Ce sunt halogenii? Elementele chimice sunt fluor, clor, iod și astatin. Halogeni

Să vorbim despre ce sunt halogenii. Ele se află în a șaptea grupă (subgrupa principală) a tabelului periodic. Tradus din greacă, „halogen” înseamnă „nașterea sării”. Articolul va discuta ce este un halogen chimic, ce substanțe sunt combinate sub acest termen, care sunt proprietățile și caracteristicile lor de producție.

Particularități

Argumentând despre ce sunt halogenii, să notăm specificul structurii atomilor lor. Toate elementele au șapte electroni la nivelul energiei externe, iar unul dintre ei este nepereche (liber). Prin urmare, proprietățile de oxidare ale halogenilor sunt pronunțate, adică adăugarea unui electron în timpul interacțiunii cu diferite substanțe, ceea ce duce la completarea completă a nivelului de energie externă, formarea de configurații stabile de halogenuri. Cu metale, ele formează o legătură ionică puternică.

Reprezentanți ai halogenilor

Acestea includ următoarele elemente: fluor, clor, brom, iod. Astatin și Tennesin sunt în mod oficial legate de ele. Pentru a înțelege ce sunt halogenii, trebuie menționat că clorul, bromul, iodul au orbital liber. Ea este cea care explică diferitele stări de oxidare ale acestor elemente. De exemplu, clorul are următoarele valori: -1, + 1, + 3, +5, +7. Atunci când atomului de clor i se transmite energie suplimentară, are loc o tranziție treptată a electronilor, ceea ce explică modificările stărilor de oxidare. Dintre cele mai stabile configurații ale clorului se disting compușii acestuia, în care se manifestă stările de oxidare de -1 și +7.

Fiind în natură

Caracteristicile structurale explică prevalența lor în natură. Compușii halogeni din natură sunt prezentați sub formă de halogenuri, ușor solubile în apă. Odată cu creșterea razei atomice a halogenului, conținutul lor cantitativ în scoarța terestră scade. De exemplu, unii compuși de brom, clor, fluor sunt utilizați comercial.

Fluorura de calciu (fluoritul) poate fi remarcată ca principalul compus cu fluor găsit în natură.

Caracteristici de primire

Pentru a înțelege ce sunt halogenii, este necesar să vă dați seama cum să le obțineți. Opțiunea principală pentru separarea halogenilor puri de săruri este electroliza sărurilor topite. De exemplu, atunci când clorura de sodiu este expusă la un curent electric continuu, nu numai clorul gazos, ci și sodiul metalic pot fi considerati produse de reacție. Reducerea metalului are loc la catod, iar halogenul se formează la anod. Pentru a obține brom, apa de mare este folosită prin electroliza acestei soluții.

Proprietăți fizice

Să ne oprim asupra proprietăților fizice ale reprezentanților celui de-al șaptelea grup al subgrupului principal. Fluorul în condiții normale este o substanță gazoasă cu o culoare galben deschis, un miros înțepător și iritant. Clor gazos și galben-verzui, care are un chihlimbar ascuțit sufocant. Bromul este un lichid maro greu. Dintre toți halogenii, doar iodul este o substanță cristalină de culoare violetă.

Cel mai puternic agent oxidant este fluorul. În grup, capacitatea de a atașa un electron în timpul unei reacții chimice scade treptat de la fluor la astatin. Motivul slăbirii acestei proprietăți constă în creșterea razei atomice.

Caracteristicile proprietăților chimice

Fluorul, fiind cel mai puternic agent oxidant, este capabil să interacționeze cu aproape toate nemetalele fără încălzire suplimentară. Procesul este însoțit de eliberarea unei cantități mari de căldură. În cazul metalelor, procesul se caracterizează prin autoaprinderea fluorului.

Deoarece acest halogen este foarte reactiv, este capabil să interacționeze cu gazele nobile atunci când este iradiat.

Fluorul interacționează și cu substanțe complexe. Activitatea bromului este semnificativ mai scăzută. Este utilizat în principal în chimia organică pentru a efectua reacții calitative la compuși nesaturați.

Iodul interacționează cu metalele numai atunci când este încălzit, iar procesul se caracterizează prin absorbția de energie (reacție exotermă).

