Klor

• Elektron yapısına göre flora benzeyen klorun bir çiftleşmemiş elektronu olduğundan kimyevi özellikce flor ve hidrojene benzer. • III. periyotun tüm p-elementleri gibi klorun maksimal koordinasyon sayısı altıya denktir.

• Kuvvetli elektronegatif element (3,0) gibi çoğu bileşiklerde klorun yükselgenme basamağı -1'dir.

• • Daha elektronegatif flor, oksijen ve azotla yaptığı bileşiklerde klor pozitif yükseltgenme basamağına sahip olur.

Klor oksijenle, yükseltgenme basamağı +1, +3, +5, +7, hem de +4 ve +6 olan çeşitli bileşikler oluşturur. • Klor tipik ametalik elementdir.

• • Kimyevi çevrilmelerde basit ve karmaşık anyonlar oluştururlar.

Klor tabiatta yeterince yaygın olan elementlerdendir (moleküllerin % 0,02).

• Klora başlıca olarak en dayanıklı yüksetgenme haline sahib bileşikler olan klorürler şeklinde rastlanmaktadır. Onlardan en önemlileri: • NaCl - yemek tuzu • NaCl.KCl – silvinit • KCl.MgCl

2 .6H

2 O – karnallit • Klorürler deniz suyunda bol miktarda, tüm canlı organizmalarda vs. mevcutdurlar.

Karnallit KCl.MgCl

2

.6H

2

O

Silvinit NaCl

.

KCl

• Klor tabii bileşiklerde 35 Cl (%75,53) ve radioaktif izotopları olan ( 33 Cl, 34 Cl, 36 37 Cl (%24,47) şeklindedir. Bundan başka klorun Cl ve 39 Cl) suni suretde elde edilmişlerdir. • Basit madde. Hidrojen ve flor molekulleri gibi klor molekulleri de iki atomludur. • Klor molekülünün dissosasyon enerjisi (243 kJ/mol) flor molekülünün dissosasyon enerjisinden (151 kJ/mol) fazladır. 1000 °C'den başlayarak klor molekülleri atomlara parçalanırlar.

Flor molekülündeki bağlayıcı elektronlar birbirilerini klor molekülündeki elektronlara nispeten daha fazla iterler. Klor molekülünün flor molekülünden daha dayanıklı olması bu nedenle izah edilmektedir. Diğer bakımdan hidrojen ve flor moleküllerinden farklı olarak klor molekülünde π–bağlanma türü farz edilir.

Bu bağlanmada bir atomun bağ yapmamış elektron çifti, diğer atomun serbest, boş 3d-orbitalına aktarılarak bağ meydana çıkar (donor-akseptor mekanizması, bir nevi koordine-kovalent bağ).

Klor molekülünde bağ tartibinin (sayısının) 1,12 olduğu sanılır.

Klorun kristal yapısı

• Normal şartlarda klor, sarı-yeşil renkli gazdır (erime noktası: -101,0°C , kaynama noktası -34,2°C). Suda sınırlı çözünür (1 hacim su aşağı-yukarı 2 hacim klor çözer). Soğutulduğunda klorun suda çözeltisinden yaklaşık olarak Cl 2 .6H

2 O ve Cl 2 .8H

2 O bileşimli klatrat kristallohidratlar ayrılır • Klor aktif yükseltgeyicidir: 1/2Cl 2 (g) + e = Cl (g) , ΔG° 298 = -240 kJ/mol 1/2Cl 2(g) + e = Cl (ç) , ΔG° 298 = -131 kJ/mol

• Klor metallerle ve çoğu ametallerle (oksijen, azot ve asal gazlar istisna olmakla) hızlı reaksiyona girer, bir çok karmaşık bileşikleri yükseltger. Cu + Cl 2 = CuCl 2 Si + 2Cl 2 = SiCl 4 2S + Cl 2 = S 2 Cl 2 2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 S + 3Cl 2 + 4H 2 O = 6HCl + H 2 SO 4

• Yalnız florla karşılıklı etkileştiğinde indirgeyici rolünü oynar.

