Най-лекият елемент от групата на халогените. Халогени, молекулярна структура. Взаимодействие на халогени с неметали

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Моларна маса на йод, изчислена с помощта на таблицата на химичните елементи от D.I. Менделеев, равно на – 254 g/mol. Нека намерим количеството образуван йод:

v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)

Водородният атом има електронна формулавъншно (и единствено) електронно ниво 1 с 1 . От една страна, по отношение на присъствието на един електрон на външното електронно ниво, водородният атом е подобен на атомите на алкални метали. Въпреки това, точно като халогените, той се нуждае само от един електрон, за да запълни външното електронно ниво, тъй като първото електронно ниво може да съдържа не повече от 2 електрона. Оказва се, че водородът може да бъде поставен едновременно както в първата, така и в предпоследната (седма) група на периодичната таблица, което понякога се прави в различни опциипериодична система:

От гледна точка на свойствата на водорода като просто вещество, той все още има повече общо с халогените. Водородът, подобно на халогените, е неметал и образува двуатомни молекули (H 2) като тях.

При нормални условия водородът е газообразно слабоактивно вещество. Ниската активност на водорода се обяснява с високата здравина на връзките между водородните атоми в молекулата, чието разкъсване изисква или силно нагряване, или използване на катализатори, или и двете.

Взаимодействие на водород с прости вещества

с метали

От металите водородът реагира само с алкални и алкалоземни метали! ДА СЕ алкални металивключват основни метали подгрупа Iгрупи (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и алкалоземни метали - метали от основната подгрупа I I група, с изключение на берилий и магнезий (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействие с активни метали водородът проявява окислителни свойства, т.е. намалява степента на окисление. В този случай се образуват хидриди на алкални и алкалоземни метали, които имат йонна структура. Реакцията протича при нагряване:

Трябва да се отбележи, че взаимодействието с активни метали е единственият случай, когато молекулярен водород Н2 е окислител.

с неметали

От неметалите водородът реагира само с въглерод, азот, кислород, сяра, селен и халогени!

Въглеродът трябва да се разбира като графит или аморфен въглерод, тъй като диамантът е изключително инертен материал. алотропна модификациявъглерод.

Когато взаимодейства с неметали, водородът може да изпълнява само функцията на редуциращ агент, тоест само да повиши степента си на окисление:

Взаимодействие на водород със сложни вещества

с метални оксиди

Водородът не реагира с метални оксиди, които са в групата на активността на металите до алуминия (включително), но е способен да редуцира много метални оксиди вдясно от алуминия при нагряване:

с неметални оксиди

От неметалните оксиди водородът реагира при нагряване с оксидите на азота, халогените и въглерода. От всички взаимодействия на водорода с неметалните оксиди трябва да се отбележи особено неговата реакция с въглероден оксид CO.

Сместа от CO и H 2 дори има собствено име - „синтетичен газ“, тъй като в зависимост от условията от нея могат да се получат такива търсени промишлени продукти като метанол, формалдехид и дори синтетични въглеводороди:

с киселини

Водородът не реагира с неорганични киселини!

От органичните киселини водородът реагира само с ненаситени киселини, както и с киселини, съдържащи функционални групи, способни да се редуцират с водород, по-специално алдехидни, кето или нитро групи.

със соли

При водни разтвори на соли тяхното взаимодействие с водород не се осъществява. Въпреки това, когато водородът преминава през твърди соли на някои метали със средна и ниска активност, е възможно тяхното частично или пълно редуциране, например:

Химични свойства на халогените

Халогените са химичните елементи от VIIA група (F, Cl, Br, I, At), както и образуваните от тях прости вещества. Тук и по-нататък в текста, освен ако не е посочено друго, халогените ще се разбират като прости вещества.

Всички халогени имат молекулярна структура, което причинява ниски точки на топене и кипене на тези вещества. Халогенните молекули са двуатомни, т.е. тяхната формула може да бъде записана като общ изгледкато Хал 2.

Трябва да се отбележи такова специфично физическо свойство на йода като способността му да сублимацияили, с други думи, сублимация. Сублимация, е явление, при което вещество в твърдо състояние не се топи при нагряване, но, заобикаляйки течната фаза, веднага преминава в газообразно състояние.

