Najlakši element iz skupine halogena. Halogeni, molekularna struktura. Interakcija halogena s nemetalima

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Molarna masa joda, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, jednako – 254 g/mol. Nađimo količinu nastalog joda:

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

Atom vodika ima elektronska formula vanjska (i jedina) elektronička razina 1 s 1 . S jedne strane, u smislu prisutnosti jednog elektrona na vanjskoj elektronskoj razini, atom vodika je sličan atomima alkalijskih metala. Međutim, baš kao i halogeni, potreban mu je samo jedan elektron da popuni vanjsku elektroničku razinu, budući da prva elektronička razina ne može sadržavati više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodik može smjestiti istovremeno u prvu i pretposljednju (sedmu) skupinu periodnog sustava, što se ponekad čini u razne opcije periodni sustav:

S gledišta svojstava vodik kao jednostavna tvar ipak ima više zajedničkog s halogenima. Vodik je, kao i halogeni, nemetal i oblikuje dvoatomne molekule (H 2) poput njih.

U normalnim uvjetima vodik je plinovita, slabo aktivna tvar. Niska aktivnost vodika objašnjava se velikom čvrstoćom veza između vodikovih atoma u molekuli, za čije je kidanje potrebno ili jako zagrijavanje, ili uporaba katalizatora, ili oboje.

Međudjelovanje vodika s jednostavnim tvarima

s metalima

Od metala vodik reagira samo s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima! DO alkalijski metali uključuju glavne metale podskupina I skupine (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), i zemnoalkalijski metali - metali glavne podskupine I Grupa I, osim berilija i magnezija (Ca, Sr, Ba, Ra)

U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidacijska svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U tom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalijskih metala koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se događa pri zagrijavanju:

Treba napomenuti da je interakcija s aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodik H2 oksidacijsko sredstvo.

s nemetalima

Od nemetala vodik reagira samo s ugljikom, dušikom, kisikom, sumporom, selenom i halogenima!

Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, jer je dijamant izrazito inertan materijal. alotropska modifikacija ugljik.

U interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog sredstva, odnosno samo povećati svoje oksidacijsko stanje:

Međudjelovanje vodika sa složenim tvarima

s metalnim oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključujući), međutim, sposoban je reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrije:

s oksidima nemetala

Od oksida nemetala, vodik reagira zagrijavanjem s oksidima dušika, halogena i ugljika. Od svih interakcija vodika s oksidima nemetala, posebno je vrijedna pažnje njegova reakcija s ugljikovim monoksidom CO.

Smjesa CO i H2 ima čak i svoje ime - "sintetski plin", jer se iz nje, ovisno o uvjetima, mogu dobiti tako popularni industrijski proizvodi kao što su metanol, formaldehid, pa čak i sintetski ugljikovodici:

s kiselinama

Vodik ne reagira s anorganskim kiselinama!

Od organskih kiselina, vodik reagira samo s nezasićenim kiselinama, kao i s kiselinama koje sadrže funkcionalne skupine sposobne za redukciju s vodikom, posebice aldehidne, keto ili nitro skupine.

sa solima

U slučaju vodenih otopina soli ne dolazi do njihove interakcije s vodikom. Međutim, kada vodik prolazi preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:

Kemijska svojstva halogena

Halogeni su kemijski elementi VIIA skupine (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne tvari koje oni tvore. Ovdje i dalje u tekstu, ako nije drugačije navedeno, pod halogenima se podrazumijevaju jednostavne tvari.

Svi halogeni imaju molekularna struktura, što uzrokuje niske točke taljenja i vrelišta ovih tvari. Molekule halogena su dvoatomne, tj. njihova se formula može napisati kao opći pogled kao Hal 2.

Treba napomenuti takvo specifično fizičko svojstvo joda kao što je njegova sposobnost da sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. Sublimacija, je pojava u kojoj se tvar u krutom stanju ne topi zagrijavanjem, već, zaobilazeći tekuću fazu, odmah prelazi u plinovito stanje.

Elektronska struktura vanjske energetske razine atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sustava u kojem se nalazi halogen. Kao što vidite, atomima halogena treba samo jedan elektron da dođu do vanjske ljuske od osam elektrona. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidacijska svojstva slobodnih halogena, što se i potvrđuje u praksi. Kao što je poznato, elektronegativnost nemetala se smanjuje kada se kreće niz podskupinu, pa se stoga aktivnost halogena smanjuje u nizu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogena s jednostavnim tvarima

Svi halogeni su visoko djelatne tvari i reagirati s većinom jednostavne tvari. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje izuzetno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i s onim jednostavnim tvarima s kojima drugi halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), dušik, platinu, zlato i neke plemenite plinove (ksenon i kripton). Oni. zapravo, fluor ne reagira samo s nekim plemenitim plinovima.

