Halogeny: fyzikální vlastnosti, chemické vlastnosti. Použití halogenů a jejich sloučenin

Halogeny v periodické tabulce jsou umístěny vlevo od vzácných plynů. Tyto pět toxických nekovových prvků je zařazeno do skupiny 7 periodické tabulky. Patří mezi ně fluor, chlor, brom, jod a astatin. I když je astat radioaktivní a má pouze krátkodobé izotopy, chová se jako jód a často se považuje za halogeny. Vzhledem k tomu, že halogenové prvky mají sedm valenčních elektronů, potřebují pouze jeden další elektron pro vytvoření úplného oktetu. Tato vlastnost je činí aktivnějšími než jiné skupiny nekovů.

Obecné charakteristiky

Halogeny tvoří molekuly diatomu (formy X₂, kde X je atom halogenu) je stabilní forma existence halogenů ve formě volných prvků. Vazby těchto diatomových molekul jsou nepolární, kovalentní a jednotné. Chemické vlastnosti halogenů jim umožňují snadné spojení s většinou prvků, takže se nikdy neobjevují v přírodě. Fluorid je nejaktivnějším halogenem a astat je nejméně aktivní.

Všechny halogeny tvoří soli skupiny I s podobnými vlastnostmi. V těchto sloučeninách jsou halogeny přítomny ve formě halogenidových aniontů s nábojem -1 (například Cl^-, Br^-). Ending -id označuje přítomnost halogenidových aniontů - například Cl^- se nazývá "chlorid".

Kromě toho mohou chemické vlastnosti halogenů působit jako oxidační činidla - oxidovat kovy. Většina chemických reakcí, při kterých se podílejí halogeny, je redukce oxidace ve vodném roztoku. Halogeny tvoří jednoduché vazby s uhlíkem nebo dusíkem v organické sloučeniny, přičemž stupeň oxidace (CO) je rovna -1. Pokud je atom halogenu nahrazen kovalentně vázaným atomem vodíku v organické sloučenině, může být prefix halo použit v obecném smyslu, nebo předřazení fluoru, chloru, bromu a jodu pro specifické halogeny. Halogenové prvky mohou mít křížovém vázat za vzniku diatomic molekul s polárními kovalentními jednoduchých vazeb.

Chlor (Cl₂) se stal prvním halogenem objeveným v roce 1774, pak byl objeven jód (I.₂), brom (Br₂), fluor (F₂) a astat (At, byl objeven naposledy v roce 1940). Jméno „halogen“ je odvozen z řeckého kořene hal- ( «sůl») a -GEN ( «forma"). Společně tato slova znamenají „tvořící sůl“, s důrazem na to, že halogen reaguje s kovy za vzniku solí. Halit - název kamenné soli, přírodní minerální složené z chloridu sodného (NaCl). A konečně, halogen použitý v domácnosti - obsahuje fluorid v zubní pastě, chlor dezinfikovat pitnou vodu, jód a podporuje vývoj hormonů štítné žlázy.

Chemické prvky

Fluor je element s atomovým číslem 9 označeným symbolem F. Elementární fluor byl poprvé objeven v roce 1886 jeho oddělením od kyseliny fluorovodíkové. Ve volném stavu existuje fluor ve formě diatomové molekuly (F₂) a je nejběžnějším halogenem v zemské kůře. Fluor je nejvíce elektro-negativní prvek v periodické tabulce. Při pokojové teplotě je bledě žlutý plyn. Fluor má také relativně malý atomový poloměr. Jeho CO-1, s výjimkou elementárního diatomického stavu, ve kterém je jeho stupeň oxidace nulový. Fluor je extrémně chemicky aktivní a přímo interaguje se všemi prvky s výjimkou helia (He), neonu (Ne) a argonu (Ar). V roztoku H₂O, kyselina fluorovodíková (HF) je slabá kyselina. Ačkoli fluor je silně elektrogativní, jeho elektroegativita neurčuje jeho kyselost. HF je slabá kyselina vzhledem k tomu, že fluorový iont je zásaditý (pH> 7). Kromě toho fluor produkuje velmi silné oxidanty. Například fluor může reagovat s inertním plynem s xenonem a tvoří silný xenonový difluoridový oxidant (XeF₂). Fluor má mnoho použití.

