Dannelse, Videregående utdanning og skoler
Halogener: fysiske egenskaper, kjemiske egenskaper. Anvendelsen av forbindelsene med halogener og deres
Halogenene i den periodiske tabellen til venstre for edelgassene. Disse fem toksiske metalliske elementer som inngår i gruppe 7 i det periodiske system. Disse inkluderer fluor, klor, brom, jod og Astat. Selv Astat radioaktivt og har bare en kortvarig isotoper, oppfører det seg som jod og er ofte ansett for å halogener. Som halogenelementene er syv valenselektroner, trenger det bare en ekstra elektron til å danne en komplett oktett. Denne egenskapen gjør dem mer aktive enn andre grupper av ikke-metaller.
Generelle trekk
Halogener danner en toatomig (X2 type hvor X er et halogen) - formstabilt eksistens halogener som frie celler. Kontakt mellom toatomig er ikke-polare, og kovalent enkelt. De kjemiske egenskaper av halogener tillate dem å lett danne forbindelser med de fleste elementer, slik at de er aldri funnet i den ubundne form i naturen. Fluor - mest aktivt halogen og Astat - mindre.
Alle halogener gruppe I danner salter med tilsvarende egenskaper. I disse forbindelser, halogenider er til stede som et halogenid-anion med en ladning på -1 (for eksempel, Cl -, Br -). Slutter -id indikerer nærvær av halogenid-anioner; eksempelvis Cl - kalt "klorid".
Videre er de kjemiske egenskapene til halogener tillate dem å virke som oksydasjonsmidler - oksyderte metaller. De fleste kjemiske reaksjoner som innbefatter halogener - redoks i vandig oppløsning. Halogener danne enkeltbindinger med karbon eller nitrogen i organiske forbindelser, hvor graden av oksidasjon (CO) er lik -1. Når de er substituerte med et halogenatom kovalent bundet hydrogenatom i en organisk forbindelse, kan halogen prefiks anvendes i en generell betydning, eller prefikser fluor-, klor-, brom-, jod- - spesifikke halogener. Halogen elementer kan ha en krysser binding for å danne toatomig med polare kovalente enkeltbindinger.
(CI2) klor var den første halogen åpnet i 1774, ved åpnet deretter jod (I2), brom (Br2), fluor (F 2) og Astat (At, funnet sist på 1940 YG). Navnet "halogen" er avledet fra det greske roten hal- ( «salt») og -gen ( «form"). Sammen utgjør disse ordene betyr "saltdannende", understreker det faktum at den halogen reagerer med metaller for å danne salter. Halitt - navnet på bergsalt, naturlig mineral bestående av natriumklorid (NaCl). Til slutt, det halogen som brukes i hjemmet - inneholder fluorid i tannpasta, desinfisere klor drikkevann, jod og fremmer utvikling av skjoldbruskkjertelhormoner.
kjemiske elementer
Fluor - element med atomnummer 9, er betegnet med F. Den elementært fluor ble først oppdaget i 1886 g ved å isolere det fra den flussyre.. I fri tilstand foreligger det i form av fluor toatomig (F 2) og er den mest vanlige halogen, i jordskorpen. Fluor - mest elektro element i det periodiske system. Ved romtemperatur ble en blek gul gass. Fluor har også en forholdsvis liten atomradius. Dens CO - -1 bortsett fra elementært diatomisk tilstand i hvilken dets oksidasjonstilstand er null. Fluor meget kjemisk aktiv og kommuniserer direkte med alle elementer bortsett fra helium (He), neon (Ne) og argon (Ar). Den H2O oppløsning, hydrofluorsyre (HF) er en svak syre. Selv sterkt elektronegative fluor, dens elektronegativitet ikke bestemme surheten; HF er en svak syre på grunn av det faktum at fluoridionet er basisk (pH> 7). Videre produserer fluor svært kraftige antioksidanter. For eksempel, kan fluor reagere med den inerte gass xenon og danner et sterkt oksydasjonsmiddel xenondifluorid (Xef 2). I mange anvendelser av fluor.
Klor - element med atomnummer 17 og det kjemiske symbol Cl. Oppdaget i 1774 av g. Skille den fra saltsyre. I sin elementære tilstand, danner den en toatomig Cl2. Klor har flere SB -1, 1, 3, 5 og 7. Ved værelsestemperatur er det lys grønn gass. Siden bindingen som dannes mellom de to kloratomer, er svak, har Cl 2-molekyl en meget høy evne til å inngå forbindelse. Klor reagerer med metaller for å danne salter, som er kalt klorider. Kloridioner er de mest tallrike ioner som finnes i sjøvann. Klor har også to isotoper: 35 Cl og 37 Cl. Natriumklorid er den vanligste tilkobling av alle klorider.