Електронната структура на външното енергийно ниво на атом на всеки халоген има формата ns 2 np 5, където n е номерът на периода на периодичната таблица, в който се намира халогенът. Както можете да видите, халогенните атоми се нуждаят само от един електрон, за да достигнат външната обвивка от осем електрона. От това е логично да се предположи, че свободните халогени са предимно окислителни, което се потвърждава от практиката. Както е известно, електроотрицателността на неметалите намалява при движение надолу по подгрупа и следователно активността на халогените намалява в серията:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие на халогени с прости вещества

Всички халогени са високо активни веществаи реагират с мнозинството прости вещества. Все пак трябва да се отбележи, че флуорът, поради изключително високата си реактивност, може да реагира дори с онези прости вещества, с които други халогени не могат да реагират. Такива прости вещества включват кислород, въглерод (диамант), азот, платина, злато и някои благородни газове (ксенон и криптон). Тези. всъщност, флуорът не реагира само с някои благородни газове.

Останалите халогени, т.е. хлор, бром и йод също са активни вещества, но по-малко активни от флуора. Те реагират с почти всички прости вещества, с изключение на кислород, азот, въглерод под формата на диамант, платина, злато и благородни газове.

Взаимодействие на халогени с неметали

водород

Когато всички халогени взаимодействат с водорода, те се образуват водородни халогенидис обща формула HHal. В този случай реакцията на флуор с водород започва спонтанно дори на тъмно и протича с експлозия в съответствие с уравнението:

Реакцията на хлор с водород може да бъде инициирана чрез интензивно ултравиолетово облъчване или топлина. Също така продължава с експлозия:

Бромът и йодът реагират с водород само при нагряване и в същото време реакцията с йод е обратима:

фосфор

Взаимодействието на флуора с фосфора води до окисление на фосфора до най-високата степен на окисление (+5). В този случай се образува фосфорен пентафлуорид:

Когато хлорът и бромът взаимодействат с фосфора, е възможно да се получат фосфорни халиди както в степен на окисление + 3, така и в степен на окисление + 5, което зависи от пропорциите на реагентите:

В случай на бял фосфор в атмосфера на флуор, хлор или течен бром реакцията започва спонтанно.

Взаимодействието на фосфор с йод може да доведе до образуването само на фосфорен трийодид поради значително по-ниската окислителна способност в сравнение с другите халогени:

сиво

Флуорът окислява сярата до най-високата степен на окисление +6, образувайки серен хексафлуорид:

Хлорът и бромът реагират със сярата, образувайки съединения, съдържащи сяра в степени на окисление, които са изключително необичайни за нея +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за да издържите изпита по химия, не е необходимо да можете да напишете уравненията на тези взаимодействия. Следователно следните три уравнения са дадени по-скоро за справка:

Взаимодействие на халогени с метали

Както бе споменато по-горе, флуорът може да реагира с всички метали, дори с такива неактивни като платина и злато:

Останалите халогени реагират с всички метали с изключение на платината и златото:

Реакции на халогени със сложни вещества

Реакции на заместване с халогени

По-активни халогени, т.е. чиито химични елементи са разположени по-високо в периодичната таблица, са в състояние да изместят по-малко активните халогени от образуваните от тях халогеноводородни киселини и метални халогениди:

По същия начин бромът и йодът изместват сярата от разтвори на сулфиди и/или сероводород:

Хлорът е по-силен окислител и окислява сероводорода до своя воден разтворне към сярата, а към сярната киселина:

Реакция на халогени с вода

Водата гори във флуор със син пламък в съответствие с уравнението на реакцията:

Бромът и хлорът реагират различно с водата от флуора. Ако флуорът е действал като окислител, тогава хлорът и бромът са непропорционални във вода, образувайки смес от киселини. В този случай реакциите са обратими:

Взаимодействието на йод с вода протича в толкова незначителна степен, че може да се пренебрегне и да се приеме, че реакцията изобщо не протича.

