Halogeni v periodnem sistemu se nahajajo levo od žlahtnih plinov. Teh pet strupenih nekovinskih elementov je v skupini 7 periodnega sistema. Sem spadajo fluor, klor, brom, jod in astatin. Čeprav je astat radioaktiven in ima le kratkožive izotope, se obnaša kot jod in je pogosto razvrščen kot halogen. Ker imajo halogenski elementi sedem valenčnih elektronov, potrebujejo le en dodaten elektron, da tvorijo polni oktet. Zaradi te lastnosti so bolj reaktivni kot druge skupine nekovin.
Splošne značilnosti
Halogeni tvorijo dvoatomske molekule (tipa X2, kjer X označuje atom halogena) - stabilna oblika obstoja halogenov v obliki prostih elementov. Vezi teh dvoatomskih molekul so nepolarne, kovalentne in enojne. Kemične lastnosti halogenov omogočajo, da se zlahka kombinirajo z večino elementov, zato se v naravi nikoli ne pojavljajo nepovezani. Fluor je najbolj aktiven halogen, najmanj pa astat.
Vsi halogeni tvorijo soli skupine I s podobnimilastnosti. V teh spojinah so halogeni prisotni kot halogeni anioni z nabojem -1 (na primer Cl-, Br-). Končnica -id označuje prisotnost halogenidnih anionov; npr. Cl- se imenuje "klorid".
Poleg tega jim kemične lastnosti halogenov omogočajo, da delujejo kot oksidanti – oksidirajo kovine. Večina kemičnih reakcij, ki vključujejo halogene, so redoks reakcije v vodni raztopini. Halogeni tvorijo enojne vezi z ogljikom ali dušikom v organskih spojinah, kjer je njihovo oksidacijsko stanje (CO) -1. Ko se atom halogena v organski spojini nadomesti s kovalentno vezan atom vodika, se lahko uporablja predpona halo- v splošnem pomenu ali predpone fluoro-, kloro-, brom-, jod- za specifične halogene. Halogenske elemente je mogoče navzkrižno povezati, da tvorijo dvoatomske molekule s polarnimi kovalentnimi enojnimi vezmi.
Klor (Cl2) je bil prvi halogen, odkrit leta 1774, sledili so mu jod (I2), brom (Br 2), fluor (F2) in astatin (At, nazadnje odkrit leta 1940). Ime "halogen" izvira iz grških korenin hal- ("sol") in -gen ("tvoriti"). Te besede skupaj pomenijo "tvorjenje soli", kar poudarja dejstvo, da halogeni reagirajo s kovinami in tvorijo soli. Halit je ime kamene soli, naravnega minerala, sestavljenega iz natrijevega klorida (NaCl). In končno, halogeni se uporabljajo v vsakdanjem življenju - fluor se nahaja v zobni pasti, klor razkužuje pitno vodo, jod pa spodbuja proizvodnjo hormonov.ščitnica.
Kemični elementi
Fluor je element z atomsko številko 9, označen s simbolom F. Elementarni fluor so prvič odkrili leta 1886, tako da so ga izolirali iz fluorovodikove kisline. V prostem stanju fluor obstaja kot dvoatomska molekula (F2) in je najpogostejši halogen v zemeljski skorji. Fluor je najbolj elektronegativen element v periodnem sistemu. Pri sobni temperaturi je bledo rumen plin. Fluor ima tudi relativno majhen atomski polmer. Njegov CO je -1, razen elementarnega dvoatomskega stanja, v katerem je njegovo oksidacijsko stanje nič. Fluor je izjemno reaktiven in neposredno sodeluje z vsemi elementi, razen s helijem (He), neonom (Ne) in argonom (Ar). V raztopini H2O je fluorovodikova kislina (HF) šibka kislina. Čeprav je fluor močno elektronegativen, njegova elektronegativnost ne določa kislosti; HF je šibka kislina zaradi dejstva, da je fluorov ion bazičen (pH> 7). Poleg tega fluor proizvaja zelo močne oksidatorje. Na primer, fluor lahko reagira z inertnim plinom ksenon in tvori močan oksidant ksenon difluorid (XeF2). Fluor ima veliko uporab.
