Wiadomość na temat związków halogenowych. Halogeny i ich związki. Biologiczne znaczenie halogenów i ich związków

Symbol

element

Porządkowy

Numer

Struktura

zewnętrzny

elektroniczny

warstwa

2s 2 2p 5

3s 2 3p 5

4s 2 4p 5

5 s 2 5 s 5

6 s 2 6 s 5

Względne elektro

negatywność (EO)

4,0

3,0

2,8

2,5

~2,2

Promień atomowy, nm

0,064

0,099

0,114

0,133

–

Stopni

utlenianie

1, +1, +3,
+5, +7

–

Stan skupienia

Bladozielony
gaz

Zielony żółty.
gaz

Buraja
płyn

Ciemny fiolet
kryształy

Czarny
kryształy

t °pl.(°С)

219

101

114

227

t °wrzenia (°C)

183

185

317

ρ (g/cm3)

1,51

1,57

3,14

4,93

–

Rozpuszczalność w wodzie

(g/100g wody)

reaguje
z wodą

2,5: 1
objętościowo

3,5

0,02

–

Nazwa

Schemat budowy atomu

Formuła elektroniczna

Fluor

F +9) 2) 7

… 2s 2 2p 5

Chlor

Cl +17) 2) 8) 7

… 3s 2 3p 5

Brom

Br +35) 2) 8) 18) 7

…4s 2 4p 5

Jod

I +53) 2) 8) 18) 18) 7

…5s 2 5p 5

1. Oddziaływanie z metalami

Mg + Cl 2 → MgCl 2

2.Reakcje z niemetalami

H2 + Cl2 → 2HCl

3. Interakcja z alkaliami na zimno

2NaOH + Cl 2 → NaCl + NaClO + H 2 O

4. Interakcja z alkaliami po podgrzaniu

6NaOH + 3Cl 2 → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O

5. Wypieranie mniej aktywnych halogenów z halogenków

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2

6. Z wodą

H 2 O + Cl 2 ↔ HCl + HClO (woda chlorowana)

Fluor

jest szeroko stosowany jako środek fluorujący do produkcji różnych fluorków (SF 6, BF 3, WF 6 i innych), w tym związków gazów szlachetnych ksenonu (Xe) i kryptonu (Kr). Sześciofluorek uranu UF 6 służy do oddzielania izotopów uranu (U). Fluor wykorzystywany jest do produkcji teflonu, innych fluoroplastików, kauczuku fluorowego, tworzyw zawierających fluor materia organiczna i materiałów powszechnie stosowanych w technologii, zwłaszcza tam, gdzie wymagana jest odporność na działanie środowiska agresywnego, wysoka temperatura i tak dalej.

Chlor

stosowany do produkcji związków organicznych zawierających chlor (60-75%), substancje nieorganiczne(10-20%), do wybielania celulozy i tkanin (5-15%), na potrzeby sanitarne i do dezynfekcji (chlorowania) wody.

Brom

brom stosuje się do wytwarzania szeregu substancji nieorganicznych i organicznych w chemii analitycznej. Związki bromu są stosowane jako dodatki do paliw, pestycydy, środki zmniejszające palność i w fotografii. Powszechnie wiadomo, że zawiera brom leki. Należy zaznaczyć, że potoczne sformułowanie: „lekarz przepisał brom łyżkę po posiłku” oznacza oczywiście tylko tyle, że przepisano wodny roztwór bromku sodu (lub potasu), a nie czysty brom. Uspokajające działanie leków bromkowych opiera się na ich zdolności do wzmacniania procesów hamowania w ośrodkowym układzie nerwowym.

