Modèle moléculaire du chlore

lut - 16 2019

Comme les autres liaisons carbone – halogène, la liaison C – CL est un groupe fonctionnel commun qui fait partie intégrante de la chimie organique de base. Formellement, les composés avec ce groupe fonctionnel peuvent être considérés comme des dérivés organiques de l`anion chlorure. En raison de la différence d`électronégativité entre le chlore (3,16) et le carbone (2,55), le carbone dans une liaison C – CL est déficient en électrons et donc électrophilique. La chloration modifie les propriétés physiques des hydrocarbures de plusieurs façons: les chlorocarbures sont généralement plus denses que l`eau en raison du poids atomique plus élevé du chlore par rapport à l`hydrogène, et les organochlorures aliphatiques sont des agents alkylant parce que le chlorure est un Groupe de départ. 49 les quatre halogènes stables font l`expérience des forces d`attraction intermoléculaires van der Waals, et leur force augmente en même temps que le nombre d`électrons parmi toutes les molécules halogènes diatomiques homonucléaires. Ainsi, les points de fusion et d`ébullition du chlore sont intermédiaires entre ceux du fluor et du brome: le chlore fond à − 101,0 ° c et les furoncles à − 34,0 ° c. En raison de l`augmentation du poids moléculaire des halogènes dans le groupe, la densité et les chaleurs de fusion et de vaporisation du chlore sont à nouveau intermédiaires entre ceux du brome et du fluor, bien que toutes leurs chaleurs de vaporisation soient assez faibles (conduisant à une forte volatilité) grâce à leur structure moléculaire diatomique. Les halogènes s`assombrissent en couleur lorsque le groupe est descendu: ainsi, alors que le fluor est un gaz jaune pâle, le chlore est nettement vert-jaune [29]. Cette tendance se produit parce que les longueurs d`onde de la lumière visible absorbée par les halogènes augmentent le groupe. [29] plus précisément, la couleur d`un halogène, comme le chlore, résulte de la transition électronique entre l`orbitale moléculaire la plus élevée occupée par l`anticollage πg et l`orbitale moléculaire la plus basse de l`anticollage Σu.

[30] la couleur s`estompe à basse température, de sorte que le chlore solide à − 195 ° c est presque incolore. [29] dans la maison, des accidents surviennent lorsque des solutions d`eau de Javel d`hypochlorite entrent en contact avec certains nettoyants acides pour produire du chlore gazeux. [108] l`agent de blanchiment d`hypochlorite (un additif de blanchisserie populaire) combiné avec l`ammoniac (un autre additif de lessive populaire) produit des chloramines, un autre groupe toxique de produits chimiques. [109] le chlore forme quatre oxoacides: l`acide hypochloreux (HOCl), l`acide chloré (HOClO), l`acide chlorique (HOClO2) et l`acide perchlorique (HOClO3). Comme on peut le voir à partir des potentiels redox donnés dans la table adjacente, le chlore est beaucoup plus stable vers la dismutation dans les solutions acides que dans les solutions alcalines: [35] la plupart des oxoacides chlorés peuvent être produits en exploitant ces disproportionnations Réactions. L`acide hypochloreux (HOCl) est très réactif et assez instable; ses sels sont principalement utilisés pour leurs capacités de blanchissement et de stérilisation. Ils sont des agents oxydants très forts, transférant un atome d`oxygène à la plupart des espèces inorganiques. L`acide chloré (HOClO) est encore plus instable et ne peut être isolé ou concentré sans décomposition: il est connu à partir de la décomposition du dioxyde de chlore aqueux. Cependant, le chlorite de sodium est un sel stable et est utile pour blanchir et décaper les textiles, comme agent oxydant, et comme source de dioxyde de chlore. L`acide chlorique (HOClO2) est un acide fort qui est assez stable dans l`eau froide jusqu`à 30% de concentration, mais sur le réchauffement donne le chlore et le dioxyde de chlore. L`évaporation sous pression réduite lui permet d`être concentrée à environ 40%, mais elle se décompose ensuite en acide perchlorique, en chlore, en oxygène, en eau et en dioxyde de chlore.

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