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.MgCl2.6H2O – karnallit Klorürler deniz suyunda bol miktarda, tüm canlı organizmalarda vs. mevcutdurlar.

Karnallit - KCl.MgCl2.6H2O

Silvinit - NaCl.KCl

Klor tabii bileşiklerde 35Cl (%75,53) ve 37Cl (%24,47) şeklindedir Klor tabii bileşiklerde 35Cl (%75,53) ve 37Cl (%24,47) şeklindedir. Bundan başka klorun radioaktif izotopları olan (33Cl, 34Cl, 36Cl ve 39Cl) 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

Klor aktif yükseltgeyicidir: 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 Cl2.6H2O ve Cl2.8H2O bileşimli klatrat kristallohidratlar ayrılır Klor aktif yükseltgeyicidir: 1/2Cl2 (g) + e- = Cl-(g), ΔG°298 = -240 kJ/mol 1/2Cl2(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 + Cl2 = CuCl2 Si + 2Cl2 = SiCl4 2S + Cl2 = S2Cl2 2P + 3Cl2 = 2PCl3 2P + 5Cl2 = 2PCl5 S + 3Cl2 + 4H2O = 6HCl + H2SO4

Yalnız florla karşılıklı etkileştiğinde indirgeyici rolünü oynar.

Disproporsyonlaşma reaksiyonlarına da girer Disproporsyonlaşma reaksiyonlarına da girer. Bu reaksiyonlar özellikle kalevi (bazik) ortamda yürürler: Cl2 + 2OH- <===> Cl- + ClO- + H2O Cl2 + 2NaOH <===> NaCl + NaClO + H2O

Serbest klor, klorürleri yükseltgemekle elde edilir: Laboratuvarda - derişik hidrojen klorür asitinin yükseltgenmesinden ; MnO2 + 4HCl = Cl2 +MnCl2 + 2H2O 2KMnO4 +16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O K2Cr2O7 +14HCl = 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O Saf halde ; 2AuCl3 = 3Cl2 + 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. Klorun renkli metallerin metellurjisinde önemli rolu vardır. Cl2 (g) + H2O (s) = OCl-(aq) + 2H+(aq) + Cl-(aq)

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:

SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl KCl + AlCl3 = K[AlCl4] NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 PCl5 (SCl6) Erime noktası,°C ..... 800 714 193 -70 159 - süblimasyon noktası Bazik-asidik özelliği.... b a z i k amfoter a s i d i k Bazik klorürler pratik olarak hidrolize uğramazlar, asidik klorürler ise tüm ve dönüşümsüz hidrolize uğrayarak asit oluştururlar: SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl Ayrı tipli klorürlerin arasındakı farklılıklar onlar bir biri ile reaksiyona girdiklerinde de görünür, mesela: KCl + AlCl3 = K[AlCl4] bazik asidik

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 + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + 2HCl (g) = FeCl2 + H2

Klor(-1) bileşiklerinden hidrojen klorür HCl sanayide çok kullanılır. Klorürler oksitlerin karbon beraberinde diğer klorürlerle (sık-sık CCl4 ile) yahut klorla reaksiyonundan da elde edilirler: TiO2 + 2Cl2 + C = TiCl4 + CO2 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: H2 (g) + Cl2 (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: MnO2+ 4HCl = MnCl2 + Cl2 +2H2O

Bu reaksiyon, laboratuvarda klorun elde edilmesi için kullanılır. Hidrojen klorür, oksijenli ortamda CuCl2 katalizörlüğünde ısıtıldığında klora yükseltgenir : 4HCl (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 2Cl2 (g) Reaksiyon, sistemin entropisinin düşmesi ile yürür.

Klor(I)'in bileşikleri ClF, Cl2O ve Cl3N bileşiklerinde, hem de onlara uygun kompleks anyonlarda: [ClF2]-, [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. Cl3N ve Cl2O endotermik bileşiklerdirler ve dayanıksızdırlar. Cl2O az ısıtıltığında, organik maddelerle temasında ve sıvı halde bir kabdan başka kaba döküldüğünde patlama ile klora ve oksijene parçalanır.

