Halogény: fyzikálne vlastnosti, chemické vlastnosti. Používanie halogénov a ich zlúčenín

V periodickej tabuľke sú umiestnené halogényvľavo od vzácnych plynov. Tieto päť toxických nekovových prvkov je zahrnuté v skupine 7 periodickej tabuľky. Tieto zahŕňajú fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Napriek tomu, že astat je rádioaktívny a má len krátkodobé izotopy, správa sa ako jód a často sa považuje za halogén. Keďže halogénové prvky majú sedem valenčných elektrónov, potrebujú len jeden ďalší elektrón na vytvorenie úplného oktetu. Táto vlastnosť ich robí aktívnejšími ako iné skupiny nekovov.

Všeobecné charakteristiky

Halogény tvoria diatomické molekuly (formy X₂, kde X je atóm halogénu) - stabilnýforma existencie halogénov vo forme voľných prvkov. Väzby týchto diatomických molekúl sú nepolárne, kovalentné a jednotlivé. Chemické vlastnosti halogénov im umožňujú ľahko sa spojiť s väčšinou prvkov, takže sa nikdy nevyskytujú v prírode. Fluorid je najaktívnejší halogén a astat je najmenej aktívny.

Všetky halogény tvoria soli skupiny I s podobnými vlastnosťami. V týchto zlúčeninách sú halogény prítomné vo forme halogenidových aniónov s nábojom -1 (napríklad Cl^-, Br^-). End-id označuje prítomnosť halogenidových aniónov; napríklad Cl^- sa nazýva "chlorid".

Okrem toho, chemické vlastnosti halogénovumožniť im pôsobiť ako oxidanty - oxidovať kovy. Väčšina chemických reakcií, v ktorých sú halogény zahrnuté, je oxidácia-redukcia vo vodnom roztoku. Halogény tvoria jednoduché väzby s uhlíkom alebo dusíkom v organických zlúčeninách, kde stupeň ich oxidácie (CO) je -1. Ak je atóm halogénu nahradený kovalentne viazaným atómom vodíka v organickej zlúčenine, môže sa predvoľba halo použiť vo všeobecnom zmysle, alebo preflór, chlór, bróm, jód prefix pre špecifické halogény. Halogénové prvky môžu mať krížové spojenie s tvorbou diatomických molekúl s polárnymi kovalentnými jednoduchými väzbami.

Chlór (Cl₂) sa stal prvým halogénom objaveným v roku 1774, potom bol objavený jód (I.₂), bróm (Br₂), fluór (F₂) a astat (At, bol objavený naposledy v roku 1940). Názov "halogén" pochádza z gréckych koreňových hal ("soľ") a -gen ("forma"). Spoločne tieto slová znamenajú "tvorbu soli", zdôrazňujúc skutočnosť, že halogény, ktoré reagujú s kovmi, tvoria soli. Galit je názov skalnej soli, prírodnej minerálnej látky pozostávajúcej z chloridu sodného (NaCl). A nakoniec, halogény sa používajú v každodennom živote - fluorid sa nachádza v zubnej pasty, chlór dezinfikuje pitnú vodu a jód podporuje produkciu hormónov štítnej žľazy.

Chemické prvky

Fluór - prvok s atómovým číslom 9 je označený akosymbol F. Elementárny fluór bol prvýkrát objavený v roku 1886 jeho oddelením od kyseliny fluorovodíkovej. Vo voľnom stave existuje fluor vo forme diatomickej molekuly (F₂) a je najbežnejším halogénomv zemskej kôre. Fluór je najviac elektro-negatívny prvok v periodickej tabuľke. Pri izbovej teplote je bledožltý plyn. Fluór má tiež relatívne malý atómový polomer. Jeho CO-1 s výnimkou elementárneho diatomického stavu, v ktorom je jeho stupeň oxidácie nulový. Fluór je extrémne chemicky aktívny a priamo reaguje so všetkými prvkami okrem hélia (He), neónu (Ne) a argónu (Ar). V roztoku H₂O, kyselina fluorovodíková (HF) je slabákyselina. Hoci fluór je silne elektronegatívny, jeho elektronegativita neurčuje kyslosť; HF je slabá kyselina vzhľadom na skutočnosť, že fluórový ión je zásaditý (pH> 7). Okrem toho vytvára fluór veľmi silné oxidanty. Napríklad fluór môže reagovať s inertným plynom s xenónom a tvorí silný xenónový difluoridový oxidant (XeF₂). Fluór má mnoho použití.