Jod

Jod służy do produkcji tytanu (Ti), cyrkonu (Zr), hafnu (Hf), niobu (Nb) i innych metali (tzw. rafinacja jodkowa metali). Podczas rafinacji jodku pierwotny metal wraz z zanieczyszczeniami przekształca się w postać lotnych jodków, a następnie powstałe jodki rozkładają się na gorącej cienkiej nitce. Gwint wykonany jest ze wstępnie oczyszczonego metalu, który poddawany jest uszlachetnieniu. Jego temperaturę dobiera się tak, aby na żarniku mógł rozłożyć się jedynie jodek oczyszczanego metalu, natomiast pozostałe jodki pozostają w fazie gazowej.
Jod stosowany jest również w żarowych lampach jodowych, które mają żarnik wolframowy i charakteryzują się długą żywotnością. Z reguły w takich lampach pary jodu znajdują się w środowisku ciężkiego gazu obojętnego ksenonowego (Xe) (lampy często nazywane są ksenonowymi) i reagują z atomami wolframu (W) parującymi z nagrzanej cewki. Tworzy się jodek, który w tych warunkach jest lotny, który prędzej czy później ponownie trafia w pobliże helisy. Następuje natychmiastowy rozkład jodku i uwolniony wolfram (W) ponownie pojawia się na spirali. Jod jest również stosowany dodatki do żywności, barwniki, katalizatory, fotografia, chemia analityczna.

Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl

Masa molowa jodu, obliczona na podstawie tabeli pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa, równa – 254 g/mol. Znajdźmy ilość utworzonego jodu:

v(I 2) = m(I 2)/M(I 2)

Halogeny znajdują się po lewej stronie gazów szlachetnych w układzie okresowym. Te pięć toksycznych pierwiastków niemetalicznych znajduje się w grupie 7 układu okresowego. Należą do nich fluor, chlor, brom, jod i astat. Chociaż astat jest radioaktywny i ma tylko krótkotrwałe izotopy, zachowuje się jak jod i często jest klasyfikowany jako halogen. Ponieważ pierwiastki halogenowe mają siedem elektronów walencyjnych, do utworzenia pełnego oktetu potrzebny jest tylko jeden dodatkowy elektron. Ta cecha czyni je bardziej reaktywnymi niż inne grupy niemetali.

ogólna charakterystyka

Halogeny tworzą cząsteczki dwuatomowe (typ X2, gdzie X oznacza atom halogenu) - stabilną formę istnienia halogenów w postaci wolnych pierwiastków. Wiązania tych cząsteczek dwuatomowych są niepolarne, kowalencyjne i pojedyncze. Właściwości chemiczne halogenów pozwalają im łatwo łączyć się z większością pierwiastków, dlatego nigdy nie występują w przyrodzie w postaci niezwiązanej. Fluor jest najbardziej aktywnym halogenem, a astat najmniej.

Wszystkie halogeny tworzą sole grupy I o podobnych właściwościach. W tych związkach halogeny występują jako aniony halogenkowe z ładunkiem -1 (na przykład Cl-, Br-). Końcówka -id wskazuje na obecność anionów halogenkowych; na przykład Cl- nazywany jest „chlorkiem”.

Oprócz, Właściwości chemiczne halogeny pozwalają im działać jako środki utleniające - utleniające metale. Większość reakcje chemiczne, w którym biorą udział halogeny - redoks w roztworze wodnym. Halogeny tworzą wiązania pojedyncze z węglem lub azotem w związkach organicznych, gdzie ich stopień utlenienia (CO) wynosi -1. Kiedy atom halogenu zostaje zastąpiony kowalencyjnie związanym atomem wodoru w związek organiczny, przedrostek halo- może być używany w sensie ogólnym, a przedrostki fluoro-, chloro-, bromo-, jod- w przypadku określonych halogenów. Elementy halogenowe mogą sieciować, tworząc cząsteczki dwuatomowe z polarnymi kowalencyjnymi wiązaniami pojedynczymi.

Chlor (Cl2) był pierwszym halogenem odkrytym w 1774 r., następnie jod (I2), brom (Br2), fluor (F2) i astat (At, odkryty ostatnio w 1940 r.). Nazwa „halogen” pochodzi od greckich słów hal- („sól”) i -gen („tworzyć”). Razem te słowa oznaczają „tworzący sól”, podkreślając fakt, że halogeny reagują z metalami, tworząc sole. Halit to nazwa soli kamiennej, naturalnie występującego minerału składającego się z chlorku sodu (NaCl). I wreszcie halogeny są stosowane w życiu codziennym - fluor znajduje się w pastach do zębów, chlor dezynfekuje woda pitna, a jod wspomaga produkcję hormonów tarczycy.

