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 iodul și este adesea clasificat ca un 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 reactivi decât alte grupuri de nemetale.
Caracteristici generale
Halogenii formează molecule diatomice (de tipul X2, unde X desemnează 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 necombinate în natură. Fluorul este cel mai activ halogen și astatinul cel mai puțin.
Toți halogenii formează săruri din grupa I cu similareproprietăți. În acești compuși, halogenii sunt prezenți ca anioni de halogenură cu o sarcină de -1 (de exemplu, Cl-, 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 care implică halogeni sunt reacții redox în soluție apoasă. Halogenii formează legături simple cu carbonul sau azotul în compușii organici în care 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 halogen pot fi reticulate pentru a forma molecule biatomice cu legături simple covalente polare.
Clor (Cl2) a fost primul halogen descoperit în 1774, urmat de iod (I2), brom (Br 2), fluor (F2) și astatin (At, descoperit ultima dată, în 1940). Numele „halogen” provine de la rădăcinile grecești hal- („sare”) și -gen („a forma”). Împreună, aceste cuvinte înseamnă „formare de sare”, subliniind 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 se găsește în pasta de dinți, clorul dezinfectează apa de băut, iar iodul promovează producția de hormoni.tiroida.
Elemente chimice
Fluorul este un element cu număr atomic 9, notat prin simbolul F. Fluorul elementar a fost descoperit pentru prima dată în 1886 prin izolarea 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. La temperatura camerei, este un gaz galben pal. 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 puternic 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 oxidanți foarte puternici. De exemplu, fluorul poate reacționa cu xenonul gazos inert pentru a forma un agent oxidant puternic difluorură 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 Cl2. Clorul are mai mulți CO: -1, +1, 3, 5 și7. La temperatura camerei, este un gaz verde deschis. Deoarece legătura care se formează între doi atomi de clor este slabă, molecula Cl2 are o capacitate foarte mare de a intra în 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 comună 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. La temperatura camerei, este un lichid brun-roșcat. 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 sale lungi de viață. Ca și alți halogeni, bromul este un agent oxidant și este foarte toxic.
Iodul este un element chimic cu număr atomic 53 și simbolul 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. Descoperit pentru prima dată în 1811cu alge marine si acid sulfuric. În prezent, ionii de iod pot fi izolați în apa de mare. Deși iodul nu este foarte solubil în apă, solubilitatea sa poate fi crescută prin utilizarea de ioduri separate. 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. Starile sale posibile 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. Primit în 1940 ca urmare a sintezei. Se crede că astatina este similară cu iodul. Are proprietăți metalice.
Tabelul de mai jos arată structura atomilor de halogen, structura stratului exterior de electroni.
| Halogen | Configurație electronică |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Clor | 3s2 3p5 |
| Brom | 3d10 4s2 4p5 |
| Iod | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Structura similară a stratului exterior de electroni determină că proprietățile fizice și chimice ale halogenilor sunt similare. Cu toate acestea, la compararea acestor elemente, se observă și diferențe.
Proprietăți periodice în grupul de halogen
Proprietățile fizice ale halogenilor substanțelor simple se modifică odată cu creșterea numărului de elemente. Pentru o mai bună înțelegere și o mai mare claritate, vă oferim mai multe tabele.
Punctele de topire și de fierbere ale grupului cresc pe măsură ce dimensiunea moleculei crește (F <Cl
Tabelul 1. Halogeni. Proprietăți fizice: puncte de topire și de fierbere
| Halogen | Topire T (˚C) | Punctul de fierbere (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Clor | -101 | -35 |
| Brom | -7,2 | 58.8 |
| Iod | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Raza atomică crește
Mărimea nucleului crește (F < Cl < Br < I < At), pe măsură ce crește numărul de protoni și neutroni. În plus, cu fiecare perioadă se adaugă din ce în ce mai multe niveluri de energie. Acest lucru are ca rezultat un orbital mai mare și, prin urmare, o creștere a razei atomului.
Tabelul 2. Halogeni. Proprietăți fizice: razele atomice
| Halogen | Raza covalentă (pm) | Ionic (X-) rază (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Clor | 99 | 181 |
| Brom | 114 | 196 |
| Iod | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Energia de ionizare scade
Dacă electronii de valență exteriori nu sunt aproape de nucleu, atunci nu va fi nevoie de multă energie pentru a-i îndepărta din acesta. Astfel, energia necesară pentru a împinge electronul exterior nu este la fel de mare în partea de jos a grupului de elemente, deoarece există mai multe niveluri de energie. În plus, energia mare de ionizare face ca elementul să prezinte calități nemetalice. Iodul și astatinul prezintă proprietăți metalice deoarece energia de ionizare este redusă (La < I < Br < Cl < F).