Preostali halogeni, tj. klor, brom i jod također su aktivne tvari, ali manje aktivne od fluora. Reagiraju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim s kisikom, dušikom, ugljikom u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.

Interakcija halogena s nemetalima

vodik

Kada svi halogeni djeluju u interakciji s vodikom, nastaju vodikovi halogenidi S opća formula HHal. U ovom slučaju reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak iu mraku i odvija se eksplozijom u skladu s jednadžbom:

Reakcija klora s vodikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili toplinom. Također nastavlja s eksplozijom:

Brom i jod reagiraju s vodikom samo pri zagrijavanju, au isto vrijeme reakcija s jodom je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora s fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvišeg oksidacijskog stupnja (+5). U ovom slučaju nastaje fosfor pentafluorid:

Kada klor i brom stupaju u interakciju s fosforom, moguće je dobiti fosforove halogenide i u oksidacijskom stanju + 3 i u oksidacijskom stanju +5, što ovisi o udjelima reagirajućih tvari:

Štoviše, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, klora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfor trijodida zbog njegove znatno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:

siva

Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacijskog stupnja +6, stvarajući sumporni heksafluorid:

Klor i brom reagiraju sa sumporom, tvoreći spojeve koji sadrže sumpor u oksidacijskim stupnjevima +1 i +2, koji su za njega vrlo neuobičajeni. Te su interakcije vrlo specifične, a za polaganje Jedinstvenog državnog ispita iz kemije nije potrebna sposobnost pisanja jednadžbi za te interakcije. Stoga su sljedeće tri jednadžbe dane radije kao referenca:

Interakcija halogena s metalima

Kao što je gore spomenuto, fluor je sposoban reagirati sa svim metalima, čak i s neaktivnim kao što su platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Reakcije halogena sa složenim tvarima

Reakcije supstitucije s halogenima

Aktivniji halogeni, tj. kemijski elementi koji se nalaze više u periodnom sustavu sposobni su istisnuti manje aktivne halogene iz halogenovodičnih kiselina i metalnih halogenida koje tvore:

Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz otopina sulfida i/ili sumporovodika:

Klor je jače oksidacijsko sredstvo i oksidira sumporovodik do svog Vodena otopina ne na sumpor, nego na sumpornu kiselinu:

Reakcija halogena s vodom

Voda gori u fluoru plavim plamenom u skladu s reakcijskom jednadžbom:

Brom i klor drugačije reagiraju s vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada su klor i brom u vodi neproporcionalni, tvoreći smjesu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:

Međudjelovanje joda s vodom događa se u tako neznatnom stupnju da se može zanemariti i pretpostaviti da do reakcije uopće ne dolazi.

Interakcija halogena s otopinama alkalija

Fluor, u interakciji s vodenom otopinom lužine, ponovno djeluje kao oksidacijsko sredstvo:

Sposobnost pisanja ove jednadžbe nije potrebna za polaganje jedinstvenog državnog ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidativnoj ulozi fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, ostali halogeni u otopinama lužina su neproporcionalni, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoj stupanj oksidacije. Štoviše, u slučaju klora i broma, ovisno o temperaturi, moguće je strujanje u dva različita smjera. Konkretno, na hladnoći se reakcije odvijaju na sljedeći način:

a kada se zagrije:

Jod reagira s alkalijama isključivo prema drugoj opciji, tj. uz nastanak jodata, jer hipojodit nije stabilan ne samo pri zagrijavanju, već i na običnim temperaturama, pa čak i na hladnoći.

Ovdje će čitatelj pronaći informacije o halogenima, kemijskim elementima periodnog sustava D. I. Mendeljejeva. Sadržaj članka omogućit će vam da se upoznate s njihovim kemijskim i fizička svojstva, položaj u prirodi, način primjene i sl.

Opće informacije

Halogeni su svi elementi kemijske tablice D.I. Mendeljejeva, koji se nalaze u sedamnaestoj skupini. Prema strožem načinu razvrstavanja, sve su to elementi sedme skupine, glavne podskupine.