• Disproporsyonlaşma reaksiyonlarına da girer. Bu reaksiyonlar özellikle kalevi (bazik) ortamda yürürler: Cl 2 + 2OH <===> Cl + ClO + H 2 O Cl 2 + 2NaOH <===> NaCl + NaClO + H 2 O

• Serbest klor, klorürleri yükseltgemekle elde edilir: • Laboratuvarda - derişik hidrojen klorür asitinin yükseltgenmesinden ; MnO 2 + 4HCl = Cl 2 +MnCl 2 + 2H 2 O 2KMnO 4 +16HCl = 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 +14HCl = 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O Saf halde ; 2AuCl 3 = 3Cl 2 + 2Au

Sanayide yemek tuzunun sudaki çözeltisinin elektrolizinden elde ediliyor. NaCl eriyiğinin elektrolizi ile metal sodyumun oluşumu esnasında yan ürün olarak klor oluşur.

• Klor, içme suyunun temizlenmesinde kullanılır, kimya sanayiinin çeşitli alanlarında yükselgeyici olarak istifade edilir. Cl 2 (g) + H 2 O (s) = OCl (aq) + 2H + (aq) + Cl (aq) • Klorun renkli metallerin metellurjisinde önemli rolu vardır.

Klorun 1 yükseltgenme basamaklı bileşikleri • Periyotlarda ve gruplarda kimyasal bağın karakterinin değişmesine uygun olarak florürler gibi klorürlerin de özellikleri kanuna uygun değişme gösterir. • Herhangi bir periyotun elementlerinin klorürlerinde kimyasal bağın tipi soldan sağa iyonikten kovalente doğru değişir.

• İyonik klorürler yüksek erime noktasına sahip kristal maddalerdir • Kovalent klorürler ise - gaz, sıvı yahut kolay erir katı maddelerdirler. iyonik kovalent klorürler ise bu ikisinin arasında yer alır.

• iyonik klorürler (metal klorürleri) bazik; kovalent klorürler (ametallerin klorürleri) ise asidik özellik gösterirler:

NaCl MgCl 2 AlCl Erime noktası,°C ..... 800 714 3 193 Bazik asidik özelliği.... b a z i k amfoter SiCl 4 PCl 5 (SCl 6 ) -70 159 süblimasyon noktası a s i d i k • Bazik klorürler pratik olarak hidrolize uğramazlar, asidik klorürler ise tüm ve dönüşümsüz hidrolize uğrayarak asit oluştururlar:

SiCl 4 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 4HCl Ayrı tipli klorürlerin arasındakı farklılıklar onlar bir biri ile reaksiyona girdiklerinde de görünür, mesela:

KCl + AlCl 3 bazik asidik = K[AlCl 4 ]

• Bazik klorürler elektron çiftleri donorü, asidik klorürler ise elektron çiftinin akseptoru röllerini oynarlar. • Amfoter klorürler gerek asidik, gerekse de bazik bileşiklerle etkileşirler.

• Metal klorürlerin çoğunluğu suda iyi çözünürler (AgCl, CuCl, AuCl, TlCl ve PbCl2 istisna olmakla).

• Klorürler, elementleri klor veya kuru hidrojen klorür vasıtasıyla klorlaştırarak elde edilirler: 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Fe + 2HCl (g) = FeCl 2 + H 2

• Klorürler oksitlerin karbon beraberinde diğer klorürlerle (sık-sık CCl 4 ile) yahut klorla reaksiyonundan da elde edilirler: TiO 2 + 2Cl 2 + C =

TiCl 4 + CO 2

Klor( 1) bileşiklerinden hidrojen klorür HCl sanayide çok kullanılır.

Normal şartlarda HCl renksiz gazdır ( erime nomtası -114,2°C, kaynama noktası -84,9°C). HCl sanayide basit maddelerden sentezlenir:

H 2 (g) + Cl 2 (g) = 2HCl (g) , ΔG° 298 = -190 kJ/mol

Su hidrojen klorürü çok iyi çözer ( 1 hacim su 20 °C sıcaklıkta takriben 450 hacim HCl yutar). Hidrojen klorürün sudaki çözeltisi kuvvetli asittir.

• Kuvvetli asit olarak HCl sanayide, tıpta, laboratuvar deneylerinde geniş olarak kullanılır. • Kuvvetli yükseltgeyicilerle etkileştiğinde veya elektroliz esnasında klorürlerin indirgeyici karakteri meydana çıkar.