Caracteristici de utilizare

Care este semnificația halogenilor? Pentru a răspunde la această întrebare, să luăm în considerare principalele domenii de aplicare a acestora. De exemplu, criolitul mineral natural, care este un compus din aluminiu, fluor, sodiu, este folosit ca aditiv în pasta de dinți și ajută la prevenirea cariilor.

Clorul este utilizat în cantități mari la producerea acidului clorhidric. În plus, acest halogen este solicitat în fabricarea de materiale plastice, solvenți, coloranți, cauciucuri și fibre sintetice. Un număr mare de compuși care conțin clor sunt utilizați pentru a combate eficient diferiții dăunători ai culturilor agricole. Clorul, precum și compușii săi, sunt, de asemenea, necesari pentru procesul de albire a țesăturilor din bumbac și in, hârtie și dezinfectare a apei potabile. Bromul și iodul sunt folosite în industria chimică și farmaceutică.

Recent, ozonul a fost folosit în locul clorului pentru purificarea apei de băut.

Acțiune biologică

Reactivitatea ridicată a halogenilor explică faptul că toți acești compuși sunt otrăvuri care au efect asfixiant, capabile să dăuneze țesuturilor organice. În ciuda acestor caracteristici, aceste elemente sunt necesare pentru procesele vitale ale corpului uman.

De exemplu, fluorul este implicat în procesele metabolice ale celulelor nervoase, mușchilor și glandelor. În viața de zi cu zi, vasele din teflon sunt din ce în ce mai frecvente, una dintre componentele cărora este tocmai fluorul.

Clorul favorizează creșterea părului, stimulează procesele metabolice, dă organismului putere și vigoare. Cantitatea sa maximă sub formă de clorură de sodiu este inclusă în plasma sanguină. Dintre compușii acestui element, acidul clorhidric prezintă un interes deosebit din punct de vedere biologic.

Ea este cea care stă la baza sucului gastric, participă la procesele de descompunere a alimentelor. Pentru ca organismul să funcționeze normal, o persoană trebuie să consume cel puțin douăzeci de grame de sare de masă pe zi.

Toți halogenii sunt necesari oamenilor pentru viață și sunt, de asemenea, utilizați de aceștia în diverse domenii de activitate.

Chimia Elementelor

Nemetale din subgrupa VIIA

Elementele subgrupului VIIA sunt nemetale tipice cu un nivel ridicat

electronegativitate, au un nume de grup - „halogeni”.

Principalele probleme discutate în prelegere

Caracteristicile generale ale nemetalelor din subgrupa VIIA. Structura electronică, cele mai importante caracteristici ale atomilor. Cel mai caracteristic ste-

spuma de oxidare. Caracteristici ale chimiei halogenilor.

Substanțe simple.

Compuși naturali.

Compuși halogeni

Acizi hidrohalici și sărurile lor. Sare și acid fluorhidric

sloturi, obținerea și aplicarea.

Complexe de halogenuri.

Compuși binari de oxigen ai halogenilor. Instabilitate ok-

Proprietățile redox ale substanțelor simple și co-

sindicatele. Reacții de disproporționare. Diagrame latimer.

Chimia elementelor subgrupei VIIA

caracteristici generale

Grupa VIIA este formată din elemente p: fluor F, clor

Cl, brom Br, iod I și astatin At.

Formula generală pentru electronii de valență este ns 2 np 5.

Toate elementele grupei VIIA sunt nemetale tipice.

pentru a forma un sistem stabil de opt electroni

lacuri, deci au există o tendinţă puternică spre

atașarea unui electron.

Toate elementele formează cu ușurință o singură încărcare simplă

anioni ny Г -.

Sub formă de anioni simpli, elementele grupei VIIA se găsesc în apa naturală și în cristale de săruri naturale, de exemplu, halit NaCl, silvin KCl, fluorit

CaF2.

Numele comun al grupului elementelor VIIА-

grupul „halogeni”, adică „darea nașterii sărurilor”, se datorează faptului că majoritatea compușilor lor cu metale sunt

este o sare tipică (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), care

care poate fi obţinută prin interacţiune directă

acţiunea metalului cu halogenul. Halogenii liberi sunt obținuți din săruri naturale, prin urmare denumirea de „halogeni” este tradusă și ca „născut din săruri”.

