A halogének a periódusos rendszerben a nemesgázoktól balra helyezkednek el. Ez az öt mérgező nemfémes elem a periódusos rendszer 7. csoportjába tartozik. Ide tartozik a fluor, klór, bróm, jód és asztatin. Bár az asztatin radioaktív, és csak rövid élettartamú izotópjai vannak, úgy viselkedik, mint a jód, és gyakran halogénként osztályozzák. Mivel a halogén elemek hét vegyértékelektronnal rendelkeznek, csak egy extra elektronra van szükségük egy teljes oktett kialakításához. Ez a jellemző reaktívabbá teszi őket, mint a nemfémek más csoportjai.
Általános jellemzők
A halogének kétatomos molekulákat képeznek (X2 típusúak, ahol X halogénatomot jelöl) – a halogének szabad elemek formájában való létezésének stabil formája. Ezeknek a kétatomos molekuláknak a kötései nem polárisak, kovalensek és egyszeresek. A halogének kémiai tulajdonságai lehetővé teszik, hogy könnyen egyesüljenek a legtöbb elemmel, így a természetben soha nem fordulnak elő keveretlenül. A fluor a legaktívabb halogén, és a legkevésbé az asztatin.
Minden halogén hasonló I. csoportba tartozó sókat képeztulajdonságait. Ezekben a vegyületekben a halogének halogenid anionokként vannak jelen, -1 töltéssel (például Cl-, Br-). Az -id végződés halogenid anionok jelenlétét jelzi; például a Cl- „kloridnak” nevezik.
Ezen túlmenően a halogének kémiai tulajdonságai lehetővé teszik, hogy oxidálószerként működjenek – oxidálják a fémeket. A legtöbb kémiai reakció, amelyben halogének vesznek részt, redox reakciók vizes oldatban. A halogének egyszeres kötést képeznek szénnel vagy nitrogénnel olyan szerves vegyületekben, ahol az oxidációs állapotuk (CO) -1. Ha egy szerves vegyületben egy halogénatomot kovalens kötésű hidrogénatommal helyettesítünk, akkor a halo- előtag általános értelemben használható, vagy a fluor-, klór-, bróm-, jód- előtag bizonyos halogénekre. A halogén elemek térhálósíthatók, hogy kétatomos molekulákat képezzenek poláris kovalens egyszeres kötésekkel.
A klór (Cl2) volt az első 1774-ben felfedezett halogén, ezt követte a jód (I2), a bróm (Br). 2), fluor (F2) és asztatin (At, utoljára 1940-ben fedezték fel). A "halogén" név a görög hal- ("só") és -gen ("képződni") szavakból származik. Ezek a szavak együttesen „sóképzőt” jelentenek, hangsúlyozva azt a tényt, hogy a halogének reakcióba lépnek fémekkel sókat képezve. A halit a kősó neve, egy természetes ásvány, amely nátrium-kloridból (NaCl) áll. És végül a halogéneket használják a mindennapi életben – a fluor a fogkrémben található, a klór fertőtleníti az ivóvizet, a jód pedig elősegíti a hormontermelést.pajzsmirigy.
Vegyi elemek
A fluor egy 9-es rendszámú elem, amelyet F szimbólum jelöl. Az elemi fluort először 1886-ban fedezték fel hidrogén-fluorsavból történő izolálással. Szabad állapotában a fluor kétatomos molekulaként létezik (F2), és a földkéregben a legnagyobb mennyiségben előforduló halogén. A fluor a periódusos rendszer legelektronegatívabb eleme. Szobahőmérsékleten halványsárga gáz. A fluornak viszonylag kicsi az atomsugara is. CO-értéke -1, kivéve az elemi kétatomos állapotot, amelyben az oxidációs állapota nulla. A fluor rendkívül reaktív, és közvetlenül kölcsönhatásba lép az összes elemmel, kivéve a héliumot (He), a neont (Ne) és az argont (Ar). A H2O oldatban a hidrogén-fluorid (HF) gyenge sav. Bár a fluor erősen elektronegatív, elektronegativitása nem határozza meg a savasságot; A HF gyenge sav, mivel a fluorion bázikus (pH> 7). Ezenkívül a fluor nagyon erős oxidálószereket termel. Például a fluor reagálhat az inert gáz xenonnal, és erős oxidálószert képezhet, xenon-difluoridot (XeF2). A fluornak számos felhasználási területe van.
