3p5
Хімічні властивості
Ковалентний радіус	99 пм
Радіус іона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Електронегативність (за Полінгом)	3,16
Електродний потенціал	0
Ступені окиснення	7, 5, 3, 1, -1
Термодинамічні властивості
Густина	(при -33,6 °C)1,56 г/см³
Молярна теплоємність	(Cl-Cl)0,477 Дж/(К·моль)
Теплопровідність	0,009 Вт/(м·К)
Температура плавлення	172,2 К
Теплота плавлення	(Cl-Cl)6,41 кДж/моль
Температура кипіння	238,6 К
Теплота випаровування	(Cl-Cl)20,41 кДж/моль
Молярний об’єм	18,7 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки	орторомбічна
Період ґратки	6,240 Å
Відношення с/а	n/a
Температура Дебая	n/a К
Хлор на Вікісховищі

Хлор (Cl) — елемент 7-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією — елемент головної підгрупи VII групи) з атомним номером 17^[1].

Загальна характеристика[ред. | ред. код]

Позначається символом Cl (лат. Chlorum). Хімічно активний неметал. У природі існує два стабільних ізотопи: ³⁵Cl i ³⁷Cl. Науковцям вдалось синтезувати нестабільні ізотопи хлору, зокрема, з атомною масою 52^[2][3].

Входить у групу галогенів (спочатку назву «галоген» використовував німецький хімік Швейгер для хлору [дослівно «галоген» перекладається як солерід], але воно не прижилося, і згодом стало загальним для VII групи елементів, у яку входить і хлор^[4]).

Проста речовина хлор (CAS-номер: 7782-50-5) за нормальних умов — отруйний газ жовтувато-зеленого кольору важчий за повітря, з різким запахом. Молекула хлору двоатомна (формула Cl ₂). Використовується як дезінфікуючий засіб, особливо у плавальних басейнах та у шкільних закладах.

Утворює кисневі кислоти хлору і міжгалогенні сполуки (ClF, ClF₃, BrCl та інші).

Вперше хлор був отриманий у 1774 шведським хіміком К. Шеєле (Scheele), який отримав його при взаємодії піролюзиту з соляною кислотою:

4HCl + MnO ₂ = Cl ₂ + MnCl ₂ + 2H ₂O. Шеєле відзначив запах хлору, схожий із запахом царської води, його здатність взаємодіяти з золотом і кіновар’ю, а також його відбілюючі властивості та токсичність для комах. Однак Шеєле, відповідно до пануючої тоді в хімії теорії флогістону, припустив, що хлор є дефлогістованою соляною кислотою, тобто оксидом соляної кислоти. Бертолле та Лавуазьє припустили, що хлор є оксидом елемента мурія, але спроби відновити його вугіллям проведені Жозеф-Луї Гей-Люссаком закономірно залишалися марними. У 1810 р. англійський учений Г. Деві зміг електролізом розкласти кухонну сіль на натрій і хлор та довів, що цей газ є простою речовиною, а не оксидом. В своїй доповіді перед Королівським Товариством він назвав новий елемент хлор від грецького χλωρος (жовто-зелений).

Від грецького хлорос (грец. χλωρός) — «зелений».

Хлор досить поширений елемент. На нього припадає 0,04 % маси земної кори (Сер. вміст X. в земній корі 10⁻⁴% (мас.).). У вільному стані в природі він не зустрічається, оскільки в хімічному відношенні хлор дуже активний. Найважливіші мінерали хлору: галіт, сильвін, бішофіт, карналіт, хлорапатит, содаліт. Найпоширенішою природною сполукою хлору є хлорид натрію NaCl, величезні кількості якого розчинені у воді морів, океанів і деяких озер. У багатьох місцях хлорид натрію у вигляді мінералу галіту (або кам’яної солі) утворює потужні поклади. Багаті поклади дуже чистої кам’яної солі розташовані в районах м. Соль-Ілецька на південному Уралі і м. Бахмута на Донбасі.

