Veidošana, Vidējā izglītība un skolas
Halogēni: fizikālās īpašības, ķīmiskās īpašības. To Savienojumu ar halogēnu un izmantot savu
Halogēni periodiskajā tabulā atrodas pa labi no cēlmetāla gāzēm. Šie pieci toksiskie nemetāliskie elementi ir iekļauti periodiskās tabulas 7. grupā. Tie ir fluors, hlors, broms, jods un astatīns. Lai gan astat ir radioaktīvs un tajā ir tikai īslaicīgi izotopi, tas darbojas kā jods, un to bieži uzskata par halogēniem. Tā kā halogēna elementiem ir septiņi valences elektroni, tiem nepieciešams tikai viens papildu elektrons, lai izveidotu pilnu oktetu. Šī īpašība padara tās aktīvākas nekā citas nemetālu grupas.
Vispārējās raksturojums
Halogēni veido divatomu molekulas (X 2 tips, kur X ir halogēna atoms) - stabila halogēnu esamība brīvo elementu formā. Šo divtakumu molekulu saites ir nepolāras, kovalentas un vienotas. Halogēnu ķīmiskās īpašības ļauj tām viegli pievienoties lielākajai daļai elementu, tāpēc tās nekad nevar būt saistītas ar dabu. Fluorīds ir visaktīvākais halogēns, un aktīvākais ir astat.
Visi halogēni veido I grupas sāļus ar līdzīgām īpašībām. Šajos savienojumos halogēnus atrauj halogenīdu anjonu formā ar uzlādi -1 (piemēram, Cl-, Br-). Ending -id norāda halogenīdu anjonu klātbūtni; Piemēram, Cl - sauc par "hlorīdu".
Turklāt halogēnu ķīmiskās īpašības ļauj tiem darboties kā oksidētāji - oksidē metālus. Lielākā daļa ķīmiskās reakcijas, kurās tiek iesaistīti halogēni, ir oksidācijas samazināšana ūdens šķīdumā. Halogēni organiskos savienojumos veido vienreizējās saites ar oglekli vai slāpekli , kur to oksidācijas pakāpe (CO) ir -1. Ja halogēna atoms tiek aizvietots ar kovalenti saistītu ūdeņraža atomu organiskajā savienojumā, halogēna prefiksu var izmantot vispārīgā nozīmē vai konkrētu halogēnu fluor-, hlora-, brom-, joda-prefiksus. Halogēniem elementiem var būt krustains saikne ar divatomu molekulu veidošanos ar polāro kovalento vienīgo saiti.
Hlons (Cl 2 ) kļuva par pirmo halogēnu, kas tika atklāts 1774. gadā, un tika atklāti jods (I 2 ), broms (Br 2 ), fluors (F 2 ) un astat (At, atklāti pēdējā 1940. gadā). Nosaukums "halogēns" nāk no grieķu saknēm hal- ("sāls") un -gen ("forma"). Kopā šie vārdi nozīmē "sāls veidošanu", uzsverot to, ka halogēni, reaģējot ar metāliem, veido sāļus. Galite ir kalcija sāls nosaukums, dabīgais minerāls, kas sastāv no nātrija hlorīda (NaCl). Un, visbeidzot, halogēnus lieto ikdienas dzīvē - zobu pastā atrodams fluors, hlors dezinficē dzeramo ūdeni un jods veicina vairogdziedzera hormonu veidošanos.
Ķīmiskie elementi
Fluors ir elements ar atomu skaitu 9, apzīmēts ar simbolu F. Elementāls fluors vispirms tika atklāts 1886. gadā, atdalot no fluorūdeņražskābes. Brīvā stāvoklī fluors pastāv divtakimā molekulas formā (F 2 ) un ir visvairāk bagātīgais halogēns zemes garozā. Fluors ir visvairāk elektrorāniskais elements periodiskajā tabulā. Telpas temperatūrā tā ir gaiši dzeltena gāze. Fluoram ir relatīvi mazs atomu rādiuss. Tās CO-1, izņemot vienkāršu divatomu stāvokli, kurā tā oksidācijas pakāpe ir nulle. Fluors ir ārkārtīgi ķīmiski aktīvs 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 elektrodaizstājams, tā elektroģeātiskums nenosaka skābumu; HF ir vāja skābe, jo fluora jons ir bāzisks (pH> 7). Turklāt fluorīds ražo ļoti spēcīgus oksidētājus. Piemēram, fluors var reaģēt ar inertu gāzi ar ksenonu un veido spēcīgu ksenona difluorīda (XeF 2 ) oksidantu. Fluorīdam ir daudzas pielietošanas iespējas.
