Халогени: физични свойства, химични свойства. Използването на халогени и техните съединения

Халогени в периодичната таблица са разположени отляво на благородни газове. Тези пет токсични неметални елемента са включени в група 7 на периодичната таблица. Те включват флуор, хлор, бром, йод и астатин. Въпреки че астат е радиоактивен и има само краткотрайни изотопи, той се държи като йод и често се смята за халогени. Тъй като халогенните елементи имат седем валентни електрона, те се нуждаят само от един допълнителен електронен да образуват пълен октет. Тази характеристика ги прави по-активни от другите групи от неметали.

Общи характеристики

Халогените образуват диатомични молекули (с форма X₂, където X е халогенен атом) е стабилна форма на съществуването на халогени под формата на свободни елементи. Връзките на тези диатомични молекули са неполярни, ковалентни и единични. Химическите свойства на халогенитите им позволяват лесно да се свържат с повечето елементи, така че те никога не се появяват несвързани в природата. Флуоридът е най-активният халоген и астат е най-малко активен.

Всички халогени формират соли от група I с подобни свойства. В тези съединения халогени присъстват във формата на халидни аниони с заряд от -1 (например, С1^-, Br^-). Крайната -id показва наличието на халидни аниони - например Cl^- се нарича "хлорид".

В допълнение, химичните свойства на халогенитите им позволяват да действат като окислители - да окисляват металите. Повечето химични реакции, в които са включени халогени, са окислително-редукционни във воден разтвор. Халогенът образува единични връзки с въглерод или азот в органични съединения, където степента на тяхното окисление (СО) е -1. Когато халогенният атом е заместен от ковалентно свързан водороден атом в органичното съединение, халогенният префикс може да бъде използван в общ смисъл, или флуоро-, хлоро-, бромо-, йодния префикс за специфични халогени. Халогенните елементи могат да имат кръстосана връзка с образуването на диатомични молекули с полярни ковалентни единични връзки.

Хлор (Cl₂) стана първият халоген, открит през 1774 г., след което беше открит йод (I₂), бром (Br₂), флуор (F₂) и astat (At, беше открит последен през 1940 г.). Името "халоген" идва от гръцките корени hal ("сол") и -gen ("форма"). Заедно тези думи означават "формиране на соли", подчертавайки факта, че халогени, взаимодействащи с металите, образуват соли. Галитът е името на каменна сол - натурален минерал, състоящ се от натриев хлорид (NaCl). И накрая, халогени се използват в ежедневието - флуоридът се намира в пастата за зъби, хлорът дезинфекцира питейната вода и йодът стимулира производството на тиреоидни хормони.

Химически елементи

Флуорът е елемент с атомно число 9, означен със символа Е. Елементният флуор първоначално е открит през 1886 г., като се отделя от флуороводородната киселина. В свободно състояние флуорът съществува във формата на диатомична молекула (F₂) и е най-често срещаният халоген в земната кора. Флуоринът е най-елементът на електронен обмен в периодичната таблица. При стайна температура е бледо жълт газ. Флуоринът има и относително малък радиус на атома. Неговата СО-1, с изключение на елементарно диатомно състояние, при което степента на окисление е нула. Флуоринът е изключително химически активен и взаимодейства директно с всички елементи с изключение на хелий (He), неон (Ne) и аргон (Ar). В разтвор на Н₂О, флуороводородната киселина (HF) е слаба киселина. Въпреки че флуорът е силно електронегативен, неговата електронегодност не определя неговата киселинност. HF е слаба киселина, поради факта, че флуорният йон е основен (pH> 7). Освен това флуорът произвежда много мощни оксиданти. Например, флуорът може да взаимодейства с инертен газ с ксенон и да образува силен ксенонов дифлуорид оксидант (XeF₂). Флуорът има много приложения.

Хлорът е елемент с атомно число 17 и химически символ Cl. Намерено през 1774 г. чрез отделянето му от солна киселина. В неговото елементарно състояние тя образува диатомична молекула, Cl₂. Хлорът има няколко СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При стайна температура е светъл зелен газ. Тъй като връзката, която се образува между двата хлорни атома е слаба, молекулата С1₂ има много висока способност да се присъедини. Хлорът реагира с метали, за да образува соли, които се наричат ​​хлориди. Хлорните йони са най-често срещаните йони, които се съдържат в морската вода. Хлорът също има два изотопа: ³⁵Cl и ³⁷Cl. Натриевият хлорид е най-разпространеното съединение на всички хлориди.