Крім того, дуже поширеними сполуками хлору є хлорид калію KCl і хлорид магнію MgCl₂. Хлорид калію і хлорид натрію утворюють мінерал сильвініт KCl · NaCl, потужні родовища якого розташовані в Україні (міста Калуш і Стебник), а хлорид калію і хлорид магнію утворюють мінерал карналіт KCl · MgCl₂ · 6H₂O, великі поклади якого є на Уралі (м. Солікамськ).

Хлор — важкий газ жовтувато-зеленого кольору з різким, задушливим запахом, неметал. При вдиханні дуже подразнює слизову оболонку і викликає гострий кашель, а у великих кількостях — навіть смерть.

Густина газоподібного хлору за нормальних умов 3,214, рідкого хлору при t кипіння — 1,557, твердого хлору — 1,9 (при t –102^оС). t_пл. — 101 ^оС; t_кип. −34,6 ^оС.

Під тиском близько 6 атмосфер хлор уже при звичайній температурі скраплюється у жовту важку рідину, яка під нормальним тиском кипить при −34°С, а при −102,4°С замерзає в жовтувату кристалічну масу. Скраплений хлор зберігають і транспортують у стальних балонах.

У воді хлор розчиняється добре. В одному об’ємі води при звичайній температурі розчиняється понад два об’єми хлору. Розчин хлору в воді називають хлорною водою.

Рідкий хлор у кварцовій ампулі.

Хімічно дуже активний. Окиснювач. Утворює сполуки майже з усіма хімічними елементами. Хлор, маючи в зовнішньому електронному шарі сім електронів, його атоми легко віднімають валентні електрони від атомів інших елементів і перетворюються в негативно одновалентні іони Cl^—. Цим самим проявляються його різко виражені окисні властивості. За своїми окисними властивостями хлор поступається лише перед фтором і приблизно рівноцінний кисню. Завдяки великому спорідненню його атомів до електрона, хлор безпосередньо сполучається з усіма металами і більшістю неметалів. Причому з багатьма металами він реагує дуже енергійно з виділенням тепла і світла. Наприклад, якщо в наповнений хлором циліндр внести розтертий в порошок стибій, він спалахує і згоряє, утворюючи густий білий дим трихлориду стибію (сурми) SbCl₃:

Попередньо нагріті кальцій, залізо, мідь і інші метали теж енергійно згоряють в атмосфері хлору, утворюючи відповідні хлориди. Наприклад:

Запалений на повітрі червоний фосфор продовжує енергійно горіти в атмосфері хлору:

З воднем хлор теж реагує. Але при звичайній температурі реакція йде дуже повільно, а при нагріванні і під впливом сонячного світла — досить швидко і навіть з вибухом:

Реакції з органічними сполуками[ред. | ред. код]

Заміщення[ред. | ред. код]

При високій температурі хлор може віднімати водень від різних органічних сполук. Запалена свічка продовжує горіти в атмосфері хлору, виділяючи багато кіптяви, бо з хлором сполучається тільки водень, що входить до складу речовини свічки, а вуглець виділяється у вигляді кіптяви.

C_nH_2n+2 + (n+1) Cl₂ → n C+ (2n+2) HCl

Алкани реагують з хлором при нагріванні, реакція проходить по радикальному механізму

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + HCl

Ароматичні сполуки реагують по іонному механізму, в присутності каталізаторів (напр. AlCl₃, FeCl₃):

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Кетони хлоруються набагато легше за відповідні алкани

CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + Cl₂ -H⁺→ CH₃-CHCl-CO-CH₂-CH₃ + HCl: CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + 4Cl₂ -OH^—→ CH₃-CCl₂-CO-CCl₂-CH₃ + 4HCl

З метилекетонами реакція йде далі й відбувається розщеплення

CH₃-CO-CH₃ — Cl₂/-OH^—→ CHCl₃

Приєднання[ред. | ред. код]

Хлор приєднується по подвійному зв’язку алкенів

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

Окислення[ред. | ред. код]

Хлор — сильний окисник і рідко застосовується в цій якості. Він окисляє спирти (до кислот чи кетонів), альдегіди (до кислот).