Hlors ir elements ar atomu skaitu 17 un ķīmiskais simbols Cl. Atrasti 1774. gadā, atdalot to no sālsskābes. Sākotnējā stāvoklī tas veido divatomu molekulu Cl 2 . Hloram ir vairāki CO: -1, +1, 3, 5 un 7. Pie istabas temperatūras tā ir gaiši zaļa gāze. Tā kā saite, kas veidojas starp diviem hlora atomus, ir vāja, Cl 2 molekulai ir ļoti augsta spēja pievienoties. Hlors reaģē ar metāliem, veidojot sāļus, kurus sauc par hlorīdiem. Hloru joni ir visbiežāk sastopamie joni, tie atrodas jūras ūdenī. Hloram ir arī divi izotopi: 35 Cl un 37 Cl. Nātrija hlorīds ir visizplatītākais visu hlorīdu savienojums.
Broms ir ķīmiskais elements ar atomu skaitu 35 un simbolu Br. Pirmoreiz tika atklāts 1826. gadā. Pamatformulā broms ir divatoma Br2 molekula. Telpas temperatūrā tas ir sarkanīgi brūns šķidrums. Tās CO ir -1, + 1, 3, 4 un 5. Broms ir aktīvāks nekā jods, bet mazāk aktīvs nekā hlors. Turklāt bromam ir divi izotopi: 79 Br un 81 Br. Broms ir bromīdu sāļu formā, kas izšķīdināti jūras ūdenī. Pēdējos gados bromīda ražošana pasaulē ir ievērojami palielinājusies, jo tā ir pieejama un ilga. Broms, tāpat kā citi halogēni, ir oksidētājs un ļoti toksisks.
Jods ir ķīmiskais elements ar atomu skaitu 53 un simbolu I. Jodam ir oksidācijas stāvokļi: -1, +1, +5 un +7. Tas eksistē divatomu molekulas formā, I 2 . Pie istabas temperatūras ir violetas cietas vielas. Jodam ir viens stabils izotops - 127 I. Tas pirmo reizi tika atklāts 1811. gadā ar jūras aļģu un sērskābes palīdzību. Pašlaik joda jonus var izolēt jūras ūdenī. Neskatoties uz to, ka jods ūdenī nav ļoti šķīstošs, tā šķīdība var palielināties, izmantojot atsevišķus jodīdus. Jodam ir svarīga loma organismā, iesaistoties vairogdziedzera hormonu ražošanā.
Astat ir radioaktīvs elements ar atomu skaitu 85 un simbols At. Tās iespējamie oksidācijas stāvokļi ir: -1, +1, 3, 5 un 7. Vienīgais halogēns, kas nav divatomisks molekula. Normālos apstākļos tas ir metāla krāsa ar melnu krāsu. Astat ir ļoti reta sastāvdaļa, tāpēc maz ir zināms par to. Turklāt astatīnam ir ļoti īss pusperiods, kas nepārsniedz dažas stundas. Iegūts 1940. gadā kā sintēzes rezultāts. Tiek uzskatīts, ka astatīns ir līdzīgs jodam. Tas atšķiras ar metāla īpašībām.
Zemāk redzamā tabula parāda halogēna atomu struktūru, elektronu ārējā slāņa struktūru.
Halogēns | Elektronu konfigurācija |
Fluorīds | 1s 2 2s 2 2p 5 |
Hlors | 3s 2 3p 5 |
Broms | 3d 10 4s 2 4p 5 |
Jods | 4d 10 5s 2 5p 5 |
Astat | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Līdzīga elektronu ārējā slāņa struktūra nosaka halogēnu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Tajā pašā laikā, salīdzinot šos elementus, tiek novērotas arī atšķirības.