Brom - et grunnstoff med atomnummer 35 og symbol Br. Den ble først oppdaget i 1826 i form av elementært brom er toatomig, Br 2. Ved romtemperatur er det en rødbrun væske. Dens CO - -1, + 1, 3, 4 og 5. brom mer aktiv enn jod, men er mindre aktiv enn klor. Videre har brom isotop to 79Br og 81Br. Brom forekommer i form av salter bromid, oppløst i sjøvann. I de senere årene har produksjonen av bromid i verden økt betydelig på grunn av sin tilgjengelighet og lang levetid. Som med andre halogener brom og oksidant er det svært giftig.
Jod - grunnstoff med atomnummer 53 og symbolet I. jod oksidasjon: -1, 1, 5 og 7. Det er i form av en toatomig, 2 I. Ved romtemperatur ble det faste stoffet er lilla. Jod har en stabil isotop - 127 I. ble først oppdaget i 1811, ved hjelp av alger og svovelsyre. Foreløpig kan jod-ioner isoleres i sjøvann. Til tross for det faktum at jod er ikke meget oppløselig i vann, kan dens løselighet økes ved bruk av separate jodider. Jod spiller en viktig rolle i kroppen, i inngrep i produksjonen av skjoldbruskkjertelhormoner.
Astat - et radioaktivt grunnstoff med atomnummer 85 og symbol At. Det er mulig oksidasjonstilstander -1, 1, 3, 5 og 7. Den eneste halogen som ikke er en toatomig. Under normale forhold, en metallisk hardt materiale svart. Astat er en svært sjelden element, så lite er kjent om ham. I tillegg har Astat en svært kort halveringstid, ikke lenger enn et par timer. Mottok i 1940 som et resultat av syntese. Det antas at Astat ligner på jod. Karakteriserte metalliske egenskaper.
Tabellen nedenfor viser oppbyggingen av halogenatomene, og strukturen av det ytre laget av elektroner.
halogen | Konfigurasjonen av elektron |
fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 |
klor | 2 3s 3p 5 |
brom | 3d 10 4s 4p 2 5 |
jod | 4d 2 10 5s 5p 5 |
Astat | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
En slik konstruksjon fører til det ytre laget av elektroner at de fysikalske og kjemiske egenskaper som ligner på halogener. Imidlertid, når man sammenligner disse elementene og de forskjellene som ble observert.
Periodiske egenskaper halogengruppe
Fysiske egenskaper av enkle stoffer med halogen endres med økende ordningsnummeret for elementet. For bedre absorpsjon og større klarhet, kan vi tilby deg et par bord.
Smelte- og kokepunkter i gruppen øker med økende størrelse av molekylet (F Tabell 1. halogener. Fysiske egenskaper: smelte og kokepunkt halogen Smelte T (C) Koke T (C) fluor -220 -188 klor -101 -35 brom -7,2 58.8 jod 114 184 Astat 302 337 kjerne størrelse øker (F Tabell 2: Halogen. Fysiske egenskaper: atomradius halogen Radiusen kovalente (pm) Ion (X -) område (pm) fluor 71 133 klor 99 181 brom 114 196 jod 133 220 Astat 150 Hvis eksterne valenselektroner ikke er plassert nær kjernen, for fjerning krever ikke mye energi på det. Således er den energi som er nødvendig for utstøting av den ytre elektron ikke så høy i den nedre del av en gruppe av elementer, siden det er flere energinivåer. I tillegg forårsaker høy energi ionisering i elementet for å vise ikke-metalliske kvalitet. metalliske egenskaper fordi ioniseringsenergien reduseres (I
Tabell 3. halogener. Fysiske egenskaper: ionisering energi halogen Ioniseringsenergien (kJ / mol) fluor 1681 klor 1251 brom 1140 jod 1008 Astat 890 ± 40 Antallet av valenselektroner i et atom øker med økende energinivået ved progressivt lavere nivåer. Elektroner er progressivt lenger fra kjernen; Således er kjernen og elektronene ikke så tiltrekkes til hverandre. Økningen i screening der. Derfor Elektro avtar med økende periode (I
Tabell 4. halogener. Fysiske egenskaper: elektro halogen elektro fluor 4.0 klor 3.0 brom 2.8 jod 2.5 Astat 2.2 Siden størrelsen av et atom øker med tiden, er det elektronaffinitet generelt redusert (B
Tabell 5. Affinity halogen elektron halogen Elektronaffinitet (KJ / mol) fluor -328,0 klor -349,0 brom -324,6 jod -295,2 Astat -270,1 Reaktivitet av halogen avtar med økende periode (I