Взаимодействие на халогени с алкални разтвори

Флуорът, когато взаимодейства с воден алкален разтвор, отново действа като окислител:

Умението да напишете това уравнение не е необходимо за полагане на Единния държавен изпит. Достатъчно е да знаете факта за възможността за такова взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.

За разлика от флуора, другите халогени в алкални разтвори са непропорционални, т.е. те едновременно повишават и намаляват степента си на окисление. Освен това, в случай на хлор и бром, в зависимост от температурата е възможен поток в две различни посоки. По-специално, в студа реакциите протичат както следва:

и при нагряване:

Йодът реагира с алкали изключително според втория вариант, т.е. с образуването на йодат, т.к хипойодитът не е стабилен не само при нагряване, но и при обикновени температури и дори на студено.

Тук читателят ще намери информация за халогените, химичните елементи от периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Съдържанието на статията ще ви позволи да се запознаете с техните химически и физични свойства, местоположение в природата, начини на приложение и др.

Главна информация

Всички халогени са елементи от химическата таблица на Д. И. Менделеев, разположена в седемнадесетата група. Според по-строг метод на класификация, това са всички елементи от седмата група, основната подгрупа.

Халогените са елементи, които могат да реагират с почти всички вещества от прост тип, с изключение на определено количество неметали. Всички те са енергийни окислители, следователно, в естествени условия, като правило, те са в смесена форма с други вещества. Индикаторът за химическа активност на халогените намалява с увеличаване на серийното им номериране.

Следните елементи се считат за халогени: флуор, хлор, бром, йод, астат и изкуствено създаден тенезин.

Както бе споменато по-рано, всички халогени са окислители с изразени свойства и всички те са неметали. Външният има седем електрона. Взаимодействието с металите води до образуване на йонни връзки и соли. Почти всички халогени, с изключение на флуора, могат да действат като редуциращ агент, достигайки най-високата степен на окисление от +7, но това изисква те да взаимодействат с елементи, които имат по-висока степен на електроотрицателност.

Характеристики на етимологията

През 1841 г. шведският химик Й. Берцелиус предлага да се въведе терминът халогени, наричайки ги известни по това време F, Br, I. Но преди въвеждането на този термин по отношение на цялата група от такива елементи, през 1811 г. , немският учен I Schweigger използва същата дума, за да нарече хлор, самият термин е преведен от Гръцкикато "солена вода".

Атомна структура и степени на окисление

Външна електронна конфигурация атомна обвивкаима халогени следващ изглед: астат - 6s 2 6p 5, йод - 5s 2 5p 5, бром 4s 2 4p 5, хлор - 3s 2 3p 5, флуор 2s 2 2p 5.

Халогените са елементи, които имат седем електрона във външната си обвивка, което им позволява „лесно“ да получат електрон, който не е достатъчен за завършване на обвивката. Обикновено окислителното число се появява като -1. Cl, Br, I и At реагират с елементи от по-висока степен и започват да проявяват положителна степен на окисление: +1, +3, +5, +7. Флуорът има постоянна степен на окисление -1.

Разпръскване

Поради своята висока степенреактивност, халогените обикновено се намират под формата на съединения. Нивото на разпространение в земната кора намалява в съответствие с увеличаването на атомния радиус от F до I. Астатът в земната кора се измерва в грамове, а тенесинът се създава изкуствено.

Халогените се срещат естествено в халидни съединения, а йодът може също да приеме формата на калиев или натриев йодат. Поради тяхната разтворимост във вода, те присъстват в океански води и саламура с естествен произход. F е трудно разтворим член на халогените и най-често се среща в седиментни скали, а основният му източник е калциевият флуорид.

Физически качествени характеристики

Халогените могат да се различават значително един от друг и имат следните физични свойства:

1. Флуорът (F2) е светложълт газ, има остра и дразнеща миризма и не е компресируем при нормални температурни условия. Точката на топене е -220 °C, а точката на кипене е -188 °C.
2. Хлорът (Cl 2) е газ, който не се компресира при обикновени температури, дори когато е под налягане, има задушлива, остра миризма и зелено-жълт цвят. Започва да се топи при -101 °C и кипи при -34 °C.
3. Бромът (Br 2) е летлива и тежка течност с кафяво-кафяв цвят и остър, зловонен мирис. Топи се при -7 °C и кипи при 58 °C.
4. Йод (I 2) - това твърдо вещество има тъмносив цвят и се характеризира с метален блясък и доста остра миризма. Процесът на топене започва, когато достигне 113,5 °C и кипи при 184,885 °C.
5. Рядък халоген е астатът (At 2), който е твърдо вещество и има черно-син цвят с метален блясък. Точката на топене съответства на 244 °C, а кипенето започва след достигане на 309 °C.