• Derişik hidroklorik asiti manganez(IV) oksitle etkileşmesinde indirgeyici özellik gösterir: MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O

• Bu reaksiyon, laboratuvarda klorun elde edilmesi için kullanılır. • Hidrojen klorür, oksijenli ortamda CuCl 2 katalizörlüğünde ısıtıldığında klora yükseltgenir :

4HCl (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g)

Reaksiyon, sistemin entropisinin düşmesi ile yürür.

Klor(I)'in bileşikleri

•

ClF, Cl 2 O

ve

Cl 3 N

bileşiklerinde, hem de onlara uygun kompleks anyonlarda:

[ClF 2 ] , [ClO] ve [ClN] 2-

, klorun yükseltgenme basamağı +1'dir.

• Klor(I)'ın ikili bileşiklerinden

ClF

nispeten dayanıklıdır. • • •

ClF

zayıf ekzotermik bileşiktir. • Klor monoflorür kuru klor ve flor gazlarının 270°C' den fazla ısıtılmasıyla oluşur.

Cl 3 N

ve

Cl 2 O

endotermik bileşiklerdirler ve dayanıksızdırlar.

Cl 2 O

az ısıtıltığında, organik maddelerle temasında ve sıvı halde bir kabdan başka kaba döküldüğünde patlama ile klora ve oksijene parçalanır.

•

Cl 2 O

ve

Cl 3 N

olumlu Gibbs oluşum enerjilerine sahip oldukları nedeniyle bu bileşikleri dolayılı yöntemlerle elde edirler.

2Cl 2 + 2HgO 0 0 C Cl 2 O + O Hg Cl Hg Cl

• Klor(I)'in ikili bileşikleri asidik özellik taşırlar. Bunu onların suda davranışları da tastikler: Cl 2 O + HOH = 2HClO ClF + HOH = HClO + HF Cl 3 N + 3HOH = 3HClO + NH 3

• Oksoklorat(I)- anyonunun [ClO] çözülürken elde edilirler: – türevlerinden (hipoklrürlerden) alkali ve toprak alkali metal bileşikleri nispeten dayanıklıtırlar. Bu elementlerin tuzları suda çözünürler. Onlar klor soğuk suda 2OH + Cl 2 = Cl + ClO + H 2 O 2KOH + Cl 2 = KCl + KClO + H 2 O

• HClO (hipoklorik asit) dayanıksızdır ve yalnız seyreltik çözeltilerde mevcuttur. HClO klorun hidrolizi esnasında hidrojen klorür asiti ile birlikte oluşur: Cl 2 + H 2 O <===> H + + Cl + HClO Cl 2 +H 2 O <===> HCl + HClO HClO zayıf asittir. İçinde suspenz şeklinde civa oksiti olan sudan klor geçirerekte HClO elde etmek mümkündür:

• Klor(I)'in türevleri kuvvetli yükseltgeyicidirler. ClF serbest flordan da enerjik olarak reaksiyona girer. Bu nedenle ondan florlaştırıcı agent gibi de istifade edirler. • Hipoklorürler ağartıcı araç olarak kullanılırlar. Aslınde hipoklorür çözeltilerinde karbonik asitin etkisiyle oluşan HClO ağartıcı özelliye sahiptir: NaClO + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 + HClO

• Klor(I) bileşikleri disproporsiyon reaksiyonlarına meyillidirler:

3KClO = 2KCl + KClO 3

Katalizörlerin iştirakıyla onlar kolaylıkla oksijen ayrılmasıyla bozulurlar:

2KClO = 2KCl + O 2

• Ca(ClO) 2 ağartıcı, zararsızlaştırıcı araç ve ucuz yükseltgeyici gibi ilgi çeker.