Chlór je prvek s atomovým číslem 17 a chemickým symbolem Cl. Nalezeno v roce 1774 jeho oddělením od kyseliny chlorovodíkové. Ve svém elementárním stavu vytváří diatomovou molekulu, Cl₂. Chlor má několik CO: -1, +1, 3, 5 a 7. Při pokojové teplotě je to světle zelený plyn. Vzhledem k tomu, že vazba mezi dvěma atomy chloru je slabá, molekula Cl₂ má velmi vysokou schopnost se připojit. Chlor reaguje s kovy za vzniku solí, které se nazývají chloridy. Chlorové ionty jsou nejčastějšími ionty, nacházejí se v mořské vodě. Chlor má také dva izotopy: ³⁵Cl a ³⁷Cl. Chlorid sodný je nejběžnější složkou všech chloridů.

Brom je chemický prvek s atomovým číslem 35 a symbolem Br. To bylo poprvé objeveno v 1826. Ve své základní formě, bróm je diatomický Br₂. Při pokojové teplotě je to červenohnědá kapalina. Jeho CO je -1, + 1, 3, 4 a 5. Bróm je aktivnější než jód, ale méně aktivní než chlor. Kromě toho má brom dva izotopy: ⁷⁹Br a ⁸¹Vg. Brom se vyskytuje v forma solí bromidu rozpuštěného v mořské vodě. V posledních letech výrazně vzrostla světová produkce bromidu díky jeho dostupnosti a dlouhé životnosti. Stejně jako ostatní halogeny je bromem oxidační činidlo a velmi toxické.

Jod je chemický prvek s atomovým číslem 53 a symbolem I. Jód má oxidační stavy: -1, +1, +5 a +7. Existuje ve formě diatomické molekuly, I₂. Při pokojové teplotě je to tuhá látka fialové barvy. Jod má jeden stabilní izotop - ¹²⁷I. Byl poprvé objeven v roce 1811 pomocí mořských řas a kyseliny sírové. V současné době mohou být ionty jódu izolovány v mořské vodě. Navzdory skutečnosti, že jod není ve vodě velmi rozpustný, jeho rozpustnost se může zvýšit s použitím jednotlivých jodidů. Jód hraje důležitou roli v těle, podílí se na produkci hormonů štítné žlázy.

Astat je radioaktivní prvek s atomovým číslem 85 a symbolem At. Jeho možné oxidační stavy jsou: -1, +1, 3, 5 a 7. Jediný halogen, který není diatomickou molekulou. Za normálních podmínek je to kovová pevná látka černé barvy. Astat je velmi vzácný prvek, o němž je tak málo známo. Kromě toho má astatin velmi krátký poločas, ne déle než několik hodin. Získaná v roce 1940 jako výsledek syntézy. Předpokládá se, že astatin je podobný jódu. Rozlišuje se kovové vlastnosti.

Níže uvedená tabulka ukazuje strukturu atomů halogenů, strukturu vnější vrstvy elektronů.

Podobná struktura vnější vrstvy elektronů způsobuje, že fyzikální a chemické vlastnosti halogenů jsou podobné. Současně při porovnávání těchto prvků jsou pozorovány také rozdíly.

Periodické vlastnosti v halogenové skupině

Fyzikální vlastnosti jednoduchých halogenových látek se mění s nárůstem atomového čísla prvku. Pro lepší porozumění a větší přehlednost nabízíme několik tabulek.

Bod tání a teploty varu se zvyšuje s velikostí molekuly (F

Tabulka 1. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: bod tání a bod varu

• Atomový poloměr se zvětšuje.

Velikost jádra se zvyšuje (F < Cl < Br < I < At), protože se zvyšuje počet protonů a neutronů. Kromě toho se každým obdobím přidává více a více energie. To vede k větší orbitální a následně ke zvýšení poloměru atomu.

Tabulka 2. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: atomové poloměry

• Ionizační energie klesá.

Pokud jsou vnější elektrony valence blízko jádra, nevyžadují z nich příliš mnoho energie k jejich odstranění. Energie potřebná k vytlačování vnějších elektronů tedy není v dolní části skupiny prvků tak vysoká, protože zde existuje více energetických úrovní. Kromě toho vysoká ionizační energie způsobuje, že buňka vykazuje nekovové vlastnosti. Jód a displej astat vykazují kovové vlastnosti, protože ionizační energie klesá (At < I < Br < Cl < F).

Tabulka 3. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: ionizační energie

• Elektronegativita se snižuje.

Počet valenčních elektronů v atomu se zvyšuje s rostoucími úrovněmi energie na postupně nižších úrovních. Elektrony jsou postupně vzdálenější od jádra, takže jádro a elektrony nejsou vzájemně přitahovány. Zvyšuje se screening. Proto se elektronegativita s rostoucím obdobím snižuje (At < I < Br < Cl < F).