Химическа природа на халогените

Халогените са елементи с много висока окислителна активност, която намалява в посока от F към At. Флуорът, като най-активният представител на халогените, може да реагира с всички видове метали, без да изключва всички известни. Повечето представители на металите, когато са изложени на флуорна атмосфера, претърпяват спонтанно изгаряне, отделяйки топлина в огромни количества.

Без да излага флуора на топлина, той може да реагира с голям брой неметали, като H2, C, P, S, Si. Типът на реакциите в този случай е екзотермичен и може да бъде придружен от експлозия. При нагряване F принуждава останалите халогени да се окисляват и когато е изложен на облъчване, този елемент е способен напълно да реагира с тежки газове с инертен характер.

Взаимодействие с вещества сложен тип, флуорът предизвиква високоенергийни реакции, например, като окислява водата, може да предизвика експлозия.

Хлорът също може да бъде реактивен, особено в свободно състояние. Нивото му на активност е по-малко от това на флуора, но той е способен да реагира с почти всички прости вещества, но азотът, кислородът и благородните газове не реагират с него. Взаимодействайки с водорода, при нагряване или при добра светлина, хлорът предизвиква бурна реакция, придружена от експлозия.

В допълнение и реакциите на заместване, Cl може да реагира с голям брой сложни вещества. Той е в състояние да измести Br и I в резултат на нагряване от съединенията, които създават с метал или водород, и може също да реагира с алкални вещества.

Бромът е по-малко химически активен от хлора или флуора, но все пак се показва много ясно. Това се дължи на факта, че най-често бромът Br се използва като течност, тъй като в това състояние началната степен на концентрация, при други идентични условия, е по-висока от тази на Cl. Широко използван в химията, особено в органичната. Може да се разтвори в H 2 O и частично да реагира с нея.

Халогенният елемент йод образува просто вещество I 2 и е способен да реагира с H 2 O, разтваряйки се в йодиди на разтвори, като по този начин образува сложни аниони. I се различава от повечето халогени по това, че не реагира с повечето неметали и реагира бавно с металите и трябва да се нагрява. Той реагира с водород само при силно нагряване и реакцията е ендотермична.

Редкият халоген астат (At) е по-малко реактивен от йода, но може да реагира с метали. В резултат на дисоциацията се появяват както аниони, така и катиони.

Области на използване

Халогенните съединения се използват широко от хората в голямо разнообразие от области на дейност. За производството на Al се използва естествен криолит (Na 3 AlF 6). Бромът и йодът често се използват като прости вещества от фармацевтични и химически компании. При производството на автомобилни части често се използват халогени. Фаровете са един такъв детайл. Много е важно да изберете висококачествен материал за този компонент на автомобила, тъй като фаровете осветяват пътя през нощта и са начин за засичане както на вас, така и на останалите шофьори. Ксенонът се счита за един от най-добрите композитни материали за създаване на фарове. Халогенът обаче не е много по-нисък по качество от този инертен газ.

Добър халоген е флуоридът, добавка, широко използвана в пастите за зъби. Помага за предотвратяване появата на зъбно заболяване - кариес.

Халогенен елемент като хлор (Cl) намира своето приложение в производството на HCl и често се използва в синтеза органична материя, като пластмаса, каучук, синтетични влакна, багрила и разтворители и др. Хлорните съединения се използват и като избелители за ленени и памучни материали, хартия и като средство за борба с бактериите в питейната вода.

внимание! Токсичен!

Поради много високата си реактивност, халогените с право се наричат ​​отровни. Способността за влизане в реакции е най-ясно изразена във флуора. Халогените имат изразени задушаващи свойства и са способни да увреждат тъканите при взаимодействие.