Pierwiastki chemiczne

Fluor jest pierwiastkiem o liczbie atomowej 9 i jest oznaczony symbolem F. Fluor pierwiastkowy został po raz pierwszy odkryty w 1886 roku poprzez wyizolowanie go z kwasu fluorowodorowego. W stanie wolnym fluor występuje w postaci cząsteczki dwuatomowej (F2) i jest najobficiej występującym halogenem w skorupie ziemskiej. Fluor jest najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem w układzie okresowym. W temperaturze pokojowej jest to bladożółty gaz. Fluor ma również stosunkowo mały promień atomowy. Jego CO wynosi -1, z wyjątkiem elementarnego stanu dwuatomowego, w którym jego stopień utlenienia wynosi zero. Fluor jest niezwykle reaktywny i reaguje bezpośrednio ze wszystkimi pierwiastkami z wyjątkiem helu (He), neonu (Ne) i argonu (Ar). W roztworze H2O kwas fluorowodorowy (HF) jest słabym kwasem. Chociaż fluor jest wysoce elektroujemny, jego elektroujemność nie determinuje kwasowości; HF jest słabym kwasem ze względu na to, że jon fluorkowy jest zasadowy (pH > 7). Ponadto fluor wytwarza bardzo silne środki utleniające. Na przykład fluor może reagować z gaz obojętny ksenon i tworzy silny utleniacz difluorek ksenonu (XeF2). Fluor ma wiele zastosowań.

Chlor jest pierwiastkiem o liczbie atomowej 17 i symbolu chemicznym Cl. Odkryty w 1774 roku poprzez wyizolowanie go z kwasu solnego. W stanie elementarnym tworzy dwuatomową cząsteczkę Cl2. Chlor ma kilka CO: -1, +1, 3, 5 i 7. W temperaturze pokojowej jest jasnozielonym gazem. Ponieważ wiązanie powstające pomiędzy dwoma atomami chloru jest słabe, cząsteczka Cl2 ma bardzo dużą zdolność tworzenia związków. Chlor reaguje z metalami tworząc sole zwane chlorkami. Jony chloru są najczęstszymi jonami występującymi w wodzie morskiej. Chlor ma również dwa izotopy: 35Cl i 37Cl. Chlorek sodu jest najpowszechniejszym związkiem spośród wszystkich chlorków.

Brom – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 35 i symbolu Br. Po raz pierwszy odkryto go w 1826 r. W swojej postaci pierwiastkowej brom jest dwuatomową cząsteczką Br2. W temperaturze pokojowej jest czerwono-brązową cieczą. Jego CO to -1, + 1, 3, 4 i 5. Brom jest bardziej aktywny niż jod, ale mniej aktywny niż chlor. Ponadto brom ma dwa izotopy: 79Br i 81Br. Brom występuje w postaci soli bromkowych rozpuszczonych w wodzie morskiej. Za ostatnie lataŚwiatowa produkcja bromku znacznie wzrosła ze względu na jego dostępność i długi okres przydatności do spożycia. Podobnie jak inne halogeny, brom jest środkiem utleniającym i jest bardzo toksyczny.

Jod jest pierwiastkiem chemicznym o liczbie atomowej 53 i symbolu I. Jod ma stopnie utlenienia: -1, +1, +5 i +7. Występuje jako cząsteczka dwuatomowa I2. W temperaturze pokojowej tak solidny fioletowy. Jod ma jeden stabilny izotop – 127I. Po raz pierwszy odkryty w 1811 roku przy użyciu wodorostów i kwasu siarkowego. Obecnie jony jodu można izolować z wody morskiej. Chociaż jod nie jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, jego rozpuszczalność można zwiększyć poprzez zastosowanie pojedynczych jodków. Jod pełni ważną rolę w organizmie, uczestnicząc w produkcji hormonów tarczycy.

