Halogēni periodiskajā tabulā atrodas pa kreisi no cēlgāzēm. Šie pieci toksiskie nemetāliskie elementi ir periodiskās tabulas 7. grupā. Tie ietver fluoru, hloru, bromu, jodu un astatīnu. Lai gan astatīns ir radioaktīvs un tam ir tikai īslaicīgi izotopi, tas uzvedas kā jods un bieži tiek klasificēts kā halogēns. Tā kā halogēna elementiem ir septiņi valences elektroni, tiem ir nepieciešams tikai viens papildu elektrons, lai izveidotu pilnu oktetu. Šī īpašība padara tos reaktīvākus nekā citas nemetālu grupas.
Vispārīgās īpašības
Halogēni veido diatomiskas molekulas (tipa X2, kur X apzīmē halogēna atomu) - stabila halogēnu eksistences forma brīvu elementu veidā. Šo divatomu molekulu saites ir nepolāras, kovalentas un vienas. Halogēnu ķīmiskās īpašības ļauj tiem viegli apvienoties ar lielāko daļu elementu, tāpēc dabā tie nekad nerodas nekombinēti. Fluors ir visaktīvākais halogēns un vismazāk astatīns.
Visi halogēni veido I grupas sāļus ar līdzīgiemīpašības. Šajos savienojumos halogēni ir halogenīdu anjoni ar lādiņu -1 (piemēram, Cl-, Br-). Beigas -id norāda uz halogenīdu anjonu klātbūtni; piemēram, Cl- sauc par "hlorīdu".
Turklāt halogēnu ķīmiskās īpašības ļauj tiem darboties kā oksidētājiem – oksidēt metālus. Lielākā daļa ķīmisko reakciju, kurās iesaistīti halogēni, ir redoksreakcijas ūdens šķīdumā. Halogēni veido atsevišķas saites ar oglekli vai slāpekli organiskajos savienojumos, kur to oksidācijas pakāpe (CO) ir -1. Kad halogēna atoms organiskā savienojumā tiek aizstāts ar kovalenti saistītu ūdeņraža atomu, priedēkli halo- var lietot vispārīgā nozīmē vai prefiksus fluor-, hlora-, broma-, joda- specifiskiem halogēniem. Halogēnu elementus var savstarpēji savienot, veidojot diatomiskas molekulas ar polārām kovalentām atsevišķām saitēm.
Hlors (Cl2) bija pirmais halogēns, kas tika atklāts 1774. gadā, kam sekoja jods (I2), broms (Br). 2), fluoru (F2) un astatīnu (At, pēdējo reizi atklāts 1940. gadā). Nosaukums "halogēns" cēlies no grieķu saknēm hal- ("sāls") un -gen ("veidot"). Kopā šie vārdi nozīmē "sāls veidojošs", uzsverot faktu, ka halogēni reaģē ar metāliem, veidojot sāļus. Halīts ir akmens sāls nosaukums, dabīgs minerāls, kas sastāv no nātrija hlorīda (NaCl). Un visbeidzot sadzīvē tiek izmantoti halogēni – fluors ir atrodams zobu pastā, hlors dezinficē dzeramo ūdeni, bet jods veicina hormonu veidošanos.vairogdziedzeris.
Ķīmiskie elementi
Fluors ir elements ar atomskaitli 9, kas apzīmēts ar simbolu F. Elementārais fluors pirmo reizi tika atklāts 1886. gadā, izolējot to no fluorūdeņražskābes. Brīvā stāvoklī fluors pastāv kā divatomu molekula (F2) un ir visizplatītākais halogēns zemes garozā. Fluors ir viselektronegatīvākais elements periodiskajā tabulā. Istabas temperatūrā tā ir gaiši dzeltena gāze. Fluoram ir arī salīdzinoši mazs atomu rādiuss. Tā CO ir -1, izņemot elementāro diatomisko stāvokli, kurā tā oksidācijas pakāpe ir nulle. Fluors ir ārkārtīgi reaktīvs un tieši mijiedarbojas ar visiem elementiem, izņemot hēliju (He), neonu (Ne) un argonu (Ar). H2O šķīdumā fluorūdeņražskābe (HF) ir vāja skābe. Lai gan fluors ir stipri elektronnegatīvs, tā elektronegativitāte nenosaka skābumu; HF ir vāja skābe, jo fluora jons ir bāzisks (pH> 7). Turklāt fluors rada ļoti spēcīgus oksidētājus. Piemēram, fluors var reaģēt ar inertās gāzes ksenonu, veidojot spēcīgu oksidētāju ksenona difluorīdu (XeF2). Fluoram ir daudz lietojumu.