Klor je element z atomsko številko 17 in kemičnim simbolom Cl. Odkrit leta 1774 z izolacijo iz klorovodikove kisline. V svojem elementarnem stanju tvori dvoatomsko molekulo Cl2. Klor ima več CO: -1, +1, 3, 5 in7. Pri sobni temperaturi je svetlo zelen plin. Ker je vez, ki nastane med dvema atomoma klora, šibka, ima molekula Cl2 zelo visoko sposobnost vstopa v spojine. Klor reagira s kovinami in tvori soli, imenovane kloridi. Klorovi ioni so najpogostejši ioni, ki jih najdemo v morski vodi. Klor ima tudi dva izotopa: 35Cl in 37Cl. Natrijev klorid je najpogostejši od vseh kloridov.
Brom je kemični element z atomsko številko 35 in simbolom Br. Prvič so ga odkrili leta 1826. V svoji elementarni obliki je brom dvoatomska molekula Br2. Pri sobni temperaturi je rdečkasto rjava tekočina. Njegov CO je -1, +1, 3, 4 in 5. Brom je bolj aktiven kot jod, vendar manj aktiven kot klor. Poleg tega ima brom dva izotopa: 79Br in 81Br. Brom se pojavlja kot bromidne soli, raztopljene v morski vodi. V zadnjih letih se je proizvodnja bromida v svetu močno povečala zaradi njegove dostopnosti in dolge življenjske dobe. Tako kot drugi halogeni je brom oksidant in je zelo strupen.
Jod je kemični element z atomsko številko 53 in simbolom I. Jod ima oksidacijske stopnje: -1, +1, +5 in +7. Obstaja kot dvoatomska molekula, I2. Pri sobni temperaturi je vijolična trdna snov. Jod ima en stabilen izotop, 127I. Prvič odkrit leta 1811z morskimi algami in žveplovo kislino. Trenutno lahko jodne ione izoliramo v morski vodi. Čeprav jod ni zelo topen v vodi, se lahko njegova topnost poveča z uporabo ločenih jodidov. Jod igra pomembno vlogo v telesu, saj sodeluje pri proizvodnji ščitničnih hormonov.
Astatin je radioaktivni element z atomsko številko 85 in simbolom At. Njegova možna oksidacijska stanja so -1, +1, 3, 5 in 7. Edini halogen, ki ni dvoatomska molekula. V normalnih pogojih je črna kovinska trdna snov. Astatin je zelo redek element, zato je o njem malo znanega. Poleg tega ima astat zelo kratko razpolovno dobo, ne več kot nekaj ur. Prejeto leta 1940 kot rezultat sinteze. Menijo, da je astat podoben jodu. Ima kovinske lastnosti.
Spodnja tabela prikazuje strukturo atomov halogenov, strukturo zunanje plasti elektronov.
| halogen | elektronska konfiguracija |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| klor | 3s2 3p5 |
| brom | 3d10 4s2 4p5 |
| jod | 4d10 5s2 5p5 |
| astatin | 4f14 5d106s2 6p5 |
Podobna struktura zunanje plasti elektronov določa, da so fizikalne in kemijske lastnosti halogenov podobne. Vendar pa se pri primerjavi teh elementov opazijo tudi razlike.
Periodične lastnosti v skupini halogenov
Fizikalne lastnosti preprostih snovi halogenov se spreminjajo z naraščanjem števila elementov. Za boljše razumevanje in večjo jasnost vam ponujamo več tabel.