CH₃-CH₂-OH —Cl₂ / OH^—→ [CH₃-CHO] →CHCl₃

У лабораторних умовах хлор звичайно одержують взаємодією хлоридної кислоти HCl з двоокисом марганцю MnO₂ (це також і перший промисловий метод одержання):

4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ ↑ + 2H₂O

Mn4++2e=Mn2+Cl−−e=Cl−|{\displaystyle {\begin{matrix}Mn^{4+}+2e=Mn^{2+}\\\\Cl^{-}-e=Cl^{-}\end{matrix}}{\Bigg |}} 2.|{\displaystyle {\begin{matrix}\\2\\.\end{matrix}}{\Bigg |}} 12{\displaystyle {\begin{matrix}1\\\\2\end{matrix}}}

Також застововують інші окисники:

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Промислове виробництво[ред. | ред. код]

У техніці хлор одержують електролізом водного розчину хлориду натрію NaCl. Хлорид натрію у водному розчині дисоціює на іони натрію і хлору:

NaCl←→Na++Cl−{\displaystyle NaCl\;{\overrightarrow {\leftarrow }}Na^{+}+Cl^{-}}

Молекули води також частково дисоціюють:

h3O←→H++OH−{\displaystyle H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}H^{+}+OH^{-}}

Таким чином, до катоду притягуються катіони натрію і катіони водню, а до аноду — аніони хлору і аніони гідроксилу. Катіони водню відновлюються легше, ніж катіони натрію, а аніони хлору окиснюються легше, ніж аніони гідроксилу. Тому на катоді виділяється водень, а аноді — хлор. Електродні реакції можна позначити такими рівняннями:

• Катод: 2Н⁺ + 2е = Н₂ ↑
• Анод: 2Cl^— — 2е = Cl₂ ↑

Катіони натрію і аніони гідроксилу весь час нагромаджуються в розчині і утворюють гідроксид натрію NaOH. Він реагує з хлором, що частково розчиняється в воді, утворюючи гіпохлорит та хлорид натрію

NaOH + Cl₂ → NaCl + NaOCl

Розчин NaClO використовують як відбілювач (в Україні виробляється під назвою «Білизна») Якщо проводити гідроліз в апараті де катодний та анодний простір розділені напівпроникною мембраною то реакції хлонру з гідроксидом натрію не відбувається, що дозволяє отримати окрім хлору чистий гідроксид натрію.

Електроліз хлориду натрію мембранним способом

У техніці хлор застосовується дуже широко. Використовують у виробництві хлорорганічних сполук (напр., вінілхлориду, хлоропренового каучуку, дихлоретану та ін.), барвників, лікарських та інших речовин, для вибілювання тканини, паперу, дезінфекції тощо.

Значні кількості його використовують для виробництва

• хлоридної кислоти HCl,
• хлорного вапна Ca(OCl)Cl
• Застосування хлору для знезараження (хлорування) питної води в наш час^[коли?] намагаються обмежити й замінити озонуванням, але на сьогодні воно є основним в більшості країн, в тому числі Україні.
• В металургії хлор застосовують для хлорування руд для одержання цілого ряду кольорових і рідкісних металів — титану, ніобію, танталу і інших — у вигляді їх хлоридів, з яких потім електролізом добувають чисті метали.

Багато хлору споживає хімічна промисловість для одержання різних хлорорганічних сполук, які використовують для боротьби з шкідниками і бур’янами в сільському господарстві, а також для виготовлення різних барвників, синтетичного каучуку, пластмас тощо. Найвідомішими з них є:

Отруйний. Г. Д.К. в повітрі виробничих приміщень 1 мг/м³, в атмосфері населених пунктів одноразова (короткотривала) — 0,1 мг/м³, середньодобова — 0,003 мг/м³.