• O, klorun kirec Ca(OH) 2 edilir: ile etkisinden elde

2Ca(OH) 2 + 2Cl 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O

• Göründüğü gibi

Ca(ClO) 2

ile aynı zamanda

CaCl 2

de elde edilir. Odur ki, sanayide elde edilen ağartıcı veya klorlu kirece karışık bileşik gibi

Ca(ClO)Cl

, başka sözle , kalsiyum hipoklorür-klorür gibi bakılabilir. Ağartıcı kireçte Cl + miktarını onun hidroklorik asitle etkisi esnasında ayrılan klorun mikarına göre tayin edilir:

Ca(ClO)Cl + HCl = CaCl 2 + Cl 2 + H 2 O

• Difloroklorat(I) - kompleksi türevlerinden

M[ClF 2 ]

(M - alkali metal) tipli kristalin maddeler malumdurlar. Bu bileşikler susuz çözeltilerde florürlerle ClF'ün karşılıklı etkisiyle (175 °C, 10 MPa) oluşurlar:

MF + ClF= M[ClF 2 ]

Klor(III) bileşikleri

• . Klorun +3 yükseltgenme basamağı

ClF 3

bileşiğinde, tetrafluoroklorat(III) - anyonunda

[ClF 4 ] -

dioksoklorat(III)- anyonunda

[ClO 2 ] -

meydana çıkar.

Klor(III) oksiti bulunmamaktadır.

•

Klor triflorür

zayıf-yeşil renkli maddedir (erime noktası -76,3°C, kaynama noktası 11,6°C), • ClF ve flor artığının ısıtılmasıyla elde edilir.

• Kimyevi tabiatına göre ClF 3 asidik bileşiktir.

• M[ClF 4 ] tipli potasyum, rubidyum ve sezyum tetrefluornoklorat(III) lar malumdur ki, bu bileşikler MCl 3 ün florlaşması veya MF'ün sıvı ClF 3 sayesinde oluşurlar: ile etkisi

MCl + 2F 2 = M[ClF 4 ] MF + ClF 3 = M[ClF 4 ]

• Tetrafloroklorat(III)lar 200-300°C sıcaklıklarda bozulmaya başlayan katı maddelerdirler. •

ClO 2 -

anyonunun türevleri adlanırlar.

kloritler

• Alkali ve toprak-alkali metallerin kloritleri beyaz kristalin maddelerdirler.

• Hidrojen dioksoklorat(III) çözeltilerinde bile HClO 2

HClO 2

serbest halde elde edilmemiştir. Hatta suda çabuk bozulur. • HClO 2 'nin suda çözeltisi orta kuvvetli asittir (K iyonlaşma = 1.10-2) .

• Klor(III) bileşikleri güclü yükseltgenlerdirler, hususen ClF 3 ve M[ClF 4 ]. Kimyevi dayanıklı maddeler olan pamuk lifleri, Al 2 O 3 , MgO vs. ClF 3 buharlarında yanarlar:

2Al 2 O 3 + 4ClF 3 = 4 AlF 3 + 3O

oksijen ayrılmasıyla bozulurlar:

2 + 2Cl 2

Isıtıldığında kloritler disproporsiyonlaşırlar ve +3 -1 +5

3NaClO 2 = NaCl + 2NaClO 3

+3-2 -1 0

NaClO 2 = NaCl + O 2

• Organık bileşiklerin iştirakında katı okso- ve florokloratlar(III) darbeyle patlarlar.

• Klor triflorür ve tetrafloroklorat(III)lar florlaştırıcı agent gibi kullanılırlar.

• Kloritlerden en önemlisi, kumaş ve kağıtı ağartmak için istifade olunan NaClO 2 'dir

Klor(IV) bileşikleri

Eldesi;

KClO 3 + H 2 SO 4 = HClO 3 + KHSO 4 3HClO 3 = 2ClO 2 + HClO 4 + H 2 O 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = 2ClO 2NaClO 3 + SO 2 +H 2 SO 4 = 2 + CO 2 + K 2 CO 3 + H 2 O 2ClO 2 + 2NaHSO 4

• Normal şartlarda klordioksiti

ClO 2

yeşil sarı, keskin kokulu gazdır ( erime noktası 59 °C, kaynama noktası 9,9°C).

• • Endotermik bileşiktir

ClO 2

molekülü köşe şekillidir (

• Elementlerin sayısı tek olduğu için molekül paramanyetiktir. Böylelikle ClO vardır: 2 valans bakımından doymamış bileşiktir, onda elektronu birleştirme veya kaybetme isteği +4 +3

ClO 2 + e = ClO 2 -

+4 +5

ClO 2 - e = ClO 2 +

• ClO 2 kuvvetli yükeseltgendir, mesela, bazik ortamda yükseltger: +4 +3

PbO + 3ClO 2 + 2NaOH = PbO 2 + 2NaClO 2 + H 2 O

Sanayide NaClO 2 nin üretimi bu reaksiyona esaslanır.