Tališča in vrelišča skupine naraščata z večanjem velikosti molekule (F <Cl
Tabela 1. Halogeni. Fizikalne lastnosti: tališče in vrelišče
| halogen | Taljenje T (˚C) | Vrelišče (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| klor | -101 | -35 |
| brom | -7,2 | 58,8 |
| jod | 114 | 184 |
| astatin | 302 | 337 |
Atomski polmer se poveča
Velikost jedra se povečuje (F < Cl < Br < I < At), ko se povečuje število protonov in nevtronov. Poleg tega se z vsakim obdobjem dodaja vedno več ravni energije. To povzroči večjo orbitalo in s tem povečanje polmera atoma.
Tabela 2. Halogeni. Fizikalne lastnosti: atomski polmer
| halogen | Kovalentni polmer (pm) | ionski (X-) polmer (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| klor | 99 | 181 |
| brom | 114 | 196 |
| jod | 133 | 220 |
| astatin | 150 |
Ionizacijska energija se zmanjša
Če zunanji valenčni elektroni niso blizu jedra, potem ne bo potrebno veliko energije, da bi jih odstranili iz njega. Tako energija, potrebna za potiskanje zunanjega elektrona ven, ni tako visoka na dnu skupine elementov, saj je energijskih nivojev več. Poleg tega visoka energija ionizacije povzroči, da element kaže nekovinske lastnosti. Jod in astatin imata kovinske lastnosti, ker je ionizacijska energija zmanjšana (Pri < I < Br < Cl < F).
Tabela 3. Halogeni. Fizikalne lastnosti: energija ionizacije
| halogen | Energija ionizacije (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| klor | 1251 |
| brom | 1140 |
| jod | 1008 |
| astatin | 890±40 |
Elektronegativnost se zmanjša
Število valenčnih elektronov v atomu narašča z naraščanjem ravni energije na progresivno nižjih ravneh. Elektroni so postopno bolj oddaljeni od jedra; Tako se jedro in elektroni ne privlačita drug drugega. Opaža se povečanje zaščite. Zato se elektronegativnost zmanjšuje z naraščanjem obdobja (Pri < I < Br < Cl < F).
Tabela 4. Halogeni. Fizikalne lastnosti: elektronegativnost
| halogen | elektronegativnost |
| fluor | 4,0 |
| klor | 3,0 |
| brom | 2,8 |
| jod | 2,5 |
| astatin | 2,2 |
Afiniteta do elektronov se zmanjša
Ko se velikost atoma povečuje s periodo, se afiniteta elektronov nagiba k zmanjšanju (B < I < Br < F < Cl). Izjema je fluor, katerega afiniteta je manjša od afinitete klora. To je mogoče razložiti z manjšo velikostjo fluora v primerjavi s klorom.
Tabela 5. Elektronska afiniteta halogenov
| halogen | Elektronska afiniteta (kJ/mol) |
| fluor | -328,0 |
| klor | -349,0 |
| brom | -324,6 |
| jod | -295,2 |
| astatin | -270,1 |
Reaktivnost elementov se zmanjša
Reaktivnost halogenov pada z naraščanjem obdobja (pri <I
Anorganska kemija. Vodik + halogeni
Halogen nastane, ko halogen reagira z drugim, manj elektronegativnim elementom, da tvori binarno spojino. Vodik reagira s halogeni in tvori HX halide:
- vodikov fluorid HF;
- vodikov klorid HCl;
- vodikov bromid HBr;
- hidrojod HI.
Vodiki halogenidi se zlahka raztopijo v vodi in tvorijo halogenovodične (fluorovodikove, klorovodikove, bromovodikove, jodovodikove) kisline. Lastnosti teh kislin so podane spodaj.
Kisline nastanejo z naslednjo reakcijo: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Vsi vodikovi halogenidi tvorijo močne kisline razen HF.
Zvišuje se kislost halogenovodičnih kislin: HF <HCl <HBr <HI.
Fluorovodikova kislina lahko dolgo časa gravira steklo in nekatere anorganske fluoride.