Хлор Cl,характеристика Хлора,роль Хлора в организме человека

Подробности

Просмотров: 2245

 

Чем же так полезен Хлор? Данный макроэлемент помогает нашему организму правильно функционировать и поддерживает многие химические процессы, протекающие в нем. Оказывает влияние на важный процесс регуляции водного баланса. Давайте разберемся подробнее во всех его полезных свойствах.

Польза Хлора:

Преимущественно, большая концентрация Хлора сосредоточена в нашей крови, кожном покрове, а также в межклеточной жидкости и костных тканях. Данное условие обусловлено тем, что соединения Хлора имеют свойство быть растворимыми в воде.

• Позволяет устранить отечность
  
• Принимает участие в регуляции осмотических процессов
• Участвует в процессе передачи нервных импульсов
• Участвует в водно — солевом обмене
• Оказывает влияние на гибкость тела
• Улучшает аппетит
• Удерживает жидкость в организме
• Улучшает и поддерживает работу печени
• Присутствует в составе желудочного сока
• Способствует процессу расщепления жиров
  
• Выводит из организма углекислый газ
  
• Положительно влияет на эритроциты
• Участвует в поддержании рН — кислотности клеток

 

Хлор принимает участие в пищеварительном процессе, помогая вырабатывать желудочный сок. Стоит отметить то, что, при повышенной кислотности, поступление Хлора в организм должно быть увеличено. Если у человека наблюдаются различные заболевания ЖКТ — это сопровождается нехваткой Хлора. 

Суточная потребность в Хлоре:

• Взрослые:  4 — 6 гр/сутки
• Груднички:  нужное количество Хлора поступает с молоком матери
  

Симптомы дефицита Хлора:

• Истощение организма
  
• Частые запоры
  
• Заболевания зубов
• Ухудшение состояния волос
  
• Отечность
  
• Гипотония и гипертония
  
• Нарушение кислотно — щелочного баланса организма
  

Симптомы передозировки Хлора:

• Чувство рези в глазах
• Обильное слезотечение
• Сухой кашель
• Боль в области груди
• Головные боли
• Повышение температуры тела
  
• Возможный отек легких

Взаимодействие Хлора с другими веществами:

Вместе с Натрием Na и Калием K участвует в процессе регулирования кислотно — щелочного и водного баланса организма 

Источники Хлора:

Основным источником Хлора Cl для нашего организма можно назвать обычную, поваренную соль.

Растительные:

Животные:

Макроэлемент Хлор позволяет нам поддерживать наше здоровье, а также защищать его от различных недугов. обратите внимание на данный элемент и его свойства — возможно в вашем питании не хватает именно его?

 

Добавить комментарий

Галогены. Элементы VIIA-группы. Хлор, фтор. Конспект по химии

Галогены. Элементы VIIA-группы. Хлор, фтор

Ключевые слова: галогены, VIIA-группа, хлор, фтор, бром, йод, характеристика элемента, строение галогенов, получение хлора.
Раздел ОГЭ: 3.1.2. Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

---

---

Галогены (от греч. hals – соль и лат. genui – рождать, т. е. «рождающие соли») — это элементы VIIA-группы – фтор F, хлор Cl, бром Вг, йод I. Электронная конфигурация валентного слоя атомов галогенов в стационарном состоянии ns²np⁵. Радиусы атомов галогенов от фтора к йоду увеличиваются, энергия ионизации и электроотрицательности уменьшается, неметаллические свойства ослабляются.

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА ХЛОР

Хлор Cl – элемент № 17, в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева находится в 3–м периоде, в VIIA группе. Электронная конфигурация атома хлора в стационарном состоянии 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵:

В своих соединениях хлор проявляет валентности:

Наиболее характерными степенями окисления хлора являются следующие:

Высший оксид хлора – оксид хлора (VII) Cl₂О₇ – кислотный оксид, высшим гидроксидом хлора является хлорная кислота НСlO₄ (сильная кислота).

Водородное соединение хлора – хлороводород НCl (газ при обычных условиях), его водный раствор – соляная кислота, сильный электролит.

