Галогенні: фізичні властивості, хімічні властивості. ! Застосування галогенів та їхніх сполука

Галогенні в періодічній табліці розташовані зліва від благородних газів. ЦІ п`ять цієї токсичної неметалічніх елементів входять в 7 групу періодічної табліці. До них відносяться фтор, хлор, бром, йод и астат. Хоча астат радіоактівній и має только короткожівучі ізотопі, ВІН веде себе, як йод, и его часто зараховуються до галогенів. Оскількі галогенні елементи ма ють сім валентних електронів, їм необхідній лишь один додатковий електрон для освіти полного октету. Ця характеристика Робить їх більш активними, чем інші групи неметалів.

Загальна характеристика

Галогенні утворюють двохатомніх молекул (виду Х₂, де Х позначає атом галогенні) - стійку форму Існування галогенів у виде вільніх елементів. Зв`язки ціх двоатомніх молекул є неполярними, ковалентних и одинарний. Хімічні Властивості галогенів дозволяють їм легко вступаті в з`єднання з більшістю елементів, тому смороду Ніколи НЕ зустрічаються в незв`язаному виде у природі. Фтор - найбільш активний галоген, а астат - найменша.

Всі галогенні утворюють СОЛІ I групи з подібнімі властівостямі. У ціх з`єднаннях галогенні Присутні у виде галоїдних аніонів з зарядом -1 (например, Cl^-, Br^-). Закінчення -ід вказує на наявність галогенид-аніонов- например Cl^- назівається «хлорид».

Кроме того, хімічні Властивості галогенів дозволяють їм діяті в якості окіслювачів - окісляті метали. Більшість хімічніх реакцій, в якіх беруть участь галогенні - окіслювально-відновні у водному розчіні. Галогенні утворюють одінарні зв`язку з вуглецю або азотом в органічніх Сполука, де степень їх окислення (СО) дорівнює -1. Коли атом галогенні заміщеній ковалентно-пов`язаних атомом водних в органічному поєднанні, префікс гало- может буті використаних в загально СЕНСІ, або префіксі фтор, хлор, бром, йод - для конкретних галогенів. Галогенні елементи могут мати Перехресних зв`язок з освітою двоатомніх молекул з полярним ковалентним одинарний зв`язками.

Хлор (Cl₂) Ставши дерло галогеном, відкрітім в 1774 р, потім були відкриті йод (I₂), Бром (Br₂), Фтор (F₂) І астат (At, Виявлення останнім, в 1940 г.). Назва «галоген» походити від грецького коріння hal- ( «сіль») и -gen ( «утворюваті»). Разом ЦІ слова означаються «солеобразующіе», підкреслюючі тієї факт, что галогенні, вступаючі в реакцію з металами, утворюють СОЛІ. Галіт - це назва кам`яної СОЛІ, природного мінералу, что складається з хлориду натрію (NaCl). І, Нарешті, галогенні Використовують в побуті - фторид містіться в зубній пасті, хлор знезаражує питна воду, а йод спріяє Вироблення гормонів щітовідної залоза.

Хімічні елементи

Фтор - елемент з атомним номером 9, позначається символом F. елементарних фтор Вперше БУВ Виявлення в 1886 р Шляхом віділення его з плавікової кислоти. У вільному стані фтор існує у виде двоатомніх молекули (F₂) І є найбільш Поширення галогеном в земній корі. Фтор - найбільш електронегатівній елемент в періодічній табліці. При кімнатній температурі є блідо-жовтим газом. Фтор такоже має відносно Невеликий Атомний радіус. Его СО - -1, за вінятком елементарних двухатомного стану, в якому его степень окислення дорівнює нулю. Фтор Надзвичайно хімічно активний и безпосередно Взаємодіє з усіма елементами, кроме гелію (He), неону (Ne) и аргону (Ar). У розчіні H₂O, плавікової кислоти (HF) є Слабкий кислотою. Хоча фтор сильно електроотріцателен, его електронегатівність НЕ візначає кіслотность- HF є Слабкий кислотою в зв`язку з тім, что Іон фтору основний (рНgt; 7). Кроме того, фтор віробляє очень потужні окіслювачі. Например, фтор может вступаті в реакцію з інертнім газом ксеноном и утворює Сильний Окислювач дифторид ксенону (XeF₂). У фтору безліч ЗАСТОСУВАННЯ.

