Halogenai periodinėje lentelėje yra kairėje nuo tauriųjų dujų. Šie penki toksiški nemetaliniai elementai yra periodinės lentelės 7 grupėje. Tai yra fluoras, chloras, bromas, jodas ir astatinas. Nors astatinas yra radioaktyvus ir turi tik trumpalaikius izotopus, jis elgiasi kaip jodas ir dažnai priskiriamas halogenams. Kadangi halogeniniai elementai turi septynis valentinius elektronus, jiems reikia tik vieno papildomo elektrono, kad susidarytų pilnas oktetas. Dėl šios savybės jie yra reaktyvesni nei kitos nemetalų grupės.
Bendrosios charakteristikos
Halogenai sudaro dviatomes molekules (X2 tipo, kur X žymi halogeno atomą) – stabili halogenų laisvųjų elementų forma. Šių dviatomių molekulių ryšiai yra nepoliniai, kovalentiniai ir pavieniai. Cheminės halogenų savybės leidžia jiems lengvai jungtis su dauguma elementų, todėl gamtoje jie niekada neatsiranda nesujungti. Fluoras yra aktyviausias halogenas, o astatinas – mažiausiai.
Visi halogenai sudaro I grupės druskas su panašiomissavybių. Šiuose junginiuose halogenai yra halogenidų anijonų pavidalu, kurių krūvis yra -1 (pavyzdžiui, Cl-, Br-). Galūnė -id rodo halogenidų anijonų buvimą; pvz., Cl- vadinamas „chloridu“.
Be to, halogenų cheminės savybės leidžia jiems veikti kaip oksidatoriai – oksiduoti metalus. Dauguma cheminių reakcijų, kuriose dalyvauja halogenai, yra redokso reakcijos vandeniniame tirpale. Halogenai sudaro pavienius ryšius su anglimi arba azotu organiniuose junginiuose, kur jų oksidacijos laipsnis (CO) yra -1. Kai organiniame junginyje halogeno atomas pakeičiamas kovalentiniu ryšiu susietu vandenilio atomu, priešdėlis halo- gali būti naudojamas bendra prasme, o priešdėlis fluoras, chloras, bromas, jodas – tam tikriems halogenams. Halogeniniai elementai gali būti susieti, kad susidarytų dviatomės molekulės su polinėmis kovalentinėmis viengubomis jungtimis.
Chloras (Cl2) buvo pirmasis halogenas, atrastas 1774 m., po to sekė jodas (I2), bromas (Br). 2), fluoras (F2) ir astatinas (At, paskutinį kartą aptiktas 1940 m.). Pavadinimas "halogenas" kilęs iš graikiškų šaknų hal- ("druska") ir -gen ("sudaryti"). Kartu šie žodžiai reiškia „druskos formavimąsi“, pabrėžiant faktą, kad halogenai reaguoja su metalais ir sudaro druskas. Halitas yra akmens druskos, natūralaus mineralo, sudaryto iš natrio chlorido (NaCl), pavadinimas. Ir galiausiai kasdieniame gyvenime naudojami halogenai – fluoras randamas dantų pastoje, chloras dezinfekuoja geriamąjį vandenį, o jodas skatina hormonų gamybą.skydliaukė.
Cheminiai elementai
Fluoras yra elementas, kurio atominis skaičius 9, žymimas simboliu F. Elementinis fluoras pirmą kartą buvo atrastas 1886 m., išskiriant jį iš vandenilio fluorido rūgšties. Laisvoje būsenoje fluoras egzistuoja kaip dviatomė molekulė (F2) ir yra gausiausias halogenas žemės plutoje. Fluoras yra labiausiai elektronegatyvus periodinės lentelės elementas. Kambario temperatūroje tai yra šviesiai geltonos dujos. Fluoras taip pat turi palyginti mažą atominį spindulį. Jo CO yra -1, išskyrus elementinę diatominę būseną, kurioje jo oksidacijos būsena yra lygi nuliui. Fluoras yra labai reaktyvus ir tiesiogiai sąveikauja su visais elementais, išskyrus helią (He), neoną (Ne) ir argoną (Ar). H2O tirpale vandenilio fluorido rūgštis (HF) yra silpna rūgštis. Nors fluoras yra stipriai elektronegatyvus, jo elektronegatyvumas nenulemia rūgštingumo; HF yra silpna rūgštis dėl to, kad fluoro jonas yra bazinis (pH> 7). Be to, fluoras gamina labai galingus oksidatorius. Pavyzdžiui, fluoras gali reaguoti su inertinėmis dujomis ksenonu, sudarydamas stiprų oksidatorių, ksenono difluoridą (XeF2). Fluorą galima naudoti įvairiai.