Chlór je prvok s atómovým číslom 17 a chemickým symbolom Cl. Nájdený v roku 1774 jej oddelením od kyseliny chlorovodíkovej. Vo svojom základnom stave tvorí diatomickú molekulu, Cl₂, Chlór má niekoľko CO: -1, +1, 3, 5 a 7. Pri izbovej teplote je to ľahký zelený plyn. Pretože väzba, ktorá sa tvorí medzi dvoma atómami chlóru je slabá, molekula Cl₂ má veľmi vysokú schopnosť pripojiť saPripojenie. Chlór reaguje s kovmi za vzniku solí, ktoré sa nazývajú chloridy. Chlórové ióny sú najčastejšími iónmi, nachádzajú sa v morskej vode. Chlór má tiež dva izotopy: ³⁵Cl a ³⁷Cl. Chlorid sodný je najbežnejšou zlúčeninou všetkých chloridov.

Bróm je chemický prvok s atómovým číslom 35 a symbolom Br. To bolo prvýkrát objavené v roku 1826. Vo svojej základnej forme je bróm diatomický Br₂, Pri izbovej teplote je to červeno-hnedá kvapalina. Jeho CO je -1, + 1, 3, 4 a 5. Bróm je aktívnejší ako jód, ale menej aktívny ako chlór. Okrem toho má bróm dva izotopy: ⁷⁹Br a ⁸¹Br. Bróm sa nachádza vo forme bromidových solí rozpustených v morskej vode. V posledných rokoch značne vzrástla svetová produkcia bromidu vďaka svojej dostupnosti a dlhej životnosti. Rovnako ako iné halogény je bróm oxidačným činidlom a veľmi toxický.

Jód je chemický prvok s atómovým číslom 53 a symbolom I. Jód má oxidačné stavy: -1, +1, +5 a +7. Existuje vo forme diatomickej molekuly, I₂, Pri izbovej teplote je tuhá látka fialovej farby. Jód má jeden stabilný izotop - ¹²⁷I. Bol prvýkrát objavený v roku 1811. s pomocou morských rias a kyseliny sírovej. V súčasnej dobe sa môžu jódové ióny izolovať v morskej vode. Napriek tomu, že jód nie je vo vode veľmi rozpustný, jeho rozpustnosť sa môže zvýšiť použitím jednotlivých jodidov. Jód hrá dôležitú úlohu v tele, ktorý sa podieľa na produkcii hormónov štítnej žľazy.

Astat je rádioaktívny prvok s atómovým číslom85 a symbol At. Jeho možné oxidačné stavy sú: -1, +1, 3, 5 a 7. Jediný halogén, ktorý nie je diatomická molekula. Za normálnych podmienok je kovová pevná látka čiernej farby. Astat je veľmi vzácny prvok, o čom je len málo. Okrem toho má astatín veľmi krátky polčas, nie dlhší ako niekoľko hodín. Získané v roku 1940 ako výsledok syntézy. Predpokladá sa, že astatín je podobný jódu. Vyznačuje sa jej kovovými vlastnosťami.

Nasledujúca tabuľka ukazuje štruktúru atómov halogénov, štruktúru vonkajšej vrstvy elektrónov.

Podobná štruktúra vonkajšej vrstvy elektrónov spôsobuje, že fyzikálne a chemické vlastnosti halogénov sú podobné. Pri porovnaní týchto prvkov sa zároveň pozorujú rozdiely.