A klór 17-es rendszámú és Cl vegyjelű elem. 1774-ben fedezték fel sósavból történő izolálással. Elemi állapotában kétatomos molekulát alkot Cl2. A klórnak számos CO-ja van: -1, +1, 3, 5 és7. Szobahőmérsékleten világoszöld gáz. Mivel a két klóratom között létrejövő kötés gyenge, a Cl2 molekula igen nagy képességgel rendelkezik, hogy vegyületekké tudjon belépni. A klór reakcióba lép a fémekkel, és sókat képez, amelyeket kloridoknak neveznek. A klórionok a tengervízben található leggyakoribb ionok. A klórnak két izotópja is van: 35Cl és 37Cl. A nátrium-klorid az összes klorid közül a leggyakoribb.
A bróm egy kémiai elem, amelynek rendszáma 35 és Br szimbóluma. Először 1826-ban fedezték fel. Elemi formájában a bróm kétatomos molekula Br2. Szobahőmérsékleten vörösesbarna folyadék. CO-értéke -1, +1, 3, 4 és 5. A bróm aktívabb, mint a jód, de kevésbé aktív, mint a klór. Ezenkívül a brómnak két izotópja van: 79Br és 81Br. A bróm tengervízben oldott bromidsók formájában fordul elő. Az elmúlt években a világ bromid termelése jelentősen megnőtt elérhetősége és hosszú élettartama miatt. Más halogénekhez hasonlóan a bróm is oxidálószer, és erősen mérgező.
A jód egy kémiai elem, amelynek rendszáma 53 és I szimbóluma. A jód oxidációs állapota: -1, +1, +5 és +7. Kétatomos molekulaként létezik, I2. Szobahőmérsékleten lila szilárd anyag. A jódnak egy stabil izotópja van, 127I. Először 1811-ben fedezték felhínárral és kénsavval. Jelenleg a jódionok izolálhatók tengervízben. Bár a jód nem nagyon oldódik vízben, oldhatósága növelhető különálló jodidok használatával. A jód fontos szerepet játszik a szervezetben, részt vesz a pajzsmirigyhormonok termelésében.
Az asztatin egy radioaktív elem, 85-ös rendszámmal és At szimbólummal. Lehetséges oxidációs állapota -1, +1, 3, 5 és 7. Az egyetlen halogén, amely nem kétatomos molekula. Normál körülmények között fekete fémes szilárd anyag. Az asztatin nagyon ritka elem, ezért keveset tudunk róla. Ezenkívül az asztatin felezési ideje nagyon rövid, nem hosszabb néhány óránál. 1940-ben kapott szintézis eredményeként. Úgy tartják, hogy az asztatin hasonló a jódhoz. Fémes tulajdonságokkal rendelkezik.
Az alábbi táblázat a halogénatomok szerkezetét, az elektronok külső rétegének szerkezetét mutatja.
| Halogén | Elektronkonfiguráció |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Klór | 3s2 3p5 |
| Bróm | 3d10 4s2 4p5 |
| Jód | 4d10 5s2 5p5 |
| Asztatin | 4f14 5d106s2 6p5 |
Az elektronok külső rétegének hasonló szerkezete határozza meg, hogy a halogének fizikai és kémiai tulajdonságai hasonlóak. Ezen elemek összehasonlításakor azonban különbségek is megfigyelhetők.
Időszakos tulajdonságok a halogéncsoportban
Egyszerű anyagok fizikai tulajdonságai A halogének az elemszám növekedésével változnak. A jobb megértés és az áttekinthetőség érdekében több táblázatot kínálunk.
