Halogener i det periodiske system er plassert til venstre for edelgassene. Disse fem giftige ikke-metalliske grunnstoffene er i gruppe 7 i det periodiske systemet. Disse inkluderer fluor, klor, brom, jod og astatin. Selv om astatin er radioaktivt og kun har kortlivede isotoper, oppfører det seg som jod og blir ofte klassifisert som et halogen. Fordi halogenelementene har syv valenselektroner, trenger de bare ett ekstra elektron for å danne en hel oktett. Denne egenskapen gjør dem mer reaktive enn andre grupper av ikke-metaller.
Generelle egenskaper
Halogener danner diatomiske molekyler (av typen X2, hvor X betegner et halogenatom) - en stabil form for eksistensen av halogener i form av frie grunnstoffer. Bindingene til disse diatomiske molekylene er ikke-polare, kovalente og enkle. De kjemiske egenskapene til halogener gjør at de enkelt kan kombineres med de fleste grunnstoffer, slik at de aldri forekommer ukombinert i naturen. Fluor er det mest aktive halogenet og minst astatin.
Alle halogener danner gruppe I-s alter med lignendeegenskaper. I disse forbindelsene er halogener tilstede som halogenidanioner med en ladning på -1 (for eksempel Cl-, Br-). Endelsen -id indikerer tilstedeværelsen av halogenid-anioner; f.eks. Cl- kalles "klorid".
I tillegg gjør de kjemiske egenskapene til halogener at de kan fungere som oksidasjonsmidler – for å oksidere metaller. De fleste kjemiske reaksjoner som involverer halogener er redoksreaksjoner i vandig løsning. Halogener danner enkeltbindinger med karbon eller nitrogen i organiske forbindelser der deres oksidasjonstilstand (CO) er -1. Når et halogenatom er erstattet med et kovalent bundet hydrogenatom i en organisk forbindelse, kan prefikset halo- brukes i generell forstand, eller prefikset fluor-, klor-, brom-, jod- for spesifikke halogener. Halogenelementer kan kryssbindes for å danne diatomiske molekyler med polare kovalente enkeltbindinger.
Klor (Cl2) var det første halogenet som ble oppdaget i 1774, etterfulgt av jod (I2), brom (Br) 2), fluor (F2) og astatin (At, oppdaget sist, i 1940). Navnet "halogen" kommer fra de greske røttene hal- ("s alt") og -gen ("å danne"). Sammen betyr disse ordene "s altdannende", og understreker det faktum at halogener reagerer med metaller for å danne s alter. Halitt er navnet på steins alt, et naturlig mineral som består av natriumklorid (NaCl). Og til slutt, halogener brukes i hverdagen - fluor finnes i tannkrem, klor desinfiserer drikkevann, og jod fremmer produksjonen av hormoner.skjoldbruskkjertelen.
Kjemiske elementer
Fluor er et grunnstoff med atomnummer 9, betegnet med symbolet F. Elementært fluor ble først oppdaget i 1886 ved å isolere det fra flussyre. I sin frie tilstand eksisterer fluor som et diatomisk molekyl (F2) og er det halogenet som finnes mest i jordskorpen. Fluor er det mest elektronegative grunnstoffet i det periodiske systemet. Ved romtemperatur er det en blekgul gass. Fluor har også en relativt liten atomradius. Dens CO er -1, bortsett fra den elementære diatomiske tilstanden, der dens oksidasjonstilstand er null. Fluor er ekstremt reaktivt og interagerer direkte med alle grunnstoffer bortsett fra helium (He), neon (Ne) og argon (Ar). I H2O-løsning er flussyre (HF) en svak syre. Selv om fluor er sterkt elektronegativt, bestemmer ikke dets elektronegativitet surhetsgraden; HF er en svak syre på grunn av at fluorionet er basisk (pH> 7). I tillegg produserer fluor svært kraftige oksidasjonsmidler. For eksempel kan fluor reagere med den inerte gassen xenon for å danne et sterkt oksidasjonsmiddel xenondifluorid (XeF2). Fluor har mange bruksområder.
Klor er et grunnstoff med atomnummer 17 og kjemisk symbol Cl. Oppdaget i 1774 ved å isolere den fra s altsyre. I sin elementære tilstand danner den et diatomisk molekyl Cl2. Klor har flere CO-er: -1, +1, 3, 5 og7. Ved romtemperatur er det en lysegrønn gass. Siden bindingen som dannes mellom to kloratomer er svak, har Cl2-molekylet en meget høy evne til å gå inn i forbindelser. Klor reagerer med metaller og danner s alter som kalles klorider. Klorioner er de vanligste ionene som finnes i sjøvann. Klor har også to isotoper: 35Cl og 37Cl. Natriumklorid er det vanligste av alle klorider.