Periodické vlastnosti v halogénovej skupine

Fyzikálne vlastnosti jednoduchých halogénových látok sa menia s nárastom atómového čísla prvku. Pre lepšie pochopenie a väčšiu prehľadnosť vám ponúkame niekoľko tabuliek.

Teploty topenia a varu v skupine sa zvyšujú s rastom veľkosti molekuly (F <Cl <Br <I <At). Toto zvýšenie znamená nárast sily Van der Waalsovej.

Tabuľka 1. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: bod topenia a bod varu

• Atómový polomer sa zvyšuje.

Veľkosť jadra sa zvyšuje (F <Cl <Br <I <At),pretože počet protónov a neutrónov sa zvyšuje. Okrem toho sa pri každom období pridáva viac a viac energetických úrovní. To vedie k väčšej orbitálnej a následne ku zvýšeniu polomeru atómu.

Tabuľka 2. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: atómové polomery

• Ionizácia sa znižuje.

Ak sa nenachádzajú vonkajšie valenčné elektrónyv blízkosti jadra, potom ich odstránenie z nej nevyžaduje veľa energie. Energia potrebná na vytiahnutie vonkajšieho elektrónu teda nie je v spodnej časti skupiny prvkov taká vysoká, pretože tu je viac energie. Navyše vysoká ionizačná energia spôsobuje, že bunka vykazuje nekovové vlastnosti. Jód a displej astat vykazujú kovové vlastnosti, pretože ionizačná energia klesá (At <I <Br <Cl <F).

Tabuľka 3. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: energia ionizácie

• Elektronegativita klesá.

Počet valenčných elektrónov v atóme sa zvyšujezvýšenie energetických úrovní na postupne nižších úrovniach. Elektróny sú postupne ďalej od jadra; Takže jadro a elektróny nie sú navzájom priťahované. Zistil sa nárast skríningu. Preto sa elektronegativita znižuje so zvyšujúcim sa časom (At <I <Br <Cl <F).

Tabuľka 4. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: elektronegativita

• Afinita k elektrónu klesá.

Vzhľadom na to, že sa veľkosť zvyšuje s rastomperioda, afinita k elektrónu spravidla klesá (B <I <Br <F <Cl). Výnimkou je fluór, ktorého afinita je menšia ako afinita chlóru. To možno vysvetliť menšou veľkosťou fluóru v porovnaní s chlórom.

Tabuľka 5. A fi nita halogénov pre elektrón

• Reaktivita prvkov sa znižuje.

Reaktivita halogénov klesá s rastomčas (At <I <Br <Cl <F). Je to spôsobené nárastom polomeru atómov so zvyšujúcou sa energiou elektrónov. To znižuje príťažlivosť valenčných elektrónov iných atómov, čo znižuje reaktivitu. Toto zníženie nastáva aj v dôsledku poklesu elektronegnosti so stúpajúcim časom, čo tiež znižuje prilákanie elektrónov. Navyše, vzhľadom k nárastu veľkosti atómu sa tiež znižuje oxidačná schopnosť.

Anorganická chémia. Vodík + halogény

Halogenid sa tvorí, keď halogén reaguje s iným, menej elektronegatívnym prvkom na vytvorenie binárnej zlúčeniny. Vodík reaguje s halogénmi za vzniku halogenidov typu HX:

• fluorovodík HF;
• chlorovodík HCl;
• hydrobromid HBr;
• hydrogénhydrid HI.

Hydrogénhalogenidy sa ľahko rozpúšťajú vo vode za tvorby hydrohalogénovej kyseliny (kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková, kyselina bromovodíková, kyselina jodovodíková). Vlastnosti týchto kyselín sú uvedené nižšie.

Kyseliny sa tvoria nasledujúcou reakciou: HX (aq) + H₂O (l) → X^- (aq) + H₃O⁺ (Aq).

Všetky halogenidy tvoria silné kyseliny, s výnimkou HF.

Kyslosť halogénových kyselín zvyšuje: HF <HCl <HBr <HI.

Kyselina fluorovodíková je schopná dlho vyleptať sklo a niektoré anorganické fluoridy.