Halogenid som dannes når halogen blir omsatt med andre, mindre elektronegativt element for å danne en binær forbindelse. Hydrogen reagerer med halogener for å danne halogenider HX Type: hydrogenhalogenider er lett oppløses i vann for å danne en hydrohalogen (flussyre, saltsyre, hydrobromsyre, hydrojodsyre). Egenskapene av disse syrer er gitt nedenfor. De syrer dannet ved den følgende reaksjon: HX (aq) + H2O (l) → X - (aq) + H-3 O + (aq). Alt hydrogenhalogenid til dannelse av sterk syre, med unntak av HF. Surhetsgrad øker hydro-halogensyrer, Hf Flussyre kan etse glass og visse uorganiske fluorider lang tid. Det kan synes ulogisk at HF er den svakeste hydrogenhalogensyre, ettersom fluor i seg selv har en høy elektronegativitet. Likevel H-F-binding er meget sterk, noe som resulterer i en meget svak syre. En sterk sammenheng er definert ved en kort bindingslengden og en stor dissosiasjon energi. Av alle hydrogenhalogenider HF har den korteste forbindelseslengden og det største bindingen dissosiasjon energi. Halogen oksosyrer er syrer med hydrogenatomer, oksygen og halogen. Deres surhet kan bestemmes ved å analysere strukturen. Halogen oxoacids er presentert nedenfor: I hver av disse protonsyrer som er bundet til oksygenatomet, slik at sammenligningen av bindingslengder protoner er ubrukelig. Den dominerende rollen spilles her av elektro. Surhet øker med det antall oksygenatomer bundet til det sentrale atom. De grunnleggende fysikalske egenskaper av halogener kan kort uttrykkes i den følgende tabell. Stoff tilstand (ved romtemperatur) halogen utseende firma jod lilla Astat svart flytende brom russet gassformig fluor blek gul-brun klor blek grønn Farge er et resultat av halo absorpsjon av synlig lys ved molekyler som forårsaker elektroner spent. Fluor absorberer fiolett lys, og følgelig ser blek gul. Jod, i motsetning, absorberer gult lys og det ser lilla (gul og lilla - komplementære farger). Halogen fargen blir mørkere med økende periode. De forseglede beholdere flytende brom og jod, fast stoff i likevekt med sin damp, noe som kan observeres som en farget gass. Selv om fargen Astat ukjent, er det antatt at det bør være en mørkere jod (t. E. Black) i overensstemmelse med den observerte mønster. Nå, hvis du ble spurt: "Beskriv de fysiske egenskapene til halogener," vil du si. Graden av oksidasjon er ofte brukt i stedet for "valens av halogener." Vanligvis utgjør det oksidasjonstilstand lik -1. Men hvis halogenet er knyttet til en annen oksygen eller halogen, kan det ta andre stater: oksygen -2 SB har prioritet. I tilfellet med to forskjellige halogenatomer som er bundet sammen mer elektronegativt atom dominerer og tar CO -1. For eksempel, i den jodklorid (ICI) er CO-klor -1, +1 og jod. Klor er mer elektronegative enn jod, derfor CO er lik -1. Den bromsyre (HBrO 4) oksygen har en CO -8 (-2 x 4 = -8-atom). Hydrogen har en total oksidasjon nummer en. Tilsetningen av disse to verdier gir CO -7. Siden den endelige forbindelsen SB skal være null, er den CO syv brom. Den tredje unntak til denne regelen er graden av oksydasjon av halogen i elementær form (X2), hvor dens CO er lik null. halogen I forbindelsene med den CO fluor -1 klor -1, 1, 3, 5, 7 brom -1, +1, +3, +4, +5 jod -1, 1, 5, 7 Astat -1, 1, 3, 5, 7 Elektro øker med tiden. Derfor har den høyeste fluor elektronegativiteten av alle elementer, som gjenspeiles av sin stilling i det periodiske system. Sin elektroniske konfigurasjon 1s 2 2s 2 2p 5. Hvis fluor får en annen elektron, er ekstreme p orbitaler helt fylt og danne en komplett oktett. Fordi fluor har en høy elektronegativitet, kan det lett velge et elektron fra et nærliggende atomer. Fluor i dette tilfellet isoelectronic inert gass (med åtte valenselektroner) og alle dets ytre orbitaler fylt. I denne tilstanden er fluor mye mer stabil. I naturen, halogenene er på anion, slik at det frie halogen fremstilles ved oksydasjon ved hjelp av elektrolyse eller ved oksidasjonsmidler. For eksempel er klor generert ved hydrolyse av natriumkloridoppløsning. Bruken av halogener og deres ulike forbindelser. Uorganisk kjemi. Hydrogen + halogener
halogen oxoacids
Utseendet og tilstand av materie
Forklaring utseende
Graden av oksydasjon av halogener i forbindelser
Hvorfor med fluor er alltid -1?
Fremstillingen og bruken av halogener
Similar articles
Trending Now