Halogēnus izrunā kā nemetālus. Tie ietver fluoru, astatīnu, jodu, bromu, hloru un mākslīgo elementu, ko sauc par ununseptiju (tenesīnu). Šīm vielām ir plašs ķīmisko funkciju klāsts, un par tām ir vērts runāt sīkāk.
Augsta oksidatīvā aktivitāte
Šī ir pirmā pieminētā izteiktā īpašība. Visiem halogēniem ir augsta oksidatīvā aktivitāte, bet fluors ir visaktīvākais. Tālāk lejupejoši: hlors, broms, jods, astatīns, ununseptijs. Bet fluors reaģē ar visiem metāliem bez izņēmuma. Turklāt lielākā daļa no tām, atrodoties šī elementa atmosfērā, pašaizdegas, un šo procesu pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās.
Ja fluoru nesilda, tad šajā gadījumā tas reaģēs ar daudzām nemetāla vielām. Piemēram, ar sēru, oglekli, silīciju, fosforu. Tiek iegūtas reakcijasļoti eksotermisks, un to var pavadīt sprādziens.
Ir arī vērts atzīmēt, ka fluors, karsējot, oksidē visus pārējos halogēnus. Shēma ir šāda: Hal2 + F2=2Puse. Un šeit Hal ir hlors, broms un jods. Turklāt šādos savienojumos to oksidācijas pakāpe ir +1.
Un vēl viena halogēna-fluora ķīmiskā īpašība ir tā reakcija ar smagajām inertajām gāzēm apstarošanas ietekmē. Viņus sauc arī par cēliem. Šīs gāzes ir hēlijs, neons, argons, kriptons, ksenons, radons un nesen atklātais oganessons.
Mijiedarbība ar sarežģītām vielām
Šī ir vēl viena halogēnu ķīmiskā īpašība. Kompleksās vielas, kā zināms, ietver savienojumus, kas sastāv no diviem vai vairākiem elementiem. Tas pats fluors šādās reakcijās izpaužas ļoti enerģiski. Tos pavada sprādziens. Bet, piemēram, tā reakcija ar ūdeni izskatās formulas veidā: 2F2 + 2H2O → 4HF + O 2.
Hlors arī ir reaktīvs, lai gan tā aktivitāte ir mazāka nekā fluoram. Bet tas reaģē ar visām vienkāršajām vielām, izņemot cēlgāzes, slāpekli un skābekli. Šeit ir viens piemērs: Si + 2Cl2 → SiCl4 + 662kJ.
Bet īpaši interesanta ir hlora reakcija ar ūdeņradi. Ja nav atbilstoša apgaismojuma un temperatūras, tad starp tiem nekas nenotiek. Bet, ja jūs palielinat spilgtumu un uzsildāt tos, tad notiks sprādziens, turklāt ar ķēdes mehānismu. Reakcija norit fotonu ietekmē, elektromagnētiskā starojuma kvanti, kasdisociē Cl2 molekulas atomos. Tālāk notiek vesela reakciju ķēde, un katrā no tām tiek iegūta daļiņa, kas uzsāk nākamā posma sākumu.
Broms
Kā redzat, lielākā daļa runas par fluoru un nedaudz mazāk par hloru. Tas ir tāpēc, ka halogēnu ķīmiskās īpašības pastāvīgi samazinās no fluora līdz astatam.
Broms ir sava veida vidusdaļa viņu sērijās. Tas ir labāk šķīst ūdenī nekā citi halogēni. Iegūtais šķīdums ir pazīstams kā broma ūdens - spēcīga viela, kas var oksidēt niķeli, dzelzi, hromu, kob altu un mangānu.
Ja runājam par halogēna ķīmiskajām īpašībām, tad ir vērts pieminēt, ka darbības ziņā tas ieņem starpposmu starp bēdīgi slaveno hloru un jodu. Starp citu, reaģējot ar jodīda šķīdumiem, izdalās brīvais jods. Tas izskatās šādi: Br2 + 2Kl → I2 + 2KBr.
Broms var reaģēt arī ar nemetāliem (telūru un selēnu), un šķidrā stāvoklī tas mijiedarbojas ar zeltu, kā rezultātā veidojas tribromīds AuBr3. Viņš arī spēj pievienoties organiskajām molekulām ar trīskāršu saiti. Karsējot katalizatora klātbūtnē, tas var reaģēt ar benzolu, veidojot brombenzolu C6H5Br, ko sauc par aizvietošanas reakciju.
Jods
Nākamās aktīvākās halogēnu ķīmiskās īpašības tabulā ir jods. Tās īpatnība slēpjas faktā, ka tā veido vairākas dažādas skābes. Tie ietver:
- Jods. Bezkrāsains šķidrums ar asu smaku. Spēcīga skābe, kas ir spēcīgs reducētājs.