Флуорът в пари и аерозоли се счита за една от най-потенциално опасните форми на халогени, които са вредни за околните живи същества. Това се дължи на факта, че той се възприема слабо от обонянието и се усеща едва след достигане на висока концентрация.

Обобщаване

Както виждаме, халогените са много важна част от периодичната таблица; те имат много свойства, различават се един от друг по физични и химични качества, атомна структура, степен на окисление и способност да реагират с метали и неметали. Те се използват в индустрията по различни начини, от добавки в продуктите за лична хигиена до синтеза на органични химикали или избелващи средства. Въпреки факта, че един от най-добрите начиниКсенонът се използва за поддържане и създаване на светлина в автомобилни фарове, но халогенът практически не му отстъпва и също се използва широко и има своите предимства.

Сега знаете какво е халоген. Сканер с всякакви въпроси относно тези вещества вече не е пречка за вас.

Халогените са разположени отляво на благородните газове в периодичната таблица. Тези пет токсични неметални елемента са в група 7 на периодичната таблица. Те включват флуор, хлор, бром, йод и астат. Въпреки че астатът е радиоактивен и има само краткотрайни изотопи, той се държи като йод и често се класифицира като халоген. Тъй като халогенните елементи имат седем валентни електрона, те се нуждаят само от един допълнителен електрон, за да образуват пълен октет. Тази характеристика ги прави по-реактивни от другите групи неметали.

основни характеристики

Халогените образуват двуатомни молекули (тип X 2, където X означава халогенен атом) - стабилна форма на съществуване на халогени под формата на свободни елементи. Връзките на тези двуатомни молекули са неполярни, ковалентни и единични. позволяват им лесно да се комбинират с повечето елементи, така че те никога не се срещат некомбинирани в природата. Флуорът е най-активният халоген, а астатът е най-малко.

Всички халогени образуват соли от група I с подобни свойства. В тези съединения халогените присъстват под формата на халогенидни аниони със заряд -1 (например Cl -, Br -). Окончанието -id показва наличието на халидни аниони; например Cl - се нарича "хлорид".

Освен това, Химични свойствахалогените им позволяват да действат като окислители - окислители на метали. Мнозинство химична реакция, в който участват халогени - редокс във воден разтвор. Халогените образуват единични връзки с въглерод или азот, където тяхното окислително число (CO) е -1. Когато халогенният атом е заменен с ковалентно свързан водороден атом в органично съединение, префиксът хало- може да се използва в общ смисъл, или префиксите флуоро-, хлоро-, бромо-, йодо- - за специфични халогени. Халогенните елементи могат да се омрежват, за да образуват двуатомни молекули с полярни ковалентни единични връзки.

Хлорът (Cl2) е първият халоген, открит през 1774 г., последван от йод (I2), бром (Br2), флуор (F2) и астат (At, открит последен през 1940 г.). Името "халоген" идва от гръцките корени hal- ("сол") и -gen ("образувам"). Заедно тези думи означават „солеобразуване“, което подчертава факта, че халогените реагират с металите, за да образуват соли. Халитът е името на каменната сол, естествено срещащ се минерал, съставен от натриев хлорид (NaCl). И накрая, халогените се използват в ежедневието - флуорът се съдържа в пастата за зъби, хлорът дезинфекцира питейната вода, а йодът насърчава производството на хормони на щитовидната жлеза.

Химични елементи

Флуорът, елемент с атомен номер 9, се обозначава със символа F. Елементният флуор е открит за първи път през 1886 г. чрез изолирането му от флуороводородна киселина. В свободно състояние флуорът съществува като двуатомна молекула (F2) и е най-често срещаният халоген в земната кора. Флуорът е най-електроотрицателният елемент в периодичната таблица. При стайна температура е бледожълт газ. Флуорът също има относително малък атомен радиус. Неговият CO е -1, с изключение на елементарното двуатомно състояние, в което степента му на окисление е нула. Флуорът е изключително реактивен и реагира директно с всички елементи с изключение на хелий (He), неон (Ne) и аргон (Ar). В разтвор на H2O флуороводородна киселина (HF) е слаба киселина. Въпреки че флуорът е силно електроотрицателен, неговата електроотрицателност не определя киселинността; HF е слаба киселина поради факта, че флуоридният йон е основен (рН > 7). В допълнение, флуорът произвежда много мощни окислители. Например, флуорът може да реагира с инертния газ ксенон, за да образува силния окислител ксенонов дифлуорид (XeF2). Флуоридът има много приложения.