Morda se zdi nerazumljivo, da je HF najšibkejša halogenvodikova kislina, saj ima fluor najvišjoelektronegativnost. Vendar je vez H-F zelo močna, kar ima za posledico zelo šibko kislino. Močno vez določata kratka dolžina vezi in visoka energija disociacije. Od vseh vodikovih halogenidov ima HF najkrajšo dolžino vezi in največjo disociacijsko energijo vezi.
halogenske oksokisline
Halogen oksokisline so kisline z atomi vodika, kisika in halogenov. Njihovo kislost je mogoče določiti z analizo strukture. Halogene oksokisline so navedene spodaj:
- Hipoklorova kislina HOCl.
- klorova kislina HClO2.
- klorova kislina HClO3.
- perklorovodikova kislina HClO4.
- Hipoklorova kislina HOBr.
- bromova kislina HBrO3.
- bromojeva kislina HBrO4.
- Hijodna kislina HOI.
- jodonska kislina HIO3.
- Metajodna kislina HIO4, H5IO6.
V vsaki od teh kislin je proton vezan na atom kisika, zato je primerjava dolžin protonskih vezi tukaj neuporabna. Pri tem ima elektronegativnost prevladujočo vlogo. Kislinska aktivnost narašča s številom atomov kisika, vezanih na osrednji atom.
Videz in stanje
Glavne fizikalne lastnosti halogenov je mogoče povzeti v naslednji tabeli.
| Stanje snovi (pri sobni temperaturi) | halogen | Videz |
| hard | jod | vijolična |
| astatin | črna | |
| tekočina | brom | rdeče-rjava |
| plinasto | fluor | bledo zagorelo |
| klor | bledo zelena |
razlaga videza
Barva halogenov je posledica absorpcije vidne svetlobe z molekulami, kar povzroči vzbujanje elektronov. Fluor absorbira vijolično svetlobo in je zato videti svetlo rumen. Po drugi strani pa jod absorbira rumeno svetlobo in izgleda vijolično (rumena in vijolična sta komplementarni barvi). Barva halogenov postane temnejša, ko se obdobje poveča.
V zaprtih posodah sta tekoči brom in trdni jod v ravnotežju s svojimi hlapi, ki jih lahko opazimo kot obarvan plin.
Čeprav barva astatina ni znana, se domneva, da mora biti v skladu z opazovanim vzorcem temnejši od joda (tj. črna).
Zdaj, če vas vprašajo: "Označite fizikalne lastnosti halogenov", boste imeli kaj povedati.
Oksidacijsko stanje halogenov v spojinah
Oksidacijsko stanje se pogosto uporablja namesto "halogenske valence". Praviloma je oksidacijsko stanje -1. Toda če je halogen vezan na kisik ali drug halogen, lahko prevzame druga stanja:CO kisik -2 ima prednost. V primeru dveh različnih atomov halogena, ki sta povezana skupaj, prevlada bolj elektronegativni atom in vzame CO -1.
Na primer, v jodovem kloridu (ICl) ima klor CO -1, jod pa +1. Klor je bolj elektronegativen kot jod, zato je njegov CO -1.
V bromovi kislini (HBrO4) ima kisik CO -8 (-2 x 4 atomi=-8). Vodik ima splošno oksidacijsko stanje +1. Če dodamo te vrednosti, dobimo CO -7. Ker mora biti končni CO v spojini enak nič, je CO broma +7.
Tretja izjema od pravila je oksidacijsko stanje halogena v elementarni obliki (X2), kjer je njegov CO enak nič.
| halogen | CO v spojinah |
| fluor | -1 |
| klor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jod | -1, +1, +5, +7 |
| astatin | -1, +1, +3, +5, +7 |
Zakaj je SD fluora vedno -1?