Chloras yra elementas, kurio atominis skaičius 17 ir cheminis simbolis Cl. Atrasta 1774 m., išskyrus jį iš druskos rūgšties. Elementarioje būsenoje jis sudaro dviatomę molekulę Cl2. Chloras turi keletą CO: -1, +1, 3, 5 ir7. Kambario temperatūroje tai yra šviesiai žalios dujos. Kadangi ryšys, susidarantis tarp dviejų chloro atomų, yra silpnas, Cl2 molekulė turi labai didelį gebėjimą patekti į junginius. Chloras reaguoja su metalais, sudarydamas druskas, vadinamas chloridais. Chloro jonai yra dažniausiai jūros vandenyje randami jonai. Chloras taip pat turi du izotopus: 35Cl ir 37Cl. Natrio chloridas yra labiausiai paplitęs iš visų chloridų.
Bromas yra cheminis elementas, kurio atominis skaičius 35 ir simbolis Br. Pirmą kartą jis buvo aptiktas 1826 m. Savo elementine forma bromas yra dviatomė molekulė Br2. Kambario temperatūroje jis yra rausvai rudas skystis. Jo CO yra -1, +1, 3, 4 ir 5. Bromas yra aktyvesnis už jodą, bet mažiau aktyvus nei chloras. Be to, bromas turi du izotopus: 79Br ir 81Br. Bromas susidaro kaip bromido druskos, ištirpusios jūros vandenyje. Pastaraisiais metais bromido gamyba pasaulyje labai išaugo dėl jo prieinamumo ir ilgo tarnavimo laiko. Kaip ir kiti halogenai, bromas yra oksidatorius ir labai toksiškas.
Jodas yra cheminis elementas, kurio atominis skaičius 53 ir simbolis I. Jodas turi oksidacijos būsenas: -1, +1, +5 ir +7. Egzistuoja kaip dviatomė molekulė, I2. Kambario temperatūroje ji yra purpurinė kieta medžiaga. Jodas turi vieną stabilų izotopą, 127I. Pirmą kartą aptiktas 1811 msu jūros dumbliais ir sieros rūgštimi. Šiuo metu jodo jonus galima išskirti jūros vandenyje. Nors jodas mažai tirpsta vandenyje, jo tirpumą galima padidinti naudojant atskirus jodidus. Jodas vaidina svarbų vaidmenį organizme, dalyvauja skydliaukės hormonų gamyboje.
Astatinas yra radioaktyvus elementas, kurio atominis skaičius 85 ir simbolis At. Galimos jo oksidacijos būsenos yra -1, +1, 3, 5 ir 7. Vienintelis halogenas, kuris nėra dviatomė molekulė. Įprastomis sąlygomis tai juoda metalinė kieta medžiaga. Astatinas yra labai retas elementas, todėl apie jį mažai žinoma. Be to, astatino pusinės eliminacijos laikas yra labai trumpas, ne ilgesnis kaip kelios valandos. Dėl sintezės gautas 1940 m. Manoma, kad astatinas yra panašus į jodą. Pasižymi metalinėmis savybėmis.
Toliau esančioje lentelėje parodyta halogeno atomų struktūra, išorinio elektronų sluoksnio struktūra.
| Halogenas | Elektronų konfigūracija |
| Fluoras | 1s2 2s2 2p5 |
| chloras | 3s2 3p5 |
| Bromas | 3d10 4s2 4p5 |
| Jodas | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatinas | 4f14 5d106s2 6p5 |
Panaši išorinio elektronų sluoksnio struktūra lemia, kad halogenų fizinės ir cheminės savybės yra panašios. Tačiau lyginant šiuos elementus pastebimi ir skirtumai.
Periodinės savybės halogenų grupėje
Paprastų medžiagų halogenų fizinės savybės keičiasi didėjant elementų skaičiui. Siekdami geriau suprasti ir aiškumo, siūlome keletą lentelių.