Brom er et kjemisk grunnstoff med atomnummer 35 og symbol Br. Det ble først oppdaget i 1826. I sin elementære form er brom et diatomisk molekyl Br2. Ved romtemperatur er det en rødbrun væske. Dens CO er -1, +1, 3, 4 og 5. Brom er mer aktivt enn jod, men mindre aktivt enn klor. I tillegg har brom to isotoper: 79Br og 81Br. Brom oppstår som bromids alter oppløst i sjøvann. De siste årene har produksjonen av bromid i verden økt betydelig på grunn av tilgjengeligheten og den lange levetiden. Som andre halogener er brom et oksidasjonsmiddel og er svært giftig.
Jod er et kjemisk grunnstoff med atomnummer 53 og symbol I. Jod har oksidasjonstilstander: -1, +1, +5 og +7. Eksisterer som et diatomisk molekyl, I2. Ved romtemperatur er det et lilla fast stoff. Jod har én stabil isotop, 127I. Først oppdaget i 1811med tang og svovelsyre. For tiden kan jodioner isoleres i sjøvann. Selv om jod ikke er veldig løselig i vann, kan løseligheten økes ved å bruke separate jodider. Jod spiller en viktig rolle i kroppen, og deltar i produksjonen av skjoldbruskhormoner.
Astatin er et radioaktivt grunnstoff med atomnummer 85 og symbol At. Dens mulige oksidasjonstilstander er -1, +1, 3, 5 og 7. Det eneste halogenet som ikke er et diatomisk molekyl. Under normale forhold er det et svart metallisk fast stoff. Astatin er et svært sjeldent grunnstoff, så lite er kjent om det. I tillegg har astatin en svært kort halveringstid, ikke lenger enn noen få timer. Mottatt i 1940 som et resultat av syntese. Det antas at astatin ligner jod. Har metalliske egenskaper.
Tabellen nedenfor viser strukturen til halogenatomer, strukturen til det ytre laget av elektroner.
| Halogen | Elektronkonfigurasjon |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Klor | 3s2 3p5 |
| Bromine | 3d10 4s2 4p5 |
| Jod | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Lignende struktur til det ytre laget av elektroner bestemmer at de fysiske og kjemiske egenskapene til halogener er like. Men når man sammenligner disse elementene, observeres også forskjeller.
Periodiske egenskaper i halogengruppen
Fysiske egenskaper til enkle stoffer halogener endres med økende elementantall. For bedre forståelse og større klarhet tilbyr vi deg flere bord.
Smelte- og kokepunktene til gruppen øker ettersom størrelsen på molekylet øker (F <Cl
Tabell 1. Halogener. Fysiske egenskaper: smelte- og kokepunkt
| Halogen | Smelting T (˚C) | Kokepunkt (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Klor | -101 | -35 |
| Bromine | -7.2 | 58.8 |
| Jod | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Atomradius øker
Størrelsen på kjernen øker (F < Cl < Br < I < At), ettersom antallet protoner og nøytroner øker. I tillegg tilføres flere og flere energinivåer for hver periode. Dette resulterer i en større orbital, og derfor en økning i atomets radius.
Tabell 2. Halogener. Fysiske egenskaper: atomradius
| Halogen | Kovalent radius (pm) | ionisk (X-) radius (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Klor | 99 | 181 |
| Bromine | 114 | 196 |
| Jod | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Ioniseringsenergien reduseres
Hvis de ytre valenselektronene ikke er i nærheten av kjernen, vil det ikke ta mye energi å fjerne dem fra den. Dermed er ikke energien som kreves for å skyve det ytre elektronet ut like høy i bunnen av grunnstoffgruppen, da det er flere energinivåer. I tillegg fører den høye ioniseringsenergien til at elementet viser ikke-metalliske kvaliteter. Jod- og astatindisplay viser metalliske egenskaper fordi ioniseringsenergien reduseres (På < I < Br < Cl < F).
Tabell 3. Halogener. Fysiske egenskaper: ioniseringsenergi
| Halogen | Ioniseringsenergi (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| klor | 1251 |
| brom | 1140 |
| jod | 1008 |
| astatine | 890±40 |
Elektronegativiteten avtar
Antallet valenselektroner i et atom øker med økende energinivåer på stadig lavere nivåer. Elektronene er gradvis lenger unna kjernen; Dermed blir ikke kjernen og elektronene begge tiltrukket av hverandre. En økning i skjerming observeres. Derfor avtar elektronegativiteten med økende periode (På < I < Br < Cl < F).
