Халогени: физичке особине, хемијске особине. Употреба једињења халогена и њихово

Халогени у периодичној табели налазе се лево од племенитих гасова. Ови пет токсичних неметалних елемената су укључени у групу 7 периодичне таблице. То укључује флуор, хлор, бром, јод и астатин. Иако је астат радиоактиван и има само краткотрајне изотопе, понаша се као јод, и често се сматра халогеном. Пошто халогени елементи имају седам валентних електрона, њима је потребан само један додатни електрон да би се формирао пуни октет. Ова карактеристика чини их активнијим од осталих група неметала.

Опште карактеристике

Халогени формирају дијатомске молекуле (тип Кс2, где је Кс атом халогена) - стабилан облик постојања халогена у облику слободних елемената. Везе ових дијатомејских молекула су неполарне, ковалентне и појединачне. Хемијска својства халогена омогућавају им да се лако придружи већини елемената, тако да се никада не појављују у природи. Флуорид је најактивнији халоген, а астат је најмање активан.

Сви халогени формирају соли групе И са сличним својствима. У овим једињењима, халогени су присутни у облику халидних аниона са напоном од -1 (на примјер, Цл-, Бр-). Завршетак -ид указује на присуство халидних ањона; На пример, Цл ^- се зове "хлорид".

Поред тога, хемијска својства халогена омогућавају им да делују као оксиданти - оксидују метале. Већина хемијских реакција у којима су укључени халогени су редукција оксидације у воденом раствору. Халогени формирају појединачне везе са угљеником или азотом у органским једињењима, при чему је степен њихове оксидације (ЦО) -1. Када је атом халогена замењен ковалентно везаним атомом водоника у органском једињењу, хало префикс се може користити у општем смислу или флуоро-, хлоро-, бромо-, јод-префикси за специфичне халогене. Халогени елементи могу имати унакрсну везу са формирањем дијатомских молекула са поларним ковалентним појединачним везама.

Хлор (Цл ₂ ) постао је први халоген откривен 1774. године, откривени су јод (И ₂ ), бром (Бр ₂ ), флуор (Ф ₂ ) и астат (Ат, откривени последњи 1940). Назив "халоген" долази од грчких корена хал- ("соли") и -ген ("форма"). Заједно, ове речи значе "формирање соли", наглашавајући чињеницу да халогени, реагујући са металима, формирају соли. Галит је назив камене соли, природног минералног састава из натријум хлорида (НаЦл). И коначно, халогени се користе у свакодневном животу - флуорид се налази у пастама за зубе, хлор дезинфицира воду за пиће, а јод промовише производњу тироидних хормона.

Хемијски елементи

Флуор је елемент са атомским бројем 9, означен симболом Ф. Елементални флуор је први пут откривен 1886. године сепарацијом из флуороводоничне киселине. У слободном стању, флуор постоји у облику диатомског молекула (Ф ₂ ) и најомиљенији је халоген у земаљској кори. Флуор је најелектективнији елемент у периодичној табели. На собној температури то је бледо жути гас. Флуор такође има релативно мали атомски радијус. Његов ЦО-1, са изузетком елементарног дијатома, у којем је степен оксидације нула. Флуор је изузетно хемијски активан и директно је у интеракцији са свим елементима осим хелијума (Хе), неон (Не) и аргона (Ар). У раствору Х ₂ О, флуороводична киселина (ХФ) је слаба киселина. Иако је флуор снажно електронегативан, његова електронегативност не одређује киселост; ХФ је слаба киселина због чињенице да је ион флуора базичан (пХ> 7). Поред тога, флуорид производи веома моћне оксиданте. На пример, флуор може реаговати са инертним гасом са ксеноном и формира јак оксидант ксенон дифлуорида (КсеФ ₂ ). Флуорид има много користи.

Хлор је елемент са атомским бројем 17 и хемијски симбол Цл. Пронађено је 1774. године, раздвајањем од хлороводоничне киселине. У свом елементарном стању формира дијатомски молекул, Цл ₂ . Хлор има неколико ЦО: -1, +1, 3, 5 и 7. На собној температури то је светлозелени гас. Пошто је веза која се формира између два атома хлора слаба, молекула Цл ₂ има врло високу способност да се придружи. Хлор реагује са металима како би се формирале соли, које се називају хлориди. Хлорни јони су најчешћи јони, садржани су у морској води. Хлор има два изотопа: ³⁵ Цл и ³⁷ Цл. Натријум хлорид је најчешће једињење свих хлорида.