Starea minimă de oxidare (–1) este cea mai stabilă

toți halogenii.

Unele caracteristici ale atomilor elementelor grupului VIIA sunt date în

Cele mai importante caracteristici ale atomilor elementelor grupei VIIA

Halogenii au o afinitate electronică mare (maximum pentru

Cl) și energie de ionizare foarte mare (maxim pentru F) și maxim

posibil în fiecare dintre perioadele electronegativitatea. Fluorul este cel mai mult

electronegativ al tuturor elementelor chimice.

Prezența unui electron nepereche în atomii de halogen a cauzat

unirea atomilor din substanţele simple în molecule biatomice Г2.

Pentru substanțele simple de halogeni, agenții de oxidare sunt cei mai caracteristici.

proprietăți, cele mai puternice pentru F2 și slăbitoare la trecerea la I2.

Halogenii sunt cele mai reactive dintre toate elementele nemetalice. Fluorul, chiar și printre halogeni, este

este extrem de activ.

Elementul din a doua perioadă - fluorul este cel mai puternic diferit de celălalt

elementele lor de subgrup... Acesta este un model comun pentru toate nemetalele.

Fluorul, ca element cel mai electronegativ, nu arata

stari de oxidare... În orice conexiuni, inclusiv cu

hidrogen, fluorul este în stare de oxidare (-1).

Toți ceilalți halogeni prezintă stări de oxidare pozitive.

lenea pana la maxim +7.

Cele mai tipice stări de oxidare ale halogenilor sunt:

F: -1, 0;

CI, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Se știe că Cl are oxizi în care se află în stările de oxidare: +4 și +6.

Cei mai importanți compuși halogeni, în pozitiv

spumele de oxidare sunt acizi oxigenați și sărurile acestora.

Toți compușii halogeni în stări pozitive de oxidare sunt

sunt agenți oxidanți puternici.

starea medie de oxidare. Disproporționarea este facilitată de un mediu alcalin.

Aplicarea practică a substanțelor simple și a compușilor oxigenului

de halogeni este asociată în principal cu acţiunea lor oxidativă.

Cea mai largă aplicație practică se găsește pentru substanțele simple Cl2

și F2. Cea mai mare cantitate de clor și fluor este consumată în industrie

sinteza ganică: în producția de materiale plastice, agenți frigorifici, solvenți,

pesticide, medicamente. O cantitate semnificativă de clor și iod este utilizată pentru producerea metalelor și pentru rafinarea lor. Se folosește și clorul

pentru albirea celulozei, pentru dezinfectarea apei de băut și în producție

apă în înălbitor și acid clorhidric. Sărurile de oxoacizi sunt folosite la fabricarea explozivilor.

Acizi - acizii clorhidric și de topire sunt folosiți pe scară largă în practică.

Fluorul și clorul sunt printre cele mai comune douăzeci de elemente

există mult mai puțin brom și iod în natură. Toți halogenii se găsesc în mod natural în stare de oxidare(-1). Doar iodul se găsește sub formă de sare KIO3,

care, ca impuritate, este inclusă în nitratul chilian (KNO3).

Astatina este un element radioactiv obținut artificial (nu se găsește în natură). Instabilitatea lui At se reflectă în nume, care provine din greacă. „Astatos” - „instabil”. Astatina este un emițător convenabil pentru radioterapia tumorilor canceroase.

Substanțe simple

Substanțele simple de halogeni sunt formate din molecule diatomice G2.

În substanțele simple, în trecerea de la F2 la I2 cu creșterea numărului de elec-

straturi de tron ​​și o creștere a polarizabilității atomilor, o creștere a

interacțiunea intermoleculară, conducând la o modificare a co-agregatului

stând în condiții standard.

Fluorul (în condiții normale) este un gaz galben, la -181 ° C se transformă în

stare lichida.

Clorul este un gaz galben-verzui care se transformă într-un lichid la -34o С.

numele Cl este asociat, provine din grecescul „chloros” – „galben-

verde". O creștere bruscă a punctului de fierbere al Cl2 în comparație cu F2,

indică o creștere a interacțiunii intermoleculare.

Bromul este un lichid roșu închis, foarte volatil, fierbe la 58,8 ° C.

titlul elementului este asociat cu un miros puternic neplăcut de gaz și este format din

Bromos înseamnă fetid.