Броминът е химически елемент с атомно число 35 и символа Br. За пръв път е открит през 1826 г. В своята елементарна форма бромът е диатомичен Br₂. При стайна температура тя е червеникаво-кафява течност. СО е -1, + 1, 3, 4 и 5. Бромът е по-активен от йода, но по-малко активен от хлора. В допълнение, бромът има два изотопа: ⁷⁹Br и ⁸¹Бр. Бромът се появява в формата на солите бромид, разтворен в морска вода. През последните години световното производство на бромид се е увеличило значително поради наличието и дългия му живот. Подобно на други халогени, бромът е окислител и е много токсичен.

Йодът е химичен елемент с атомно число 53 и символ I. Йодът има състояние на окисление: -1, +1, +5 и +7. Той съществува под формата на диатомична молекула, т.е.₂. При стайна температура е твърдо вещество с виолетов цвят. Йодът има един стабилен изотоп - ¹²⁷I. За пръв път е открит през 1811 г. с помощта на водорасли и сярна киселина. В момента йодните йони могат да бъдат изолирани в морска вода. Независимо от факта, че йодът не е много разтворим във вода, неговата разтворимост може да се увеличи с използването на отделни йодиди. Йодът играе важна роля в тялото, участвайки в производството на тиреоидни хормони.

Astat е радиоактивен елемент с атомно число 85 и символ At. Възможните състояния на окисляване са: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственият халоген, който не е диатомична молекула. При нормални условия е метално твърдо вещество с черен цвят. Астат е много рядък елемент, толкова малко се знае за него. В допълнение, астатинът има много кратък полуживот, не по-дълъг от няколко часа. Получен през 1940 г. в резултат на синтез. Смята се, че астатинът е подобен на йод. различен метални свойства.

Таблицата по-долу показва структурата на халогенните атоми, структурата на външния слой на електроните.

Подобна структура на външния слой от електрони причинява физичните и химичните свойства на халогените да бъдат сходни. Същевременно при сравняването на тези елементи се наблюдават и различия.

Периодични свойства в халогенната група

Физическите свойства на простите халогенни вещества се различават с увеличаването на атомното число на елемента. За по-добро разбиране и по-голяма яснота ви предлагаме няколко таблици.

Точките на топене и кипене в групата нарастват с размера на молекулата (F

Таблица 1. Халогени. Физични свойства: точка на топене и точка на кипене

• Радиацията на атома се увеличава.

Размерът на ядрото се увеличава (F < Cl < Br < аз < At), тъй като броят на протоните и неутроните се увеличава. Освен това с всеки период се добавят все повече и повече енергийни нива. Това води до по-голямо орбитално и впоследствие до нарастване на радиуса на атома.

Таблица 2. Халогени. Физически свойства: атомни радиуси

• Йонизиращата енергия намалява.

Ако външните валентни електрони не са близо до ядрото, тогава те не изискват много енергия, за да ги премахнат. По този начин енергията, необходима за изтласкване на външен електронен, не е толкова висока в долната част на групата елементи, тъй като тук има повече енергийни нива. В допълнение, високата йонизираща енергия кара клетката да показва неметални качества. Йодът и дисплеят астат имат метални свойства, тъй като йонизиращата енергия намалява (At < аз < Br < Cl < F).

Таблица 3. Халогени. Физични свойства: йонизационна енергия

• Електронегативността намалява.

Броят на валентните електрони в един атом се увеличава с увеличаване на енергийните нива при постепенно по-ниски нива. Електроните постепенно се отдалечават от ядрото, така че ядрото и електроните не се привличат един към друг. Увеличава се скринингът. Следователно, електронетрактивността намалява с нарастващ период (At < аз < Br < Cl < F).

Таблица 4. Халогени. Физични свойства: електронеогенетика

• Афинитетът към електрона намалява.

