Formació, L'ensenyament secundari i escoles
Els halògens: propietats físiques, propietats químiques. L'ús dels compostos d'halògens i la seva
Els halògens en la taula periòdica a l'esquerra dels gasos nobles. Aquests cinc elements metàl·lics tòxics inclosos en el grup 7 de la Taula Periòdica. Aquests inclouen fluor, clor, brom, iode i àstat. Encara que només una vida curta isòtops de àstat radioactiu i té, es comporta com iode i, sovint es considera halògens. Com els elements halògens són set electrons de valència, que necessita només un electró extra per formar un octet complet. Aquesta característica els fa més actiu que altres grups dels no metalls.
característiques generals
Els halògens formen una molècula diatòmica (X 2 tipus en què X és un halogen) - halògens existència de forma estable cèl·lules lliures. Contacte de molècules diatòmiques són no polars, i l'única covalent. Les propietats químiques d'halògens els permeten formar fàcilment compostos amb la majoria dels elements, de manera que mai es troben en la forma no unida a la natura. Fluoro - halogen més actiu i àstat - menys.
Tots els grups halògens I formen sals amb propietats similars. En aquests compostos, els halurs es presenti com un anió halur amb una càrrega de -1 (per exemple, Cl -, Br -). Finalització de -aneu indica la presència d'anions halur; per exemple, Cl - anomenada "clorur".
A més, les propietats químiques d'halògens els permeten actuar com a agents oxidants - metalls oxidats. majoria de les reaccions químiques que impliquen halògens - redox en solució aquosa. Els halògens formen enllaços individuals amb carboni o nitrogen en compostos orgànics, on el grau d'oxidació (CO) és igual a -1. Quan està substituït per un àtom d'hidrogen unit covalentment àtom d'halogen en un compost orgànic, prefix d'halo es pot utilitzar en un sentit general, o prefixos fluoro-, clor-, bromo-, iode - halògens específics. elements halògens poden tenir un enllaç creuat per formar molècules diatòmiques amb enllaços senzills covalents polars.
El clor (Cl 2) va ser el primer halogen va obrir el 1774, a continuació, es va obrir el iode (I 2), brom (Br 2), fluor (F 2) i àstat (At, trobat passat el 1940 YG). El nom "halogen" es deriva de l'arrel grega hal ( «sal») i -gen ( «forma»). En conjunt, aquestes paraules signifiquen "formador de sal", posant l'accent en el fet que l'halogen reacciona amb metalls per formar sals. Halita - el nom de sal de roca, mineral natural compost de clorur de sodi (NaCl). Finalment, l'halogen utilitzat a la llar - conté fluorur a la pasta de dents, clor desinfectar aigua potable, iode i promou el desenvolupament de les hormones tiroïdals.
elements químics
Fluoro - element amb nombre atòmic 9, es denota per F. El fluor elemental va ser descobert per primera vegada el 1886 g per aïllant-lo de l'àcid fluorhídric .. En l'estat lliure que existeix en la forma de les molècules diatòmiques de fluor (F 2) i és l'halogen més comú, en l'escorça. Fluoro - element més electronegatiu de la taula periòdica. A temperatura ambient, un gas de color groc pàl·lid. El fluor també té un radi relativament petit atòmica. El seu CO - -1 excepte estat diatòmic elemental en la que el seu estat d'oxidació és zero. Fluoro extremadament químicament activa i interactua directament amb tots els elements excepte l'heli (He), neó (Ne) i argó (Ar). La solució d'H 2 O, àcid fluorhídric (HF) és un àcid feble. Encara fluoro altament electronegatiu, la seva electronegativitat no determina l'acidesa; HF és un àcid feble a causa del fet que l'ió fluorur és bàsica (pH> 7). A més, fluoro produeix oxidants molt potents. Per exemple, fluor pot reaccionar amb el xenó gas inert i forma un fort difluorur d'oxidant xenó (XeF 2). En moltes aplicacions de fluorur.
Clor - element amb nombre atòmic 17 i el símbol químic Cl. Descobert en 1774 per g. Distingir-la d'àcid clorhídric. En el seu estat elemental que es formi una molècula diatòmica Cl 2. El clor té diversos SB -1, 1, 3, 5 i 7. A temperatura ambient és gas de color verd clar. Ja que l'enllaç que es forma entre els dos àtoms de clor, és feble, Cl 2 molècula té una molt alta capacitat d'entrar en la connexió. El clor reacciona amb els metalls per formar sals, que es diuen clorurs. Els ions clorur són els ions més abundants continguts en l'aigua de mar. El clor també té dos isòtops: 35 Cl i 37 Cl. El clorur de sodi és la connexió més comuna de tots els clorurs.