Хлорът е елемент с атомен номер 17 и химическия символ Cl. Открит през 1774 г. чрез изолирането му от солна киселина. В елементарно състояние той образува двуатомната молекула Cl 2 . Хлорът има няколко CO: -1, +1, 3, 5 и 7. При стайна температура той е светлозелен газ. Тъй като връзката, която се образува между два хлорни атома е слаба, молекулата Cl 2 има много висока способностправете връзки. Хлорът реагира с металите, за да образува соли, наречени хлориди. Хлорните йони са най-често срещаните йони в морска вода. Хлорът също има два изотопа: 35 Cl и 37 Cl. Натриевият хлорид е най-често срещаното съединение от всички хлориди.

бром - химичен елементс атомен номер 35 и символ Br. За първи път е открит през 1826 г. В елементарната си форма бромът е двуатомна молекула Br 2 . При стайна температура е червеникаво-кафява течност. Неговите COs са -1, + 1, 3, 4 и 5. Бромът е по-активен от йода, но по-малко активен от хлора. Освен това бромът има два изотопа: 79 Br и 81 Br. Бромът се намира в бромид, разтворен в морска вода. Отзад последните годиниСветовното производство на бромид се е увеличило значително поради неговата наличност и дългия срок на годност. Подобно на други халогени, бромът е окислител и е много токсичен.

Йодът е химичен елемент с атомен номер 53 и символ I. Йодът има степени на окисление: -1, +1, +5 и +7. Съществува под формата на двуатомна молекула, I 2. При стайна температура е така твърдолилав цвят. Йодът има един стабилен изотоп - 127 I. За първи път е открит през 1811 г. с помощта на морски водорасли и сярна киселина. Понастоящем йодните йони могат да бъдат изолирани в морска вода. Въпреки че йодът не е много разтворим във вода, неговата разтворимост може да се повиши чрез използване на отделни йодиди. Йодът играе важна роля в организма, участвайки в производството на хормони на щитовидната жлеза.

Астатът е радиоактивен елемент с атомен номер 85 и символ At. Неговите възможни степени на окисление са -1, +1, 3, 5 и 7. Единственият халоген, който не е двуатомна молекула. При нормални условия това е черно метално твърдо вещество. Астатът е много рядък елемент, така че малко се знае за него. В допълнение, астатът има много кратък полуживот, не по-дълъг от няколко часа. Получен през 1940 г. в резултат на синтез. Смята се, че астатът е подобен на йода. Е различен

Таблицата по-долу показва структурата на халогенните атоми и структурата на външния слой от електрони.

Тази структура на външния слой от електрони означава, че физичните и химичните свойства на халогените са сходни. Въпреки това, когато се сравняват тези елементи, се наблюдават и разлики.

Периодични свойства в халогенната група

Физичните свойства на простите халогенни вещества се променят с увеличаване на атомния номер на елемента. За по-добро разбиране и по-голяма яснота ви предлагаме няколко таблици.

Точките на топене и кипене на група се увеличават с увеличаване на размера на молекулата (F

Таблица 1. Халогени. Физични свойства: точки на топене и кипене

• Атомният радиус се увеличава.

Размерът на ядрото се увеличава (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблица 2. Халогени. Физични свойства: атомни радиуси

• Енергията на йонизация намалява.

Ако външните валентни електрони не са разположени близо до ядрото, тогава няма да отнеме много енергия, за да ги отстраните от него. По този начин енергията, необходима за изхвърляне на външен електрон, не е толкова висока в долната част на групата елементи, тъй като там има повече енергийни нива. Освен това високата енергия на йонизация кара елемента да проявява неметални качества. Йодът и дисплейният астат показват метални свойства, тъй като енергията на йонизация е намалена (At< I < Br < Cl < F).