Тъй като размерът на атома се увеличава с нарастващ период, афинитетът към електрона по правило намалява (В. < аз < Br < F < Cl). Изключение е флуорът, чийто афинитет е по-малък от този на хлора. Това може да се обясни с по-малкия размер на флуор в сравнение с хлора.

Таблица 5. Афинитетът на халогени за електрона

• Реактивността на елементите намалява.

Реактивността на халогени намалява с нарастващия период (At

Неорганична химия. Водород + халогени

Халогенид се образува, когато халогенът реагира с друг, по-малко елемент на електриране, за да образува бинарно съединение. Водородът реагира с халогени, за да образува халиди от типа HX:

• хидрофлуорид HF;
• хлороводородна солна киселина;
• хидробромид HBr;
• хидрохидрид HI.

Водородните халогениди лесно се разтварят във вода с образуване на хидрохалогенна (хидрофлуорна, солна, бромоводородна, йодоводородна) киселина. Свойствата на тези киселини са дадени по-долу.

Киселините се образуват чрез следната реакция: HX (aq) + H₂О (1) → Х^- (aq) + Н₃О⁺ (Воден разтвор).

Всички халогениди съдържат силни киселини, с изключение на HF.

Киселинността на халогеноводородните киселини се увеличава: HF

Флуороводородната киселина е способна да изтънява стъклото и някои неорганични флуориди за дълго време.

Може да изглежда нелогично, че HF е най-слабата халогеноводородна киселина, тъй като флуорът има най-високата електронеогъната сила. Независимо от това, H-F връзката е много силна, в резултат на което киселината е много слаба. Силната връзка се определя от късата дължина на връзката и високата дисоциационна енергия. От всички халогениди на водород, HF има най-късата дължина на връзката и най-голямата енергия на дисоциационните връзки.

Халогенни оксоациди

Халогенните оксокиселини са киселини с водородни, кислородни и халогенни атоми. Тяхната киселинност може да се определи чрез анализ на структурата. Халогенните оксокиселини са изброени по-долу:

• Хипохлорна киселина HOCI.
• Хлорова киселина HCIO₂.
• Хлорова киселина HCIO₃.
• Хлорова киселина HCIO₄.
• Хипомаслена киселина HOBr.
• Бромонова киселина HBrO₃.
• Бромова киселина HBrO₄.
• Йодна киселина HOI.
• Йодонова киселина HIO₃.
• Метионова киселина HIO4, H5IO6.

Във всяка от тези киселини протонът е свързан с кислородния атом, така че сравняването на дължините на протонните връзки е безполезно тук. Доминиращата роля тук е електронеголеенето. Активността на киселината се увеличава с броя кислородни атоми, свързани към централния атом.

Външен вид и състояние на веществото

Основните физични свойства на халогените могат да бъдат обобщени в следващата таблица.

Обяснение на външния вид

Цветът на халогени е резултат от абсорбцията на видима светлина от молекулите, което предизвиква възбуждане на електрони. Флуоринът абсорбира виолетова светлина и затова изглежда бледожълт. Йодът, напротив, абсорбира жълтата светлина и изглежда лилаво (жълто и виолетово - допълващи се цветове). Цветът на халогените става по-тъмен с увеличаването на периода.

В затворени контейнери, течният бром и твърдият йод са в равновесие с техните пари, които могат да бъдат наблюдавани под формата на цветен газ.

Въпреки че цветът на астатина е неизвестен, се приема, че той трябва да бъде по-тъмен от йод (т.е. черен) в съответствие с наблюдавания модел.

Сега, ако ви попитат: "Характеризиране на физичните свойства на халогени," вие ще имате какво да кажете.

Степента на окисление на халогени в съединенията

Степента на окисление често се използва вместо концепцията за "валентност на халогени". Обикновено степента на окисление е -1. Но ако халогенът е свързан с кислород или друг халоген, той може да приеме други състояния: СО кислород-2 има предимство. В случая, когато два различни халогенни атома са свързани заедно, преобладава по-електронен отрицателен атом и приема CO-1.

Например, в хлорида на йода (IC1), хлорът има СО-1 и йод +1. Хлорът е по-електронегретивен от йода, така че неговият СО е -1.