Grupės lydymosi ir virimo temperatūra didėja didėjant molekulės dydžiui (F <Cl
1 lentelė. Halogenai. Fizinės savybės: lydymosi ir virimo taškai
| Halogenas | Lydymosi T (˚C) | Virimo temperatūra (˚C) |
| Fluoras | -220 | -188 |
| chloras | -101 | -35 |
| Bromas | -7,2 | 58.8 |
| Jodas | 114 | 184 |
| Astatinas | 302 | 337 |
Atominis spindulys didėja
Branduolio dydis didėja (F < Cl < Br < I < At), nes didėja protonų ir neutronų skaičius. Be to, su kiekvienu periodu pridedama vis daugiau energijos lygių. Dėl to susidaro didesnė orbita, taigi ir atomo spindulys.
2 lentelė. Halogenai. Fizinės savybės: atominis spindulys
| Halogenas | Kovalentinis spindulys (pm) | Joninis (X-) spindulys (pm) |
| Fluoras | 71 | 133 |
| chloras | 99 | 181 |
| Bromas | 114 | 196 |
| Jodas | 133 | 220 |
| Astatinas | 150 |
Jonizacijos energija mažėja
Jei išoriniai valentiniai elektronai nėra šalia branduolio, jiems iš jo pašalinti nereikės daug energijos. Taigi energija, reikalinga išoriniam elektronui išstumti, elementų grupės apačioje nėra tokia didelė, nes yra daugiau energijos lygių. Be to, dėl didelės jonizacijos energijos elementas pasižymi nemetalinėmis savybėmis. Jodo ir astato ekranas pasižymi metalinėmis savybėmis, nes sumažėja jonizacijos energija (esant < I < Br < Cl < F).
3 lentelė. Halogenai. Fizinės savybės: jonizacijos energija
| Halogenas | Jonizacijos energija (kJ/mol) |
| fluoras | 1681 |
| chloras | 1251 |
| bromas | 1140 |
| jodas | 1008 |
| astatinas | 890±40 |
Elektronegatyvumas mažėja
Valentinių elektronų skaičius atome didėja didėjant energijos lygiui, esant palaipsniui žemesniam lygiui. Elektronai vis labiau tolsta nuo branduolio; Taigi branduolys ir elektronai nėra traukiami vienas prie kito. Pastebimas ekranavimo padidėjimas. Todėl elektronegatyvumas mažėja didėjant laikotarpiui (esant < I < Br < Cl < F).
4 lentelė. Halogenai. Fizinės savybės: elektronegatyvumas
| Halogenas | Elektronegatyvumas |
| fluoras | 4.0 |
| chloras | 3.0 |
| bromas | 2.8 |
| jodas | 2,5 |
| astatinas | 2.2 |
Elektronų giminingumas mažėja
Kadangi atomo dydis didėja su periodu, elektronų afinitetas linkęs mažėti (B < I < Br < F < Cl). Išimtis yra fluoras, kurio afinitetas yra mažesnis nei chloro. Tai galima paaiškinti mažesniu fluoro dydžiu, palyginti su chloru.
5 lentelė. Halogenų afinitetas elektronais
| Halogenas | Elektronų giminingumas (kJ/mol) |
| fluoras | -328.0 |
| chloras | -349,0 |
| bromas | -324,6 |
| jodas | -295,2 |
| astatinas | -270,1 |
Elementų reaktyvumas mažėja
Halogenų reaktyvumas mažėja didėjant periodui (<I
Neorganinė chemija. Vandenilis + halogenai
Halogenidas susidaro, kai halogenas reaguoja su kitu, mažiau elektroneigiamu elementu, sudarydamas dvejetainį junginį. Vandenilis reaguoja su halogenais, sudarydamas HX halogenidus:
- vandenilio fluoridas HF;
- vandenilio chloridas HCl;
- vandenilio bromidas HBr;
- hidrojodas HI.
Vandenilio halogenidai lengvai ištirpsta vandenyje, sudarydami vandenilio halogenidines (fluoridines, vandenilio chlorido, vandenilio bromido, vandenilio jodo rūgštis). Šių rūgščių savybės pateiktos žemiau.
Rūgštys susidaro vykstant tokiai reakcijai: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Visi vandenilio halogenidai sudaro stiprias rūgštis, išskyrus HF.
Padidėja vandenilio halogeninių rūgščių rūgštingumas: HF <HCl <HBr <HI.
Fluoro rūgštis ilgą laiką gali išgraviruoti stiklą ir kai kuriuos neorganinius fluoridus.