• ClO 2 molekülünden elektronun kopması (ayrılması) (iyonlaşma enerjisi 11,1 eV)

[ClO 2 ] +

iyonunun tuza benzer bileşiklerinde, mesela

(ClO 2 )[BF 4 ], (ClO 2 ) 2 [SiF 6 ]

müşahide edilir. vs. • Elektronu birleştirmek veya kaybetmek isteği ClO 2 nin sudaki çözeltilerinde (özellikle bazik) disproporsiyonlaşması süresinde kolaylıkla gerçekleşir: +4 +3 +5

2ClO 2 + 2OH = ClO 2 + ClO 3 + H 2 O

• Sonunda iki asit ( ve ya iki tuz) oluşur.

• Klor dioksit ışıkta yavaş yavaş bozulur. ClO 2 az ısıtıltığında, darbe sonucu yahut yakıtlarla temasta patlayarak bozulur.

• ClO 2 elde edilmesi yöntemlerinden biri ısıtıltıkta sülfürik asit çözeltisinde

NaClO 3 SO 2

ile indirgenmesi reaksiyonuna esaslanır: ün

2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + 2ClO 2

• • • Klordioksit kağıt üretiminde ağartıcı gibi, bir sıra teknoloji proseslerde kuvvetli yükseltgeyici gibi kullanılır.

Cl 2 O 4

1970 yıllarında elde edilmiştir. O, klor(I) klorat(VII) yapısına sahiptir:

Cl-O-ClO 3

.

Cl 2 O 4

açık-sarı renkli sıvıdır (kaynama noktası 44,5°C).

Klor(V) bileşikleri

• Klorun +5 yükseltgenme basamağına sahib olan malum bileşikler: klor pentaflorür ClF 5 , klor oksotriflorür ClOF 3 , klor dıoksoflorür ClO 2 F • Ve onların türevleri; [ClO 3 ] [ClOF 4 ] - trioksoklorat(V)-, [ClO 3 F] -2 - oksotetrafloroklorat(V)-, - trioksofloroklorat(V) anyonları: ClF 5 ClOF 3 ([ClF 6 ] ) [ClOF 4 ] ClO 2 F (Cl 2 O 5 ) [ClO 3 F] [ClO 3 ] -

• ClF 5 molekülü tetragonal piramit şeklindedir. • Klor pentafluorür dayanıksız gazdır (erime noktası -93°C, kaynama noktası -13°C). • Klor triflorürü ClF 3 fluorlaştırmakla elde edilir (350 °C ve 25 MPa): ClF 3 + F 2 = ClF 5

• [ClF 6 ] kompleksinin türevlerinin elde edilmesi konusunda araştırmalar yapılmaktadır. • Klor dioksofluorür ClO 2 F renksiz, yeterli derecede kararlı gazdır (erime noktası 115 °C, kaynama noktası -6°C).

• Bu bileşik ClO 2 'ni florlaştırmakla elde edilir. • ClO 2 F asidik bileşiktir, aşağıdakı gibi hidrolize uğrar: ClO 2 F + H 2 O = HClO 3 + HF

• [ClO 3 F] 2 anyonunun türevlerini florür ve kloratların çözeltilerini uzun süre ısıtmakla elde edilirler. Mesela: CuF 2 + Cu[ClO 3 ] 2 = 2Cu[ClO 3 F]

• [ClO 3 F] 2 iyonu yeterli derecede kararlıdır ve yalnız çözeltileri uzun süre kaynatıldığında bozulur.

• Klor(V) oksiti olduğu bilinmemektedir. • [ClO 3 ] türevleri kloratlar adlandırılır. Onların en önemlisi ; • Bertole tuzudur - KClO 3 . • Bu tuz kaynar KOH çözeltisinden klor geçirmekle elde edilebilir: 6OH + 3Cl 2 = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O 6KOH + 3Cl 2 = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

• KCl çözeltisinin elektrolizi ile de KClO 3 • KClO 3 ayrılır.

elde edilir. suda az çözündüğü için, KCl‘den kolay • Hidrojen trioksoklorat HClO 3 ayrılmamıştır. serbest halde • Lakin HClO ve HClO 2 'den farklı olarak, onun derişik (%40'a yakın) su çözeltisi mevcuttur. • Sulu çözeltilerde HClO 3 asiti olarak adlandırılır. kuvvetli asittir ve klorit Ba(ClO 3 ) 2(ç) + H 2 SO 4(ç) = BaSO 4(k) + 2HClO 3(ç)

• • Klorit asitinin özellikleri nitrik asitin özelliklerine benzer.Onun hidroklorik asitle karışımı kuvvetli yükseltgeyicidir.