Бром је хемијски елемент са атомским бројем 35 и симбол Бр. Прво је откривен 1826. године. У свом елементарном облику, бром је дијатомски Бр ₂ молекул. На собној температури, то је црвенкасто смеђа течност. Његов ЦО је -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром је активнији од јода, али мање активан од хлора. Поред тога, бром има два изотопа: ⁷⁹ Бр и ⁸¹ Бр. Бром се налази у облику соли бромида растворених у морској води. У последњих неколико година, светска производња бромида значајно је порасла због своје расположивости и дугог живота. Као и други халогени, бром је оксидациони агенс и врло токсичан.

Јод је хемијски елемент са атомским бројем 53 и симболом И. Јод има стање оксидације: -1, +1, +5 и +7. Постоји у облику дијатомског молекула, И ₂ . На собној температури је чврста супстанца љубичице. Јод има један стабилни изотоп - ¹²⁷ И. Прво је откривен 1811. године уз помоћ морске алге и сумпорне киселине. Тренутно, јодови јони могу бити изоловани у морској води. Упркос чињеници да јод није врло растворљив у води, његова растворљивост може се повећати употребом појединачних јодида. Јод игра важну улогу у телу, учествујући у производњи тироидних хормона.

Астат је радиоактивни елемент са атомским бројем 85 и симболом Ат. Њена могућа стања оксидације су: -1, +1, 3, 5 и 7. Једини халоген који није дијатомејски молекул. У нормалним условима то је метална чврста црна боја. Астат је врло ретк елемент, тако да је мало тога познато. Поред тога, астатин има веома кратак период полураспада, не дуже од неколико сати. Добијена 1940. као резултат синтезе. Верује се да је астатин сличан јоду. Она се разликује у металним својствима.

У табели испод приказана је структура атома халогена, структура спољног слоја електрона.

Халоген	Електронска конфигурација
Флуорид	1с 2 2с 2 2п 5
Хлор	3с 2 3п 5
Бром	3д 10 4с 2 4п 5
Јод	4д 10 5с 2 5п 5
Астат	4ф 14 5д 10 6с 2 6п 5

Слична структура спољашњег слоја електрона одређује физичке и хемијске особине халогена. Истовремено, приликом упоређивања ових елемената, примећују се и разлике.

Периодична својства у халоген групи

Физичке особине једноставних халогених супстанци варирају са повећањем атомског броја елемента. За боље разумевање и већу јасноћу нудимо Вам неколико табела.

Тачке топљења и кључања у групи повећавају се с величином молекула (Ф <Цл <Бр <И <Ат). Ово повећање подразумијева повећање ван дер Ваалс силе.

Табела 1. Халогени. Физичке особине: тачка топљења и тачка кључања

Халоген	Тачка топљења (˚Ц)	Тачка кључања (˚Ц)
Флуорид	-220	-188
Хлор	-101	-35
Бром	-7.2	58.8
Јод	114	184
Астат	302	337

• Атомски радијус се повећава.

Величина језгра се повећава (Ф <Цл <Бр <И <Ат), с обзиром да се број протона и неутрона повећава. Осим тога, у сваком периоду додају се све више и више нивоа енергије. То доводи до већег орбитала, а тиме и до повећања радијуса атома.

Табела 2. Халогени. Физичке особине: атомски радијус

Халоген	Ковалентни радијус (пм)	Ионски (Кс - ) радијус (пм)
Флуорид	71	133
Хлор	99	181
Бром	114	196
Јод	133	220
Астат	150

• Енергија јонизације смањује се.

Ако екстерни валентни електрони нису близу језгра, а затим их уклањају из њега, не узима пуно енергије. Стога, енергија која је неопходна за избацивање спољашњег електрона није толико висока у доњем делу групе елемената, јер је овде више нивоа енергије. Поред тога, велика енергија јонизације доводи до тога да елемент има неметалне карактеристике. Јод и астат приказују металне особине, јер се енергија јонизације смањује (Ат <И <Бр <Цл <Ф).

Табела 3. Халогени. Физичка својства: енергија јонизације

Халоген	Енергија јонизације (кЈ / мол)
Флуор	1681
Хлор	1251
Бром	1140
Јод	1008
Астатин	890 ± 40

• Електронегативност се смањује.

Број валентних електрона у атому расте са повећањем нивоа енергије на прогресивно нижим нивоима. Електрони су прогресивно даље од језгра; Стога, једро и електрони не привлаче једни друге. Уочено је повећање скрининга. Стога се електронегативност смањује са растућим периодом (Ат <И <Бр <Цл <Ф).