Cl2O ve Cl3N olumlu Gibbs oluşum enerjilerine sahip oldukları nedeniyle bu bileşikleri dolayılı yöntemlerle elde edirler.

Klor(I)'in ikili bileşikleri asidik özellik taşırlar Klor(I)'in ikili bileşikleri asidik özellik taşırlar. Bunu onların suda davranışları da tastikler: Cl2O + HOH = 2HClO ClF + HOH = HClO + HF Cl3N + 3HOH = 3HClO + NH3

Oksoklorat(I)- anyonunun [ClO]– türevlerinden (hipoklrürlerden) alkali ve toprak alkali metal bileşikleri nispeten dayanıklıtırlar. Bu elementlerin tuzları suda çözünürler. Onlar klor soğuk suda çözülürken elde edilirler: 2OH- + Cl2 = Cl- + ClO- + H2O 2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O

HClO (hipoklorik asit) dayanıksızdır ve yalnız seyreltik çözeltilerde mevcuttur. HClO klorun hidrolizi esnasında hidrojen klorür asiti ile birlikte oluşur: Cl2 + H2O <===> H+ + Cl- + HClO Cl2 +H2O <===> HCl + HClO HClO zayıf asittir. İçinde suspenz şeklinde civa oksiti olan sudan klor geçirerekte HClO elde etmek mümkündür:

Klor(I)'in türevleri kuvvetli yükseltgeyicidirler 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 + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO

Klor(I) bileşikleri disproporsiyon reaksiyonlarına meyillidirler: 3KClO = 2KCl + KClO3 Katalizörlerin iştirakıyla onlar kolaylıkla oksijen ayrılmasıyla bozulurlar: 2KClO = 2KCl + O2

O, klorun kirec Ca(OH)2 ile etkisinden elde edilir: Ca(ClO)2 ağartıcı, zararsızlaştırıcı araç ve ucuz yükseltgeyici gibi ilgi çeker. O, klorun kirec Ca(OH)2 ile etkisinden elde edilir: 2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Göründüğü gibi Ca(ClO)2 ile aynı zamanda CaCl2 de elde edilir Göründüğü gibi Ca(ClO)2 ile aynı zamanda CaCl2 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 = CaCl2 + Cl2 + H2O

Difloroklorat(I) - kompleksi türevlerinden M[ClF2] (M - alkali metal) tipli kristalin maddeler malumdurlar. Bu bileşikler susuz çözeltilerde florürlerle ClF'ün karşılıklı etkisiyle (175°C, 10 MPa) oluşurlar: MF + ClF= M[ClF2]

Klor(III) bileşikleri . Klorun +3 yükseltgenme basamağı ClF3 bileşiğinde, tetrafluoroklorat(III) - anyonunda [ClF4]- dioksoklorat(III)- anyonunda [ClO2]- 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 ClF3 asidik bileşiktir. M[ClF4] tipli potasyum, rubidyum ve sezyum tetrefluornoklorat(III) lar malumdur ki, bu bileşikler MCl3 ün florlaşması veya MF'ün sıvı ClF3 ile etkisi sayesinde oluşurlar: MCl + 2F2 = M[ClF4] MF + ClF3 = M[ClF4]

Tetrafloroklorat(III)lar 200-300°C sıcaklıklarda bozulmaya başlayan katı maddelerdirler. ClO2- - anyonunun türevleri kloritler adlanırlar. Alkali ve toprak-alkali metallerin kloritleri beyaz kristalin maddelerdirler. Hidrojen dioksoklorat(III) - HClO2 serbest halde elde edilmemiştir. Hatta suda çözeltilerinde bile HClO2 çabuk bozulur. HClO2'nin suda çözeltisi orta kuvvetli asittir (Kiyonlaşma = 1.10-2) .