Astat jest pierwiastkiem radioaktywnym o liczbie atomowej 85 i symbolu At. Jego możliwe stopnie utlenienia to -1, +1, 3, 5 i 7. Jedyny halogen, który nie jest cząsteczką dwuatomową. W normalnych warunkach jest to czarne, metaliczne ciało stałe. Astat jest pierwiastkiem bardzo rzadkim, dlatego niewiele o nim wiadomo. Ponadto astat ma bardzo krótki okres okres półtrwania nie dłuższy niż kilka godzin. Otrzymany w 1940 roku w wyniku syntezy. Uważa się, że astat jest podobny do jodu. Różni się właściwościami metalicznymi.

Poniższa tabela przedstawia strukturę atomów halogenu i strukturę zewnętrznej warstwy elektronów.

Taka struktura zewnętrznej warstwy elektronów powoduje, że właściwości fizyczne i chemiczne halogenów są podobne. Jednak porównując te elementy, zauważa się także różnice.

Właściwości okresowe w grupie halogenowej

Właściwości fizyczne proste substancje halogeny zmieniają się wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka. Dla lepszego zrozumienia i większej przejrzystości oferujemy Państwu kilka tabel.

Temperatury topnienia i wrzenia grupy rosną wraz ze wzrostem rozmiaru cząsteczki (F

Tabela 1. Halogeny. Właściwości fizyczne: temperatura topnienia i wrzenia

Zwiększa się rozmiar jądra (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Tabela 2. Halogeny. Właściwości fizyczne: promienie atomowe

Jeśli zewnętrzne elektrony walencyjne nie znajdują się w pobliżu jądra, wówczas usunięcie ich z niego nie zajmie dużo energii. Zatem energia potrzebna do wybicia zewnętrznego elektronu nie jest tak wysoka w dolnej części grupy pierwiastków, ponieważ tam jest więcej poziomów energii. Dodatkowo wysoka energia jonizacji powoduje, że pierwiastek wykazuje właściwości niemetaliczne. Jod i astat wykazują właściwości metaliczne, ponieważ energia jonizacji jest zmniejszona (At< I < Br < Cl < F).

Tabela 3. Halogeny. Właściwości fizyczne: energia jonizacji

Liczba elektronów walencyjnych w atomie wzrasta wraz ze wzrostem poziomu energii na stopniowo niższych poziomach. Elektrony stopniowo oddalają się od jądra; Zatem jądro i elektrony nie są przyciągane. Obserwuje się wzrost ekranowania. Dlatego elektroujemność maleje wraz ze wzrostem okresu (At< I < Br < Cl < F).

Tabela 4. Halogeny. Właściwości fizyczne: elektroujemność

Wraz ze wzrostem rozmiaru atomu wraz ze wzrostem okresu powinowactwo elektronowe ma tendencję do zmniejszania się (B< I < Br < F < Cl). Исключение – фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tabela 5. Powinowactwo elektronowe halogenów

Reaktywność halogenów maleje wraz ze wzrostem okresu (At

Chemia nieorganiczna. Wodór + halogeny

Halogenek powstaje, gdy halogen reaguje z innym, mniej elektroujemnym pierwiastkiem, tworząc związek binarny. Wodór reaguje z halogenami, tworząc halogenki w postaci HX:

Halogenowodory łatwo rozpuszczają się w wodzie, tworząc kwas fluorowodorowy (fluorowy, solny, bromowodorowy, jodowodorowy). Poniżej podano właściwości tych kwasów.

Kwasy powstają w wyniku reakcji: HX (aq) + H2O (l) → X- (aq) + H3O+ (aq).

Wszystkie halogenowodory tworzą mocne kwasy, z wyjątkiem HF.

Zwiększa się kwasowość kwasów halogenowodorowych: HF

Kwas fluorowodorowy może trawić szkło i niektóre nieorganiczne fluorki przez długi czas.

Może wydawać się sprzeczne z intuicją, że HF jest najsłabszym kwasem halogenowodorowym, ponieważ fluor ma najwyższą elektroujemność. Jednakże wiązanie HF jest bardzo silne, co daje bardzo słaby kwas. O silnym wiązaniu decyduje krótka długość wiązania i wysoka energia dysocjacji. Ze wszystkich halogenowodorów HF ma najkrótszą długość wiązania i najwyższą energię dysocjacji wiązania.