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА ФТОР

Фтор F – элемент № 9, находится во 2–м периоде, в VIIA группе. Электронная конфигурация внешнего электронного атома фтора 1s²2s²2p⁵:

В атоме фтора нет вакантных орбиталей на втором энергетическом уровне для перехода атома в возбуждённое состояние. Переход на вакантные орбитали третьего энергетического уровня потребовал бы слишком больших затрат энергии, следовательно, фтор может быть только одновалентен.

Электроотрицательность фтора среди других элементов максимальна (∼4,0 по шкале Полинга). Следовательно, для фтора невозможны положительные степени окисления. Возможные степени окисления фтора: 0 (F₂) и –1 (HF, KF и т. д.).

СТРОЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ – ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ

Галогенам не присуща аллотропия, каждому элементу – галогену (Hal) соответствует одно простое вещество Наl₂. Галогены – вещества молекулярного строения.

При обычных условиях фтор F₂ – зеленовато–жёлтый газ; хлор Cl₂ – жёлто–зелёный газ; бром Вг₂ – красно–бурая жидкость, примерно в 3 раза тяжелее воды; йод I₂ – фиолетово–чёрные кристаллы с металлическим блеском. Все галогены обладают характерным запахом.

Хлор, бром, йод умеренно растворимы в воде, их растворы называются соответственно хлорной, бромной и йодной водой (фтор с водой реагирует).

ПОЛУЧЕНИЕ ХЛОРА

В промышленности хлор получают электролизом расплава поваренной соли.

Лабораторные способы получения хлора основаны на окислении хлора в соляной кислоте с помощью таких окислителей, как перманганат калия, дихромат калия или диоксид марганца. Приведём примеры этих реакций:

---

Конспект урока по химии «Галогены. Элементы VIIA-группы. Хлор, фтор «. Выберите дальнейшее действие:

Характеристика элементов

• Решебники
• База знаний

• База знаний
• Характеристика элементов

Название	Знак
Водород	H	Водород H
Литий	Li	Литий Li
Бериллий	Be	Бериллий Be
Бор	B	Бор B
Углерод	C	Углерод C
Азот	N	Азот N
Кислород	O	Кислород O
Фтор	F	Фтор F
Натрий	Na	Натрий Na
Магний	Mg	Магний Mg
Алюминий	Al	Алюминий Al
Кремний	Si	Кремний Si
Фосфор	P	Фосфор P
Сера	S	Сера S
Хлор	Cl	Хлор Cl
Калий	K	Калий K
Кальций	Ca	Кальций Ca
Скандий	Sc	Скандий Sc
Титан	Ti	Титан Ti
Ванадий	V	Ванадий V
Марганец	Mn	Марганец Mn
Железо	Fe	Железо Fe
Кобальт	Co	Кобальт Co
Никель	Ni	Никель Ni
Цинк	Zn	Цинк Zn
Галлий	Ga	Галлий Ga
Германий	Ge	Германий Ge
Мышьяк	As	Мышьяк As
Селен	Se	Селен Se
Бром	Br	Бром Br
Рубидий	Rb	Рубидий Rb
Стронций	Sr	Стронций Sr
Иттрий	Y	Иттрий Y
Цирконий	Zr	Цирконий Zr
Технеций	Tc	Технеций Tc
Кадмий	Cd	Кадмий Cd
Индий	In	Индий In
Олово	Sn	Олово Sn
Сурьма	Sb	Сурьма Sb
Теллур	Te	Теллур Te
Иод	I	Иод I
Цезий	Cs	Цезий Cs
Барий	Ba	Барий Ba
Гафний	Hf	Гафний Hf
Тантал	Ta	Тантал Ta
Вольфрам	W	Вольфрам W
Ртуть	Hg	Ртуть Hg
Таллий	Tl	Таллий Tl
Свинец	Pb	Свинец Pb
Висмут	Bi	Висмут Bi
Полоний	Po	Полоний Po
Астат	At	Астат At