Klor(III) bileşikleri güclü yükseltgenlerdirler, hususen ClF3 ve M[ClF4]. Kimyevi dayanıklı maddeler olan pamuk lifleri, Al2O3, MgO vs. ClF3 buharlarında yanarlar: 2Al2O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2 Isıtıldığında kloritler disproporsiyonlaşırlar ve oksijen ayrılmasıyla bozulurlar: +3 -1 +5 3NaClO2 = NaCl + 2NaClO3 +3-2 -1 0 NaClO2 = NaCl + O2

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 NaClO2'dir

Klor(IV) bileşikleri Eldesi; KClO3 + H2SO4 = HClO3 + KHSO4 3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O 2KClO3 + H2C2O4 = 2ClO2 + CO2 + K2CO3 + H2O 2NaClO3 + SO2 +H2SO4 = 2ClO2 + 2NaHSO4

Normal şartlarda klordioksiti ClO2 yeşil sarı, keskin kokulu gazdır ( erime noktası -59°C, kaynama noktası 9,9°C). Endotermik bileşiktir ClO2 molekülü köşe şekillidir ( <OClO = 118°, dClO = 0,148 nm) ve bundan dolayı polardır ( µ = 0,5.10-29 c.m):

Elementlerin sayısı tek olduğu için molekül paramanyetiktir Elementlerin sayısı tek olduğu için molekül paramanyetiktir. Böylelikle ClO2 valans bakımından doymamış bileşiktir, onda elektronu birleştirme veya kaybetme isteği vardır: +4 +3 ClO2 + e- = ClO2- +4 +5 ClO2 - e- = ClO2+

PbO + 3ClO2 + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O ClO2 kuvvetli yükeseltgendir, mesela, bazik ortamda yükseltger: +4 +3 PbO + 3ClO2 + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O Sanayide NaClO2 nin üretimi bu reaksiyona esaslanır.

ClO2 molekülünden elektronun kopması (ayrılması) (iyonlaşma enerjisi 11,1 eV) [ClO2]+ iyonunun tuza benzer bileşiklerinde, mesela (ClO2)[BF4], (ClO2)2[SiF6] vs. müşahide edilir. Elektronu birleştirmek veya kaybetmek isteği ClO2 nin sudaki çözeltilerinde (özellikle bazik) disproporsiyonlaşması süresinde kolaylıkla gerçekleşir: +4 +3 +5 2ClO2 + 2OH- = ClO2- + ClO3- + H2O

Sonunda iki asit ( ve ya iki tuz) oluşur. Klor dioksit ışıkta yavaş yavaş bozulur. ClO2 az ısıtıltığında, darbe sonucu yahut yakıtlarla temasta patlayarak bozulur. ClO2 elde edilmesi yöntemlerinden biri ısıtıltıkta sülfürik asit çözeltisinde NaClO3 ün SO2 ile indirgenmesi reaksiyonuna esaslanır: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + 2ClO2

Klordioksit kağıt üretiminde ağartıcı gibi, bir sıra teknoloji proseslerde kuvvetli yükseltgeyici gibi kullanılır. Cl2O4 1970 yıllarında elde edilmiştir. O, klor(I) klorat(VII) yapısına sahiptir: Cl-O-ClO3. Cl2O4 açık-sarı renkli sıvıdır (kaynama noktası 44,5°C).

Klor(V) bileşikleri Klorun +5 yükseltgenme basamağına sahib olan malum bileşikler: klor pentaflorür ClF5, klor oksotriflorür ClOF3, klor dıoksoflorür ClO2F Ve onların türevleri; [ClO3]- - trioksoklorat(V)-, [ClOF4]- - oksotetrafloroklorat(V)-, [ClO3F] -2 - trioksofloroklorat(V)- anyonları: ClF5 ClOF3 ClO2F (Cl2O5) ([ClF6]-) [ClOF4]- [ClO3F] [ClO3]-

ClF5 molekülü tetragonal piramit şeklindedir. Klor pentafluorür dayanıksız gazdır (erime noktası -93°C, kaynama noktası -13°C). Klor triflorürü ClF3 fluorlaştırmakla elde edilir (350°C ve 25 MPa): ClF3 + F2 = ClF5

Bu bileşik ClO2'ni florlaştırmakla elde edilir. [ClF6]- - kompleksinin türevlerinin elde edilmesi konusunda araştırmalar yapılmaktadır. Klor dioksofluorür ClO2F renksiz, yeterli derecede kararlı gazdır (erime noktası -115°C, kaynama noktası -6°C). Bu bileşik ClO2'ni florlaştırmakla elde edilir. ClO2F asidik bileşiktir, aşağıdakı gibi hidrolize uğrar: ClO2F + H2O = HClO3 + HF