Hlors ir elements ar atomskaitli 17 un ķīmisko simbolu Cl. Atklāja 1774. gadā, izolējot to no sālsskābes. Savā elementārajā stāvoklī tas veido divatomisku molekulu Cl2. Hloram ir vairāki CO: -1, +1, 3, 5 un7. Istabas temperatūrā tā ir gaiši zaļa gāze. Tā kā saite, kas veidojas starp diviem hlora atomiem, ir vāja, Cl2 molekulai ir ļoti augsta spēja iekļūt savienojumos. Hlors reaģē ar metāliem, veidojot sāļus, ko sauc par hlorīdiem. Hlora joni ir visizplatītākie jūras ūdenī sastopamie joni. Hloram ir arī divi izotopi: 35Cl un 37Cl. Nātrija hlorīds ir visizplatītākais no visiem hlorīdiem.
Broms ir ķīmisks elements ar atomskaitli 35 un simbolu Br. Pirmo reizi tas tika atklāts 1826. gadā. Savā elementārajā formā broms ir divatomu molekula Br2. Istabas temperatūrā tas ir sarkanbrūns šķidrums. Tā CO ir -1, +1, 3, 4 un 5. Broms ir aktīvāks par jodu, bet mazāk aktīvs par hloru. Turklāt bromam ir divi izotopi: 79Br un 81Br. Broms rodas kā bromīda sāļi, kas izšķīdināti jūras ūdenī. Pēdējos gados bromīda ražošana pasaulē ir ievērojami palielinājusies, pateicoties tā pieejamībai un ilgajam kalpošanas laikam. Tāpat kā citi halogēni, broms ir oksidētājs un ļoti toksisks.
Jods ir ķīmiskais elements ar atomskaitli 53 un simbolu I. Jodam ir oksidācijas pakāpes: -1, +1, +5 un +7. Pastāv kā diatomiskā molekula, I2. Istabas temperatūrā tā ir violeta cieta viela. Jodam ir viens stabils izotops, 127I. Pirmo reizi atklāts 1811. gadāar jūraszālēm un sērskābi. Pašlaik joda jonus var izolēt jūras ūdenī. Lai gan jods ūdenī slikti šķīst, tā šķīdību var palielināt, izmantojot atsevišķus jodīdus. Jodam ir svarīga loma organismā, piedaloties vairogdziedzera hormonu ražošanā.
Astatīns ir radioaktīvs elements ar atomskaitli 85 un simbolu At. Tā iespējamie oksidācijas stāvokļi ir -1, +1, 3, 5 un 7. Vienīgais halogēns, kas nav divatomu molekula. Normālos apstākļos tā ir melna metāliska cieta viela. Astatīns ir ļoti rets elements, tāpēc par to ir maz zināms. Turklāt astatīnam ir ļoti īss pusperiods, ne ilgāks par dažām stundām. Saņemts 1940. gadā sintēzes rezultātā. Tiek uzskatīts, ka astatīns ir līdzīgs jodam. Piemīt metāliskas īpašības.
Tālāk esošajā tabulā ir parādīta halogēna atomu struktūra, elektronu ārējā slāņa struktūra.
| Halogēns | Elektronu konfigurācija |
| Fluors | 1s2 2s2 2p5 |
| Hlors | 3s2 3p5 |
| Broms | 3d10 4s2 4p5 |
| Jods | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatīns | 4f14 5d106s2 6p5 |
Līdzīga elektronu ārējā slāņa struktūra nosaka, ka halogēnu fizikālās un ķīmiskās īpašības ir līdzīgas. Tomēr, salīdzinot šos elementus, tiek novērotas arī atšķirības.
Periodiskas īpašības halogēnu grupā
Vienkāršu vielu halogēnu fizikālās īpašības mainās, palielinoties elementu skaitam. Labākai izpratnei un lielākai skaidrībai piedāvājam vairākas tabulas.