Табела 4. Халогени. Физичке особине: електронегативност

Халоген	Електронегативност
Флуор	4.0
Хлор	3.0
Бром	2.8
Јод	2.5
Астатин	2.2

• Афинитет за електроном се смањује.

Пошто се величина атома повећава са растућим периодом, афинитет према електрону се, по правилу, смањује (Б <И <Бр <Ф <Цл). Изузетак је флуор, чији је афинитет мањи од хлора. Ово се може објаснити мањом величином флуора у односу на хлор.

Табела 5. Афинитет халогена за електрон

Халоген	Аффинити за електрон (кЈ / мол)
Флуор	-328.0
Хлор	-349.0
Бром	-324.6
Јод	-295.2
Астатин	-270.1

• Реактивност елемената се смањује.

Реактивност халогена се смањује са растућим периодом (Ат <И <Бр <Цл <Ф). Ово је због повећања радијуса атома са повећањем нивоа енергије електрона. Ово смањује привлачење валентних електрона других атома, смањујући реактивност. Ово смањење долази и због пада електронегативности са растућим временским периодом, што такође смањује и привлачење електрона. Поред тога, с повећањем величине атома, оксидациони капацитет се такође смањује.

Неорганска хемија. Водоник + халогени

Халоген се формира када халоген реагује са другим, мање електронегативним елементом да би се формирао бинарно једињење. Водоник реагује са халогенима како би се формирало халогениди типа ХКС:

• Хидроген флуорид ХФ;
• Водониклорид ХЦл;
• Хидробромиде ХБр;
• Водоник-хидрид ХИ.

водоник халиди се лако раствара у води да се формира халогеноводоничне (флуороводонична, хлороводонична, бромоводонична, хидројодну киселина). Особине ових киселина су дати у наставку.

Киселине формирани у наредном реакцијом ХКС (ак) + Х ₂ О (л) → Кс ^- (ак) + Х ₃ О ⁺ (ак).

Све халогенводоник да формирају јаку киселину, осим ХФ.

Киселост повећава халогенводоничне киселине: ХФ <ХЦИ <ХБр <ХИ.

Флуороводонична киселина може етцх стакло и одређене неорганске флуориде дугогодисњим.

Можда се чини нелогичним да ХФ најслабији халогеноводоничном киселином, пошто сама флуор има висок Електронегативност. Ипак Х-Ф веза је веома јака, што резултира веома слабе киселине. Јака веза је дефинисан кратке дужине обвезница и великим дисоцијације енергије. Од свих водоник халиди са ХФ има најкраћи дужину повезивање и највећу везу дисоцијације енергију.

халогене Оксо-киселине

Халогене оксо киселине су киселине са атоми водоника, кисеоник и халоген. Њихова киселост може одредити анализом структуре. Халогене оксокиселине су представљени у наставку:

• Хипохлорна киселина, ХОЦл.
• Хлораста киселина ХЦлО _2.
• Хлорна киселина ХЦлО _3.
• Перхлорна киселина ХЦлО _4.
• Хипобромаста Киселина, ХОБР.
• Бромна Киселина, ХБрО _3.
• Пербромна Киселина ХБрО _4.
• Хипојодаста Киселина ХОИ.
• Јодна киселина ХИО _3.
• Метаиоднаиа ацид ХИО4, Х5ИО6.

У сваком од ових протона киселина везаних за атом кисеоника, тако да поређење везе дужине протони су бескорисни. Доминантна улога игра овде електронегативности. Киселост расте са бројем атома кисеоника везаних за централни атом.

Изглед и стање материје

Основни физичке особине халогени могу бити укратко изражен у следећој табели.

Субстанце услов (на собној температури)	халоген	изглед
фирма	јод	љубичаста
	Астат	црн
течност	бром	риђ
гасовит	флуор	бледо жуто-браон
	хлор	бледо зелена

objašnjenje изглед

Боја је резултат халогена апсорпције видљивог светла молекули узрокују електроне узбуђен. Флуоро апсорбује Виолет Лигхт, а самим тим изгледа бледо жута. Јод, насупрот томе, апсорбује жуто светло и изгледа љубичаста (жута и љубичаста - комплементарних боја). Халогена боја постаје тамнија са повећањем периода.

У паковању течности брома и чврстог јода су у равнотежи са паре, што се може посматрати као обојену гас.

Иако боји астатине непознато, верује да би требало да буде тамнија јод (т. Е. Блацк) у складу са посматраном обрасцу.

Сада, ако су се питали: "Опишите физичке особине халогена," ви ћете рећи.