Tabell 4. Halogener. Fysiske egenskaper: elektronegativitet
| Halogen | Elektronegativitet |
| fluor | 4.0 |
| klor | 3.0 |
| brom | 2.8 |
| jod | 2.5 |
| astatine | 2.2 |
Elektrontilhørighet reduseres
Når størrelsen på et atom øker med perioden, har elektronaffiniteten en tendens til å avta (B < I < Br < F < Cl). Et unntak er fluor, hvis affinitet er mindre enn klor. Dette kan forklares med den mindre størrelsen på fluor sammenlignet med klor.
Tabell 5. Elektrontilhørighet til halogener
| Halogen | Elektronaffinitet (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| klor | -349,0 |
| brom | -324.6 |
| jod | -295,2 |
| astatine | -270,1 |
Reaktiviteten til elementer reduseres
Reaktiviteten til halogener avtar med økende periode (På <I
Uorganisk kjemi. Hydrogen + halogener
Et halogenid dannes når et halogen reagerer med et annet, mindre elektronegativt element for å danne en binær forbindelse. Hydrogen reagerer med halogener og danner HX-halogenider:
- hydrogenfluorid HF;
- hydrogenklorid HCl;
- hydrogenbromid HBr;
- hydrojod HI.
Hydrogenhalogenider løses lett opp i vann for å danne halogensyre (hydrofluorsyre, s altsyre, hydrobromsyre, hydrojodsyre). Egenskapene til disse syrene er gitt nedenfor.
Syrer dannes ved følgende reaksjon: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Alle hydrogenhalogenider danner sterke syrer unntatt HF.
Surheten til hydrohalogensyrer øker: HF <HCl <HBr <HI.
Flussyre kan gravere glass og noen uorganiske fluorider i lang tid.
Det kan virke motintuitivt at HF er den svakeste hydrohalogensyren, ettersom fluor har den høyesteelektronegativitet. Imidlertid er HF-bindingen veldig sterk, noe som resulterer i en veldig svak syre. En sterk binding bestemmes av en kort bindingslengde og en høy dissosiasjonsenergi. Av alle hydrogenhalogenidene har HF den korteste bindingslengden og den største bindingsdissosiasjonsenergien.
Halogenoksosyrer
Halogenoksosyrer er syrer med hydrogen, oksygen og halogenatomer. Surheten deres kan bestemmes ved hjelp av strukturanalyse. Halogenoksosyrer er oppført nedenfor:
- Hypoklorsyre HOCl.
- Klorsyre HClO2.
- Klorsyre HClO3.
- Perklorsyre HClO4.
- Hypoklorsyre HOBr.
- Bromsyre HBrO3.
- Bromsyre HBrO4.
- Hyiodic acid HOI.
- Jodonsyre HIO3.
- Metajodsyre HIO4, H5IO6.
I hver av disse syrene er et proton bundet til et oksygenatom, så det er nytteløst å sammenligne lengder på protonbindinger her. Elektronegativitet spiller en dominerende rolle her. Syreaktiviteten øker med antall oksygenatomer bundet til sentralatomet.
Utseende og tilstand av saken
De viktigste fysiske egenskapene til halogener kan oppsummeres i følgende tabell.
| Materietilstand (ved romtemperatur) | Halogen | Utseende |
| hard | jod | lilla |
| astatine | black | |
| liquid | brom | rød-brun |
| gasseous | fluor | bleekbrun |
| klor | blekgrønn |
Utseendeforklaring
Fargen på halogener er et resultat av absorpsjon av synlig lys av molekyler, som forårsaker eksitasjon av elektroner. Fluor absorberer fiolett lys og ser derfor lysegult ut. Jod, derimot, absorberer gult lys og fremstår som lilla (gult og lilla er komplementære farger). Fargen på halogener blir mørkere ettersom perioden øker.
I lukkede beholdere er flytende brom og fast jod i likevekt med dampene sine, som kan observeres som en farget gass.
Selv om fargen til astatin er ukjent, antas det at den må være mørkere enn jod (dvs. svart) i samsvar med det observerte mønsteret.
Nå, hvis du blir spurt: "Karakteriser de fysiske egenskapene til halogener", vil du ha noe å si.
Oksydasjonstilstanden til halogener i forbindelser
Oksidasjonstilstand brukes ofte i stedet for "halogenvalens". Som regel er oksidasjonstilstanden -1. Men hvis et halogen er bundet til oksygen eller et annet halogen, kan det få andre tilstander:CO oksygen -2 har prioritet. I tilfellet med to forskjellige halogenatomer bundet sammen, råder det mer elektronegative atomet og tar CO -1.