Elektronegativnost narašča z obdobjem. Zato ima fluor najvišjo elektronegativnost od vseh elementov, kar dokazuje njegov položaj v periodnem sistemu. Njegova elektronska konfiguracija je 1s2 2s2 2p5. Če fluor pridobi še en elektron, so najbolj zunanje p-orbitale popolnoma napolnjene in sestavljajo cel oktet. Ker ima fluorvisoka elektronegativnost, zlahka vzame elektron iz sosednjega atoma. Fluor je v tem primeru izoelektronski do inertnega plina (z osmimi valenčnimi elektroni), vse njegove zunanje orbitale so napolnjene. V tem stanju je fluor veliko bolj stabilen.
Proizvodnja in uporaba halogenov
V naravi so halogeni v anionskem stanju, zato se prosti halogeni pridobivajo z oksidacijo z elektrolizo ali s pomočjo oksidantov. Na primer, klor nastane s hidrolizo raztopine soli. Uporaba halogenov in njihovih spojin je raznolika.
- Fluor. Čeprav je fluor zelo reaktiven, se uporablja v številnih industrijskih aplikacijah. Na primer, je ključna sestavina politetrafluoroetilena (teflona) in nekaterih drugih fluoropolimerov. Klorofluoroogljikovodiki so organske kemikalije, ki so bile prej uporabljene kot hladilna in pogonska sredstva v aerosolih. Njihova uporaba je prenehala zaradi možnega vpliva na okolje. Nadomestili so jih klorofluoroogljikovodiki. Fluorid je dodan zobni pasti (SnF2) in pitni vodi (NaF) za preprečevanje zobne gnilobe. Ta halogen najdemo v glini, ki se uporablja za izdelavo nekaterih vrst keramike (LiF), ki se uporablja v jedrski energiji (UF6), za proizvodnjo antibiotika fluorokinolona, aluminija (Na). 3 AlF6), za visokonapetostno izolacijo (SF6).
- Klor je našel tudi različne uporabe. Uporablja se za razkuževanje pitne vode in bazenov. natrijev hipoklorit (NaClO)je glavna sestavina belil. Klorovodikova kislina se pogosto uporablja v industriji in laboratorijih. Klor je prisoten v polivinilkloridu (PVC) in drugih polimerih, ki se uporabljajo za izolacijo žic, cevi in elektronike. Poleg tega se je klor izkazal za uporabnega v farmacevtski industriji. Zdravila, ki vsebujejo klor, se uporabljajo za zdravljenje okužb, alergij in sladkorne bolezni. Nevtralna oblika hidroklorida je sestavni del številnih zdravil. Klor se uporablja tudi za sterilizacijo bolnišnične opreme in razkuževanje. V kmetijstvu je klor sestavina številnih komercialnih pesticidov: DDT (diklorodifeniltrikloretan) je bil uporabljen kot kmetijski insekticid, vendar je bila njegova uporaba ukinjena.
- Brom se zaradi svoje negorljivosti uporablja za zatiranje izgorevanja. Najdemo ga tudi v metil bromidu, pesticidu, ki se uporablja za ohranjanje pridelkov in zatiranje bakterij. Vendar pa je bila pretirana uporaba metilbromida zaradi njegovega vpliva na ozonsko plast postopno opuščena. Brom se uporablja pri proizvodnji bencina, fotografskih filmov, gasilnih aparatov, zdravil za zdravljenje pljučnice in Alzheimerjeve bolezni.
- Jod igra pomembno vlogo pri pravilnem delovanju ščitnice. Če telo ne dobi dovolj joda, se ščitnica poveča. Za preprečevanje golše se ta halogen doda kuhinjski soli. Jod se uporablja tudi kot antiseptik. Jod najdemo v raztopinah, ki se uporabljajo začiščenje odprtih ran, pa tudi v razkužilnih pršilih. Poleg tega je srebrov jodid bistvenega pomena pri fotografiji.
- Astatin je radioaktiven in redkozemeljski halogen, zato se še nikjer ne uporablja. Vendar pa se verjame, da lahko ta element pomaga jodu pri uravnavanju ščitničnih hormonov.