Periodiskās īpašības halogēnu grupā
Vienkāršu halogēnu vielu fizikālās īpašības mainās atkarībā no elementa atomu skaita pieauguma. Lai iegūtu labāku izpratni un lielāku skaidrību, mēs piedāvājam vairākas tabulas.
Kušanas un viršanas punkti grupā pieaug ar molekulas lielumu (F 1. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: kušanas temperatūra un viršanas temperatūra Halogēns Kušanas temperatūra (˚C) Viršanas temperatūra (˚C) Fluorīds -220 -188 Hlors -101 -35 Broms -7.2 58,8 Jods 114 184 Astat 302 337 Kodola palielināšanās palielinās (F 2. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: atomu rādiusi Halogēns Kovalentais rādiuss (pm) Jonu (X-) rādiuss (pm) Fluorīds 71 133 Hlors 99 181 Broms 114 196 Jods 133 220 Astat 150 Ja ārējie valences elektroni nav tuvu kodolam, tad, lai tos noņemtu, tas neņem daudz enerģijas. Tādējādi enerģija, kas nepieciešama ārējā elektrona izspiešanai, nav tik augsta elementu grupas apakšējā daļā, jo šeit šeit ir vairāk enerģijas līmeņu. Turklāt augsta jonizācijas enerģija liek elementam izrādīties nemetāliskas īpašības. Jods un astat parādās ar metāla īpašībām, jo jonizācijas enerģija samazinās (pie
3. tabula. Halogēni. Fizikālās īpašības: jonizācijas enerģija Halogēns Jonizācijas enerģija (kJ / mol) Fluors 1681 Hlors 1251 Broms 1140 Jods 1008 Astatīns 890 ± 40 Valences elektronu skaits atomā palielinās, palielinoties enerģijas līmenim pakāpeniski zemākā līmenī. Elektroni ir pakāpeniski tālāk no kodola; Tādējādi kodols un elektroni nav piesaistīti viens otram. Tiek novērots skrīninga pieaugums. Tāpēc elektroenerģētiskums samazinās ar pieaugošu periodu (At
4. tabula. Halogēni. Fiziskās īpašības: elektronegativitāte Halogēns Elektronegativitāte Fluors 4.0 Hlors 3.0 Broms 2.8 Jods 2.5 Astatīns 2.2 Tā kā atoma izmērs palielinās ar pieaugošo periodu, parasti afinitāte pret elektronu samazinās (B
5. tabula. Halogēnu afinitāte elektronam Halogēns Afinitāte pret elektronu (kJ / mol) Fluors -328.0 Hlors -349,0 Broms -324.6 Jods -295.2 Astatīns -270.1 Halogēnu reaktivitāte samazinās ar pieaugošu periodu (At
Halogenīds tiek veidots, kad halogēns reaģē ar citu, mazāk elektroģeģatīvu elementu, lai veidotu bināro savienojumu. Ūdeņradis reaģē ar halogēniem, lai veidotu HX tipa halogenīdus: ūdeņraža halogenīdi ir viegli izšķīdina ūdenī, lai veidotu hydrohalic (fluorūdeņražskābes, sālsskābi, bromūdeņražskābi, hydroiodic skābe). Šo skābju īpašības uzskaitītas zemāk. Skābes ar turpmâkajâ reakcijas veidojas: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (AQ). Visi ūdeņraža halogenīdu, lai veidotu stipru skābi, izņemot HF. Skābuma palielina hydrohalic acids: HF Fluorūdeņražskābe var kodināt stiklu un dažus neorganiskas fluorīdus ilgu laiku. Tas var šķist neloģiski, ka HF ir vājākais hydrohalic skābe, jo fluors pati ir augsta Elektronegativitāte. Tomēr H-F saite ir ļoti spēcīga, un tāpēc ir ļoti vāja skābe. Spēcīgs attiecības nosaka īsu obligāciju garumā un lielu disociācijas enerģiju. No visām halogēnūdeņražus HF ir īsākais savienojuma garumu un lielākā obligāciju disociācijas enerģiju. Halogen okso skābes ir, kas satur ūdeņraža atomu, skābekļa atoma un halogēna atoma. To skābums var noteikt, analizējot