Хлор - елемент з атомним номером 17 и хімічнім символом Cl. Виявлено в 1774 р Шляхом віділення его Із соляної кислоти. У своєму елементарних стані ВІН утворює двоатомніх молекул Cl₂. Хлор має кілька СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При кімнатній температурі ВІН є світло-зеленим газом. Так як зв`язок, яка утворюється между двома атомами хлору, є Слабкий, молекула Cl<sub>2</sub> має очень скроню здатність вступаті в з`єднання. Хлор реагує з металами з Утворення солей, Які назіваються хлориду. Іоні хлору є найбільш Поширеними іонамі, смороду містяться в морській воде. Хлор такоже має два ізотопі: ³⁵Cl и ³⁷Cl. Хлорид натрію є найбільш Поширення з`єднанням з усіх хлорідів.

Бром - хімічний елемент з атомним номером 35 и символом Br. Вперше БУВ Виявлення в 1826 р елементарної форме бром є двоатомних молекул Br₂. При кімнатній температурі представляет собою червонувато-коричневого рідіну. Его СО - -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром актівнішій, чем йод, но Менш активний, чем хлор. Кроме того, бром має два ізотопі: ⁷⁹ВГ и ⁸¹Вг. Бром зустрічається у виде солей броміду, розчіненіх в морській воде. За останні роки виробництво броміду в мире значний збільшілася Завдяк его доступності та трівалого годині життя. Як и інші галогенні, бром є Окислювач и очень токсичності.

Йод - хімічний елемент з атомним номером 53 и символом I. Йод має ступенів окислення: -1, +1, +5 и +7. Існує у виде двоатомніх молекули, I₂. При кімнатній температурі є твердою Речовини фіолетового кольору. Йод має один стабільний ізотоп - ¹²⁷I. Вперше Виявлення в 1811 р с помощью МОРСЬКИХ водоростей и сірчаної кислоти. У Сейчас годину іоні йоду, могут буті віділені в морській воде. Незважаючі на ті что йод не очень добро розчин у воде, его розчінність может зроста при вікорістанні окремий йодидов. Йод відіграє важліву роль в організмі, беручи участь у віробленні гормонів щітовідної залоза.

Астат - радіоактівній елемент з атомним номером 85 и символом At. Его Можливі Ступені окислення: -1, +1, 3, 5 и 7. Єдиний галоген, Який НЕ є двоатомних молекул. У нормальних условиях є металевий твердим Речовини чорного кольору. Астат є очень рідкіснім елементом, тому про нього відомо Небагато. Кроме того, астат має очень короткий период напіврозпаду, що не довше декількох годин. Отримав в 1940 р в результате синтезу. Вважають, что астат схожий на йод. відрізняється Металевий властівостямі.

У табліці нижчих показано будову атомів галогенів, структура зовнішнього шару електронів.

Подібним чином зовнішнього шару електронів обумовлює, что Фізичні и хімічні Властивості галогенів схожі. Разом з тим при зіставленні ціх елементів спостерігаються и Відмінності.

Періодичні Властивості в групі галогенів

Фізичні Властивості простих Речовини галогенів змінюються з підвіщенням порядкового номера елемента. Для Краще засвоєння и більшої наочності Ми пропонуємо вам кілька таблиць.

Точка плавлення и кіпіння в групі зростають у міру зростання розміру молекули (F

Таблиця 1. галогенні. Фізичні Властивості: точки плавлення и кіпіння

• Атомний радіус збільшується.

Розмір ядра збільшується (F lt; Cl lt; Br lt; I lt; At), так як збільшується число протонів и нейтронів. Кроме того, з шкірними періодом додається все более рівнів ЕНЕРГІЇ. Це виробляти до більшої орбіталі, І, отже, до Збільшення радіусу атома.

Таблиця 2. галогенні. Фізичні Властивості: Атомні радіусі

• Енергія іонізації зменшується.

если Зовнішні валентні Електрон НЕ перебувають около ядра, то для їх відалення від него НЕ буде нужно много ЕНЕРГІЇ. Таким чином, енергія, необхідна для віштовхування зовнішнього електрона НЕ настолько висока в Нижній части групи елементів, так як тут более енергетичних рівнів. Кроме того, висока енергія іонізації змушує елемент проявляті неметалічні якості. Йод и дисплей астат віявляють металеві Властивості, тому что енергія іонізації зніжується (At lt; I lt; Br lt; Cl lt; F).

Таблиця 3. галогенні. Фізичні Властивості: енергія іонізації

• Електронегатівність зменшується.

Число валентних електронів в атомі растет зі збільшенням рівнів ЕНЕРГІЇ при прогресивно більш низьких рівнях. Електрон прогресивно далі від ядра-Таким чином, ядро и Електрон НЕ як прітягуються один до одного. Збільшення екранування спостерігається. Тому Електронегатівність зменшується з ростом ПЕРІОДУ (At lt; I lt; Br lt; Cl lt; F).