Tabulka 4. Halogeny. Fyzikální vlastnosti: elektronegativita

• Afinita k elektronu klesá.

Vzhledem k tomu, že velikost atomu se zvyšuje s rostoucím obdobím, zpravidla se snižuje afinita k elektronu (B < I < Br < F < Cl). Výjimkou je fluor, jehož afinita je nižší než afinita chlóru. To lze vysvětlit tím, že v porovnání s chlórem je menší velikost fluoru.

Tabulka 5. A fi nita halogenů pro elektron

• Reaktivita prvků se snižuje.

Reaktivita halogenů se s rostoucím obdobím snižuje (At

Anorganická chemie. Vodík + halogeny

Halogenid se vytváří, když halogen reaguje s jiným, méně elektroforetickým prvkem za vzniku binární sloučeniny. Vodík reaguje s halogeny za vzniku halogenidů typu HX:

• fluorovodík HF;
• chlorovodík HCl;
• hydrobromid HBr;
• hydrogenhydrid HI.

halogenovodíky se snadno rozpustí ve vodě za vzniku halogenovodíkové (fluorovodíková, kyselina chlorovodíková, kyselina bromovodíková, kyselina jodovodíková). Vlastnosti těchto kyselin jsou uvedeny níže.

Kyseliny jsou tvořeny následující reakcí: HX (aq) + H₂O (l) → X^- (aq) + H₃O⁺ (aq).

Všechny halogenovodíky tvoří silné kyseliny, s výjimkou HF.

Kyselost halogenových kyselin se zvyšuje: HF

Kyselina fluorovodíková je schopna po dlouhou dobu leptat sklo a některé anorganické fluoridy.

Může se zdát nelogické, že HF je nejslabší halogenovodíkové kyseliny, protože fluor samotný má vysokou elektronegativitu. Nicméně H-F vazba je velmi silná, v důsledku čehož je kyselina velmi slabá. Pevná vazba je určena krátkou délkou vazby a vysokou disociační energií. Ze všech halogenovaných halogenů má HF nejkratší délku vazby a největší energii disociačních vazeb.

Halogenové Oxokyseliny

Halogenové oxo kyseliny jsou kyseliny s atomy vodíku, kyslíku a halogenu. Jejich kyselost může být stanovena analýzou struktury. Halogenové oxo kyseliny jsou uvedeny níže:

• Kyselina chlornová HOCl.
• Kyselina chlorovodíková HClO₂.
• Kyselina chlorovodíková HClO₃.
• Kyselina chlorovodíková HClO₄.
• Kyselina hypobutyrová HOBr.
• Kyselina bromovodíková HBrO₃.
• Kyselina bromovodíková HBrO₄.
• Kyselina jodová HOI.
• Kyselina jodová HIO₃.
• Kyselina methionová HIO4, H5IO6.

V každé z těchto kyselin je proton vázán na atom kyslíku, takže porovnání délky protonových vazeb je zde neužitečné. Dominantní roli zde je elektronegativita. Aktivita kyseliny se zvyšuje s počtem atomů kyslíku vázaných na centrální atom.

Vzhled a stav látky

Hlavní fyzikální vlastnosti halogenů lze shrnout v následující tabulce.

Vysvětlení vzhledu

Barva je výsledkem halogeny absorpce viditelného světla molekul způsobující elektrony vzrušení. Fluor pohlcuje fialové světlo a proto vypadá světle žlutá. Jód naopak absorbuje žluté světlo a vypadá fialově (žlutá a fialová - doplňkové barvy). Barva halogenů se stává tmavší, jak se doba zvětšuje.

Uzavřené nádoby tekutý bromu a jodu pevná látka jsou v rovnováze se svou parou, který může být pozorován jako barevný plyn.

Ačkoliv barva astatinu není známa, předpokládá se, že by měla být v souladu s pozorovaným vzorem tmavší než jód (tj. Černý).

Nyní, pokud se vás zeptáte: "Charakterizujte fyzikální vlastnosti halogenů", budete mít co říct.

Stupeň oxidace halogenů ve sloučeninách

Stupeň oxidace se často používá místo koncepce "valence halogenů". Stupeň oxidace je zpravidla -1. Pokud je však halogen spojen s kyslíkem nebo jiným halogenem, může to mít další stavy: CO kyslík-2 má přednost. V případě, že dva různé atomy halogenů jsou spojeny dohromady, převažuje více elektronativní atom a přebírá CO-1.

