Запишите схему электронного строения атома с порядковым номером 17. Какие свойства проявляет этот элемент и почему?

Атом с Z = 17 — это хлор, Cl.

Электронное строение

• По подуровням: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ (или кратко: [Ne] 3s² 3p⁵).

• По оболочкам: 2 | 8 | 7.

• На внешнем уровне 7 e⁻ (конфигурация ns²np⁵), в 3p-подуровне один неспаренный электрон.

Какие свойства и почему

• Неметалл, галоген (17 группа, 3 период, p-элемент). Внешняя оболочка почти заполнена (не хватает 1 e⁻ до октета), поэтому хлор склонен присоединять электрон и образовывать стабильный ион Cl⁻ (октэт как у Ar). Отсюда — выраженные неметаллические и окислительные свойства.

• Сильный окислитель: принимает e⁻ у многих веществ (например, окисляет Br⁻ и I⁻ до Br₂ и I₂), но слабее фтора. Причина — высокая электроотрицательность и большая энергия сродства к электрону при конфигурации ns²np⁵.

• Типичные степени окисления:
  −1 (в хлоридах — самая обычная); +1, +3, +5, +7 — в кислородсодержащих соединениях (HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄). Эти положительные степени возможны за счёт образования сильно полярных ковалентных связей с кислородом.

• Водородное соединение: HCl — в воде сильная кислота (соляная). Это проявление неметаллического характера элемента.

• Поведение с водой и щёлочами: Cl₂ в воде диспропорционирует: Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO (отсюда отбеливающие/дезинфицирующие свойства HOCl). В щелочной среде: Cl₂ + 2OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O (при нагревании — до ClO₃⁻).

• Реакционная способность: легко реагирует с металлами → хлориды (NaCl, FeCl₃ и т. п.), с водородом → HCl (особенно при освещении/нагревании), вступает в реакции замещения в органике (радикальное хлорирование).

• Физические признаки: двухатомный газ Cl₂ жёлто-зелёного цвета с резким запахом, токсичен — типично для активных неметаллов-галогенов.

Итого: электронная конфигурация ns²np⁵ делает хлор активным неметаллом и окислителем, обычно проявляющим степень окисления −1, а в оксосоединениях — +1, +3, +5 и +7. Именно близость к замкнутому октету определяет его основные химические свойства.

Атом с Z = 17 — это хлор (Cl).

Схема электронного строения (основное состояние):

• по уровням: 2, 8, 7 (K:2; L:8; M:7)

• электронная формула: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

• кратко через инертное ядро: [Ne] 3s² 3p⁵

• графически на 3p-подуровне: три орбитали (↑↓)(↑↓)(↑) — один неспаренный электрон.

Положение в ПСХЭ: 3-й период, 17-я группа (VIIA), p-элемент, галоген.

Какие свойства и почему:

1. Неметаллический характер, сильный окислитель.
   На внешнем уровне 7 электронов (ns² np⁵), до октета не хватает одного. Поэтому атом хлора легко присоединяет 1e⁻ → Cl⁻, что и обусловливает его высокую электроотрицательность и окислительную способность. В простом веществе два атома образуют одну ковалентную σ-связь, получаем Cl₂ — типичная для галогенов двухатомная молекула.

2. Простое вещество Cl₂:
   зеленовато-жёлтый ядовитый газ с резким запахом; молекулярное строение → низкие tₚл и tₖип. В воде слабо растворим, но образует «хлорную воду», где идёт диспропорционирование.

3. Типичные реакции (иллюстрируют окислительные свойства):

   • С металлами → хлориды:
     2Na + Cl₂ → 2NaCl

   • С водородом (на свету/при нагревании) → хлороводород:
     H₂ + Cl₂ → 2HCl (HCl — сильная кислота в воде)

   • С водой (частично, диспропорционирование):
     Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO

   • С щёлочами:
     холодн.: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (гипохлорит)
     гор.: 3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O (хлорат)

4. Степени окисления хлора:
   Чаще всего −1 (в хлоридах). В оксосоединениях возможны +1, +3, +5, +7 (HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄ и их соли — гипохлориты, хлориты, хлораты, перхлораты). Появление положительных степеней окисления связано с тем, что в соединениях с более электроотрицательным кислородом электронная плотность смещается от Cl к O.

Итог. Из-за конфигурации …3s²3p⁵ хлор — типичный галоген: неметалл, сильный окислитель, образует двухатомные молекулы Cl₂, активно вступает в реакции с металлами и неметаллами, даёт преимущественно хлориды (−1), а также ряд оксо-кислот и их солей (степени окисления +1…+7).