El brom - un element químic amb el nombre atòmic 35 i símbol Br. Es va descobrir per primera vegada en 1826 en forma de brom elemental és molècula diatòmica, Br 2. A temperatura ambient, és un líquid de color marró vermellós. El seu CO - -1, + 1, 3, 4 i 5. Brom més actiu que el iode, però són menys actius que el clor. A més, isòtop brom té dos 79 Br i 81 Br. El brom es produeix en la forma de sals de bromur, dissolt en aigua de mar. En els últims anys, la producció de bromur al món ha augmentat significativament a causa de la seva disponibilitat i llarga vida. Com amb altres halògens brom i l'oxidant és molt tòxic.
El iode - element químic amb nombre atòmic 53 i el símbol I. L'oxidació de iode té: -1, +1, +5 i +7. Hi ha en la forma d'una molècula diatòmica, I 2. A temperatura ambient la substància sòlida és de color porpra. El iode té un isòtop estable - 127 I. Primer descobert en 1811, amb l'ajuda de les algues i l'àcid sulfúric. Actualment, els ions de iode es poden aïllar en l'aigua de mar. Malgrat el fet que el iode no és molt soluble en aigua, la seva solubilitat es pot incrementar quan s'utilitza iodurs separades. El iode juga un paper important en el cos, la participació en la producció d'hormones tiroïdals.
El astato - un element radioactiu amb el nombre atòmic 85 i símbol At. La seva possible oxidació afirma -1, 1, 3, 5 i 7. L'únic halogen que no és una molècula diatòmica. En condicions normals, un material dur metàl·lic negre. Astato és un element molt rar, se sap molt poc sobre ell. A més, àstat té una vida mitjana curta, no més d'unes poques hores. Va rebre en 1940 com a resultat de la síntesi. Es creu que àstat similar a iode. Caracteritzats propietats metàl·liques.
La següent taula mostra l'estructura dels àtoms d'halogen, l'estructura de la capa externa d'electrons.
halogen | La configuració de l'electró |
fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 |
clor | 2 3s 3p 5 |
brom | 3d 10 4s 2 4p 5 |
iode | 4d febrer 10 5s 5p 5 |
àstat | 4f 14 5d 10 6s 2 6p maig |
Aquesta estructura fa que la capa exterior d'electrons que les propietats físiques i químiques similars als halògens. No obstant això, en comparar aquests elements i les diferències observades.
Propietats periòdiques grup halogen
Les propietats físiques de les substàncies simples d'halogen van canviar amb l'augment del nombre ordinal de l'element. Per a una millor absorció i una major claredat, li oferim unes quantes taules.
Els punts de fusió i ebullició en el grup s'incrementa amb l'augment de mida de la molècula (F Taula 1. Els halògens. Propietats físiques: punt de fusió i punt d'ebullició halogen De fusió T (ºC) Boiling T (C) fluor -220 -188 clor -101 -35 brom -7.2 58.8 iode 114 184 àstat 302 337 augmenta la mida del nucli (F Taula 2: halogen. Propietats físiques: ràdios atòmics halogen El radi covalent (pm) Ion (X -) Rang (pm) fluor 71 133 clor 99 181 brom 114 196 iode 133 220 àstat 150 Si els electrons de valència externs no estan situats a prop del nucli, per la seva eliminació no requereix una gran quantitat d'energia d'ella. Per tant, l'energia necessària per a l'expulsió de l'electró exterior no és tan alta a la part inferior d'un grup d'elements, ja que hi ha més nivells d'energia. A més, l'alta ionització d'energia fa que l'element per mostrar la qualitat no metàl·lic. propietats metàl·liques a causa de que l'energia d'ionització es redueix (a
Taula 3. halògens. Propietats físiques: energia d'ionització halogen L'energia d'ionització (kJ / mol) fluor 1681 clor 1251 brom 1140 iode 1008 àstat 890 ± 40 El nombre d'electrons de valència en un àtom augmenta amb l'augment dels nivells d'energia en nivells progressivament més baixos. Els electrons són progressivament més lluny des del nucli; Per tant, el nucli i els electrons no són com s'atrauen entre si. L'augment de la projecció allà. Per tant Electronegativitat disminueix amb el període creixent (a
Taula 4. halògens. Propietats físiques: electronegativitat halogen electronegativitat fluor 4.0 clor 3.0 brom 2.8 iode 2.5 àstat 2.2 Atès que la mida d'un àtom augmenta amb el temps, l'afinitat d'electrons es redueix en general (B
Taula 5. afinitat electrònica halogen halogen afinitat electrònica (KJ / mol) fluor -328.0 clor -349.0 brom -324.6 iode -295.2 àstat -270.1 Reactivitat d'halogen disminueix amb el període creixent (a