Таблиця 4. галогенні. Фізичні Властивості: електронний торгівельний

• Спорідненість до електрона зменшується.

Так як розмір атома збільшується зі збільшенням ПЕРІОДУ, спорідненість до електрона, як правило, зменшується (В lt; I lt; Br lt; F lt; Cl). Віняток - фтор, спорідненість которого менше, чем у хлору. Це можна поясніті меншим розміром фтору в порівнянні з хлором.

Таблиця 5. Спорідненість галогенів до Електрон

• Реактівність елементів зменшується.

Реакційна здатність галогенів падає з ростом ПЕРІОДУ (At

Неорганічна хімія. Боден + галогенні

Галогенід утворюється, коли галоген реагує з іншім, Менш електронегатівній елементом з утвореннями бінарного з`єднання. Боден реагує з галогенами, утворюючі галогеніді увазі НХ:

Відео: 23 З`єднання галогенів

• фтороводород HF;
• хлороводород HCl;
• бромоводород HBr;
• иодоводорода HI.

Галогеніді водних легко розчіняються у воде з утвореннями галогенводородной (плавиковий, соляна, бромістоводневої, іодістоводородной) кислоти. Властивості ціх кислот наведені нижчих.

Кислоти утворюються наступної реакцією: HX (aq) + H₂O (l) Х^- (Aq) + H₃O⁺ (Aq).

Все галоидоводородов утворюють Сильні кислоти, за вінятком HF.

Кислотність галогеноводородних кислот збільшується: HF

Плавиковою кислотою здатно гравіруваті скло и деякі неорганічні фториди трівалій годину.

Може здати нелогічнім, что HF є найслабшою галогенводородной кислотою, так як фтор має найвищу електронегатівні. Проти зв`язок Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень Слабкий. Сильна зв`язок візначається короткою довжина зв`язку и великою енергією дісоціації. З усіх галогенідів водних HF має найкоротшу довжина зв`язку и найбільшу Енергію дісоціації зв`язку.

галогенні оксокислоти

Галогенні оксокислоти є кислоти з атомами водних, кисня и галогенні. Їх Кислотність может буті определена с помощью АНАЛІЗУ структур. Галогенні оксокислоти наведені нижчих:

• Хлорнуватіста кислота HOCl.
• Хлористий кислота HClO₂.
• Хлоратниє кислота HClO₃.
• Хлорної кислоти HClO₄.
• Бромноватистой кислота HOBr.
• Бромноватой кислота HBrO₃.
• Бромная кислота HBrO₄.
• Иодноватистая кислота HOI.
• Йодноватої кислота HIO₃.
• Метайодная кислота HIO4, H5IO6.

У Кожній з ціх кислот протон пов`язаний з атомом кисня, тому порівняння довжина зв`язків протонів тут Марна. Домінуючу роль тут відіграє електронний торгівельний. Активність кіслотні растет зі збільшенням числа атомів кисня, пов`язаний з центральним атомом.

Зовнішній вигляд и стан Речовини

Основні Фізичні Властивості галогенів коротко можна віразіті в наступній табліці.

Пояснення зовнішнього вигляд

Колір галогенів є результатом поглінання видимого світла молекулами, что віклікає збудження електронів. Фтор поглінає фіолетове світло, и, отже, Виглядає світло-жовтим. Йод, навпаки, поглінає жовте світло и Виглядає фіолетовім (жовтий и фіолетовий - доповнюють кольору). Колір галогенів становится темніше з ростом ПЕРІОДУ.

У Закритого акціонерного ємностях рідкий бром и твердий йод знаходяться в рівновазі зі своими парами, Які можна спостерігаті у виде кольорового газу.

Хоча колір астату невідомий, передбачається, что ВІН винен буті темнішім йоду (т. Е Чорним) відповідно до спостерігається закономірністю.

Тепер, если вас попросять: «Охарактеризуйте Фізичні Властивості галогенів», вам буде що сказати.

Степень окислення галогенів в з`єднаннях

Степень окислення часто вікорістовується вместо Поняття "валентність галогенів". Як правило, степень окислення дорівнює -1. Альо если галоген пов`язаний з кисня або іншім галогеном, ВІН может прійматі інші стани: СО кисня -2 має ПРІОРИТЕТ. У разі двох різніх атомів галогенів, з`єднаних разом, більш електронегатівній атом превалює и пріймає СО -1.

Например, в хлориде йоду (ICl) хлор має СО -1, и йод +1. Хлор є більш електронегатівній, чем йод, тому его СО дорівнює -1.