Halogeni su elementi koji mogu reagirati s gotovo svim tvarima jednostavnog tipa, s izuzetkom određene količine nemetala. Svi su oni energetski oksidanti, stoga su u prirodnim uvjetima u pravilu u miješanom obliku s drugim tvarima. Indikator kemijske aktivnosti halogena opada s povećanjem njihovog rednog broja.

Sljedeći elementi se smatraju halogenima: fluor, klor, brom, jod, astat i umjetno stvoreni tenezin.

Kao što je ranije spomenuto, svi halogeni su oksidansi s izraženim svojstvima i svi su nemetali. Vanjski ima sedam elektrona. Interakcija s metalima dovodi do stvaranja ionskih veza i soli. Gotovo svi halogeni, s izuzetkom fluora, mogu djelovati kao redukcijsko sredstvo, dostižući najviše oksidacijsko stanje od +7, ali to zahtijeva njihovu interakciju s elementima koji imaju visok stupanj elektronegativnosti.

Značajke etimologije

Godine 1841. švedski kemičar J. Berzelius predložio je uvođenje pojma halogeni, nazivajući ih tada poznatim F, Br, I. Međutim, prije uvođenja ovog pojma u odnosu na cijelu skupinu takvih elemenata, 1811. , njemački znanstvenik I. Schweigger upotrijebio je istu riječ za naziv klora, a sam izraz preveden je s grčki jezik poput "slane vode".

Struktura atoma i oksidacijska stanja

Konfiguracija vanjskog elektrona atomska ljuska ima halogena sljedeći pogled: astatin - 6s 2 6p 5, jod - 5s 2 5p 5, brom 4s 2 4p 5, klor - 3s 2 3p 5, fluor 2s 2 2p 5.

Halogeni su elementi koji imaju sedam elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, što im omogućuje da "lako" dobiju elektron koji nije dovoljan za kompletiranje ljuske. Obično se oksidacijski broj pojavljuje kao -1. Cl, Br, I i At reagiraju s elementima višeg stupnja i počinju pokazivati ​​pozitivno oksidacijsko stanje: +1, +3, +5, +7. Fluor ima konstantno oksidacijsko stanje -1.

Širenje

Zbog svoje visok stupanj reaktivnosti, halogeni se obično nalaze u obliku spojeva. Razina raspodjele u zemljinoj kori opada u skladu s povećanjem atomskog radijusa od F do I. Astat u zemljinoj kori se mjeri u gramima, a tenesin se stvara umjetno.

Halogeni se prirodno pojavljuju u halogenim spojevima, a jod također može biti u obliku kalijevog ili natrijevog jodata. Zbog svoje topljivosti u vodi prisutni su u oceanskim vodama i slanicama prirodnog podrijetla. F je teško topljivi član halogena i najčešće se nalazi u sedimentnim stijenama, a njegov glavni izvor je kalcijev fluorid.

Karakteristike fizičke kvalitete

Halogeni se međusobno mogu jako razlikovati, a imaju sljedeća fizikalna svojstva:

1. Fluor (F2) je svijetložuti plin, ima oštar i iritantan miris i nije stlačiv u normalnim temperaturnim uvjetima. Talište je -220 °C, a vrelište -188 °C.
2. Klor (Cl 2) je plin koji se na običnim temperaturama ne komprimira, čak ni pod pritiskom, ima zagušljiv, oštar miris i zeleno-žutu boju. Počinje se topiti na -101 °C, a ključati na -34 °C.
3. Brom (Br 2) je hlapljiva i teška tekućina smeđe-smeđe boje i oštrog, smrdljivog mirisa. Tali se na -7 °C, a vrije na 58 °C.
4. Jod (I 2) - ova čvrsta tvar ima tamno sivu boju, karakterizira je metalni sjaj i prilično oštar miris. Proces taljenja počinje kada dosegne 113,5 °C, a vrije na 184,885 °C.
5. Rijetki halogen je astat (At 2), koji je čvrsta tvar crno-plave boje s metalnim sjajem. Talište odgovara 244 °C, a vrenje počinje nakon dostizanja 309 °C.

Kemijska priroda halogena

Halogeni su elementi s vrlo visokom oksidacijskom aktivnošću, koja opada u smjeru od F prema At. Fluor, kao najaktivniji predstavnik halogena, može reagirati sa svim vrstama metala, ne isključujući niti jedan poznati. Većina predstavnika metala, kada su izloženi atmosferi fluora, podvrgavaju se spontanom sagorijevanju, oslobađajući toplinu u ogromnim količinama.