Iod - cristale violet închis, cu o strălucire slabă „metalice”.

skom, care, la încălzire, se sublimează ușor, formând vapori violet;

punctul de fierbere al iodului este de 183o C. Numele lui vine de la culoarea vaporilor de iod -

„Iodos” - „violet”.

Toate substanțele simple au un miros înțepător și sunt otrăvitoare.

Inhalarea vaporilor acestora provoacă iritarea mucoaselor și a organelor respiratorii, iar la concentrații mari, sufocare. În timpul Primului Război Mondial, clorul a fost folosit ca substanță otrăvitoare.

Fluorul gazos și bromul lichid provoacă arsuri ale pielii. Lucrul cu ha-

logens, trebuie luate măsuri de precauție.

Deoarece substanțele simple de halogeni sunt formate din molecule nepolare

kulami, se dizolvă bine în solvenți organici nepolari:

alcool, benzen, tetraclorură de carbon etc. Clorul, bromul și iodul au o solubilitate limitată în apă, soluțiile lor apoase se numesc clor, brom și apă iodată. Br2 se dizolvă mai bine decât altele, concentrația de brom în saturație

Într-o soluție fermentată, ajunge la 0,2 mol / l, iar clorul - 0,1 mol / l.

Fluorul descompune apa:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogenii prezintă activitate oxidativă ridicată și tranziție

se dopează în anioni halogenuri.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluorul are o activitate oxidativă deosebit de mare. Fluorul oxidează metalele prețioase (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Interacționează chiar și cu unele gaze inerte (cripton,

xenon și radon), de exemplu,

Xe + 2F2 = XeF4

Mulți compuși foarte stabili ard în atmosfera F2, de exemplu,

apă, cuarț (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

În reacțiile cu fluor, chiar și oxidanți puternici precum azotul și sulful-

acidul naya, acționează ca agenți reducători, în timp ce fluorul oxidează intrarea

dând în componenţa lor O (–2).

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Reactivitatea ridicată a F2 creează dificultăți în alegerea con-

materiale structurale pentru lucrul cu el. De obicei, în aceste scopuri este folosit

nichel și cupru, care, fiind oxidate, formează pe suprafața lor pelicule protectoare dense de fluoruri. Numele F este asociat cu acțiunea sa agresivă

mănâncă, vine din greacă. „Fluoros” - „distructiv”.

În seria F2, Cl2, Br2, I2, capacitatea de oxidare scade din cauza creșterii

o creștere a dimensiunii atomilor și o scădere a electronegativității.

În soluții apoase, proprietățile oxidante și reducătoare ale

substanțele sunt de obicei caracterizate folosind potențialele electrozilor. Tabelul prezintă potențialele standard ale electrodului (Eo, V) pentru semireacțiile de reducere

formarea halogenilor. Pentru comparație, valoarea lui Eo este dată și pentru

dioxid de carbon - cel mai comun agent oxidant.

Potențialele electrodului standard pentru substanțe simple cu halogen

Scăderea activității oxidative

După cum puteți vedea din tabel, F2 - agent oxidant mult mai puternic,

decât O2, prin urmare F2 nu există în soluții apoase , oxidează apa,

revenind la F–. Judecând după valoarea Eo, capacitatea de oxidare a Cl2

de asemenea mai mare decât cea a O2. Într-adevăr, în timpul depozitării pe termen lung a apei cu clor, aceasta se descompune odată cu eliberarea de oxigen și cu formarea de HCl. Dar reacția este lentă (molecula Cl2 este vizibil mai puternică decât molecula F2 și

energia de activare pentru reacțiile cu clor este mai mare), disproporție mai rapidă

portionare:

Cl2 + H2 O HCl + HOCl

În apă, nu ajunge la capăt (K = 3,9. 10–4), prin urmare Cl2 există în soluții apoase. Br2 și I2 sunt și mai stabile în apă.

Disproporționarea este un oxidant foarte caracteristic

reacție reductivă pentru halogeni. Câștig disproporționat

se clătește într-un mediu alcalin.

