Moodustamine, Keskharidus ja koolid
Halogeeniga: füüsikalised omadused, keemilised omadused. Kasutamise ühendite halogeeniga ja nende
Halogeenide perioodilisuse tabeli vasakul väärisgaaside. Need viis toksilised metalliliste elementide grupis 7 perioodilisuse tabeli. Nendeks on fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Kuigi astatiin radioaktiivsed ja on ainult lühiajaline isotoobid, see käitub joodi ja peetakse sageli halogeeniga. Kuna halogeeni elemendid on seitse valentselektroni, see vajab ainult üks ekstra elektron, et moodustub terviklik oktett. See omadus muudab need aktiivsem kui teiste rühmade mittemetallide.
Üldised karakteristikud
Halogeenid moodustavad diatomic molekul (X2 tüüpi kus X on halogeen) - vormi stabiilse olemasolu halogeeniga vabaks rakkudes. Kontakt Kaheaatomilise molekulid on mittepolaarsed ning üksiku kovalentse. Keemilistest omadustest halogeeniga võimaldada neil lihtsalt ühenditeks enamiku elementide, nii et nad ei ole kunagi leidnud sidumata kujul looduses. Fluoro - kõige aktiivsemad halogeeni ja astatiin - vähem.
Kõik halogeeniga I grupi moodustavad sooli sarnaste omadustega. Nendes ühendites, Halogeniide esinemisel halogeeniidi aniooni laengut -1 (nt Cl -, Br -). Lõpp -id näitab juuresolekul Halogeniidide anioonide näiteks CI - nimetatakse "kloriidi".
Lisaks keemilistele omadustele halogeeniga võimaldada neil toimida oksüdeerijate - oksüdeeritud metall. Enamik keemilisi reaktsioone kaasates halogeeniga - redoks vesilahusena. Halogeenid moodustavad üksiksidemed koos süsiniku või lämmastiku orgaanilised ühendid, kus peegeldub oksüdatsiooni (CO) on võrdne -1. Kui asendatud halogeeni aatomiga kovalentselt vesinikuaatom orgaaniline ühend, halo eesliidet võib kasutada üldises mõttes või eesliiteid fluoro-, bromo-, jodo- - spetsiifilised halogeeniga. Halogeen elemendid võivad olla Rist sideme moodustamiseks diatomic molekulid polaarsed kovalentsed üksiksidemed.
Kloor (Cl2) oli esimene halogeen avati 1774, kell seejärel avati jood (I 2), broom (Br2), fluori (F 2) ja astatiin (At, leitud viimase temperatuuril 1940 YG). Nime "halogeen" on tuletatud kreeka root Hal- ( «sool») ja -gen ( «vorm"). Üheskoos on need sõnad tähendavad "soolamoodustavat", rõhutades, et halogeen reageerib metallidega, et moodustada soolasid. Halite - nime meresoola, looduslikud mineraalsed koosseisus naatriumkloriidi (NaCl). Lõpuks halogeen kasutatakse kodus - sisaldab fluoriidi hambapastas, kloro- desinfitseerida joogivee, joodi ja soodustab arengut kilpnäärmehormoonid.
keemilised elemendid
Fluoro - elemendi aatomnumber 9, tähistatakse F. elemendiline fluori avastati esmakordselt 1886 g. Isoleerides ülevalt vesinikfluoriidhape. Vabas olekus ta esineb kujul fluoro diatomic molekulid (F2) ja on kõige levinum halogeen, maakoores. Fluoro - kõige elektronegatiivsem element perioodilisuse tabeli. Toatemperatuuril kahvatukollane gaas. Fluor on ka suhteliselt väike aatomiraadiust. Selle CO - -1 arvatud elementaarse diatomic olekus, kus tema oksüdatsiooniaste on null. Fluoro- äärmiselt keemiliselt aktiivsed ja suhtleb otse kõik komponendid peale heeliumi (He), neoon (Ne) ja argoon (Ar). H 2O lahust, vesinikfluoriidhape (HF) on nõrk hape. Kuigi kõrge elektronegatiivsusega fluoro selle elektronegatiivsus suuda määrata happesust; HF on nõrk hape tingitud asjaolust, et fluoriidioonil on aluseline (pH> 7). Lisaks fluoro toodab väga võimas oksüdeerijatega. Näiteks fluori võib reageerida väärisgaas xenon ja moodustab tugev oksüdeerija xenon difluoriidiks (XeF 2). Paljudes rakendustes fluoriid.