• Isıtıltığında kloratlar disproporsiyona uğrarlar: +5 +7 -1 4KClO 3 = 3KClO 4 + KCl • Katalizör iştirakında KClO 3 bozunur: oksijen ayrılmasıyla +5 -1 0 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

• Isıtıldıkları zaman trioksokloratlar(V) kuvvetli yükseltgeyicidirler. • İndirgeyicilerle kolay patlayan terkipler oluştururlar. • Bertole tuzundan kibrit üretiminde istifade edilir. • Sodyum klorat (NaClO 3 ) alak otlarına karşı ilac gibi kullanılır.

Klor(VI) bileşikleri

• Klor trioksit ClO 3 normal şartlarda koyu kırmızı yağımsı, +3°C'de donan sıvıdır. • Molekülünün simetrik olmayan yapıya sahip olduğu farz edilir.

O O Cl +5 O +7 Cl O O O

• Kristal halinde iyonik yapıya sahiptir ClO 2 + ve ClO 4 iyonlarından kurulmuştur.

• Bu oksit ClO 2 nin ozon vasıtasıyla yükseltgenmesinden elde edilir. 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2O 2 Normal sıcaklıkta Cl 2 O 6 yavaş yavaş bozulur.

• Su ile çok aktif reaksiyona girer: +5 +7 Cl 2 O 6 (ClO 2 -ClO 4 ) + HOH = +5 +7 HClO 3 + HClO 4 Organik maddelerle temasında Cl 2 O 6 patlar.

Klor(VII) bileşikleri

• Klorun en yüksek yükseltgenme basamağı aşağıdaki bileşiklerde meydana çıkar: Cl 2 O 7 [ClO 4 ] ClO 3 F ClO 2 F 3 [ClO 3 F 2 ] [ClO 2 F 4 ] ClOF 5 (ClF 7 ) Klor(VII) oksiti - Cl 2 O 7 renksiz sıvıdır (erime noktası 93,4°C, kaynama noktası +83°C).

Hidrojen oksoklorat(VII)'la fosfor(V) oksit karışımını ısıtmakla elde edilir: 2HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2H 3 PO 4 Cl 2 O 7 molekülü polardır ( µ = 0,24.10-29 c.m).

Elektronografik araştırmalara göre Cl 2 O 7 molekülünde iki tetrahedron oksijen atomu vasıtasıyla birleşirler:

• Cl 2 O 7 nispeten kararlıdır, ama 120 °C'den fazla ısıtıldığında patlayarak bozulur.

• Tetraoksoklorat(VII)- iyonu ClO hesabına klor atomlarının valans 4 tetraedrik yapıya sahiptir, valans bağ teorisine göre bu, stabilleştirilmiş p-bağların orbitallarinin sp 3 hibridleşmesine uygun gelir.

• Tetraoksoklorat(VII)'ların (bunlara perkloratlar da denilir) sayı fazladır. Onların ekseriyeti suda iyi çözünürler.

• Hidrojen tetraoksoklorat(VII) HClO 4 - renksiz sıvıdır. Molekül yapısı aşağıdaki gibidir: H 100 o Cl O O O O 0,142 nm

• Sıvı HClO 4 'de moleküller hidrojen bağları sayesinde dimerleşirler: O O Cl O O H H O O Cl O O

• HClO 4 suda iyi çözünür. Çözelti perklorat asiti olarak adlanır: H 2 O ... HClO 4 <====> H 3 O + + ClO 4 • İyonlaşma nedeniyle HClO 4 çözeltisi tam kararlıdır. Bu asit en kuvvetli asitlerdendir.