Gali atrodyti prieštaringai, kad HF yra silpniausia vandenilio halogeno rūgštis, nes fluoras turi didžiausiąelektronegatyvumas. Tačiau H-F ryšys yra labai stiprus, todėl susidaro labai silpna rūgštis. Stiprų ryšį lemia trumpas jungties ilgis ir didelė disociacijos energija. Iš visų vandenilio halogenidų HF turi trumpiausią jungties ilgį ir didžiausią jungties disociacijos energiją.
Halogeninės oksorūgštys
Halogeninės oksorūgštys yra rūgštys, turinčios vandenilio, deguonies ir halogeno atomus. Jų rūgštingumą galima nustatyti naudojant struktūros analizę. Halogeninės okso rūgštys išvardytos žemiau:
- Hipochloro rūgštis HOCl.
- Chloro rūgštis HClO2.
- Chloro rūgštis HClO3.
- Perchloro rūgštis HClO4.
- Hipochloro rūgštis HOBr.
- Bromo rūgštis HBrO3.
- Bromo rūgštis HBrO4.
- Hijodo rūgštis HOI.
- Jodono rūgštis HIO3.
- Metajodo rūgštis HIO4, H5IO6.
Kiekvienoje iš šių rūgščių protonas yra prijungtas prie deguonies atomo, todėl čia nenaudinga lyginti protonų jungties ilgius. Elektronegatyvumas čia vaidina dominuojantį vaidmenį. Rūgšties aktyvumas didėja didėjant deguonies atomų, prijungtų prie centrinio atomo, skaičiui.
Išvaizda ir medžiagos būsena
Pagrindines fizines halogenų savybes galima apibendrinti šioje lentelėje.
| Medžiagos būsena (kambario temperatūroje) | Halogenas | Išvaizda |
| kietas | jodas | violetinė |
| astatinas | juoda | |
| skystas | bromas | raudonai ruda |
| dujinis | fluoras | blyškus įdegis |
| chloras | šviesiai žalia |
Išvaizdos paaiškinimas
Halogenų spalva atsiranda dėl to, kad molekulės sugeria matomą šviesą, o tai sukelia elektronų sužadinimą. Fluoras sugeria violetinę šviesą, todėl atrodo šviesiai geltonas. Kita vertus, jodas sugeria geltoną šviesą ir atrodo violetinis (geltona ir violetinė yra viena kitą papildančios spalvos). Halogenų spalva tamsėja ilgėjant periodui.
Uždaruose induose skystas bromas ir kietas jodas yra pusiausvyroje su jų garais, kurie gali būti pastebėti kaip spalvotos dujos.
Nors astatino spalva nežinoma, daroma prielaida, kad ji turi būti tamsesnė už jodą (t. y. juoda) pagal pastebėtą modelį.
Dabar, jei jūsų paklaus: „Apibūdinkite halogenų fizines savybes“, turėsite ką pasakyti.
Halogenų oksidacijos būsena junginiuose
Oksidacijos būsena dažnai naudojama vietoj „halogeno valentingumo“. Paprastai oksidacijos būsena yra -1. Bet jei halogenas yra sujungtas su deguonimi ar kitu halogenu, jis gali įgyti kitas būsenas:Pirmenybė teikiama CO deguoniui -2. Jei du skirtingi halogeno atomai yra sujungti kartu, vyrauja elektronegatyvesnis atomas ir užima CO -1.
Pavyzdžiui, jodo chloride (ICl) chloras turi CO -1, o jodas +1. Chloras yra labiau elektroneigiamas nei jodas, todėl jo CO yra -1.
Bromo rūgštyje (HBrO4) deguonis turi CO -8 (-2 x 4 atomai=-8). Vandenilio bendra oksidacijos būsena yra +1. Pridėjus šias vertes, gaunamas CO -7. Kadangi galutinis junginio CO turi būti lygus nuliui, bromo CO yra +7.
Trečia taisyklės išimtis yra halogeno oksidacijos būsena elementinėje formoje (X2), kur jo CO lygi nuliui.
| Halogenas | CO junginiuose |
| fluoras | -1 |
| chloras | -1, +1, +3, +5, +7 |
| bromas | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jodas | -1, +1, +5, +7 |
| astatinas | -1, +1, +3, +5, +7 |
Kodėl fluoro SD visada yra -1?