Disproporționarea Cl2 în alcali duce la formarea de anioni

Cl– și ClO–. Constanta de disproporționare este 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Când iodul este disproporționat în alcalii, se formează I- și IO3 -. Ana-

logic iodul disproportioneaza Br2. Schimbarea produsului este disproporționată

Acest lucru se datorează faptului că anionii GO– și GO2 - din Br și I sunt instabili.

Reacția de disproporționare a clorului este utilizată în industrie

pentru a obține un agent oxidant puternic și cu acțiune rapidă, hipoclorit,

var de albire, sare berthollet.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Interacțiunea halogenilor cu metalele

Halogenii interacționează puternic cu multe metale, de exemplu:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Halogenuri de Na +, în care metalul are o stare de oxidare scăzută (+1, +2),

- Acestea sunt compuși asemănătoare sărurilor cu o legătură predominant ionică. Ca o regula

Iată, halogenurile ionice sunt solide cu o temperatură de topire ridicată

Halogenuri metalice în care metalul are o stare de oxidare ridicată

ție, sunt compuși cu o legătură predominant covalentă.

Multe dintre ele în condiții normale sunt gaze, lichide sau solide cu punct de topire scăzut. De exemplu, WF6 este gaz, MoF6 este lichid,

TiCl4 este un lichid.

Interacțiunea halogenilor cu nemetale

Halogenii interacționează direct cu multe nemetale:

hidrogen, fosfor, sulf etc. De exemplu:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Legătura în halogenurile nemetalice este predominant covalentă.

De obicei, acești compuși au puncte de topire și de fierbere scăzute.

Trecând de la fluor la iod, caracterul covalent al halogenurilor crește.

Halogenurile covalente ale nemetalelor tipice sunt compuși acizi; atunci când interacționează cu apa, se hidrolizează pentru a forma acizi. De exemplu:

PBr3 + 3H20 = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POinterga-

Oportunitati. În acești compuși, halogenul mai ușor și mai electronegativ este în stare de oxidare (–1), iar cel mai greu este în stare pozitivă.

spuma de oxidare.

Datorită interacțiunii directe a halogenilor la încălzire, se obțin următoarele: ClF, BrF, BrCl, ICl. Există, de asemenea, interhalogenuri mai complexe:

CIF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Toate interhalogenurile în condiții normale sunt substanțe lichide cu puncte de fierbere scăzute. Interhalogenurile au un nivel oxidativ ridicat

tivitate. De exemplu, substanțe stabile din punct de vedere chimic precum SiO2, Al2O3, MgO etc., ard în vapori de ClF3.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluorura ClF 3 este un agent de fluorurare agresiv care acționează rapid

mai puțin F2. Se foloseste in sinteze organice si pentru obtinerea de pelicule protectoare pe suprafata echipamentelor cu nichel pentru lucrul cu fluor.

În apă, interhalogenurile sunt hidrolizate pentru a forma acizi. De exemplu,

ClF5 + 3H20 = HCIO3 + 5HF

Halogeni în natură. Obținerea de substanțe simple

În industrie, halogenii sunt obținuți din compușii lor naturali. Tot

procesele de obţinere a halogenilor liberi se bazează pe oxidarea halogenului

nid-ioni.

2Г -  Г2 + 2e–

O cantitate semnificativă de halogeni se găsește în apele naturale sub formă de anioni: Cl–, F–, Br -, I–. Apa de mare poate conține până la 2,5% NaCl.

Bromul și iodul se obțin din apa puțului de petrol și apa de mare.

Halogenii din tabelul periodic se află în stânga gazelor nobile. Aceste cinci elemente toxice nemetalice sunt în grupa 7 a tabelului periodic. Acestea includ fluor, clor, brom, iod și astatin. Deși astatul este radioactiv și are doar izotopi de scurtă durată, se comportă ca iod și este adesea denumit halogen. Deoarece elementele halogen au șapte electroni de valență, au nevoie doar de un electron în plus pentru a forma un octet complet. Această caracteristică îi face mai activi decât alte grupuri de nemetale.

caracteristici generale

Halogenii formează molecule diatomice (de tip X2, unde X reprezintă un atom de halogen) - o formă stabilă a existenței halogenilor sub formă de elemente libere. Legăturile acestor molecule diatomice sunt nepolare, covalente și simple. Proprietățile chimice ale halogenilor le permit să se combine ușor cu majoritatea elementelor, astfel încât nu apar niciodată nelegați în natură. Fluorul este cel mai activ halogen, în timp ce astatinul este cel mai puțin.