Bez izlaganja fluora toplini, on može reagirati s velikim brojem nemetala, kao što su H2, C, P, S, Si. Vrsta reakcija u ovom slučaju je egzotermna i može biti popraćena eksplozijom. Kada se zagrije, F prisiljava preostale halogene na oksidaciju, a kada je izložen zračenju, ovaj element je sposoban potpuno reagirati s teškim plinovima inertne prirode.

Međudjelovanje s tvarima složeni tip, fluor uzrokuje visokoenergetske reakcije, na primjer, oksidacijom vode može izazvati eksploziju.

Klor također može biti reaktivan, posebno u slobodnom stanju. Njegova je razina aktivnosti manja od one fluora, ali sposoban je reagirati s gotovo svim jednostavnim tvarima, ali dušik, kisik i plemeniti plinovi ne reagiraju s njim. U interakciji s vodikom, pri zagrijavanju ili pri dobrom svjetlu, klor stvara burnu reakciju praćenu eksplozijom.

Osim reakcija adicije i supstitucije, Cl može reagirati s velikim brojem složenih tvari. Sposoban je istisnuti Br i I kao rezultat zagrijavanja iz spojeva koje stvaraju s metalom ili vodikom, a također može reagirati s alkalnim tvarima.

Brom je manje kemijski aktivan od klora ili fluora, ali se ipak vrlo jasno pokazuje. To je zbog činjenice da se brom Br najčešće koristi kao tekućina, jer je u tom stanju početni stupanj koncentracije, pod drugim identičnim uvjetima, viši od stupnja Cl. Naširoko se koristi u kemiji, posebno organskoj. Može se otopiti u H 2 O i djelomično s njom reagirati.

Halogeni element jod tvori jednostavnu tvar I 2 i sposoban je reagirati s H 2 O, otapajući se u jodidima otopina, stvarajući tako složene anione. I se razlikuje od većine halogena po tome što ne reagira s većinom nemetala i sporo reagira s metalima te se mora zagrijavati. S vodikom reagira samo pri jakom zagrijavanju, a reakcija je endotermna.

Rijedak halogen astat (At) manje je reaktivan od joda, ali može reagirati s metalima. Kao rezultat disocijacije pojavljuju se anioni i kationi.

Područja upotrebe

Ljudi naširoko koriste halogene spojeve u raznim područjima djelovanja. Prirodni kriolit (Na 3 AlF 6) koristi se za proizvodnju Al. Brom i jod često se koriste kao jednostavne tvari u farmaceutskim i kemijskim tvrtkama. U proizvodnji autodijelova često se koriste halogeni. Prednja svjetla su jedan od takvih detalja. Vrlo je važno odabrati kvalitetan materijal za ovu komponentu automobila, jer prednja svjetla noću osvjetljavaju cestu i predstavljaju način detekcije vas i drugih vozača. Ksenon se smatra jednim od najboljih kompozitnih materijala za izradu prednjih svjetala. Halogen, međutim, nije mnogo lošiji u kvaliteti od ovog inertnog plina.

Dobar halogen je fluorid, aditiv koji se široko koristi u pastama za zube. Pomaže u prevenciji nastanka bolesti zuba – karijesa.

Halogeni element kao što je klor (Cl) nalazi svoju primjenu u proizvodnji HCl i često se koristi u sintezi organska tvar, kao što su plastika, guma, sintetička vlakna, boje i otapala, itd. Spojevi klora također se koriste kao izbjeljivači za lanene i pamučne materijale, papir i kao sredstvo za borbu protiv bakterija u vodi za piće.

Pažnja! Otrovno!

Zbog svoje vrlo visoke reaktivnosti halogeni se s pravom nazivaju otrovima. Sposobnost stupanja u reakcije najjasnije je izražena kod fluora. Halogeni imaju izražena asfiksirajuća svojstva i mogu oštetiti tkivo nakon interakcije.

Fluor u parama i aerosolima smatra se jednim od potencijalno najopasnijih oblika halogena, štetnih za okolna živa bića. To je zbog činjenice da se slabo percipira njuhom i osjeća se tek nakon postizanja velike koncentracije.