Môže sa zdať nelogické, že HF jenajslabšia kyselina halogénová, pretože fluór má najvyššiu elektrónovú aktivitu. Napriek tomu je H-F väzba veľmi silná, v dôsledku čoho je kyselina veľmi slabá. Silná väzba je určená krátkou dlžkou väzby a vysokou disociačnou energiou. Zo všetkých halogenovodíkov má HF najkratšiu dĺžku väzby a najväčšiu energiu disociačných väzieb.

Halogénové Oxoky

Halogénové oxo kyseliny sú kyseliny s atómami vodíka, kyslíka a halogénu. Ich kyslosť môže byť určená analýzou štruktúry. Halogénové oxo kyseliny sú uvedené nižšie:

• Kyselina chlorovodíková HOCl.
• Kyselina chlorovodíková HClO₂.
• Kyselina chlorovodíková HClO₃.
• Kyselina chlorovodíková HClO₄.
• Kyselina hypobutyrová HOBr.
• Kyselina bromovodíková HBrO₃.
• Kyselina bromovodíková HBrO₄.
• Kyselina jodová HOI.
• Kyselina jódová HIO₃.
• Kyselina metionová HIO4, H5IO6.

V každej z týchto kyselín sa protón viaže na atómkyslík, takže porovnanie dĺžok protónových väzieb je tu neužitočné. Dominantnou úlohou je elektronegativita. Aktivita kyseliny sa zvyšuje s počtom kyslíkových atómov naviazaných na centrálny atóm.

Vzhľad a stav látky

Hlavné fyzikálne vlastnosti halogénov možno zhrnúť v nasledujúcej tabuľke.

Vysvetlenie vzhľadu

Farba halogénov je výsledkom absorpciemolekuly viditeľného svetla, ktoré spôsobujú excitáciu elektrónov. Fluór absorbuje fialové svetlo a preto vyzerá bledo žltá. Jód naopak absorbuje žlté svetlo a vyzerá purpurovo (žltá a fialová - doplnkové farby). Farba halogénov sa stáva tmavšou, keď sa obdobie zvyšuje.

V uzavretých nádobách je tekutý bróm a pevný jód v rovnováhe so svojimi parami, čo je možné pozorovať vo forme farebného plynu.

Hoci farba astatínu nie je známa, predpokladá sa, že by mal byť tmavší ako jód (t.j. čierny) v súlade s pozorovaným vzorom.

Teraz, ak ste sa opýtali: "Charakterizujte fyzikálne vlastnosti halogénov", budete mať čo povedať.

Stupeň oxidácie halogénov v zlúčeninách

Stupeň oxidácie sa často používa namiestopojem "halogénová valencia". Spravidla je stupeň oxidácie -1. Ale ak je halogén viazaný na kyslík alebo iný halogén, môže to mať iné stavy: CO kyslík-2 má prednosť. V prípade dvoch rôznych atómov halogénov spojených dohromady prevláda elektronegatívnejší atóm a zachytáva sa CO-1.

Napríklad v chloridoch jódu (IC1) má chlór CO-1 a jód +1. Chlór je viac elektronegatívny ako jód, takže jeho CO je -1.

V kyseline bromovodíkovej (HBrO₄) kyslík má CO-8 (-2 x 4 atómy = -8). Vodík má celkový oxidačný stav +1. Pridaním týchto hodnôt získate CO-7. Pretože konečný CO zlúčeniny musí byť nula, CO brómu je +7.

Tretia výnimka z pravidla je stupeň oxidácie halogénu v elementárnej forme (X₂), kde jeho CO je nula.

Prečo je CO fluóru vždy -1?