• KClO 4 'e sülfürik asitin etkisinden elde edilir: KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4

• Çok sayıda oksoklorat(VII)'lar mevcutturlar. Özellikle, HClO 4 .H

2 O kristallohidratına oksonyum perklorat [OH 3 ]ClO 4 49,9 °C). Onu KClO 3 gibi bakılabilir.(erime noktası çözeltisinin elektrolizi vasıtasıyla elde edilirler. Bu bileşikler esasen patlayıcı maddelerin üretiminde istifade edilirler. • ClO 3 F molekülü tahrif edilmiş tetrahedron şeklindedir (µ = 0,006.10-29 c.m). Normal şartlarda klor trioksoflorür renksiz gazdır (erime noktası -147°C; kaynama noktası -46,7°C). • Cl 2 O 7 'den farklı olarak yüksek termiki ve hidrolitik dayanıklılığa sahiptir.

• ClO 3 F 500 °C'ye dek kararlıdır ve hatta 260 °C'de bile hidrolize uğramaz. Bu bileşik derişik kalevi çözeltileriyle etkileşerken onun asidik tabiatı meydana çıkar: ClO 3 F + 2NaOH = NaClO 4 + NaF + H 2 O Klor(VII)'un diğer oksoflorürleri: ClO 2 F 3 ve ClOF 5 az kararlı gazlardırlar ve bu reaksiyonlar üzere elde edilirler: ClF + O 2 F 2 = ClO 2 F 3 ClF 3 + OF 2 = ClOF 5

• Klorun +7 yükseltgenme basamağı ClO 2 F 2 + , (ClOF 4 + ), ClF 6 + tipli bir sıra katyon komplekslerinde de aşikara çıkar. • Bu katyonların türevleri [ClF 6 ] + [PtF6] [ClO 2 F 2 ] + [PtF 6 ] ; çok kuvvetli yükseltgeyici olan PtF 6 'nın, klorun düşük yükseltgenme basamağına sahip olduğu ClO 2 F, ClOF 3 gibi bileşiklerle etkileşmesinden oluşurlar.

• Klor(VII)' un floro- ve florokso türevlerinin sentezi konusundaki çağdaş durumu şu şekilde gösterilebilir (elde edilmemiş bileşikler parantezlerde verilmiştir : ClF 6 + (ClF 7 ) (ClF 8 ) (ClOF 4 + ) ClOF 5 ClO 2 F 2 + ClO 2 F 3 (ClOF ClO 2 F 4 6 (ClO 3 + ) ClO 3 F ClO 3 F 2 )

• Diğer yükseltgenme basamaklı klorun da katyon kompleksleri malumdurlar, mesela: ClF 2 + , ClF 4 + , ClOF 2 + , ClO 2 + . ClO - ClO 2 - ClO 3 - ClO 4 sırasında klorun yükseltgenme basamağının artışı ile anyonların kararlıkları da artır.

Bunu, ClO dan ClO 4 e geçtikce bağ oluşumunda iştirak eden elektron sayılarının artmasıyla izah edilebilir.

• Tetraedrik yapıya sahip ClO 3 F molekülü ve [ClO 3 F] 2 iyonu bu nedenle dayanıklıdırlar.

ClO - ClO Eğer ClO 2 - ClO 3 - ClO 4 sırasında p bağlanmanın rolünün yükseldiği farz edilir. de bağ sayısı 1 ise, ClO 4 de 1.5'dir.

Cl O bağının sayının (tertibinin) yükselmesi ortalama bağ enerjisinin artımına uygundur, çekirdeklerarası mesafeni azaltır. şöyle ki, ClO da d ClO = 0,170 nm, ClO 4 de d ClO = 0,145 nm.

•

SESSİZ GEMİ

Artık demir almak günü gelmişse zamandan, Meçhule giden bir gemi kalkar bu limandan.

Hiç yolcusu yokmuş gibi sessizce alır yol; Sallanmaz o kalkışta ne mendil ne de bir kol.

Rıhtımda kalanlar bu seyahatten elemli, Günlerce siyah ufka bakar gözleri nemli.

Biçare gönüller. Ne giden son gemidir bu.

Hicranlı hayatın ne de son matemidir bu.

Dünyada sevilmiş ve seven nafile bekler; Bilmez ki, giden sevgililer dönmeyecekler.

Bir çok gidenin her biri memnun ki yerinden.

Bir çok seneler geçti; dönen yok seferinden Yehya Kemal Bayatlı