A csoport olvadáspontja és forráspontja a molekula méretének növekedésével nő (F <Cl
1. táblázat. Halogének. Fizikai tulajdonságok: olvadáspont és forráspont
| Halogén | Olvadás T (˚C) | Forráspont (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Klór | -101 | -35 |
| Bróm | -7,2 | 58.8 |
| Jód | 114 | 184 |
| Asztatin | 302 | 337 |
Növekszik az atomsugár
A protonok és neutronok számának növekedésével az atommag mérete növekszik (F < Cl < Br < I < At). Ráadásul minden periódussal egyre több energiaszintet adnak hozzá. Ez nagyobb pályát eredményez, és ezáltal az atom sugarának növekedését.
2. táblázat. Halogének. Fizikai tulajdonságok: atomi sugarak
| Halogén | Kovalens sugár (pm) | Ionos (X-) sugár (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Klór | 99 | 181 |
| Bróm | 114 | 196 |
| Jód | 133 | 220 |
| Asztatin | 150 |
Az ionizációs energia csökken
Ha a külső vegyértékelektronok nincsenek az atommag közelében, akkor nem kell sok energiát eltávolítani onnan. Így a külső elektron kilökéséhez szükséges energia nem olyan magas az elemcsoport alján, mivel több az energiaszint. Ezenkívül a nagy ionizációs energia miatt az elem nem fémes tulajdonságokat mutat. A jód és az asztatin kijelző fémes tulajdonságokat mutat, mivel az ionizációs energia csökken (At < I < Br < Cl < F).
3. táblázat. Halogének. Fizikai tulajdonságok: ionizációs energia
| Halogén | Ionizációs energia (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| klór | 1251 |
| bróm | 1140 |
| jód | 1008 |
| asztatin | 890±40 |
Az elektronegativitás csökken
A vegyértékelektronok száma egy atomban növekszik az energiaszintek növekedésével, fokozatosan alacsonyabb szinteken. Az elektronok fokozatosan távolodnak az atommagtól; Így az atommag és az elektronok nem vonzódnak egymáshoz. Az árnyékolás növekedése figyelhető meg. Ezért az elektronegativitás az időszak növekedésével csökken (At < I < Br < Cl < F).
4. táblázat. Halogének. Fizikai tulajdonságok: elektronegativitás
| Halogén | Elektronegativitás |
| fluor | 4.0 |
| klór | 3.0 |
| bróm | 2,8 |
| jód | 2,5 |
| asztatin | 2.2 |
Az elektronaffinitás csökken
Ahogy az atom mérete a periódus növekedésével növekszik, az elektronaffinitás hajlamos csökkenni (B < I < Br < F < Cl). Kivételt képez a fluor, amelynek affinitása kisebb, mint a klóré. Ez azzal magyarázható, hogy a fluor kisebb a klórhoz képest.
5. táblázat: Halogének elektronaffinitása
| Halogén | Elektron-affinitás (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| klór | -349.0 |
| bróm | -324,6 |
| jód | -295,2 |
| asztatin | -270.1 |
Az elemek reaktivitása csökken
A halogének reakcióképessége az időszak növekedésével csökken (<I
Szervetlen kémia. Hidrogén + halogének
Ha halogén képződik, amikor egy halogén reagál egy másik, kevésbé elektronegatív elemmel, így bináris vegyület keletkezik. A hidrogén reakcióba lép halogénekkel HX-halogenideket képezve:
- hidrogén-fluorid HF;
- hidrogén-klorid HCl;
- hidrogén-bromid HBr;
- hidrojód HI.
A hidrogén-halogenidek könnyen oldódnak vízben, és hidrogén-halogenid (hidrogén-fluorid, sósav, hidrogén-bromid, hidrogén-jodid) savakat képeznek. E savak tulajdonságait az alábbiakban adjuk meg.
A savak a következő reakcióval keletkeznek: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Minden hidrogén-halogenid erős savakat képez, kivéve a HF-et.
A hidrogén-halogenidek savassága nő: HF <HCl <HBr <HI.
A hidrogén-fluorid hosszú ideig képes bevésni az üveget és néhány szervetlen fluoridot.