- Jods. Nestabils, var pastāvēt tikai ļoti atšķaidītos šķīdumos.
- Jods. Raksturlielumi ir tādi paši kā iepriekšējam. Veido jodīta sāļus.
- Jods. Kristāliska bezkrāsaina viela ar stiklveida spīdumu. Šķīst ūdenī, pakļauts polimerizācijai. Piemīt oksidējošas īpašības.
- Jods. Higroskopiska kristāliska viela. Izmanto analītiskajā ķīmijā kā oksidētāju.
Halogēna joda vispārējās ķīmiskās īpašības ietver augstu aktivitāti. Lai gan tas ir mazāks par hloru ar bromu, un vēl jo vairāk tas nav salīdzināms ar fluoru. Slavenākā reakcija ir joda mijiedarbība ar cieti, kā rezultātā ciete iegūst zilu krāsu.
Astatīns
Par to ir vērts pateikt dažus vārdus arī turpinot diskusiju par halogēnu vispārīgajām īpašībām. Astatīna fizikālās un ķīmiskās īpašības ir tuvas bēdīgi slavenā joda un polonija (radioaktīva elementa) īpašībām. Šeit ir viņa īss apraksts:
- Ražo nešķīstošu AgAt sāli, tāpat kā visus halogēnus.
- Var oksidēt līdz At, piemēram, jodu.
- Veido savienojumus ar metāliem, uzrāda oksidācijas pakāpi -1. Tomēr tāpat kā visi halogēni.
- Reaģē ar jodu un bromu, veidojot starphalogēnu savienojumus. Astatīna jodīds un bromīds, precīzāk (AtI un AtBr).
- Izšķīst slāpeklī un sālsskābēskābes.
- Ja iedarbojas uz to ar ūdeņradi, tad veidojas gāzveida ūdeņraža astatids - nestabila gāzveida skābe.
- Tāpat kā visi halogēni, tas var aizstāt ūdeņradi metāna molekulā.
- Piemīt raksturīgs alfa starojums. Pēc tā klātbūtnes nosaka astatīna klātbūtni.
Starp citu, astatīna ievadīšana šķīduma veidā cilvēka organismā ārstē vairogdziedzeri. Staru terapijā šis elements tiek aktīvi izmantots.
Tenesīns
Un viņam ir jāpievērš uzmanība, jo mēs runājam par halogēnu ķīmiskajām īpašībām. Nav ļoti daudz zināmu savienojumu ar tenesīnu, jo līdz šim tā precīzās īpašības joprojām ir diskusiju objekts, jo tas tika iekļauts tabulā tikai 2014. gadā.
Visticamāk, tas ir pusmetāls. Tam gandrīz nav oksidēšanas spējas, tāpēc tas ir vājākais no halogēniem, jo tā elektroni atrodas pārāk tālu no kodola. Taču ļoti iespējams, ka tenesīns būs halogēns, kura reducējošā īpašība būs augstāka nekā oksidējošajam.
Eksperimentāli veikta reakcija ar ūdeņradi. TsH ir vienkāršākais savienojums. Iegūtais tenesīna ūdeņradis turpina lielāko daļu ūdeņraža halogenīdu tendences.
Fizikālās īpašības
Tās īsi jāpiemin. Tātad:
- Fluors ir indīga gaiši dzeltena gāze ar asu smaku.
- Hlors ir gaiši zaļa gāze. Tam ir arī spēcīga smarža, un tas ir indīgāks par fluoru.
- Broms ir sarkanbrūns smags šķidrums. Viņatvaiki ir ļoti toksiski.
- Jods ir tumši pelēka cieta viela ar metālisku spīdumu.
- Astatīns ir zili melna cieta viela. Izskatās pēc joda.
Halogēnu iegūšana
Šī ir pēdējā lieta. Halogēnu ķīmiskās īpašības un ražošana ir tieši saistītas. Pirmais nosacījums, otrais. Šeit ir daži veidi, kā iegūt šīs vielas:
- Ar kausējumu vai halogenīdu šķīdumu elektrolīzi - to savienojumiem ar citiem elementiem vai radikāļiem.
- To cieto sāļu un koncentrētas sērskābes mijiedarbības rezultātā. Bet tas attiecas tikai uz HF un HCl.
- HBr un HI var iegūt ar fosfora halogenīdu hidrolīzi.
- Halogenūdeņražskābju oksidēšana.
- HClO iegūst hidrolīzē hlora ūdens šķīdumos.
- HOBr veidojas ūdens un halogēna mijiedarbības rezultātā.
Bet kopumā ir daudz vairāk veidu, kā iegūt, tie ir tikai piemēri. Galu galā halogēnus plaši izmanto rūpniecībā. Fluoru izmanto smērvielu ražošanā, hloru izmanto balināšanai un dezinfekcijai, bromu izmanto medicīnā un fotomateriālu ražošanā, par jodu pat nav vērts runāt.