Sumirati

Kao što vidimo, halogeni su vrlo važan dio periodnog sustava; imaju mnoga svojstva, razlikuju se jedni od drugih u fizičkim i kemijskim svojstvima, atomskoj strukturi, oksidacijskom stanju i sposobnosti reagiranja s metalima i nemetalima. Koriste se u raznim industrijskim primjenama, od aditiva u proizvodima za osobnu njegu do sinteze organskih kemikalija ili izbjeljivača. Unatoč činjenici da je jedan od najbolji načini Xenon se koristi za održavanje i stvaranje svjetla u prednjem svjetlu automobila; halogen, međutim, praktički nije inferioran od njega i također se široko koristi i ima svoje prednosti.

Sada znate što je halogen. Scanword s bilo kakvim pitanjima o ovim tvarima više vam nije prepreka.

Halogeni se nalaze lijevo od plemenitih plinova u periodnom sustavu. Ovih pet toksičnih nemetalnih elemenata nalazi se u skupini 7 periodnog sustava elemenata. Tu spadaju fluor, klor, brom, jod i astat. Iako je astat radioaktivan i ima samo kratkotrajne izotope, ponaša se poput joda i često se klasificira kao halogen. Budući da halogeni elementi imaju sedam valentnih elektrona, potreban im je samo jedan dodatni elektron da formiraju puni oktet. Ova karakteristika ih čini reaktivnijim od ostalih skupina nemetala.

opće karakteristike

Halogeni tvore dvoatomne molekule (tip X 2, gdje X označava atom halogena) - stabilan oblik postojanja halogena u obliku slobodnih elemenata. Veze ovih dvoatomnih molekula su nepolarne, kovalentne i jednostruke. omogućuju im jednostavno kombiniranje s većinom elemenata, tako da se u prirodi nikada ne nalaze nespojeni. Fluor je najaktivniji halogen, a najmanje astat.

Svi halogeni tvore soli I. skupine sličnih svojstava. U tim spojevima halogeni su prisutni u obliku halogenidnih aniona s nabojem -1 (na primjer, Cl -, Br -). Završetak -id označava prisutnost halidnih aniona; na primjer Cl - naziva se "klorid".

Osim, Kemijska svojstva halogeni im omogućuju da djeluju kao oksidansi – oksidirajući metali. Većina kemijske reakcije, u kojem sudjeluju halogeni – redoks u vodenoj otopini. Halogeni tvore jednostruke veze s ugljikom ili dušikom pri čemu je njihov oksidacijski broj (CO) -1. Kada se atom halogena zamijeni kovalentno vezanim atomom vodika u organski spoj, prefiks halo- može se koristiti u općem smislu, ili prefiksi fluoro-, kloro-, bromo-, jodo- - za specifične halogene. Halogeni elementi mogu se umrežiti u dvoatomne molekule s polarnim kovalentnim jednostrukim vezama.

Klor (Cl2) je bio prvi halogen otkriven 1774., a zatim jod (I2), brom (Br2), fluor (F2) i astat (At, posljednji otkriven 1940.). Naziv "halogen" dolazi od grčkih korijena hal- ("sol") i -gen ("formirati"). Zajedno ove riječi znače "tvorba soli", naglašavajući činjenicu da halogeni reagiraju s metalima stvarajući soli. Halit je naziv za kamenu sol, prirodni mineral koji se sastoji od natrijeva klorida (NaCl). I na kraju, halogeni se koriste u svakodnevnom životu – fluor se nalazi u pasti za zube, klor dezinficira vodu za piće, a jod potiče proizvodnju hormona štitnjače.

Kemijski elementi

Fluor, element s atomskim brojem 9, označen je simbolom F. Elementarni fluor je prvi put otkriven 1886. izoliranjem iz fluorovodične kiseline. U slobodnom stanju, fluor postoji kao dvoatomna molekula (F2) i najčešći je halogen u Zemljina kora. Fluor je najelektronegativniji element u periodnom sustavu. Na sobnoj temperaturi to je blijedožuti plin. Fluor također ima relativno mali atomski radijus. Njegov CO je -1, osim u elementarnom dvoatomnom stanju, u kojem je njegov oksidacijski stupanj nula. Fluor je izuzetno reaktivan i izravno reagira sa svim elementima osim helijem (He), neonom (Ne) i argonom (Ar). U otopini H2O, fluorovodična kiselina (HF) je slaba kiselina. Iako je fluor visoko elektronegativan, njegova elektronegativnost ne određuje kiselost; HF je slaba kiselina zbog činjenice da je fluoridni ion bazičan (pH > 7). Osim toga, fluor proizvodi vrlo snažna oksidacijska sredstva. Na primjer, fluor može reagirati s inertnim plinom ksenonom i formirati jak oksidacijski agens ksenonov difluorid (XeF2). Fluorid ima mnoge namjene.