У бромной кіслоті (HBrO₄) Кисень має СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Боден має Загальну степень окислення +1. Додавання ціх значень дает СО -7. Так як кінцеве СО з`єднання винне буті Нульовий, то СО брому дорівнює +7.

Третім вінятком з правила є степень окислення галогенів в елементарній форме (X₂), Де его СО дорівнює нулю.

Чому СО фтору всегда -1?

Електронегатівність збільшується зі зростанням ПЕРІОДУ. Тому фтор має найвищу електронегатівність з усіх елементів, что свідчіть его місце в періодічній табліці. Его електронна конфігурація 1s² 2s² 2p⁵. Если фтор отрімує ще один електрон, крайні р-орбіталі Повністю заповнені и складають повний октет. Оскількі фтор має скроню електронегатівність, ВІН может легко відібраті електрон у сусіднього атома. Фтор в цьом випадка ізоелектронного інертного газу (з вісьмома валентність Електрон), всі его Зовнішні орбіталі заповнені. В такому стані фтор набагато стабільнішій.

Отримання и! Застосування галогенів

У природі галогенів знаходяться в стані аніонів, тому Вільні галогенні отримуються методом окислення Шляхом електролізу або с помощью окіслювачів. Например, хлор віробляється гідролізом розчин кухонної СОЛІ. ! Застосування галогенів та їхніх Сполука різноманітне.

• фтор. Незважаючі на ті что фтор очень реактивний, ВІН вікорістовується в багатьох галузь промісловості. Например, ВІН є ключовими компонентів політетрафторетілену (тефлону) и Деяк других фторполимеров. Хлорфторвуглеці являються собою Органічні хімічні Речовини, Які Ранее вікорістовуваліся в якості холодоагентів и пропеллентов в аерозоль. Їх! Застосування Припін через можливе їх впліву на Навколишнє середовище. Їх замінілі гідрохлорфторвуглеці. Фтор додаються в зубну пасту (SnF₂) І питна воду (NaF) для Запобігання руйнування зубів. Цей галоген містіться в гліні, вікорістовуваної для виробництва Деяк відів кераміки (LiF), вікорістовується в ядерній енергетіці (UF₆), Для Отримання антібіотіка фторхинолона, алюмінію (Na₃AlF₆), Для ізоляції високовольтне обладнання (SF₆).
• хлор такоже знайшов різноманітне! застосування. ВІН вікорістовується для дезінфекції питної води и плавальним басейнів. Гіпохлоріт натрію (NaClO) є основним компонентом відбілювачів. Соляна кислота широко вікорістовується в промісловості и лабораторіях. Хлор присутности в полівінілхлоріді (ПВХ) и других полімерах, Які Використовують для ізоляції проводки, труб та електроніки. Кроме того, хлор оказался корисностей и у фармацевтічній промісловості. Лікарські засоби, що містять хлор, Використовують для лікування інфекцій, алергії и діабету. Нейтральна форма гідрохлоріду - компонент багатьох препаратів. Хлор вікорістовується кож для стерилізації лікарняного обладнання та дезінфекції. У сільському господарстві хлор є компонентом багатьох КОМЕРЦІЙНИХ пестицидів: ДДТ (діхлородіфенілтріхлоретан) вікорістовувався в якості СІЛЬСЬКОГОСПОДАРСЬКОГО інсектіціду, но его использование Було Припін.

• бром, Завдяк своїй негорючості, застосовується для придушенням горіння. ВІН кож містіться в бромистий метил, пестициди, Які Використовують для зберігання врожаю и придушенням бактерій. Однако надмірне использование бромистого метилу Було Припін через его впліву на озоновий шар. Бром застосовують при ВИРОБНИЦТВІ бензину, фотоплівкі, вогнегасників, ліків для лікування пневмонії и хвороби Альцгеймера.
• йод відіграє важліву роль в належно функціонуванні щітовідної залоза. Если організм НЕ отрімує достатньої кількості йоду, відбувається Збільшення щітовідної залоза. Для ПРОФІЛАКТИКИ зобу Сейчас галоген додаються в кухонному сіль. Йод такоже вікорістовується як антісептічна засіб. Йод містіться в розчин, Які Використовують для очищення відкритих ран, а такоже в дезінфікуючих спреях. Кроме того, йодид срібла має важліве значення в фотографии.
• астат - Радіоактівній и рідкоземельні галоген, тому ще ніде НЕ вікорістовується. Проти вважають, что цею елемент может помочь йоду в регуляції гормонів щітовідної залоза.