Halide forma quan halogen es fa reaccionar amb un altre element, menys electronegatiu per formar un compost binari. L'hidrogen reacciona amb halògens per formar halurs de tipus HX: halurs d'hidrogen es dissolen fàcilment en aigua per formar un hidràcid halogenat (fluorhídric, àcid clorhídric, bromhídric, iodhídric). Les propietats d'aquests àcids es donen a continuació. Els àcids formats per la reacció següent: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq). Tot halur d'hidrogen per formar àcid fort, excepte HF. Acidesa augmenta hidràcids halogenats: HF L'àcid fluorhídric es pot gravar el vidre i certs fluorurs inorgànics molt de temps. Pot semblar il·lògic que HF és el hidràcid halogenat més feble, ja que el fluor en si té alta electronegativitat. No obstant això H-F enllaç és molt fort, el que resulta en un àcid molt feble. Una relació forta es defineix per una longitud d'enllaç curt i una energia de dissociació gran. De tots els halogenurs d'hidrogen HF té la longitud de la connexió més curta i la més gran de l'energia de dissociació d'enllaç. oxoàcids d'halogen són àcids amb àtoms d'hidrogen, oxigen i halogen. La seva acidesa pot determinar mitjançant l'anàlisi de l'estructura. oxoàcids d'halògens es presenten a continuació: En cada un d'aquests àcids de protons units a l'àtom d'oxigen, de manera que la comparació de les longituds d'enllaç protons són inútils. El paper dominant es juga aquí per l'electronegativitat. L'acidesa augmenta amb el nombre d'àtoms d'oxigen units a l'àtom central. Les propietats físiques bàsiques dels halògens poden expressar-se breument en la següent taula. condició de substàncies (a temperatura ambient) halogen aparença ferm iode porpra àstat negre líquid brom bermejo gasós fluor pàl·lid groc-marró clor verd pàl·lid El color és un resultat d'halògens absorció de la llum visible per les molècules causants d'electrons excitats. Fluoro absorbeix la llum violeta, i per tant es veu de color groc pàl·lid. El iode, per contra, absorbeix la llum groga i es veu de color porpra (color groc i morat - colors complementaris). el color es torna més fosca halogen amb l'augment de temps. Els recipients segellats de brom líquid i iode sòlid estan en equilibri amb el seu vapor, que es pot observar com un gas acolorit. Tot i que el desconegut de color àstat, es creu que hauria de ser un iode fosc (t. E. Black) d'acord amb el patró observat. Ara bé, si se li va demanar: "Descriure les propietats físiques dels halògens," que dirà. El grau d'oxidació s'utilitza sovint en lloc de "valència d'halògens." Típicament, l'estat d'oxidació igual a -1. Però si el halogen està unit a un altre oxigen o halogen, pot prendre altres estats: oxigen -2 SB té prioritat. En cas de dos àtoms d'halogen diferents unides entre si més àtom electronegatiu predomina i pren CO -1. Per exemple, en el clorur de iode (ICL) és clor CO -1, +1 i iode. El clor és més electronegatiu que el iode, per tant el CO és igual a -1. El (HBrO 4) d'oxigen àcid bròmic té un CO -8 (-2 x 4 = -8 àtom). L'hidrogen té un nombre d'oxidació total 1. L'addició d'aquests dos valors dóna CO -7. Ja que el compost final SB hauria de ser zero, el CO és de set brom. La tercera excepció a aquesta regla és el grau d'oxidació de l'halogen en forma d'elements (X 2), on el seu CO és igual a zero. halogen En els compostos de la CO fluor -1 clor -1, 1, 3, 5, 7 brom -1, +1, +3, +4, +5 iode -1, 1, 5, 7 àstat -1, 1, 3, 5, 7 Electronegativitat augmenta amb el temps. Per tant, el fluor té la més alta electronegativitat de tots els elements, com s'evidencia per la seva posició en la taula periòdica. La seva configuració electrònica 1s 2 2s 2 2p 5. Si fluorur aconsegueix un altre electró, orbitals p extremes estan completament plens i formen un octet complet. A causa que el fluor té una alta electronegativitat, podeu seleccionar fàcilment un electró d'una àtoms veïns. El fluor en aquest cas isoelectrónico gas inert (amb vuit electrons de valència) i tots els seus orbitals externs plens. En aquest estat, el fluor és molt més estable. A la natura, els halògens són en l'anió, de manera que l'halogen lliure és produït per l'oxidació per electròlisi o per oxidants. Per exemple, el clor es genera per hidròlisi d'una solució de clorur de sodi. L'ús d'halògens i els seus compostos diversos. Química inorgànica. Hidrogen + halògens
oxoácidos d'halogen
L'aparença i estat de la matèria
explicació aparença
El grau d'oxidació d'halògens en compostos
Per què amb fluor sempre és -1?
La preparació i ús d'halògens
Similar articles
Trending Now