Grupas kušanas un viršanas temperatūra palielinās, palielinoties molekulas izmēram (F <Cl
1. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: kušanas un viršanas temperatūra
| Halogēns | Kušanas T (˚C) | Vārīšanās temperatūra (˚C) |
| Fluors | -220 | -188 |
| Hlors | -101 | -35 |
| Broms | -7,2 | 58.8 |
| Jods | 114 | 184 |
| Astatīns | 302 | 337 |
Atomu rādiuss palielinās
Kodola izmērs palielinās (F < Cl < Br < I < At), palielinoties protonu un neitronu skaitam. Turklāt ar katru periodu tiek pievienoti arvien vairāk enerģijas līmeņu. Tā rezultātā tiek iegūta lielāka orbitāle un līdz ar to palielinās atoma rādiuss.
2. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: atomu rādiusi
| Halogēns | Kovalentais rādiuss (pm) | Joniskais (X-) rādiuss (pm) |
| Fluors | 71 | 133 |
| Hlors | 99 | 181 |
| Broms | 114 | 196 |
| Jods | 133 | 220 |
| Astatīns | 150 |
Jonizācijas enerģija samazinās
Ja ārējie valences elektroni neatrodas netālu no kodola, tad to noņemšanai no tā nav vajadzīgs daudz enerģijas. Tādējādi enerģija, kas nepieciešama, lai izstumtu ārējo elektronu, elementu grupas apakšā nav tik liela, jo ir vairāk enerģijas līmeņu. Turklāt augstā jonizācijas enerģija liek elementam izrādīt nemetāliskas īpašības. Joda un astatīna displejam ir metāla īpašības, jo ir samazināta jonizācijas enerģija (Pie < I < Br < Cl < F).
3. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: jonizācijas enerģija
| Halogēns | Jonizācijas enerģija (kJ/mol) |
| fluors | 1681 |
| hlors | 1251 |
| broms | 1140 |
| jods | 1008 |
| astatīns | 890±40 |
Mazinās elektronegativitāte
Valences elektronu skaits atomā palielinās, palielinoties enerģijas līmenim pakāpeniski zemākā līmenī. Elektroni pakāpeniski attālinās no kodola; Tādējādi kodols un elektroni netiek piesaistīti viens otram. Tiek novērots ekranēšanas palielinājums. Tāpēc elektronegativitāte samazinās, palielinoties periodam (Pie < I < Br < Cl < F).
4. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: elektronegativitāte
| Halogēns | Elektronegativitāte |
| fluors | 4.0 |
| hlors | 3.0 |
| broms | 2.8 |
| jods | 2,5 |
| astatīns | 2.2 |
Elektronu afinitāte samazinās
Palielinoties atoma izmēram ar periodu, elektronu afinitātei ir tendence samazināties (B < I < Br < F < Cl). Izņēmums ir fluors, kura afinitāte ir mazāka nekā hloram. To var izskaidrot ar mazāku fluora izmēru salīdzinājumā ar hloru.
5. tabula. Halogēnu elektronu afinitāte
| Halogēns | Elektronu afinitāte (kJ/mol) |
| fluors | -328.0 |
| hlors | -349.0 |
| broms | -324,6 |
| jods | -295,2 |
| astatīns | -270.1 |
Elementu reaktivitāte samazinās
Halogēnu reaktivitāte samazinās, pieaugot periodam (pie <I
Neorganiskā ķīmija. Ūdeņradis + halogēni
Halogēns veidojas, kad halogēns reaģē ar citu, mazāk elektronnegatīvu elementu, veidojot bināru savienojumu. Ūdeņradis reaģē ar halogēniem, veidojot HX halogenīdus:
- fluorūdeņradis HF;
- hlorūdeņradis HCl;
- bromūdeņraža HBr;
- hidrojods HI.
Ūdeņraža halogenīdi viegli izšķīst ūdenī, veidojot halogenūdeņražskābes (fluorūdeņražskābes, sālsskābes, bromūdeņražskābes, jodūdeņražskābes). Šo skābju īpašības ir norādītas zemāk.
Skābes veidojas šādā reakcijā: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Visi ūdeņraža halogenīdi veido spēcīgas skābes, izņemot HF.
Halogenūdeņražskābju skābums palielinās: HF <HCl <HBr <HI.
Fluorūdeņražskābe var ilgstoši iegravēt stiklu un dažus neorganiskus fluorīdus.