Toți halogenii formează săruri din grupa I cu proprietăți similare. În acești compuși, halogenii sunt prezenți ca anioni halogen cu o sarcină de -1 (de exemplu, CI-, Br-). Desinența -id indică prezența anionilor halogenuri; de exemplu Cl- se numește „clorură”.

În plus, proprietățile chimice ale halogenilor le permit să acționeze ca agenți de oxidare - pentru a oxida metalele. Majoritatea reacțiilor chimice în care sunt implicați halogenii sunt redox într-o soluție apoasă. Halogenii formează legături simple cu carbonul sau azotul în compușii organici, unde starea lor de oxidare (CO) este -1. Când un atom de halogen este înlocuit cu un atom de hidrogen legat covalent într-un compus organic, prefixul halo poate fi utilizat într-un sens general sau prefixele fluor, clor, brom, iod pentru halogeni specifici. Elementele cu halogen se pot reticula pentru a forma molecule diatomice cu legături simple covalente polare.

Clorul (Cl2) a fost primul halogen descoperit în 1774, urmat de iod (I2), brom (Br2), fluor (F2) și astatin (At, ultimul descoperit în 1940). Numele „halogen” provine de la rădăcinile grecești hal- („sare”) și -gen („a forma”). Împreună, aceste cuvinte înseamnă „formare de sare”, evidențiind faptul că halogenii reacţionează cu metalele pentru a forma săruri. Halita este numele sării geme, un mineral natural compus din clorură de sodiu (NaCl). Și, în sfârșit, halogenii sunt folosiți în viața de zi cu zi - fluorul este conținut în pasta de dinți, clorul dezinfectează apa de băut, iar iodul promovează producția de hormoni tiroidieni.

Elemente chimice

Fluorul este un element cu număr atomic 9, notat cu simbolul F. Fluorul elementar a fost descoperit pentru prima dată în 1886 prin separarea lui de acidul fluorhidric. În stare liberă, fluorul există ca moleculă diatomică (F2) și este cel mai abundent halogen din scoarța terestră. Fluorul este cel mai electronegativ element din tabelul periodic. Este un gaz galben pal la temperatura camerei. Fluorul are, de asemenea, o rază atomică relativ mică. CO este -1, cu excepția stării diatomice elementare, în care starea sa de oxidare este zero. Fluorul este extrem de reactiv și interacționează direct cu toate elementele, cu excepția heliului (He), neonului (Ne) și argonului (Ar). În soluția de H2O, acidul fluorhidric (HF) este un acid slab. Deși fluorul este foarte electronegativ, electronegativitatea sa nu determină aciditatea; HF este un acid slab datorită faptului că ionul de fluor este bazic (pH> 7). În plus, fluorul produce agenți oxidanți foarte puternici. De exemplu, fluorul poate reacționa cu xenonul gazos inert pentru a forma un agent oxidant puternic, difluorura de xenon (XeF2). Fluorul are multe utilizări.

Clorul este un element cu număr atomic 17 și simbol chimic Cl. Descoperit în 1774 prin izolarea acestuia de acidul clorhidric. În starea sa elementară, formează o moleculă diatomică de Cl2. Clorul are mai mulți CO: -1, +1, 3, 5 și 7. La temperatura camerei, este un gaz verde deschis. Deoarece legătura care se formează între doi atomi de clor este slabă, molecula de Cl2 are o capacitate foarte mare de a forma compuși. Clorul reacţionează cu metalele pentru a forma săruri numite cloruri. Ionii de clor sunt cei mai des întâlniți în apa de mare. De asemenea, clorul are doi izotopi: 35Cl și 37Cl. Clorura de sodiu este cea mai abundentă dintre toate clorurile.

Bromul este un element chimic cu număr atomic 35 și simbolul Br. A fost descoperit pentru prima dată în 1826. În forma sa elementară, bromul este o moleculă diatomică Br2. Este un lichid maro-roscat la temperatura camerei. CO este -1, +1, 3, 4 și 5. Bromul este mai activ decât iodul, dar mai puțin activ decât clorul. În plus, bromul are doi izotopi: 79Br și 81Br. Bromul apare ca săruri de bromur dizolvate în apa de mare. În ultimii ani, producția de bromură în lume a crescut semnificativ datorită disponibilității și duratei de viață lungi. Ca și alți halogeni, bromul este un agent oxidant și foarte toxic.