[ClO3F]2- - anyonunun türevlerini florür ve kloratların çözeltilerini uzun süre ısıtmakla elde edilirler. Mesela: CuF2 + Cu[ClO3]2 = 2Cu[ClO3F]

[ClO3F]2- - iyonu yeterli derecede kararlıdır ve yalnız çözeltileri uzun süre kaynatıldığında bozulur. Klor(V) oksiti olduğu bilinmemektedir. [ClO3]- türevleri kloratlar adlandırılır. Onların en önemlisi ; Bertole tuzudur - KClO3. Bu tuz kaynar KOH çözeltisinden klor geçirmekle elde edilebilir: 6OH- + 3Cl2 = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O

KCl çözeltisinin elektrolizi ile de KClO3 elde edilir. KClO3 suda az çözündüğü için, KCl‘den kolay ayrılır. Hidrojen trioksoklorat HClO3 serbest halde ayrılmamıştır. Lakin HClO ve HClO2'den farklı olarak, onun derişik (%40'a yakın) su çözeltisi mevcuttur. Sulu çözeltilerde HClO3 kuvvetli asittir ve klorit asiti olarak adlandırılır. Ba(ClO3)2(ç) + H2SO4(ç) = BaSO4(k) + 2HClO3(ç)

Klorit asitinin özellikleri nitrik asitin özelliklerine benzer Klorit asitinin özellikleri nitrik asitin özelliklerine benzer.Onun hidroklorik asitle karışımı kuvvetli yükseltgeyicidir. Isıtıltığında kloratlar disproporsiyona uğrarlar: +5 +7 -1 4KClO3 = 3KClO4 + KCl Katalizör iştirakında KClO3 oksijen ayrılmasıyla bozunur: +5 -1 0 2KClO3 = 2KCl + 3O2

Isıtıldıkları zaman trioksokloratlar(V) kuvvetli yükseltgeyicidirler. İndirgeyicilerle kolay patlayan terkipler oluştururlar. Bertole tuzundan kibrit üretiminde istifade edilir. Sodyum klorat (NaClO3) alak otlarına karşı ilac gibi kullanılır.

Klor(VI) bileşikleri Klor trioksit ClO3 normal şartlarda koyu-kırmızı yağımsı, +3°C'de donan sıvıdır. Molekülünün simetrik olmayan yapıya sahip olduğu farz edilir.

Bu oksit ClO2 nin ozon vasıtasıyla yükseltgenmesinden elde edilir. Kristal halinde iyonik yapıya sahiptir - ClO2+ ve ClO4- iyonlarından kurulmuştur. Bu oksit ClO2 nin ozon vasıtasıyla yükseltgenmesinden elde edilir. 2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2 Normal sıcaklıkta Cl2O6 yavaş yavaş bozulur.

Su ile çok aktif reaksiyona girer: +5 +7 Cl2O6(ClO2-ClO4) + HOH = +5 +7 HClO3 + HClO4 Organik maddelerle temasında Cl2O6 patlar.

Klor(VII) bileşikleri Klorun en yüksek yükseltgenme basamağı aşağıdaki bileşiklerde meydana çıkar: Cl2O7 ClO3F ClO2F3 ClOF5 (ClF7) [ClO4]- [ClO3F2]- [ClO2F4]- - - Klor(VII) oksiti - Cl2O7 renksiz sıvıdır (erime noktası 93,4°C, kaynama noktası +83°C).

Hidrojen oksoklorat(VII)'la fosfor(V) oksit karışımını ısıtmakla elde edilir: 2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2H3PO4 Cl2O7 molekülü polardır ( µ = 0,24.10-29 c.m). Elektronografik araştırmalara göre Cl2O7 molekülünde iki tetrahedron oksijen atomu vasıtasıyla birleşirler:

Cl2O7 nispeten kararlıdır, ama 120°C'den fazla ısıtıldığında patlayarak bozulur. Tetraoksoklorat(VII)- iyonu ClO4- tetraedrik yapıya sahiptir, valans bağ teorisine göre bu, stabilleştirilmiş p-bağların hesabına klor atomlarının valans orbitallarinin sp3-hibridleşmesine uygun gelir. Tetraoksoklorat(VII)'ların (bunlara perkloratlar da denilir) sayı fazladır. Onların ekseriyeti suda iyi çözünürler.