Kloor - elemendi aatomnumber 17 ja keemiline sümbol Cl. Avastati 1774 by g. Eristavad seda soolhappega. Oma elementaarse olekus see moodustab kahest aatomist molekuli Cl2. Kloor on mitu SB -1, 1, 3, 5 ja 7 vahele Toatemperatuuril on heleroheline gaas. Kuna sidet, mis on moodustunud kahe klooriaatomite, on nõrk, Cl2 molekuli on väga kõrge võime siseneda ühendus. Kloor reageerib metallidega, et moodustada soolasid, mida kutsutakse kloriide. Kloriidioonid on kõige levinumad ioone sisalduva merevees. Kloor on ka kaks isotoopi: 35-ga ja 37-ga. Naatriumkloriid on kõige levinum ühendada kõiki kloriide.
Broomi - keemilise elemendi järjenumbri 35 ja sümbol Br. See avastati esmakordselt 1826. kujul elementaarsed broomi on diatomic molekuli, Br2. Toatemperatuuril on punakaspruun vedelik. Selle CO - -1, + 1, 3, 4 ja 5. Bromo aktiivsem kui jood, kuid on vähem aktiivsed kui kloori. Lisaks bromo isotoop on kaks 79 Br 81 Br. Broomi esineb soolade kujul bromiid, lahustati merevees. Viimastel aastatel on tootmine bromiid maailmas on oluliselt suurenenud, sest selle kättesaadavus ja pika eluea. Nagu teistegi halogeeniga broomi ja oksüdeerija see on väga mürgine.
Jood - keemiline element, mille aatomnumber 53 ja sümbol I. joodi oksüdatsiooni: -1, 1, 5 ja 7. Seal on kujul diatomic molekul, I 2. Toatemperatuuril tahke aine on lilla. Jood on üks stabiilne isotoop - 127 I. Esimese avastati 1811. abiga vetikad ja väävelhape. Praegu joodi ioone saab eraldada merevees. Vaatamata asjaolule, et joodi ei ole väga lahustuv vees, lahustuvus võib suureneda kasutades eraldi jodiidid. Jood on oluline roll keha, osalemine tootmise kilpnäärmehormoonid.
Astatiin - radioaktiivne element, mille aatomnumber 85 ja sümbol At. Selle võimalikuks oksüdatsiooni täpsustab -1, 1, 3, 5 ja 7 vahele Ainus halogeen, mis ei ole diatomic molekul. Normaalsetes tingimustes metallist kõvast materjalist must. Astatiin on väga haruldane element, nii vähe on teada teda. Lisaks astatiin on väga lühike poolväärtusaeg, enam kui paar tundi. Vastatud 1940. tulemusena sünteesi. Arvatakse, et astatiin sarnane joodi. Iseloomustatud metallilise omadused.
Alljärgnev tabel näitab struktuuri halogeeniaatomid, struktuuri väliskihi elektronid.
halogeen | Konfiguratsioon elektronide |
fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 |
kloor | 2 3s 3p 5 |
broom | 3d 10 4s 2 4p 5 |
jood | 4d 2 10 5s 5p 5 |
astatiin | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Selline struktuur põhjustab väliskihi elektronid et füüsikaliste ja keemiliste omaduste sarnane halogeeniga. Kuid kui võrrelda neid elemente ja erinevusi täheldatud.