Klor je element s atomskim brojem 17 i kemijskim simbolom Cl. Otkriven 1774. izoliranjem iz klorovodične kiseline. U svom elementarnom stanju tvori dvoatomnu molekulu Cl 2 . Klor ima nekoliko COs: -1, +1, 3, 5 i 7. Na sobnoj temperaturi je svijetlozelen plin. Budući da je veza koja se stvara između dva atoma klora slaba, molekula Cl 2 ima vrlo visoka sposobnost uspostaviti veze. Klor reagira s metalima stvarajući soli koje se nazivaju kloridi. Ioni klora najčešći su ioni koji se nalaze u morska voda. Klor također ima dva izotopa: 35 Cl i 37 Cl. Natrijev klorid je najčešći spoj od svih klorida.

brom - kemijski element s atomskim brojem 35 i simbolom Br. Prvi put je otkriven 1826. U svom elementarnom obliku, brom je dvoatomna molekula Br 2 . Na sobnoj temperaturi to je crvenkasto-smeđa tekućina. Njegov CO je -1, +1, 3, 4 i 5. Brom je aktivniji od joda, ali manje aktivan od klora. Osim toga, brom ima dva izotopa: 79 Br i 81 Br. Brom se nalazi u bromidu otopljenom u morskoj vodi. Iza posljednjih godina Svjetska proizvodnja bromida značajno je porasla zbog njegove dostupnosti i dugog roka trajanja. Kao i drugi halogeni, brom je oksidirajuće sredstvo i vrlo je toksičan.

Jod je kemijski element s atomskim brojem 53 i simbolom I. Jod ima oksidacijska stanja: -1, +1, +5 i +7. Postoji u obliku dvoatomne molekule, I 2. Na sobnoj temperaturi jest čvrsta ljubičasta boja. Jod ima jedan stabilan izotop - 127 I. Prvi put je otkriven 1811. pomoću morske trave i sumporne kiseline. Trenutno se ioni joda mogu izolirati u morskoj vodi. Iako jod nije dobro topiv u vodi, njegova se topljivost može povećati korištenjem pojedinačnih jodida. Jod ima važnu ulogu u tijelu, sudjeluje u proizvodnji hormona štitnjače.

Astat je radioaktivni element s atomskim brojem 85 i simbolom At. Njegova moguća oksidacijska stanja su -1, +1, 3, 5 i 7. Jedini halogen koji nije dvoatomna molekula. Pod normalnim uvjetima to je crna metalna krutina. Astat je vrlo rijedak element pa se o njemu malo zna. Osim toga, astatin ima vrlo kratko vrijeme poluraspada, ne dulje od nekoliko sati. Dobiven 1940. godine kao rezultat sinteze. Vjeruje se da je astatin sličan jodu. Drugačije je

Donja tablica prikazuje strukturu atoma halogena i strukturu vanjskog sloja elektrona.

Ova struktura vanjskog sloja elektrona znači da su fizikalna i kemijska svojstva halogena slična. Međutim, pri usporedbi ovih elemenata uočavaju se i razlike.

Periodična svojstva u skupini halogena

Fizikalna svojstva jednostavnih halogenih tvari mijenjaju se s povećanjem atomskog broja elementa. Radi boljeg razumijevanja i veće preglednosti nudimo vam nekoliko tablica.

Točke taljenja i vrelišta skupine rastu kako se povećava veličina molekule (F

Tablica 1. Halogeni. Fizička svojstva: talište i vrelište

• Povećava se atomski radijus.

Povećava se veličina zrna (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.

Tablica 2. Halogeni. Fizička svojstva: atomski radijusi

• Energija ionizacije se smanjuje.

Ako se vanjski valentni elektroni ne nalaze u blizini jezgre, tada neće biti potrebno mnogo energije da se uklone iz nje. Dakle, energija potrebna za izbacivanje vanjskog elektrona nije toliko visoka u donjem dijelu grupe elemenata, budući da tamo ima više energetskih razina. Osim toga, visoka energija ionizacije uzrokuje da element pokazuje nemetalne kvalitete. Jod i display astat pokazuju metalna svojstva jer je energija ionizacije smanjena (At< I < Br < Cl < F).

Tablica 3. Halogeni. Fizička svojstva: energija ionizacije

• Elektronegativnost se smanjuje.