Таблица 3. Халогени. Физични свойства: енергия на йонизация

• Електроотрицателността намалява.

Броят на валентните електрони в атома се увеличава с увеличаване на енергийните нива на прогресивно по-ниски нива. Електроните постепенно се отдалечават от ядрото; По този начин ядрото и електроните не се привличат един към друг. Наблюдава се увеличение на екранировката. Следователно, електроотрицателността намалява с увеличаване на периода (At< I < Br < Cl < F).

Таблица 4. Халогени. Физични свойства: електроотрицателност

• Електронният афинитет намалява.

Тъй като размерът на атома се увеличава с увеличаване на периода, афинитетът към електрони има тенденция да намалява (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблица 5. Електронен афинитет на халогени

• Реактивността на елементите намалява.

Реактивността на халогените намалява с увеличаване на периода (At

Водород + халогени

Халогенидът се образува, когато халогенът реагира с друг, по-малко електроотрицателен елемент, за да образува бинарно съединение. Водородът реагира с халогени, образувайки халогениди от формата HX:

• флуороводород HF;
• хлороводород HCl;
• бромоводород HBr;
• Йодоводород HI.

Водородните халиди лесно се разтварят във вода, за да образуват халогеноводородна киселина (флуороводородна, солна, бромоводородна, йодоводородна) киселина. Свойствата на тези киселини са дадени по-долу.

Киселините се образуват чрез следната реакция: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

Всички халогеноводороди образуват силни киселини, с изключение на HF.

Повишава се киселинността на халогеноводородните киселини: HF

Флуороводородната киселина може да ецва стъкло и някои неорганични флуориди за дълго време.

Може да изглежда нелогично, че HF е най-слабата халогеноводородна киселина, тъй като флуорът има най-висока електроотрицателност. H-F връзката обаче е много силна, което води до много слаба киселина. Силната връзка се определя от къса дължина на връзката и висока енергия на дисоциация. От всички водородни халиди HF има най-късата дължина на връзката и най-високата енергия на дисоциация на връзката.

Халогенни оксокиселини

Халогенните оксо киселини са киселини с водородни, кислородни и халогенни атоми. Тяхната киселинност може да се определи чрез структурен анализ. Халогенните оксо киселини са дадени по-долу:

• Хипохлорна киселина HOCl.
• Хлориста киселина HClO 2.
• Хипохлорна киселина HClO 3.
• Перхлорна киселина HClO 4.
• Хибробромна киселина HOBr.
• Бромна киселина HBrO 3.
• Бромна киселина HBrO 4.
• Водородна киселина HOI.
• Водородна киселина HIO 3.
• Метайодна киселина HIO4, H5IO6.

Във всяка от тези киселини протонът е свързан с кислороден атом, така че сравняването на дължините на протонните връзки тук не е полезно. Електроотрицателността играе доминираща роля тук. Киселинната активност се увеличава с броя на кислородните атоми, свързани с централния атом.

Външен вид и състояние на веществото

Основните физични свойства на халогените могат да бъдат обобщени в следната таблица.

Обяснение на външния вид

Цветът на халогените е резултат от абсорбцията на видима светлина от молекулите, което води до възбуждане на електрони. Флуоридът абсорбира виолетовата светлина и затова изглежда светложълт. Йодът, от друга страна, абсорбира жълтата светлина и изглежда виолетов (жълтото и виолетовото са допълващи се цветове). Цветът на халогените става по-тъмен с увеличаване на периода.

В затворени контейнери течният бром и твърдият йод са в равновесие с техните пари, което може да се наблюдава под формата на оцветен газ.

Въпреки че цветът на астата е неизвестен, се предполага, че е по-тъмен от йода (т.е. черен) според наблюдавания модел.

Сега, ако ви попитат: „Характеризирайте физичните свойства на халогените“, ще имате какво да кажете.

Степен на окисление на халогени в съединения

Окислителното число често се използва вместо концепцията за валентност на халоген. Обикновено степента на окисление е -1. Но ако халогенът е свързан с кислород или друг халоген, той може да приеме други състояния: кислородът CO -2 има предимство. В случай на два различни халогенни атома, свързани заедно, по-електроотрицателният атом преобладава и приема CO -1.