Iodul este un element chimic cu număr atomic 53 și simbol I. Iodul are stări de oxidare: -1, +1, +5 și +7. Există ca moleculă diatomică, I2. La temperatura camerei, este un solid violet. Iodul are un izotop stabil, 127I. A fost descoperit pentru prima dată în 1811 cu ajutorul algelor și acidului sulfuric. În prezent, ionii de iod pot fi eliberați în apa de mare. În ciuda faptului că iodul nu este foarte solubil în apă, solubilitatea sa poate crește odată cu utilizarea iodurilor individuale. Iodul joacă un rol important în organism, participând la producția de hormoni tiroidieni.

Astatina este un element radioactiv cu număr atomic 85 și simbolul At. Posibilele sale stări de oxidare sunt -1, +1, 3, 5 și 7. Singurul halogen care nu este o moleculă diatomică. În condiții normale, este un solid metalic negru. Astatina este un element foarte rar, așa că se știu puține despre el. În plus, astatinul are un timp de înjumătățire foarte scurt, nu mai mare de câteva ore. Obținut în 1940 ca urmare a sintezei. Se crede că astatina este similară cu iodul. Diferă în proprietățile metalice.

Tabelul de mai jos arată structura atomilor de halogen, structura stratului exterior de electroni.

Această structură a stratului exterior de electroni face ca proprietățile fizice și chimice ale halogenilor să fie similare. În același timp, la compararea acestor elemente, se observă și diferențe.

Proprietăți periodice în grupul halogenului

Proprietățile fizice ale substanțelor simple, halogenii, se modifică odată cu creșterea numărului ordinal al elementului. Pentru o mai bună asimilare și o mai mare claritate, vă oferim mai multe tabele.

Punctele de topire și de fierbere într-un grup cresc pe măsură ce dimensiunea moleculei (F

Tabelul 1. Halogeni. Proprietăți fizice: puncte de topire și de fierbere

Dimensiunea miezului crește (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.

Tabelul 2. Halogeni. Proprietăți fizice: razele atomice

Dacă electronii de valență exteriori nu sunt aproape de nucleu, atunci nu este nevoie de multă energie pentru a-i îndepărta de acesta. Astfel, energia necesară pentru a împinge electronul exterior nu este atât de mare în partea inferioară a grupului de elemente, deoarece există mai multe niveluri de energie aici. În plus, energia mare de ionizare face ca elementul să prezinte calități nemetalice. Iodul și afișajul astatin prezintă proprietăți metalice deoarece energia de ionizare scade (At< I < Br < Cl < F).

Tabelul 3. Halogeni. Proprietăți fizice: energie de ionizare

Numărul de electroni de valență dintr-un atom crește odată cu creșterea nivelurilor de energie la niveluri progresiv mai scăzute. Electronii sunt progresiv mai departe de nucleu; Deci, nucleul și electronii nu sunt amândoi atrași unul de celălalt. Se observă o creștere a ecranării. Prin urmare, electronegativitatea scade odată cu creșterea perioadei (At< I < Br < Cl < F).

Tabelul 4. Halogeni. Proprietăți fizice: electronegativitate

Deoarece dimensiunea atomului crește odată cu perioada, afinitatea electronilor, de regulă, scade (B< I < Br < F < Cl). Исключение – фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tabelul 5. Afinitatea electronică a halogenilor

Reactivitatea halogenilor scade odată cu creșterea perioadei (At

Chimie anorganică. Hidrogen + halogeni

O halogenură se formează atunci când un halogen reacționează cu un alt element mai puțin electronegativ pentru a forma un compus binar. Hidrogenul reacționează cu halogenii pentru a forma halogenuri de HX:

Halogenurile de hidrogen se dizolvă ușor în apă pentru a forma acid halogenură (fluorhidric, clorhidric, bromhidric, iodhidric). Proprietățile acestor acizi sunt prezentate mai jos.

Acizii se formează prin următoarea reacție: HX (aq) + H2O (l) → X- (aq) + H3O + (aq).