Tabelul 3. Halogeni. Proprietăți fizice: energie de ionizare
| Halogen | Energia de ionizare (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| clor | 1251 |
| brom | 1140 |
| iod | 1008 |
| astatine | 890±40 |
Electronegativitatea scade
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; Astfel, nucleul și electronii nu sunt amândoi atrași unul de celăl alt. Se observă o creștere a ecranării. Prin urmare, electronegativitatea scade odată cu creșterea perioadei (La < I < Br < Cl < F).
Tabelul 4. Halogeni. Proprietăți fizice: electronegativitate
| Halogen | Electronegativitate |
| fluor | 4.0 |
| clor | 3.0 |
| brom | 2.8 |
| iod | 2,5 |
| astatine | 2.2 |
Afinitatea electronilor scade
Pe măsură ce dimensiunea unui atom crește odată cu perioada, afinitatea electronilor tinde să scadă (B < I < Br < F < Cl). O excepție este fluorul, a cărui afinitate este mai mică decât cea a clorului. Acest lucru poate fi explicat prin dimensiunea mai mică a fluorului în comparație cu clorul.
Tabelul 5. Afinitatea electronică a halogenilor
| Halogen | Afinitate electronilor (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| clor | -349,0 |
| brom | -324,6 |
| iod | -295,2 |
| astatine | -270,1 |
Reactivitatea elementelor scade
Reactivitatea halogenilor scade odată cu creșterea perioadei (La <I
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:
- fluorura de hidrogen HF;
- clorură de hidrogen HCI;
- bromură de hidrogen HBr;
- hidroiod HI.
Halogenurile de hidrogen se dizolvă cu ușurință în apă pentru a forma acizi hidrohalici (fluorhidric, clorhidric, bromhidric, iodhidric). Proprietățile acestor acizi sunt prezentate mai jos.
Acizii se formează prin următoarea reacție: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Toate halogenurile de hidrogen formează acizi puternici, cu excepția HF.
Aciditatea acizilor hidrohalici crește: HF <HCl <HBr <HI.
Acidul fluorhidric poate grava sticla și unele fluoruri anorganice pentru o lungă perioadă de timp.
Poate părea contraintuitiv faptul că HF este cel mai slab acid hidrohalic, deoarece fluorul are cel mai mareelectronegativitatea. Cu toate acestea, legătura H-F este foarte puternică, rezultând un acid 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 cu halogen
Oxoacizii cu halogen sunt acizi cu atomi de hidrogen, oxigen și halogen. Aciditatea lor poate fi determinată folosind analiza structurii. Oxoacizii halogeni sunt enumerați mai jos:
- Acid hipocloros HOCl.
- Acid cloric HClO2.
- Acid cloric HClO3.
- Acid percloric HClO4.
- Acid hipocloros HOBr.
- Acid bromomic HBrO3.
- Acid bromoic HBrO4.
- Acid iodic HOI.
- Acid iodonic HIO3.
- Acid metaiodic HIO4, H5IO6.
În fiecare dintre acești acizi, un proton este legat de un atom de oxigen, așa că compararea lungimii legăturilor de proton este inutilă aici. Electronegativitatea joacă un rol dominant aici. Activitatea acidului crește odată cu numărul de atomi de oxigen legați de atomul central.
Aspect și starea materiei
Principalele proprietăți fizice ale halogenilor pot fi rezumate în următorul tabel.
| Starea materiei (la temperatura camerei) | Halogen | Aspect |
| hard | iod | violet |
| astatine | negru | |
| lichid | brom | roșu-maro |
| gazoase | fluor | bronz deschis |
| clor | verde pal |
Explicația aspectului
Culoarea halogenilor este rezultatul absorbției luminii vizibile de către molecule, ceea ce determină excitarea electronilor. Fluorul absoarbe lumina violetă și, prin urmare, apare galben deschis. Iodul, pe de altă parte, absoarbe lumina galbenă și apare mov (galbenul și violetul sunt culori complementare). Culoarea halogenilor devine mai închisă pe măsură ce perioada crește.
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 trebuie să fie mai închisă decât iodul (adică negru) în conformitate cu modelul observat.
Acum, dacă ești întrebat: „Caracterizează proprietățile fizice ale halogenilor”, vei avea ceva de spus.