Například v chloridu jodu (ICl) chlor má CO-1 a jod + 1. Chlor je více elektrogativní než jód, takže jeho CO je -1.

V kyselině bromovodíkové (HBrO₄) kyslík má CO-8 (-2 x 4 atomy = -8). Vodík má celkový oxidační stav +1. Přidáním těchto hodnot získáte CO-7. Protože konečný CO sloučeniny musí být nula, CO bromu je +7.

Třetí výjimkou z pravidla je stupeň oxidace halogenu v elementární formě (X₂), kde jeho CO je nula.

Proč je CO fluoru vždy -1?

Elektronegativita se zvyšuje s růstem období. Proto má fluor nejvyšší elektronegativita všech prvků, což je potvrzeno jeho pozicí v periodické tabulce. Jeho elektronická konfigurace je 1 s² 2s² 2p⁵. Pokud fluor dostane další elektron, extrémní p-orbitals jsou úplně vyplněny a tvoří úplný oktet. Vzhledem k tomu, že fluor má vysokou elektrogenitu, může snadno získat elektron od sousedního atomu. Fluorid je v tomto případě isoelectronic inertního plynu (s osmi valenčních elektronů) a všech jejích vnějších orbitalů naplněných. V tomto stavu je fluorid mnohem stabilnější.

Příprava a použití halogenů

V přírodě jsou halogeny ve stavu aniontů, takže volné halogeny se získají oxidací elektrolýzou nebo oxidačními činidly. Například chlór se vyrábí hydrolýzou roztoku běžné soli. Použití halogenů a jejich sloučenin je různorodé.

• Fluorid. I přes skutečnost, že fluor je velmi reaktivní, používá se v mnoha oblastech průmyslu. Například je to klíčová složka polytetrafluorethylenu (teflonu) a některých dalších fluoropolymerů. Chlorfluorované uhlovodíky jsou organické chemické látky, které byly dříve používány jako chladiva a hnací látky v aerosolů. Jejich použití se zastavilo z důvodu jejich možného dopadu na životní prostředí. Byly nahrazeny hydrochlorfluoruhlovodíky. Do zubní pasty se přidá fluorid (SnF₂) a pitnou vodou (NaF), aby se zabránilo zubnímu kazu. Tento halogen je obsažen v hlíně používané k výrobě určitých druhů keramiky (LiF), používá se v jaderné energetice (UF_6.), pro přípravu antibiotika fluorochinolonu, hliníku (Na₃AlF_6.), pro izolaci vysokonapěťových zařízení (SF_6.).
• Chlor také našel řadu aplikací. Používá se k dezinfekci pitné vody a bazénů. Chlornan sodný (NaClO) je hlavní složkou bělidla. Kyselina chlorovodíková je široce používána v průmyslu a laboratořích. Chlór přítomný v polyvinylchloridu (PVC) a dalších polymerů, které se používají pro izolaci vodičů, trubek a elektroniky. Chlor byl navíc užitečný také ve farmaceutickém průmyslu. Léky obsahující chlór se používají k léčbě infekcí, alergií a diabetu. Neutrální forma hydrochloridu je složkou mnoha léčiv. Chlor se také používá k sterilizaci nemocničního vybavení a dezinfekci. V zemědělství je chlór součástí mnoha komerčních pesticidů: DDT (dichlorodifenyltrichloroethan) byl použit jako zemědělský insekticid, ale jeho použití bylo přerušeno.

• Brom, díky své nehořlavosti se používá k potlačení hoření. To se také nachází v methylbromidu, pesticidu používaném pro skladování plodin a inhibici bakterií. Nicméně nadměrné používání methylbromidu bylo přerušeno kvůli jeho vlivu na ozonovou vrstvu. Brom se používá při výrobě benzinu, fotografických filmů, hasicích přístrojů, léků na léčbu pneumonie a Alzheimerovy choroby.
• Jod hraje důležitou roli při správném fungování štítné žlázy. Pokud tělo nedostane dostatek jódu, dochází ke zvýšení štítné žlázy. Aby se zabránilo hnilobě, tento halogen se přidává ke stolní soli. Jód se také používá jako antiseptikum. Jod se nachází v roztoku používaném k čištění otevřených ran, stejně jako v dezinfekčním spreji. Kromě toho je jodid stříbrný důležitý ve fotografování.
• Astat - radioaktivním a vzácným zemním halogenem, takže se nikde jinde nepoužívá. Nicméně se předpokládá, že tento prvek může pomáhat jódu při regulaci hormonů štítné žlázy.