Toate halogenurile de hidrogen formează acizi puternici, cu excepția HF.

Aciditatea acizilor hidrohalici crește: HF

Acidul fluorhidric este capabil să graveze sticla și unele fluoruri anorganice pentru o lungă perioadă de timp.

Ar putea părea contraintuitiv că HF ​​este cel mai slab acid hidrohalic, deoarece fluorul are cea mai mare electronegativitate. Cu toate acestea, legătura H-F este foarte puternică, ceea ce face ca acidul să fie foarte slab. O legătură puternică este determinată de o lungime scurtă a legăturii și de o energie mare de disociere. Dintre toate halogenurile de hidrogen, HF are cea mai scurtă lungime de legătură și cea mai mare energie de disociere a legăturilor.

Oxoacizi halogeni

Oxoacizii halogenați sunt acizi cu atomi de hidrogen, oxigen și halogen. Aciditatea lor poate fi determinată prin analiză structurală. Oxoacizii halogenați sunt enumerați mai jos:

În fiecare dintre acești acizi, un proton este legat de un atom de oxigen, astfel încât o comparație a lungimii legăturilor protonilor este inutilă aici. Rolul dominant aici este jucat de electronegativitatea. Activitatea acidă crește odată cu creșterea numărului de atomi de oxigen asociați cu atomul central.

Aspectul și starea materiei

Proprietățile fizice de bază ale halogenilor pot fi rezumate în tabelul următor.

Explicația aspectului

Culoarea halogenilor este rezultatul absorbției luminii vizibile de către molecule, ceea ce face ca electronii să fie excitați. Fluorul absoarbe lumina violetă și, prin urmare, apare galben deschis. Iodul, in schimb, absoarbe lumina galbena si apare mov (galbenul si violetul sunt culori complementare). Culoarea halogenilor devine mai închisă odată cu creșterea perioadei.

În recipientele închise, bromul lichid și iodul solid sunt în echilibru cu vaporii lor, care pot fi observați ca un gaz colorat.

Deși culoarea astatinului este necunoscută, se presupune că ar trebui să fie mai închisă decât iodul (adică negru) în conformitate cu modelul observat.

Acum, dacă vi se cere „Descrieți proprietățile fizice ale halogenilor”, veți avea ceva de spus.

Starea de oxidare a halogenilor în compuși

Starea de oxidare este adesea folosită în locul valenței halogenului. De obicei, starea de oxidare este -1. Dar dacă un halogen este legat de oxigen sau de alt halogen, acesta poate lua alte stări: CO oxigenul-2 are prioritate. În cazul a doi atomi de halogen diferiți legați împreună, atomul mai electronegativ predomină și ia CO -1.

De exemplu, în clorura de iod (ICl), clorul are CO -1 și iodul +1. Clorul este mai electronegativ decât iodul, deci CO este -1.

În acidul bromic (HBrO4), oxigenul are CO -8 (-2 x 4 atomi = -8). Hidrogenul are o stare generală de oxidare de +1. Adăugarea acestor valori dă CO -7. Deoarece CO final al compusului trebuie să fie zero, CO de brom este +7.

A treia excepție de la regulă este starea de oxidare a halogenului în formă elementară (X2), unde CO este zero.

De ce CO al fluorului este întotdeauna -1?

Electronegativitatea crește odată cu creșterea perioadei. Prin urmare, fluorul are cea mai mare electronegativitate dintre toate elementele, așa cum demonstrează poziția sa în tabelul periodic. Configurația sa electronică este 1s2 2s2 2p5. Dacă fluorul primește un alt electron, cei mai exteriori orbitali p sunt complet umpluți și formează un octet complet. Deoarece fluorul este foarte electronegativ, poate îndepărta cu ușurință un electron de la un atom vecin. Fluorul în acest caz este izoelectronic la un gaz inert (cu opt electroni de valență), toți orbitalii săi exteriori sunt umpluți. În această stare, fluorul este mult mai stabil.

Obținerea și utilizarea halogenilor

În natură, halogenii sunt în stare de anioni; prin urmare, halogenii liberi sunt obținuți prin oxidare prin electroliză sau folosind agenți de oxidare. De exemplu, clorul este produs prin hidroliza soluției de clorură de sodiu. Utilizarea halogenilor și a compușilor acestora este diversă.