Broj valentnih elektrona u atomu raste s povećanjem razina energije na sve nižim razinama. Elektroni su progresivno sve udaljeniji od jezgre; Dakle, jezgra i elektroni se međusobno ne privlače. Uočeno je povećanje zaštite. Stoga se elektronegativnost smanjuje s povećanjem perioda (At< I < Br < Cl < F).

Tablica 4. Halogeni. Fizička svojstva: elektronegativnost

• Elektronski afinitet se smanjuje.

Kako se veličina atoma povećava s povećanjem perioda, afinitet prema elektronu ima tendenciju smanjenja (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tablica 5. Elektronski afinitet halogena

• Reaktivnost elemenata se smanjuje.

Reaktivnost halogena opada s povećanjem perioda (At

Vodik + halogeni

Halogenidi nastaju kada halogen reagira s drugim, manje elektronegativnim elementom i formira binarni spoj. Vodik reagira s halogenima, stvarajući halogenide oblika HX:

• vodikov fluorid HF;
• klorovodik HCl;
• vodikov bromid HBr;
• Vodikov jodid HI.

Halogenidi vodika lako se otapaju u vodi i tvore halogenovodičnu kiselinu (fluorovodičnu, klorovodičnu, bromovodičnu, jodovodičnu) kiselinu. Svojstva ovih kiselina navedena su u nastavku.

Kiseline nastaju sljedećom reakcijom: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

Svi halogenidi tvore jake kiseline, osim HF.

Povećava se kiselost halogenovodičnih kiselina: HF

Fluorovodična kiselina može dulje vrijeme nagrizati staklo i neke anorganske fluoride.

Može se činiti kontraintuitivnim da je HF najslabija halogenovodična kiselina, jer fluor ima najveću elektronegativnost. Međutim, H-F veza je vrlo jaka, što rezultira vrlo slabom kiselinom. Snažna veza određena je kratkom duljinom veze i visokom energijom disocijacije. Od svih halogenovodika, HF ima najkraću duljinu veze i najveću energiju disocijacije veze.

Halogene oksokiseline

Halogene okso kiseline su kiseline s atomima vodika, kisika i halogena. Njihova kiselost može se odrediti strukturnom analizom. Halogene okso kiseline date su u nastavku:

• Hipoklorna kiselina HOCl.
• Klorna kiselina HClO 2.
• Hipoklorna kiselina HClO 3.
• Perklorna kiselina HClO 4.
• Hipobromna kiselina HOBr.
• Bromna kiselina HBrO 3.
• Bromna kiselina HBrO 4.
• Vodičasta kiselina HOI.
• Vodična kiselina HIO 3.
• Metajodna kiselina HIO4, H5IO6.

U svakoj od ovih kiselina, proton je vezan na atom kisika, tako da usporedba duljina protonskih veza ovdje nije korisna. Elektronegativnost ovdje igra dominantnu ulogu. Aktivnost kiseline raste s brojem atoma kisika povezanih sa središnjim atomom.

Izgled i stanje tvari

Osnovna fizička svojstva halogena mogu se sažeti u sljedećoj tablici.

Objašnjenje izgleda

Boja halogena rezultat je apsorpcije vidljive svjetlosti od strane molekula, što uzrokuje pobuđivanje elektrona. Fluor apsorbira ljubičastu svjetlost i stoga izgleda svijetložuto. Jod, s druge strane, apsorbira žuto svjetlo i izgleda ljubičasto (žuta i ljubičasta su komplementarne boje). Boja halogena postaje tamnija kako se period povećava.

U zatvorenim posudama tekući brom i čvrsti jod su u ravnoteži sa svojim parama, koje se mogu promatrati u obliku obojenog plina.

Iako je boja astatina nepoznata, pretpostavlja se da je tamnija od joda (tj. crna) prema promatranom uzorku.

Sada, ako vas pitaju: "Okarakterizirajte fizička svojstva halogena", imat ćete što reći.

Oksidacijsko stanje halogena u spojevima

Oksidacijski broj često se koristi umjesto koncepta valencije halogena. Tipično, oksidacijsko stanje je -1. Ali ako je halogen vezan na kisik ili neki drugi halogen, može poprimiti druga stanja: kisik CO -2 ima prednost. U slučaju dva različita atoma halogena vezanih zajedno, elektronegativniji atom prevladava i prihvaća CO -1.

Na primjer, u jod kloridu (ICl), klor ima CO -1, a jod +1. Klor je elektronegativniji od joda, pa mu je CO -1.