Intuitívnak tűnhet, hogy a HF a leggyengébb halogénsav, mivel a fluor a legmagasabbelektronegativitás. A H-F kötés azonban nagyon erős, ami nagyon gyenge savat eredményez. Az erős kötést a rövid kötéshossz és a nagy disszociációs energia határozza meg. A hidrogén-halogenidek közül a HF-nek van a legrövidebb kötéshossza és a legnagyobb a kötés disszociációs energiája.
Halogén-oxosavak
A halogén-oxosavak hidrogén-, oxigén- és halogénatomot tartalmazó savak. Savasságuk szerkezetanalízissel meghatározható. A halogén-oxosavakat az alábbiakban soroljuk fel:
- Hipoklórsav HOCl.
- Klórsav HClO2.
- Klórsav HClO3.
- Perklórsav HClO4.
- Hipoklórsav HOBr.
- Brómsav HBrO3.
- Brómsav HBrO4.
- Hijódsav HOI.
- Jódsav HIO3.
- Metajodsav HIO4, H5IO6.
E savak mindegyikében egy proton egy oxigénatomhoz kötődik, ezért a protonkötések hosszának összehasonlítása itt haszontalan. Az elektronegativitás itt domináns szerepet játszik. A savaktivitás a központi atomhoz kötődő oxigénatomok számával nő.
Megjelenés és halmazállapot
A halogének főbb fizikai tulajdonságait a következő táblázat foglalja össze.
| Az anyag halmazállapota (szobahőmérsékleten) | Halogén | Megjelenés |
| kemény | jód | lila |
| asztatin | fekete | |
| folyékony | bróm | vörös-barna |
| gáznemű | fluor | sápadt barna |
| klór | halványzöld |
Külső magyarázat
A halogének színe a látható fény molekulák általi elnyelésének eredménye, ami az elektronok gerjesztését okozza. A fluor elnyeli az ibolya fényt, ezért világossárgának tűnik. A jód viszont elnyeli a sárga fényt, és lilának tűnik (a sárga és a lila kiegészítő színek). A halogének színe az időszak növekedésével sötétebbé válik.
Zárt tartályokban a folyékony bróm és a szilárd jód egyensúlyban van gőzeivel, ami színes gázként figyelhető meg.
Bár az asztatin színe ismeretlen, feltételezhető, hogy a megfigyelt mintázatnak megfelelően sötétebbnek kell lennie a jódnál (azaz fekete).
Most, ha azt kérdezik tőled: "Jellemezd a halogének fizikai tulajdonságait", akkor lesz mit mondanod.
Halogének oxidációs állapota vegyületekben
Az oxidációs állapotot gyakran használják a "halogén vegyérték" helyett. Az oxidációs állapot általában -1. De ha egy halogén oxigénhez vagy más halogénhez kötődik, más állapotokat is felvehet:A CO-oxigén -2 elsőbbséget élvez. Ha két különböző halogénatom kapcsolódik egymáshoz, az elektronegatívabb atom érvényesül, és CO -1-et vesz fel.
Például a jód-kloridban (ICl) a klór CO -1, a jód pedig +1. A klór elektronegatívabb, mint a jód, ezért CO értéke -1.
A brómsavban (HBrO4) az oxigén CO -8-at tartalmaz (-2 x 4 atom=-8). A hidrogén általános oxidációs állapota +1. Ezeket az értékeket hozzáadva CO -7-et kapunk. Mivel a vegyület végső CO-értékének nullának kell lennie, a bróm CO értéke +7.
A harmadik kivétel a szabály alól az elemi halogén oxidációs állapota (X2), ahol a CO értéke nulla.
| Halogén | CO vegyületekben |
| fluor | -1 |
| klór | -1, +1, +3, +5, +7 |
| bróm | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jód | -1, +1, +5, +7 |
| asztatin | -1, +1, +3, +5, +7 |
Miért a fluor SD értéke mindig -1?