Var šķist pretrunā, ka HF ir vājākā halogenūdeņražskābe, jo fluoram ir visaugstākāelektronegativitāte. Tomēr H-F saite ir ļoti spēcīga, kā rezultātā rodas ļoti vāja skābe. Spēcīgu saiti nosaka īss saites garums un augsta disociācijas enerģija. No visiem ūdeņraža halogenīdiem HF ir visīsākais saites garums un lielākā saites disociācijas enerģija.
Halogēna oksoskābes
Halogēna oksoskābes ir skābes ar ūdeņraža, skābekļa un halogēna atomiem. To skābumu var noteikt, izmantojot struktūras analīzi. Halogēnās oksoskābes ir norādītas zemāk:
- Hipohlorskābe HOCl.
- Hlorskābe HClO2.
- Hlorskābe HClO3.
- Perhlorskābe HClO4.
- Hipohlorskābe HOBr.
- Bromskābe HBrO3.
- Bromskābe HBrO4.
- Hijodskābe HOI.
- Jodonskābe HIO3.
- Metajodskābe HIO4, H5IO6.
Katrā no šīm skābēm protons ir saistīts ar skābekļa atomu, tāpēc protonu saišu garumu salīdzināšana šeit ir bezjēdzīga. Šeit dominējošo lomu spēlē elektronegativitāte. Skābes aktivitāte palielinās līdz ar skābekļa atomu skaitu, kas saistīti ar centrālo atomu.
Izskats un vielas stāvoklis
Halogēnu galvenās fizikālās īpašības var apkopot nākamajā tabulā.
| Vielas stāvoklis (istabas temperatūrā) | Halogēns | Izskats |
| grūti | jods | violeta |
| astatīns | melns | |
| šķidrums | broms | sarkanbrūns |
| gāzveida | fluors | bāli iedegums |
| hlors | bāli zaļš |
Izskata skaidrojums
Halogēnu krāsa ir molekulu redzamās gaismas absorbcijas rezultāts, kas izraisa elektronu ierosmi. Fluors absorbē violeto gaismu un tāpēc izskatās gaiši dzeltens. No otras puses, jods absorbē dzelteno gaismu un izskatās purpursarkanā krāsā (dzeltenā un purpursarkanā krāsa ir papildu krāsas). Halogēnu krāsa kļūst tumšāka, periodam palielinoties.
Slēgtos traukos šķidrais broms un cietais jods ir līdzsvarā ar tvaikiem, ko var novērot kā krāsainu gāzi.
Lai gan astatīna krāsa nav zināma, tiek pieņemts, ka saskaņā ar novēroto modeli tai jābūt tumšākai par jodu (t.i., melnai).
Tagad, ja jums jautās: "Raksturojiet halogēnu fizikālās īpašības", jums būs ko teikt.
Halogēnu oksidācijas pakāpe savienojumos
Oksidācijas stāvoklis bieži tiek izmantots "halogēna valences" vietā. Parasti oksidācijas pakāpe ir -1. Bet, ja halogēns ir saistīts ar skābekli vai citu halogēnu, tas var iegūt citus stāvokļus:CO skābeklim -2 ir prioritāte. Ja divi dažādi halogēna atomi ir savienoti kopā, dominē elektronegatīvāks atoms un ņem CO -1.
Piemēram, joda hlorīda (ICl) hloram ir CO -1, bet jodam +1. Hlors ir elektronnegatīvāks nekā jods, tāpēc tā CO ir -1.
Bromskābē (HBrO4) skābeklim ir CO -8 (-2 x 4 atomi=-8). Ūdeņraža kopējais oksidācijas stāvoklis ir +1. Šo vērtību pievienošana dod CO -7. Tā kā savienojuma galīgajam CO ir jābūt nulle, broma CO ir +7.
Trešais noteikuma izņēmums ir halogēna oksidācijas pakāpe elementārā formā (X2), kur tā CO ir nulle.
| Halogēns | CO savienojumos |
| fluors | -1 |
| hlors | -1, +1, +3, +5, +7 |
| broms | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jods | -1, +1, +5, +7 |
| astatīns | -1, +1, +3, +5, +7 |
Kāpēc fluora SD vienmēr ir -1?