U bromnoj kiselini (HBrO 4) kisik ima CO -8 (-2 x 4 atoma = -8). Vodik ima ukupno oksidacijsko stanje +1. Zbrajanje ovih vrijednosti daje CO od -7. Budući da konačni CO spoja mora biti nula, CO broma je +7.

Treći izuzetak od pravila je oksidacijsko stanje halogena u elementarnom obliku (X 2), gdje je njegov CO jednak nuli.

Zašto je CO fluor uvijek -1?

Elektronegativnost raste s povećanjem perioda. Fluor stoga ima najveću elektronegativnost od svih elemenata, što dokazuje njegov položaj u periodnom sustavu. Njegova elektronska konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 5. Ako fluor dobije još jedan elektron, krajnje vanjske p orbitale su potpuno ispunjene i tvore puni oktet. Budući da fluor ima visoku elektronegativnost, lako može uzeti elektron od susjednog atoma. Fluor je u ovom slučaju izoelektroničan prema inertnom plinu (s osam valentnih elektrona), sve njegove vanjske orbitale su ispunjene. U tom je stanju fluor mnogo stabilniji.

Proizvodnja i uporaba halogena

U prirodi su halogeni u stanju aniona, pa se slobodni halogeni dobivaju oksidacijom elektrolizom ili pomoću oksidacijskih sredstava. Na primjer, klor se proizvodi hidrolizom otopine kuhinjske soli. Primjena halogena i njihovih spojeva je raznolika.

• Fluor. Iako je fluor vrlo reaktivan, koristi se u mnogim industrijskim primjenama. Na primjer, ključna je komponenta politetrafluoretilena (teflona) i nekih drugih fluoropolimera. Klorofluorugljici su organski spojevi koji su se prije koristili kao rashladna sredstva i potisna sredstva u aerosolima. Njihova je uporaba prekinuta zbog mogućeg utjecaja na okoliš. Zamijenjeni su hidroklorofluorougljicima. Fluorid se dodaje pastama za zube (SnF 2) i pitkoj vodi (NaF) kako bi se spriječilo karijes. Ovaj halogen nalazi se u glini koja se koristi za proizvodnju određenih vrsta keramike (LiF), koristi se u nuklearnoj energiji (UF 6), za proizvodnju antibiotika fluorokinolona, ​​aluminija (Na 3 AlF 6) i za izolaciju visokonaponske opreme ( SF 6).
• Klor također pronašao različite primjene. Koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazena. (NaClO) je glavna komponenta izbjeljivača. Klorovodična kiselina ima široku primjenu u industriji i laboratorijima. Klor je prisutan u polivinil kloridu (PVC) i drugim polimerima koji se koriste za izolaciju ožičenja, cijevi i elektronike. Osim toga, klor se pokazao korisnim u farmaceutskoj industriji. Lijekovi koji sadrže klor koriste se za liječenje infekcija, alergija i dijabetesa. Neutralni oblik hidroklorida je sastavni dio mnogih lijekova. Klor se također koristi za sterilizaciju bolničke opreme i dezinfekciju. U poljoprivredi je klor sastavni dio mnogih komercijalnih pesticida: DDT (diklorodifeniltrikloroetan) korišten je kao poljoprivredni insekticid, no njegova je uporaba postupno ukinuta.

• Brom, zbog svoje nezapaljivosti, koristi se za suzbijanje gorenja. Također se nalazi u metil bromidu, pesticidu koji se koristi za očuvanje usjeva i ubijanje bakterija. Međutim, prekomjerna uporaba je postupno ukinuta zbog utjecaja na ozonski omotač. Brom se koristi u proizvodnji benzina, fotografskog filma, aparata za gašenje požara te lijekova za liječenje upale pluća i Alzheimerove bolesti.
• Jod igra važnu ulogu u pravilnom radu štitnjače. Ako tijelo ne prima dovoljno joda, štitnjača se povećava. Za prevenciju gušavosti ovaj halogen se dodaje kuhinjskoj soli. Jod se također koristi kao antiseptik. Jod se nalazi u otopinama koje se koriste za čišćenje otvorenih rana, kao iu sprejevima za dezinfekciju. Osim toga, srebrni jodid je važan u fotografiji.
• Astatin- radioaktivni i rijetki zemni halogen, stoga se još nigdje ne koristi. Međutim, vjeruje se da ovaj element može pomoći jodu u regulaciji hormona štitnjače.