Например в йоден хлорид (ICl) хлорът има CO -1, а йодът +1. Хлорът е по-електроотрицателен от йода, така че неговият CO е -1.

В бромната киселина (HBrO 4) кислородът има CO -8 (-2 x 4 атома = -8). Водородът има обща степен на окисление +1. Добавянето на тези стойности дава CO от -7. Тъй като крайният CO на съединението трябва да бъде нула, CO на брома е +7.

Третото изключение от правилото е степента на окисление на халогена в елементарна форма (X 2), където неговият CO е нула.

Защо CO флуор винаги е -1?

Електроотрицателността нараства с увеличаване на периода. Следователно флуорът има най-високата електроотрицателност от всички елементи, както се вижда от позицията му в периодичната таблица. Неговата електронна конфигурация е 1s 2 2s 2 2p 5. Ако флуорът получи друг електрон, най-външните р-орбитали са напълно запълнени и образуват пълен октет. Тъй като флуорът има висока електроотрицателност, той може лесно да вземе електрон от съседен атом. Флуорът в този случай е изоелектронен на инертния газ (с осем валентни електрона), всичките му външни орбитали са запълнени. В това състояние флуорът е много по-стабилен.

Производство и използване на халогени

В природата халогените са в състояние на аниони, така че свободните халогени се получават чрез окисляване чрез електролиза или с помощта на окислители. Например хлорът се получава чрез хидролиза на разтвор на готварска сол. Използването на халогени и техните съединения е разнообразно.

• Флуор. Въпреки че флуорът е много реактивен, той се използва в много индустриални приложения. Например, той е ключов компонент на политетрафлуоретилен (тефлон) и някои други флуорополимери. Хлорфлуорвъглеродите са органични съединения, които преди са били използвани като хладилни агенти и пропеланти в аерозоли. Използването им е преустановено поради възможното им въздействие върху околната среда. Те са заменени от хидрохлорфлуорвъглеводороди. Флуоридът се добавя към пастата за зъби (SnF 2) и питейната вода (NaF) за предотвратяване на кариес. Този халоген се намира в глината, използвана за производството на определени видове керамика (LiF), използвана в ядрената енергия (UF 6), за производството на антибиотика флуорохинолон, алуминий (Na 3 AlF 6) и за изолиране на високоволтово оборудване ( SF 6).
• хлорсъщо намери различни приложения. Използва се за дезинфекция на питейна вода и басейни. (NaClO) е основният компонент на белините. Солната киселина се използва широко в промишлеността и лабораториите. Хлорът присъства в поливинилхлорид (PVC) и други полимери, използвани за изолиране на кабели, тръби и електроника. В допълнение, хлорът се оказа полезен във фармацевтичната индустрия. Лекарствата, съдържащи хлор, се използват за лечение на инфекции, алергии и диабет. Неутралната форма на хидрохлорида е компонент на много лекарства. Хлорът се използва и за стерилизиране на болнично оборудване и дезинфекция. В селското стопанство хлорът е компонент на много търговски пестициди: ДДТ (дихлородифенилтрихлороетан) се използва като селскостопански инсектицид, но употребата му постепенно е прекратена.

• Бром, поради своята незапалимост, се използва за потискане на горенето. Намира се и в метилбромида, пестицид, използван за запазване на култури и убиване на бактерии. Прекомерната употреба обаче е преустановена поради въздействието му върху озоновия слой. Бромът се използва в производството на бензин, фотографски филми, пожарогасители и лекарства за лечение на пневмония и болестта на Алцхаймер.
• йодиграе важна роля за правилното функциониране на щитовидната жлеза. Ако тялото не получава достатъчно йод, щитовидната жлеза се увеличава. За предотвратяване на гуша този халоген се добавя към готварската сол. Йодът се използва и като антисептик. Йодът се намира в разтвори, използвани за почистване на отворени рани, както и в спрейове за дезинфекция. Освен това сребърният йодид е важен във фотографията.
• Астат- радиоактивен и редкоземен халоген, поради което все още не се използва никъде. Въпреки това се смята, че този елемент може да помогне на йода да регулира хормоните на щитовидната жлеза.