Elektronegativitāte palielinās ar periodu. Tāpēc fluoram ir visaugstākā elektronegativitāte no visiem elementiem, par ko liecina tā atrašanās vieta periodiskajā tabulā. Tā elektroniskā konfigurācija ir 1s2 2s2 2p5. Ja fluors iegūst vēl vienu elektronu, visattālākās p-orbitāles ir pilnībā piepildītas un veido pilnu oktetu. Tā kā fluoram iraugsta elektronegativitāte, tas var viegli paņemt elektronu no blakus esošā atoma. Fluors šajā gadījumā ir izoelektronisks pret inerto gāzi (ar astoņiem valences elektroniem), visas tās ārējās orbitāles ir piepildītas. Šādā stāvoklī fluors ir daudz stabilāks.
Halogēnu ražošana un izmantošana
Dabā halogēni ir anjonu stāvoklī, tāpēc brīvos halogēnus iegūst oksidējot ar elektrolīzi vai ar oksidētāju palīdzību. Piemēram, hloru iegūst sāls šķīduma hidrolīzē. Halogēnu un to savienojumu izmantošana ir daudzveidīga.
- Fluors. Lai gan fluors ir ļoti reaģējošs, to izmanto daudzos rūpnieciskos lietojumos. Piemēram, tā ir galvenā politetrafluoretilēna (teflona) un dažu citu fluorpolimēru sastāvdaļa. Hlorfluorogļūdeņraži ir organiskas ķīmiskas vielas, kas iepriekš tika izmantotas kā aukstumaģenti un propelenti aerosolos. To izmantošana ir pārtraukta to iespējamās ietekmes uz vidi dēļ. Tie ir aizstāti ar daļēji halogenētiem hlorfluorogļūdeņražiem. Fluorīdu pievieno zobu pastai (SnF2) un dzeramajam ūdenim (NaF), lai novērstu zobu bojāšanos. Šis halogēns ir atrodams mālos, ko izmanto noteiktu veidu keramikas (LiF) ražošanai, ko izmanto kodolenerģētikā (UF6), lai ražotu antibiotiku fluorhinolonu, alumīniju (Na). 3 AlF6), augstsprieguma izolācijai (SF6).
- Arī hlors ir atradis dažādus lietojumus. To izmanto dzeramā ūdens un peldbaseinu dezinfekcijai. Nātrija hipohlorīts (NaClO)ir balinātāju galvenā sastāvdaļa. Sālsskābi plaši izmanto rūpniecībā un laboratorijās. Hlors ir polivinilhlorīda (PVC) un citos polimēros, ko izmanto vadu, cauruļu un elektronikas izolēšanai. Turklāt hlors ir izrādījies noderīgs farmācijas rūpniecībā. Hloru saturošas zāles lieto infekciju, alerģiju un diabēta ārstēšanai. Neitrālā hidrohlorīda forma ir daudzu zāļu sastāvdaļa. Hloru izmanto arī slimnīcu aprīkojuma sterilizēšanai un dezinfekcijai. Lauksaimniecībā hlors ir daudzu komerciālu pesticīdu sastāvdaļa: DDT (dihlordifeniltrihloretāns) tika izmantots kā lauksaimniecības insekticīds, taču tā lietošana ir pārtraukta.
- Bromu tā nedeguma dēļ izmanto, lai apspiestu degšanu. Tas ir atrodams arī metilbromīdā, pesticīdā, ko izmanto ražas saglabāšanai un baktēriju nomākšanai. Tomēr pārmērīga metilbromīda izmantošana ir pakāpeniski pārtraukta, jo tas ietekmē ozona slāni. Bromu izmanto benzīna, fotofilmu, ugunsdzēšamo aparātu, zāļu pneimonijas un Alcheimera slimības ārstēšanai ražošanā.
- Jodam ir svarīga loma pareizā vairogdziedzera darbībā. Ja organisms nesaņem pietiekami daudz joda, palielinās vairogdziedzeris. Lai novērstu goitu, šo halogēnu pievieno galda sālim. Jodu izmanto arī kā antiseptisku līdzekli. Jods ir atrodams šķīdumos, ko izmantoatklātu brūču tīrīšanā, kā arī dezinfekcijas līdzekļos. Turklāt sudraba jodīds ir būtisks fotogrāfijā.
- Astatīns ir radioaktīvs un retzemju halogēns, tāpēc to vēl nekur neizmanto. Tomēr tiek uzskatīts, ka šis elements var palīdzēt jodam regulēt vairogdziedzera hormonus.
