كلورين اتوم مقابل كلوريد ايون

العناصر في الجدول الدوري ليست مستقرة باستثناء الغازات النبيلة. لذلك ، تحاول العناصر التفاعل مع العناصر الأخرى ، للحصول على تكوين إلكترون الغاز النبيل لتحقيق الاستقرار. وبالمثل ، يتعين على الكلور أيضًا الحصول على إلكترون لتحقيق التكوين الإلكتروني للغاز النبيل ، الأرجون. تتفاعل جميع المعادن مع الكلور ، وتشكل الكلورايد. باستثناء بعض أوجه التشابه ، فإن الكلور والكلوريد له خصائص فيزيائية وكيميائية مختلفة بسبب تغير إلكترون واحد.

الكلور اتوم

الكلور عنصر في الجدول الدوري يرمز إليه بـ Cl. وهو هالوجين (المجموعة السابعة عشرة) في الفترة الثالثة من الجدول الدوري. العدد الذري للكلور هو 17 ؛ وبالتالي ، فقد سبعة عشر بروتونات و 17 إلكترون. تتم كتابة تكوينه الإلكتروني كـ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. نظرًا لأن المستوى الفرعي p يجب أن يحتوي على 6 إلكترونات للحصول على التكوين الإلكترون للغاز النبيل من Argon ، فإن الكلور لديه القدرة على جذب الإلكترون. الكلور لديه سلبية كهربائية عالية جدا ، وهو حوالي 3 ، وفقا لمقياس بولينج. الوزن الذري للكلور هو 35.453 أمو. تحت درجة حرارة الغرفة ، يوجد الكلور كجزيء ثنائي الذرة (Cl2). Cl2 عبارة عن غاز بلون أصفر مخضر. الكلور لديه نقطة انصهار -101.5 درجة مئوية ونقطة الغليان -34.04 درجة مئوية. من بين كل نظائر الكلور ، تعد Cl-35 و Cl-37 أكثر النظائر ثباتًا. في الجو ، 35Cl موجودة في 75.77 ٪ و 37Cl موجودة في 24.23 ٪. عندما يذوب غاز الكلور في الماء ، فإنه يشكل حمض الهيدروكلوريك وحمض الهيبوكلوريك ، وهو شديد الحموضة. يحتوي الكلور على جميع أرقام الأكسدة التي تتراوح من -1 إلى +7.

كلوريد ايون

الكلوريد هو الأنيون الناتج عندما يستخرج الكلور إلكترونًا من عنصر آخر إيجابي الشحنة. يمثل كلوريد الرمز Cl–. كلوريد أحادي التكافؤ مع شحنة -1. لذلك ، لديها 18 إلكترون وسبعة عشر بروتون. التكوين الإلكترونى للكلوريد هو 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. كلوريد موجود في المركبات الأيونية مثل كلوريد الصوديوم ، كلوريد الكالسيوم و حمض الهيدروكلوريك ، والتي هي أيونية. كلوريد موجود بشكل طبيعي في مصادر المياه ، وهذا هو أنيون الأكثر شيوعا في الطبيعة. هناك كمية كبيرة من أيونات الكلوريد في مياه البحر. يمكن لأيونات الكلوريد المشاركة في توصيل الكهرباء من خلال المذيبات.