Elektronegativita sa zvyšuje s rastomobdobie. Preto má fluór najvyššiu elektrónovú aktivitu všetkých prvkov, čo je potvrdené jeho pozíciou v periodickej tabuľke. Jeho elektronická konfigurácia je 1s² 2s² 2p⁵, Ak fluór dostane iný elektrón, extrémP-orbitály sú úplne naplnené a predstavujú plný oktet. Vzhľadom na to, že fluór má vysokú elektrónovú aktivitu, môže ľahko odobrať elektrón zo susedného atómu. Fluór je v tomto prípade izoelektronický voči inertnému plynu (s osem valenčných elektrónov), všetky jeho vonkajšie orbitály sú vyplnené. V tomto stave je fluorid oveľa stabilnejší.

Príprava a použitie halogénov

V prírode sú halogény v stave aniónov,preto sa voľné halogény získajú oxidáciou elektrolýzou alebo pomocou oxidačných činidiel. Napríklad sa chlór vyrába hydrolýzou roztoku bežnej soli. Používanie halogénov a ich zlúčenín je rozmanité.

• fluór, Napriek tomu, že je fluór veľmi reaktívny, je tosa používa v mnohých oblastiach priemyslu. Napríklad je to kľúčová zložka polytetrafluóretylénu (teflónu) a niektorých ďalších fluoropolymérov. Chlórfluórované uhľovodíky sú organické chemikálie, ktoré sa predtým používali ako chladivá a hnacie plyny v aerosóloch. Ich použitie sa zastavilo z dôvodu ich možného vplyvu na životné prostredie. Nahradili ich hydrochlórofluorokarbóny. Do zubnej pasty sa pridá fluorid (SnF₂) a pitnej vody (NaF), aby sa zabránilo zubnému kazu. Tento halogén je obsiahnutý v hliny používanej na výrobu určitých druhov keramiky (LiF), používa sa v jadrovej energetike (UF₆), na prípravu antibiotika fluorochinolónu, hliníka (Na₃AlF₆), na izoláciu vysokonapäťových zariadení (SF₆).
• chlór tiež našiel rôzne aplikácie. Používa sa na dezinfekciu pitnej vody a bazénov. Chlorid sodný (NaClO) je hlavnou zložkou bielidla. Kyselina chlorovodíková je široko používaná v priemysle a laboratóriách. Chlór je prítomný v polyvinylchloride (PVC) a ďalších polyméroch, ktoré sa používajú na izoláciu elektroinštalácie, potrubia a elektroniky. Okrem toho bol chlór použiteľný aj vo farmaceutickom priemysle. Lieky obsahujúce chlór sa používajú na liečbu infekcií, alergií a cukrovky. Neutrálna forma hydrochloridu je zložkou mnohých liekov. Chlór sa používa aj na sterilizáciu nemocničných zariadení a dezinfekciu. V poľnohospodárstve je chlór súčasťou mnohých komerčných pesticídov: DDT (dichlórdifenyltrichlóretán) sa používal ako poľnohospodársky insekticíd, ale jeho používanie bolo prerušené.

• bróm, vzhľadom na jeho nehorľavosť sa používapotlačenie spaľovania. Nachádza sa tiež v metylbromide, pesticíde používanom na skladovanie plodín a inhibíciu baktérií. Avšak nadmerné používanie metylbromidu bolo prerušené kvôli jeho dopadu na ozónovú vrstvu. Bróm sa používa pri výrobe benzínu, fotografických fólií, hasiacich prístrojov, liekov na liečbu pneumónie a Alzheimerovej choroby.
• jód zohráva dôležitú úlohu pri riadnom fungovaní systémuštítnej žľazy. Ak telo nedosiahne dostatok jódu, dochádza k zvýšeniu štítnej žľazy. Aby sa zabránilo hnilobe, tento halogén sa pridáva do stolovej soli. Jód sa tiež používa ako antiseptikum. Jód sa nachádza v roztokoch používaných na čistenie otvorených rán, ako aj v dezinfekčných sprejoch. Okrem toho je jodid strieborný vo fotografii veľmi dôležitý.
• astát - rádioaktívny a halogén vzácnych zemín, takže sa nikde inde nepoužíva. Napriek tomu sa predpokladá, že tento prvok môže pomôcť jódu pri regulácii hormónov štítnej žľazy.