struktūru. Halogen oxoacids tiek raksturoti zemāk: In katrs no šiem protona skābēm kuras saistītas ar skābekļa atomu, tāpēc salīdzinājumu saites garumiem protons ir bezjēdzīgi. Dominējošā loma šeit tiek spēlēts ar Elektronegativitāte. Skābuma palielinās līdz ar vairākiem skābekļa atomiem, kas saistìts pie centrālā atoma. Pamata fiziskās īpašības halogēnam var īsi izteikta tabulā. Viela stāvoklis (istabas temperatūrā) halogen izskats firma jods purpurs astats melns šķidrums broms rūsgans gāzes fluors bāli dzeltena-brūns hlors gaiši zaļa Krāsa ir rezultāts no halogēniem absorbcijas redzamās gaismas ar molekulu, kas izraisa elektronus satraukti. Fluor absorbē violetu gaismu, un līdz ar to izskatās bāli dzeltena. Jods, atšķirībā, absorbē dzeltenu gaismu, un tas izskatās violeta (dzeltena un violeta - papildu krāsas). Halogēna krāsa kļūst tumšāka, ar pieaugošu periodu. Tad slēgto trauku šķidrums broma un ciets, jods ir līdzsvarā ar tvaikiem, kas var novērot kā krāsainu gāzi. Kaut gan krāsu astats zināma, tiek uzskatīts, ka tai vajadzētu būt tumšāks joda (t. E. Black) saskaņā ar novēroto modeli. Tagad, ja jums tika jautāts: "Aprakstīt fiziskās īpašības halogēniem", jūs sakāt. Par oksidācijas pakāpe bieži izmanto nevis "Valence halogēnu." Parasti, oksidācijas valsts vienāds ar -1. Bet, ja halogēna ir saistīts ar citu skābekļa vai halogēnu, tā var veikt citas valstis: skābekļa -2 SB ir prioritāte. Gadījumā, ja divu dažādu halogēnu atomiem sajaukta kopā vairāk electronegative atoms, ir pārākumā un aizņem CO -1. Piemēram, joda hlorīda (ICL) ir CO hlor -1, +1 un jods. Hlors ir vairāk electronegative nekā jodu, tādēļ CO ir vienāds ar -1. Bromskābi (HBrO 4) skābeklis ir CO -8 (-2 x 4 = -8 atoms). Hydrogen ir kopējo oksidācijas numuru +1. Papildinājums no šīm divām vērtībām dod CO -7. Tā kā gala savienojuma SB vajadzētu būt nulle, CO ir septiņi broms. Trešais Izņēmums ir pakāpe oksidējot halogēna elementa veidā (X 2), kur tā CO ir vienāds ar nulli. halogen In Savienojumu ar CO fluors -1 hlors -1, +1, +3, +5, +7 broms -1, +1, +3, +4, +5 jods -1, +1, +5, +7 astats -1, +1, +3, +5, +7 Elektronegativitāte ar laiku pieaug. Tādēļ fluora ir augstākais Elektronegativitāte visiem elementiem, par ko liecina tas, ka tā periodiskā tabula. Tās elektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 5. Ja fluorīds saņem citu elektronu, ekstrēmi p orbitālēm ir pilnībā aizpildīta un veido pilnīgu oktets. Tāpēc, ka fluors ir augsts Elektronegativitāte, to var viegli izvēlēties elektronu no kaimiņu atomiem. Fluorīds šajā gadījumā isoelectronic inertu gāzi (ar astoņām valences elektroni) un visiem tās ārējiem orbitālēm piepildīta. Šajā stāvoklī, fluors ir daudz stabilāka. Dabā halogēns are pie anjonu, lai bez halogēna tiek iegūts ar oksidēšanas blakusproduktus elektrolīzi vai ar oksidantiem. Piemēram, hlors tiek radīts ar hidrolizējot nātrija hlorīda šķīdumu. No halogēnu un to daudzveidīgās savienojumu lietošana. Neorganiskā ķīmija. Ūdeņradis un halogēni
halogēnu oxoacids
Izskats un stāvoklis jautājumā
Paskaidrojums izskats
Pakāpe oksidējoties halogēniem savienojumos
Kāpēc ar fluoru ir vienmēr -1?
Sagatavošana un lietošana no halogēniem
Similar articles
Trending Now