Степен оксидације халогена у једињењима

Степен оксидације често користи уместо "валенцији халогена." Типично, оксидациона држава једнака -1. Али ако је халоген везан за други кисеоник или халоген, то може да потраје и друге државе: кисеоник -2 СБ има приоритет. У случају два различита атома халогена везаних заједно више електронегативан атом преовладава и траје ЦО -1.

На пример, у јод хлорид (ИЦЛ) је ЦО хлор -1, +1 и јод. Хлор је више електронегативан од јода, дакле ЦО једнака -1.

Тхе (ХБрО _{4) кисеоник} Бромна Киселина има ЦО -8 (-2 к 4 = -8 атом). Водоник има укупну оксидациони број +1. Додавањем ове две вредности даје ЦО -7. Од коначног једињења СБ треба да буде нула, ЦО је седам бром.

Трећи Изузетак од овог правила је степен оксидације халогена у елементарном облику (Кс _{2), гдје} је њена ЦО једнак нули.

халоген	У једињењима ЦО
флуор	-1
хлор	-1, + 1, + 3, + 5,: +7
бром	-1, + 1, +3, +4, +5
јод	-1, + 1, +5 +7
Астат	-1, + 1, + 3, + 5,: +7

Зашто са флуором је увек -1?

Електронегативност повећава са временом. Дакле, флуор има највећи Електронегативност свих елемената, што је поткрепљено њеним положајем у периодном систему. Његова електронска конфигурација 1с ² 2с ² 2п ^5. Ако флуорид добија још један електрон, екстремни п орбитале попуњена и формира комплетну октет. Јер флуор има високу Електронегативност, лако се може одабрати један електрон из суседног атома. Флуорида у овом случају изоелектронског инертног гаса (са осам валентних електрона) и свим својим спољним орбитала попуњених. У овом стању, флуор много стабилнији.

Припрема и употреба халогена

У природи, халогени су на ањона, тако да слободно халоген настаје оксидацијом електролизом или оксиданата. На пример, хлор генерише хидролизом раствора натријум хлорида. Употреба халогена и њиховим различитим једињењима.

• Флуор. Упркос чињеници да је флуор је веома реактивни, она се користи у многим индустријама. На пример, то је кључна компонента политетрафлуороетилен (ПТФЕ) и других флуорополимери. Хлорфлуоругљеници су органски хемикалије који су претходно коришћени као расхладних флуида и погонско гориво у аеросола. Њихова примена је заустављено због могућег утицаја на животну средину. Они су замењени хидрохлорофлуороугљенике. Флуор се дода зубну пасту (СНФ _{2) и} пијаће воде (НаФ) да спречи кварење зуба. Халоген је садржана у глини користи за производњу одређених врста керамике (ЛИФ), коришћене у нуклеарну енергију (УФ _{6) да} се добије флуорокинолон антибиотик, алумина (На ₃ Алф _{6) за} изолацију високонапонске опреме (СФ _6).
• Хлор такође наћи разне сврхе. Користи се за дезинфекцију воде за пиће и базене. Натријум хипохлорит (НаЦлО) је главна компонента избељивање. Хлороводонична киселина се широко користи у индустрији и лабораторијама. Хлор присутан у поливинилхлорида (ПВЦ) и других полимера који се користе за изолацију жице, цеви и електронике. Штавише, хлора је корисна у фармацеутској индустрији. Лекови који садрже хлор, се користе за лечење инфекција, алергије и дијабетес. Неутрал хидрохлорид форм - компонента многих лекова. Хлор се такође користи за стерилизацију болничке опреме и дезинфекцију. У пољопривреди, хлор је саставни део многих комерцијалних пестицида ДДТ (дихлородифенилтрихлоретан) је коришћен као пољопривредни инсектицида, али је његова употреба је прекинута.

• Бром, због нонфламмабилити, коришћени за инхибицију сагоревање. Такође садржи метил бромид, пестицид се користи за складиштење усева и сузбијања бактерија. Међутим, претерана употреба метил бромида је прекинута због утицаја на озонски омотач. Бром се користи у производњи бензина, фотографског филма, апарати за гашење пожара, лекови за лечење упале плућа и Алцхајмерове болести.
• Јод игра важну улогу у правилном функционисању штитне жлезде. Ако тело не добија довољно јода, тироидна жлезда се повећава. За превенцију струме активног халоген додат у кухињске соли. Јод се користи као антисептик. Јод се налази у растворима користе за пречишћавање отворених рана иу дезинфекцију спрејева. Даље, сребро-јодида је важно на слици.
• Астатине - радиоактиван и ретка земља халоген, се не користи тако више. Сматра се да овај елемент може помоћи да јода у регулацији хормона штитасте жлезде.