В бромна киселина (HBrO₄) кислород има СО-8 (-2 х 4 атома = -8). Водородът има общо състояние на окисление +1. Добавянето на тези стойности дава CO-7. Тъй като крайният СО на съединението трябва да бъде нула, СО на бром е +7.

Третото изключение от правилото е степента на окисляване на халоген в елементарна форма (X.₂), където неговият CO е нула.

Защо CO на флуор винаги е -1?

Електронегативността се увеличава с нарастването на периода. Следователно, флуорът има най-високата електронегодност на всички елементи, което се потвърждава от неговата позиция в периодичната таблица. Електронната му конфигурация е 1 сек² 2s² 2P⁵. Ако флуорът получи друг електронен елемент, крайните p-орбитали са напълно запълнени и съставят пълен октет. Тъй като флуорът има висока електронегонактивност, той може лесно да вземе електрона от съседен атом. Флуоринът в този случай е изоелектронен към инертен газ (с осем валентни електрона), всичките му външни орбитали са пълни. В това състояние флуоридът е много по-стабилен.

Подготовка и използване на халогени

В природата халогените са в състояние на аниони, така че свободните халогени се получават чрез окисляване чрез електролиза или чрез окислителни агенти. Например, хлорът се получава чрез хидролиза на разтвор на обикновена сол. Използването на халогени и техните съединения е разнообразно.

• флуор. Въпреки факта, че флуорът е много реактивен, той се използва в много области на промишлеността. Например, той е ключов компонент на политетрафлуороетилен (тефлон) и някои други флуорополимери. Хлорофлуоровъглеродите са органични химични вещества, които преди са били използвани като хладилни агенти и пропеланти в аерозоли. Използването им е преустановено поради тяхното възможно въздействие върху околната среда. Те бяха заменени от хидрохлорфлуорвъглеводороди. Флуоридът се добавя към пастата за зъби (SnF₂) и питейна вода (NaF), за да се предотврати разпадането на зъбите. Този халоген се съдържа в глината, използвана за производството на някои видове керамика (LiF), се използва в ядрената енергетика (UF₆), за получаването на антибиотика флуорохинолон, алуминий (Na₃Alf₆), за изолация на високоволтово оборудване (SF₆).
• хлор също намери разнообразие от приложения. Използва се за дезинфекция на питейна вода и плувни басейни. Натриев хипохлорид (NaClO) е основният компонент на избелващото средство. Хлороводородната киселина се използва широко в промишлеността и лабораториите. Хлорът присъства в поливинилхлорид (PVC) и други полимери, които се използват за изолиране на кабели, тръби и електроника. Освен това хлорът е полезен и във фармацевтичната индустрия. Лекарствата, съдържащи хлор, се използват за лечение на инфекции, алергии и диабет. Неутралната форма на хидрохлорид е компонент на много лекарства. Хлорът се използва и за стерилизация на болнично оборудване и дезинфекция. В селското стопанство, хлор е компонент на много търговски пестициди ДДТ (dihlorodifeniltrihloretan) се използва като селскостопански инсектициди, но неговото използване е било прекратено.

• бром, поради неговата невредимост, се използва за подтискане на изгарянето. Също така се среща в метилбромид, пестицид, използван за съхранение на култури и инхибиране на бактериите. Въпреки това, прекомерното използване на метилбромид е преустановено поради въздействието му върху озоновия слой. Бромът се използва при производството на бензин, фотографски филми, пожарогасители, лекарства за лечение на пневмония и болестта на Алцхаймер.
• йод играе важна роля за правилното функциониране на щитовидната жлеза. Ако тялото не получи достатъчно йод, има увеличение на щитовидната жлеза. За да се предотврати бръчките, този халоген се добавя към солта. Йодът също се използва като антисептик. Йодът се намира в разтвори, използвани за почистване на открити рани, както и в дезинфекционни спрейове. В допълнение, сребърният йодид е важен при фотографията.
• астатин - радиоактивен и редкоземни халогенни, така че да не се използва никъде другаде. Въпреки това, се смята, че този елемент може да помогне на йод в регулирането на тиреоидните хормони.