Starea de oxidare a halogenilor în compuși
Starea de oxidare este adesea folosită în locul „valenței halogenului”. De regulă, starea de oxidare este -1. Dar dacă un halogen este legat de oxigen sau de alt halogen, acesta poate lua alte stări:Oxigenul CO -2 are prioritate. În cazul a doi atomi de halogen diferiți legați împreună, atomul mai electronegativ prevalează și ia CO -1.
De exemplu, în clorură de iod (ICl), clorul are CO -1, iar 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.
| Halogen | CO în compuși |
| fluor | -1 |
| clor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| iod | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
De ce SD-ul fluorului este întotdeauna -1?
Electronegativitatea crește odată cu punctul. 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 mai câștigă un electron, cei mai exteriori orbitali p sunt complet umpluți și formează un octet complet. Pentru că fluorul areelectronegativitate mare, poate lua cu ușurință un electron de la un atom vecin. Fluorul în acest caz este izoelectronic la gazul inert (cu opt electroni de valență), toți orbitalii săi exteriori sunt umpluți. În această stare, fluorul este mult mai stabil.
Producerea și utilizarea halogenilor
În natură, halogenii sunt în stare de anioni, deci halogenii liberi se obțin prin oxidare prin electroliză sau cu ajutorul agenților oxidanți. De exemplu, clorul este produs prin hidroliza unei soluții de sare. Utilizarea halogenilor și a compușilor acestora este diversă.
- Fluor. Deși fluorul este foarte reactiv, este utilizat în multe aplicații industriale. De exemplu, este o componentă cheie a politetrafluoretilenei (Teflon) și a altor fluoropolimeri. Clorofluorocarburile sunt substanțe chimice organice care au fost utilizate anterior ca agenți frigorifici și propulsori în aerosoli. Utilizarea lor a încetat din cauza posibilului lor impact asupra mediului. Au fost înlocuite cu hidroclorofluorocarburi. Fluorul este adăugat în pasta de dinți (SnF2) și în apa de băut (NaF) pentru a preveni cariile dentare. Acest halogen se găsește în argila folosită la fabricarea anumitor tipuri de ceramică (LiF), folosită în energia nucleară (UF6), pentru a produce antibioticul fluorochinolon, aluminiu (Na). 3 AlF6), pentru izolarea de în altă tensiune (SF6).
- Clorul a găsit, de asemenea, o varietate de utilizări. Este folosit pentru dezinfectarea apei potabile și a piscinelor. hipoclorit de sodiu (NaClO)este componenta principală a înălbitorilor. Acidul clorhidric este utilizat pe scară largă în industrie și laboratoare. Clorul este prezent în clorura de polivinil (PVC) și în alți polimeri care sunt utilizați pentru a izola firele, țevile și electronicele. În plus, clorul s-a dovedit util în industria farmaceutică. Medicamentele care conțin clor sunt folosite pentru a trata infecțiile, alergiile și diabetul. Forma neutră a clorhidratului este o componentă a multor medicamente. Clorul este, de asemenea, folosit pentru sterilizarea echipamentului spitalicesc și dezinfectare. În agricultură, clorul este un ingredient în multe pesticide comerciale: DDT (diclorodifeniltricloretan) a fost folosit ca insecticid agricol, dar utilizarea sa a fost întreruptă.
- Bromul, datorită incombustibilității sale, este folosit pentru a suprima arderea. Se găsește și în bromura de metil, un pesticid folosit pentru conservarea culturilor și suprimarea bacteriilor. Cu toate acestea, utilizarea excesivă a bromurii de metil a fost eliminată din cauza efectului său asupra stratului de ozon. Bromul este utilizat în producția de benzină, filme fotografice, stingătoare, medicamente pentru tratamentul pneumoniei și bolii Alzheimer.
- Iodul joacă un rol important în buna funcționare a glandei tiroide. Dacă organismul nu primește suficient iod, glanda tiroidă se mărește. Pentru a preveni gușa, acest halogen este adăugat la sarea de masă. Iodul este folosit și ca antiseptic. Iodul se găsește în soluțiile folosite pentrucurățarea rănilor deschise, precum și în spray-uri dezinfectante. În plus, iodura de argint este esențială în fotografie.
- Astatina este un halogen radioactiv și de pământuri rare, deci nu este încă folosit nicăieri. Cu toate acestea, se crede că acest element poate ajuta iodul în reglarea hormonilor tiroidieni.