Halogenowe oksokwasy

Halogenoksokwasy to kwasy zawierające atomy wodoru, tlenu i halogenu. Ich kwasowość można określić na podstawie analizy strukturalnej. Poniżej podano halogenowe kwasy okso:

W każdym z tych kwasów proton jest związany z atomem tlenu, więc porównywanie długości wiązań protonowych nie jest tutaj przydatne. Dominującą rolę odgrywa tutaj elektroujemność. Aktywność kwasu wzrasta wraz z liczbą atomów tlenu związanych z atomem centralnym.

Wygląd i stan substancji

Podstawowe właściwości fizyczne halogenów można podsumować w poniższej tabeli.

Wyjaśnienie wyglądu

Barwa halogenów wynika z absorpcji światła widzialnego przez cząsteczki, co powoduje wzbudzenie elektronów. Fluor pochłania światło fioletowe i dlatego wydaje się jasnożółty. Jod natomiast pochłania żółte światło i wydaje się fioletowy (żółty i fioletowy to kolory uzupełniające). Kolor halogenów staje się ciemniejszy wraz ze wzrostem okresu.

W zamkniętych pojemnikach ciekły brom i stały jod znajdują się w równowadze z ich oparami, co można zaobserwować w postaci kolorowego gazu.

Chociaż kolor astatu nie jest znany, zgodnie z zaobserwowanym wzorem przyjmuje się, że jest on ciemniejszy niż jod (tj. czarny).

Teraz, jeśli zostaniesz zapytany: „Scharakteryzuj właściwości fizyczne halogenów”, będziesz miał coś do powiedzenia.

Stan utlenienia halogenów w związkach

Zamiast pojęcia wartościowości halogenu często stosuje się liczbę utlenienia. Zazwyczaj stopień utlenienia wynosi -1. Ale jeśli halogen jest związany z tlenem lub innym halogenem, może przyjmować inne stany: tlen CO -2 ma pierwszeństwo. W przypadku dwóch różnych atomów halogenu związanych razem, atom bardziej elektroujemny przeważa i przyjmuje CO -1.

Na przykład w chlorku jodu (ICl) chlor ma CO -1, a jod +1. Chlor jest bardziej elektroujemny niż jod, więc jego CO wynosi -1.

W kwasie bromowym (HBrO4) tlen ma CO -8 (-2 x 4 atomy = -8). Wodór ma ogólny stopień utlenienia +1. Dodanie tych wartości daje CO wynoszący -7. Ponieważ końcowy CO związku musi wynosić zero, CO bromu wynosi +7.

Trzecim wyjątkiem od reguły jest stopień utlenienia halogenu w postaci pierwiastkowej (X2), gdzie jego CO wynosi zero.

Dlaczego fluor CO zawsze ma wartość -1?

Elektroujemność wzrasta wraz ze wzrostem okresu. Fluor ma zatem najwyższą elektroujemność ze wszystkich pierwiastków, o czym świadczy jego położenie w układzie okresowym. Jego konfiguracja elektronowa to 1s2 2s2 2p5. Jeśli fluor zdobędzie kolejny elektron, najbardziej zewnętrzne orbitale p zostaną całkowicie wypełnione i utworzą pełny oktet. Ponieważ fluor ma wysoką elektroujemność, może z łatwością pobrać elektron z sąsiedniego atomu. Fluor w tym przypadku jest izoelektroniczny w stosunku do gazu obojętnego (z ośmioma elektronami walencyjnymi), wszystkie jego zewnętrzne orbitale są wypełnione. W tym stanie fluor jest znacznie bardziej stabilny.

Produkcja i zastosowanie halogenów

W naturze halogeny występują w stanie anionowym, zatem wolne halogeny otrzymuje się poprzez utlenianie poprzez elektrolizę lub przy użyciu środków utleniających. Na przykład chlor wytwarza się w wyniku hydrolizy roztworu soli kuchennej. Zastosowanie halogenów i ich związków jest różnorodne.