Elektronegatyvumas didėja su periodu. Todėl fluoras turi didžiausią elektronegatyvumą iš visų elementų, tai rodo jo padėtis periodinėje lentelėje. Jo elektroninė konfigūracija yra 1s2 2s2 2p5. Jei fluoras įgyja dar vieną elektroną, tolimiausios p-orbitalės yra visiškai užpildytos ir sudaro visą oktetą. Kadangi fluoras turididelis elektronegatyvumas, jis gali lengvai paimti elektroną iš gretimo atomo. Šiuo atveju fluoras yra izoelektroninis inertinėms dujoms (su aštuoniais valentingais elektronais), visos jo išorinės orbitos yra užpildytos. Šioje būsenoje fluoras yra daug stabilesnis.
Halogenų gamyba ir naudojimas
Gamtoje halogenai yra anijonų būsenos, todėl laisvieji halogenai gaunami oksiduojant elektrolizės būdu arba oksiduojančių medžiagų pagalba. Pavyzdžiui, chloras susidaro hidrolizuojant druskos tirpalą. Halogenų ir jų junginių naudojimas yra įvairus.
- Fluoras. Nors fluoras yra labai reaktyvus, jis naudojamas daugelyje pramonės sričių. Pavyzdžiui, tai yra pagrindinis politetrafluoretileno (teflono) ir kai kurių kitų fluoropolimerų komponentas. Chlorfluorangliavandeniliai yra organinės cheminės medžiagos, kurios anksčiau buvo naudojamos kaip aerozolių š altnešiai ir propelentai. Jų naudojimas buvo nutrauktas dėl galimo poveikio aplinkai. Jie buvo pakeisti hidrochlorfluorangliavandeniliais. Fluoro dedama į dantų pastą (SnF2) ir geriamąjį vandenį (NaF), kad išvengtumėte dantų ėduonies. Šio halogeno yra molyje, iš kurio gaminama tam tikros rūšies keramika (LiF), naudojama branduolinėje energetikoje (UF6), gaminant antibiotiką fluorokvinoloną, aliuminį (Na). 3 AlF6), aukštos įtampos izoliacijai (SF6).
- Chloras taip pat buvo naudojamas įvairiai. Jis naudojamas geriamojo vandens ir baseinų dezinfekcijai. Natrio hipochloritas (NaClO)yra pagrindinis baliklių komponentas. Vandenilio chlorido rūgštis plačiai naudojama pramonėje ir laboratorijose. Chloro yra polivinilchloride (PVC) ir kituose polimeruose, kurie naudojami laidams, vamzdžiams ir elektronikai izoliuoti. Be to, chloras pasirodė naudingas farmacijos pramonėje. Vaistai, kurių sudėtyje yra chloro, naudojami infekcijoms, alergijoms ir diabetui gydyti. Neutrali hidrochlorido forma yra daugelio vaistų sudedamoji dalis. Chloras taip pat naudojamas ligoninių įrangai sterilizuoti ir dezinfekuoti. Žemės ūkyje chloras yra daugelio komercinių pesticidų sudedamoji dalis: DDT (dichlordifeniltrichloretanas) buvo naudojamas kaip žemės ūkio insekticidas, bet jo naudojimas buvo nutrauktas.
- Bromas dėl savo nedegumo naudojamas degimui slopinti. Jo taip pat yra metilbromide – pesticide, naudojamame pasėliams išsaugoti ir bakterijoms slopinti. Tačiau besaikis metilbromido naudojimas buvo palaipsniui nutrauktas dėl jo poveikio ozono sluoksniui. Bromas naudojamas benzino, fotojuostų, gesintuvų, plaučių uždegimo ir Alzheimerio ligos gydymui skirtų vaistų gamyboje.
- Jodas vaidina svarbų vaidmenį tinkamai skydliaukės veiklai. Jei organizmas negauna pakankamai jodo, padidėja skydliaukė. Siekiant išvengti strumos, šio halogeno dedama į valgomąją druską. Jodas taip pat naudojamas kaip antiseptikas. Jodo yra tirpaluose, kurie naudojamivalant atviras žaizdas, taip pat dezinfekuojamuose purškikliuose. Be to, sidabro jodidas yra būtinas fotografuojant.
- Astatinas yra radioaktyvus ir retųjų žemių halogenas, todėl dar niekur nenaudojamas. Tačiau manoma, kad šis elementas gali padėti jodui reguliuoti skydliaukės hormonus.