Perioodiline omadused halogeengrupp
Füüsikalised omadused lihtsa ainete halogeen- muutunud üha järjenumbriga element. Parema imendumist ja suurema selguse, pakume teile mõned tabelid.
Sulatamise ja keemistemperatuurid rühmas suureneb molekuli suurus (F Tabel 1. halogeeniga. Füüsikalised omadused: sulamis- ja keemistemperatuur halogeen Sulamistemperatuur T (C) Keetmine T (C) fluor -220 -188 kloor -101 -35 broom -7.2 58,8 jood 114 184 astatiin 302 337 tuuma suurus kasvab (F Tabel 2: Halogeen. Füüsikalised omadused: aatomi raadiused halogeen Kovalentne raadiusega (pm) Ion (X -) raadius (pm) fluor 71 133 kloor 99 181 broom 114 196 jood 133 220 astatiin 150 Kui välise valentsielektroni ei asu lähedal tuuma, nende eemaldamine ei nõua palju energiat see. Seega vajalik energia väljapaiskumine välimine elektron ei ole nii suur kui alumises rühma elemendid, sest seal on rohkem energiat taset. Lisaks suure energiaga ionisatsiooni põhjustab elemendi näidata mittemetallilised kvaliteeti. metallilise omadused sest ionisatsioonienergia vähendatakse (At
Tabel 3. halogeeniga. Füüsikalised omadused: ionisatsioonienergia halogeen Ioniseerimisvõimsust energia (kJ / mol) fluor 1681 kloor 1251 broom 1140 jood 1008 astatiin 890 ± 40 Arvu valentsielektroni atom suureneb energiatasemete üha madalamaid tasemeid. Elektronid on järk-järgult kaugemal tuum; Seega tuumas ja elektrone mitte magnetiline üksteist. Suurenemine sõeluuringu seal. Seetõttu Elektronegatiivsus suurenedes väheneb period (At
Tabel 4. halogeeniga. Füüsikalised omadused: elektronegatiivsus halogeen elektronegatiivsust fluor 4.0 kloor 3.0 broom 2.8 jood 2.5 astatiin 2.2 Kuna suurus aatomiga suureneb aja jooksul, siis elektronafiinsust üldiselt väheneb (B
Tabel 5. Affinity halogeen elektronide halogeen Elektronafiinsust (KJ / mol) fluor -328,0 kloor -349,0 broom -324,6 jood -295,2 astatiin -270,1 Reaktiivsus halogeen suurenedes väheneb period (At
Halogeniidi moodustus halogeeni reageerimisel teiste, vähem elektronegatiivne elemendi moodustamiseks binaarse ühendi. Vesinik reageerib halogeenidega moodustamaks halogeniidid HX tüüp: halogeenvesinikhapetega lahustuvad kergesti vees ja moodustab vesinikhalogeen- (vesinikfluoriidhape, vesinikkloriidhape, vesinikbromiidhape, vesinikjodiidhape). Omadused nende hapete on toodud allpool. Happed moodustatud järgmises reaktsioonis: HX (aq) + H2O (l) → X - (aq) + H 3O + (aq). Kõik Vesinikhaliidi moodustamaks tugeva happe, välja arvatud HF. Happesuse suureneb vesinikhalüdhapete: HF Vesinikfluoriidhape võib söövitada klaasi ja teatud anorgaanilised fluoriidid kaua. See võib tunduda ebaloogiline, et HF on kõige nõrgem vesinikhalogeenhape, kuna fluor endal kõrge elektronegatiivsus. Siiski H-F sidemega väga tugev, mille tulemuseks on väga nõrk hape. Tugev suhe on määratletud lühikese sideme pikkus ja suur dissotsiatsioon energiat. Kõigist halogeenvesinikhapetega HF on lühim ühendus pikkuse ja suurima sideme dissotsiatsiooni energiat. Halogeen okso happed on hapete vesinikuaatomid, hapnik ja halogeen. Nende happesuse saab