Az elektronegativitás a periódussal növekszik. Ezért a fluornak van a legnagyobb elektronegativitása az összes elem közül, amint azt a periódusos rendszerben elfogl alt helyzete bizonyítja. Elektronikus konfigurációja: 1s2 2s2 2p5. Ha a fluor még egy elektront nyer, a legkülső p-pályák teljesen megtelnek, és egy teljes oktettet alkotnak. Mert a fluornak vannagy elektronegativitású, könnyen el tud venni egy elektront a szomszédos atomtól. A fluor ebben az esetben izoelektronikus az inert gázhoz (nyolc vegyértékelektronnal), minden külső pályája meg van töltve. Ebben az állapotban a fluor sokkal stabilabb.
Halogének előállítása és felhasználása
A természetben a halogének anionos állapotúak, így a szabad halogéneket elektrolízissel vagy oxidálószerekkel történő oxidációval nyerik. Például klórt sóoldat hidrolízisével állítanak elő. A halogének és vegyületeik felhasználása sokrétű.
- Fluor. Bár a fluor nagyon reaktív, számos ipari alkalmazásban használják. Például a politetrafluor-etilén (teflon) és néhány más fluorpolimer kulcsfontosságú összetevője. A CFC-k olyan szerves vegyszerek, amelyeket korábban hűtő- és hajtóanyagként használtak aeroszolokban. Használatuk az esetleges környezeti hatásuk miatt megszűnt. Helyüket részlegesen halogénezett klórozott-fluorozott szénhidrogének váltották fel. A fluort a fogkrémhez (SnF2) és az ivóvízhez (NaF) adják a fogszuvasodás megelőzésére. Ez a halogén megtalálható bizonyos típusú kerámiák (LiF) előállításához használt agyagban, amelyet az atomenergiában (UF6) használnak a fluorokinolon, az alumínium (Na) antibiotikum előállításához. 3 AlF6), nagyfeszültségű szigeteléshez (SF6).
- A klór is számos felhasználási lehetőséget talált. Ivóvíz és úszómedencék fertőtlenítésére szolgál. Nátrium-hipoklorit (NaClO)a fehérítők fő összetevője. A sósavat széles körben használják az iparban és a laboratóriumokban. A klór polivinil-kloridban (PVC) és más polimerekben van jelen, amelyeket vezetékek, csövek és elektronika szigetelésére használnak. Ezenkívül a klór hasznosnak bizonyult a gyógyszeriparban. A klórtartalmú gyógyszereket fertőzések, allergiák és cukorbetegség kezelésére használják. A hidroklorid semleges formája számos gyógyszer összetevője. A klórt a kórházi berendezések sterilizálására és fertőtlenítésére is használják. A mezőgazdaságban a klór számos kereskedelmi forgalomban lévő peszticid összetevője: a DDT-t (diklór-difenil-triklór-etánt) mezőgazdasági rovarirtó szerként használták, de alkalmazását leállították.
- A brómot éghetetlensége miatt az égés visszaszorítására használják. Megtalálható a metil-bromidban is, egy növényvédő szerben, amelyet a növények konzerválására és a baktériumok elnyomására használnak. A metil-bromid túlzott felhasználását azonban az ózonrétegre gyakorolt hatása miatt megszüntették. A brómot benzin, fotófilm, tűzoltó készülékek, tüdőgyulladás és Alzheimer-kór kezelésére szolgáló gyógyszerek gyártásához használják.
- A jód fontos szerepet játszik a pajzsmirigy megfelelő működésében. Ha a szervezet nem kap elegendő jódot, a pajzsmirigy megnagyobbodik. A golyva megelőzésére ezt a halogént a konyhasóhoz adják. A jódot antiszeptikumként is használják. A jód megtalálható a használt oldatokbannyílt sebek tisztítására, valamint fertőtlenítő spray-kben. Ezenkívül az ezüst-jodid elengedhetetlen a fotózásban.
- Az asztatin radioaktív és ritkaföldfém-halogén, ezért még sehol nem használják. Azonban úgy gondolják, hogy ez az elem segíthet a jódnak a pajzsmirigyhormonok szabályozásában.