Hidrojen tetraoksoklorat(VII) HClO4 - renksiz sıvıdır Hidrojen tetraoksoklorat(VII) HClO4 - renksiz sıvıdır. Molekül yapısı aşağıdaki gibidir:

Sıvı HClO4'de moleküller hidrojen bağları sayesinde dimerleşirler:

HClO4 suda iyi çözünür. Çözelti perklorat asiti olarak adlanır: H2O ... HClO4 <====> H3O+ + ClO4- İyonlaşma nedeniyle HClO4 çözeltisi tam kararlıdır. Bu asit en kuvvetli asitlerdendir. KClO4'e sülfürik asitin etkisinden elde edilir: KClO4 + H2SO4 = HClO4 + KHSO4

Çok sayıda oksoklorat(VII)'lar mevcutturlar. Özellikle, HClO4 Çok sayıda oksoklorat(VII)'lar mevcutturlar. Özellikle, HClO4.H2O kristallohidratına oksonyum-perklorat [OH3]ClO4 gibi bakılabilir.(erime noktası 49,9°C). Onu KClO3 çözeltisinin elektrolizi vasıtasıyla elde edilirler. Bu bileşikler esasen patlayıcı maddelerin üretiminde istifade edilirler. ClO3F 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). Cl2O7'den farklı olarak yüksek termiki ve hidrolitik dayanıklılığa sahiptir.

ClO3F 500°C'ye dek kararlıdır ve hatta 260°C'de bile hidrolize uğramaz ClO3F 500°C'ye dek kararlıdır ve hatta 260°C'de bile hidrolize uğramaz. Bu bileşik derişik kalevi çözeltileriyle etkileşerken onun asidik tabiatı meydana çıkar: ClO3F + 2NaOH = NaClO4 + NaF + H2O Klor(VII)'un diğer oksoflorürleri: ClO2F3 ve ClOF5 az kararlı gazlardırlar ve bu reaksiyonlar üzere elde edilirler: ClF + O2F2 = ClO2F3 ClF3 + OF2 = ClOF5

Klorun +7 yükseltgenme basamağı ClO2F2+, (ClOF4+), ClF6+ tipli bir sıra katyon komplekslerinde de aşikara çıkar. Bu katyonların türevleri [ClF6]+ [PtF6]- ; [ClO2F2]+[PtF6]- çok kuvvetli yükseltgeyici olan PtF6'nın, klorun düşük yükseltgenme basamağına sahip olduğu ClO2F, ClOF3 gibi bileşiklerle etkileşmesinden oluşurlar.

Klor(VII)' un floro- ve florokso- türevlerinin sentezi konusundaki çağdaş durumu şu şekilde gösterilebilir (elde edilmemiş bileşikler parantezlerde verilmiştir : ClF6+ (ClF7) (ClF8)- (ClOF4+) ClOF5 (ClOF6-) ClO2F2+ ClO2F3 ClO2F4- (ClO3+) ClO3F ClO3F2-

Diğer yükseltgenme basamaklı klorun da katyon kompleksleri malumdurlar, mesela: ClF2+, ClF4+, ClOF2+, ClO2+. ClO- - ClO2- - ClO3- - ClO4- sırasında klorun yükseltgenme basamağının artışı ile anyonların kararlıkları da artır. Bunu, ClO- dan ClO4- e geçtikce bağ oluşumunda iştirak eden elektron sayılarının artmasıyla izah edilebilir.

Tetraedrik yapıya sahip ClO3F molekülü ve [ClO3F]2- iyonu bu nedenle dayanıklıdırlar. ClO- - ClO2- - ClO3- - ClO4- sırasında p-bağlanmanın rolünün yükseldiği farz edilir. Eğer ClO- de bağ sayısı 1 ise, ClO4- de 1.5'dir. Cl-O bağının sayının (tertibinin) yükselmesi ortalama bağ enerjisinin artımına uygundur, çekirdeklerarası mesafeni azaltır. şöyle ki, ClO- da dClO = 0,170 nm, ClO4- de dClO = 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