määrata, analüüsides struktuuri. Halogeen oxoacids esitatakse allpool: Kõigis neis prootoni happed seondunud hapnikuaatomi, nii võrdlemise sidemete pikkused prootonid on kasutud. Valitsev roll on siin elektronegatiivsust. Happesuse suureneb mitmeid hapniku aatomid tsentraalse aatom. Põhilised füüsikalised omadused halogeenid võib lühidalt väljendatud järgmises tabelis. Aine seisundi (toatemperatuuril) halogeen välimus firma jood purpurne astatiin must vedelik broom ruske gaasiline fluor kollaka värvusega kloor helerohelised Värvus on tingitud halogeeniga imendumist nähtava valguse molekulidega põhjustades elektroni ergastada. Fluoro- neelab ultraviolettvalgust ja järelikult näeb kahvatukollane. Jood seevastu neelab kollane tuli ja tundub lilla (kollane ja lilla - täiendavad värvid). Halogeen värvi muutub tumedamaks suurenedes jooksul. Suletud pakendite vedela broomi ja tahked jood on tasakaalus oma auruga, mis võib täheldada värvilise gaas. Kuigi värv astatiin teadmata, arvatakse, et see peaks olema tumedam joodi (t. E. Black) kooskõlas Täheldatud. Nüüd, kui teil paluti: "Kirjeldage füüsikalised omadused halogeenid," ütlete. Oksüdeerimise määra kasutatakse sageli mitte "valentsiga halogeenidega." Tüüpiliselt oksüdatsiooniastmega võrdne -1. Aga kui halogeen on seotud teise hapniku või halogeeni, võib kuluda teistes riikides: hapnik -2 SB on esmatähtis. Juhul kahe erineva halogeeniaatomid omavahel kokku keevitatud elektronegatiivsem aatom ülekaalus ja võtab CO -1. Näiteks on joodkloriid (ICI) on CO kloro -1, 1 ja joodi. Kloor on elektronegatiivsem kui jood, seega CO võrdub -1. Broomhape (HBrO 4) hapniku on CO -8 (-2 x 4 = -8 aatom). Vesinik on kokku oksüdatsiooniastmega 1. Lisaks nende kahe väärtuse annab CO -7. Kuna Lõppühendi SB peaks olema null, CO on seitse broomi. Kolmas erand sellest reeglist on tase oksüdeerumist halogeen elementvormis (X2), kus selle CO võrdub nulliga. halogeen Ühendites CO fluor -1 kloor -1, 1, 3, 5, 7 broom -1, 1, 3, 4, 5 jood -1, 1, 5, 7 astatiin -1, 1, 3, 5, 7 Elektronegatiivsus suureneb aja jooksul. Seega fluor on kõrgeim elektronegatiivsust kõik elemendid, mida tõendab tema positsiooni perioodilise tabeli. Selle elektroonilise konfiguratsiooni 1s 2 2s 2 2p 5. Kui fluoriidi saab teise elektron, äärmises p orbitaalid on täielikult täidetud ja moodustavad tervikliku oktett. Kuna fluor on kõrge elektronegatiivsus ta saab kergesti valida elektroni naaberaatomi. Fluoriidi sel juhul isoelektroonsete inertgaasi (kaheksa valentsielektroni) ja kõik selle välist orbitaalidest täis. Selles olekus, fluor on palju stabiilsem. Looduses halogeenid hetkel aniooni, nii vaba halogeen toodetakse oksüdatsiooni elektrolüüsil või oksüdeerijatega. Näiteks kloori genereeritakse hüdrolüüs naatriumkloriidi lahusega. Halogeenide kasutamine ja nende erinevad ühendid. Anorgaaniline keemia. Vesinik + halogeeniga
halogeen oxoacids
Välimus ja agregaatolekus
Selgitus välimus
Oksüdeerimise määra halogeenide ühendites
Miks fluoriga alati -1?
Valmistamine ja kasutamine halogeenide
Similar articles
Trending Now