For eksempel i jodklorid (ICl) har klor CO -1, og jod +1. Klor er mer elektronegativt enn jod, så dets CO er -1.
I bromsyre (HBrO4) har oksygen CO -8 (-2 x 4 atomer=-8). Hydrogen har en total oksidasjonstilstand på +1. Å legge til disse verdiene gir CO -7. Siden den endelige CO for forbindelsen må være null, er CO for brom +7.
Det tredje unntaket fra regelen er oksidasjonstilstanden til halogen i elementær form (X2), der CO er null.
| Halogen | CO i forbindelser |
| fluor | -1 |
| klor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jod | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
Hvorfor er SD for fluor alltid -1?
Elektronegativiteten øker med perioden. Derfor har fluor den høyeste elektronegativiteten av alle grunnstoffene, noe som fremgår av dens plassering i det periodiske systemet. Den elektroniske konfigurasjonen er 1s2 2s2 2p5. Hvis fluor får ett elektron til, blir de ytterste p-orbitalene helt fylt og utgjør en hel oktett. Fordi fluor harhøy elektronegativitet, kan den lett ta et elektron fra et naboatom. Fluor er i dette tilfellet isoelektronisk til den inerte gassen (med åtte valenselektroner), alle dens ytre orbitaler er fylt. I denne tilstanden er fluor mye mer stabilt.
Produksjon og bruk av halogener
I naturen er halogener i tilstanden av anioner, så frie halogener oppnås ved oksidasjon ved elektrolyse eller ved hjelp av oksidasjonsmidler. For eksempel produseres klor ved hydrolyse av en s altløsning. Bruken av halogener og deres forbindelser er mangfoldig.
- Fluor. Selv om fluor er svært reaktivt, brukes det i mange industrielle applikasjoner. For eksempel er det en nøkkelkomponent i polytetrafluoretylen (Teflon) og noen andre fluorpolymerer. Klorfluorkarboner er organiske kjemikalier som tidligere ble brukt som kjølemidler og drivmidler i aerosoler. Bruken av dem har opphørt på grunn av deres mulige innvirkning på miljøet. De er erstattet av hydroklorfluorkarboner. Fluor tilsettes tannkrem (SnF2) og drikkevann (NaF) for å forhindre tannråte. Dette halogenet finnes i leiren som brukes til å lage visse typer keramikk (LiF), brukt i kjernekraft (UF6), for å produsere antibiotikumet fluorokinolon, aluminium (Na). 3 AlF6), for høyspenningsisolasjon (SF6).
- Klor har også funnet en rekke bruksområder. Den brukes til å desinfisere drikkevann og svømmebassenger. Natriumhypokloritt (NaClO)er hovedkomponenten i blekemidler. S altsyre er mye brukt i industri og laboratorier. Klor er tilstede i polyvinylklorid (PVC) og andre polymerer som brukes til å isolere ledninger, rør og elektronikk. I tillegg har klor vist seg nyttig i farmasøytisk industri. Medisiner som inneholder klor brukes til å behandle infeksjoner, allergier og diabetes. Den nøytrale formen for hydroklorid er en del av mange legemidler. Klor brukes også til å sterilisere sykehusutstyr og desinfisere. I landbruket er klor en ingrediens i mange kommersielle plantevernmidler: DDT (diklordifenyltrikloretan) ble brukt som et insektmiddel i landbruket, men bruken er avviklet.
- Brom, på grunn av dets ubrennbarhet, brukes til å undertrykke forbrenning. Det finnes også i metylbromid, et plantevernmiddel som brukes til å bevare avlinger og undertrykke bakterier. Den overdrevne bruken av metylbromid har imidlertid blitt faset ut på grunn av dens effekt på ozonlaget. Brom brukes i produksjon av bensin, fotografisk film, brannslukningsapparater, medisiner for behandling av lungebetennelse og Alzheimers sykdom.
- Jod spiller en viktig rolle for riktig funksjon av skjoldbruskkjertelen. Hvis kroppen ikke får i seg nok jod, forstørres skjoldbruskkjertelen. For å forhindre struma tilsettes dette halogenet til bords alt. Jod brukes også som et antiseptisk middel. Jod finnes i løsninger som brukes tilrengjøring av åpne sår, samt i desinfiserende spray. I tillegg er sølvjodid viktig i fotografering.
- Astatin er et radioaktivt halogen med sjeldne jordarter, så det er ennå ikke brukt noe sted. Det antas imidlertid at dette elementet kan hjelpe jod i reguleringen av skjoldbruskhormoner.
