Халогените в периодичната таблица са разположени вляво от благородните газове. Тези пет токсични неметални елемента са в група 7 на периодичната таблица. Те включват флуор, хлор, бром, йод и астатин. Въпреки че астатът е радиоактивен и има само краткоживеещи изотопи, той се държи като йод и често се класифицира като халоген. Тъй като халогенните елементи имат седем валентни електрона, те се нуждаят само от един допълнителен електрон, за да образуват пълен октет. Тази характеристика ги прави по-реактивни от другите групи неметали.
Общи характеристики
Халогените образуват двуатомни молекули (от типа X2, където X означава халогенен атом) - стабилна форма на съществуването на халогени под формата на свободни елементи. Връзките на тези двуатомни молекули са неполярни, ковалентни и единични. Химичните свойства на халогените им позволяват лесно да се комбинират с повечето елементи, така че те никога не се срещат некомбинирани в природата. Флуорът е най-активният халоген, а астатът най-малко.
Всички халогени образуват соли от група I с подобниИмоти. В тези съединения халогените присъстват като халогенидни аниони със заряд от -1 (например Cl-, Br-). Окончанието -id показва наличието на халогенидни аниони; например Cl- се нарича "хлорид".
В допълнение, химичните свойства на халогените им позволяват да действат като окислители - да окисляват металите. Повечето химични реакции, включващи халогени, са редокс реакции във воден разтвор. Халогените образуват единични връзки с въглерод или азот в органични съединения, където степента на окисление (CO) е -1. Когато халогенен атом се заменя с ковалентно свързан водороден атом в органично съединение, префиксът halo- може да се използва в общ смисъл или представките флуоро-, хлоро-, бром-, йод- за специфични халогени. Халогенните елементи могат да бъдат омрежени, за да образуват двуатомни молекули с полярни ковалентни единични връзки.
Хлорът (Cl2) е първият халоген, открит през 1774 г., последван от йод (I2), бром (Br 2), флуор (F2) и астатин (At, открит последно през 1940 г.). Името "халоген" идва от гръцките корени hal- ("сол") и -gen ("да образувам"). Заедно тези думи означават "солеобразуващи", като подчертават факта, че халогените реагират с метали, за да образуват соли. Халитът е името на каменната сол, естествен минерал, съставен от натриев хлорид (NaCl). И накрая, халогените се използват в ежедневието - флуорът се намира в пастата за зъби, хлорът дезинфекцира питейната вода, а йодът насърчава производството на хормони.щитовидна жлеза.
Химически елементи
Флуорът е елемент с атомен номер 9, обозначен със символа F. Елементарният флуор е открит за първи път през 1886 г. чрез изолирането му от флуороводородна киселина. В свободното си състояние флуорът съществува като двуатомна молекула (F2) и е най-разпространеният халоген в земната кора. Флуорът е най-електроотрицателният елемент в периодичната таблица. При стайна температура е бледожълт газ. Флуорът също има относително малък атомен радиус. Неговият CO е -1, с изключение на елементарното двуатомно състояние, в което степента на окисление е нула. Флуорът е изключително реактивен и взаимодейства директно с всички елементи с изключение на хелий (He), неон (Ne) и аргон (Ar). В разтвор на H2O флуороводородната киселина (HF) е слаба киселина. Въпреки че флуорът е силно електроотрицателен, неговата електроотрицателност не определя киселинността; HF е слаба киселина поради факта, че флуорният йон е основен (pH> 7). Освен това флуорът произвежда много мощни окислители. Например, флуорът може да реагира с инертния газ ксенон, за да образува силен окислител ксенонов дифлуорид (XeF2). Флуорът има много приложения.
Хлорът е елемент с атомен номер 17 и химически символ Cl. Открит през 1774 г. чрез изолирането му от солна киселина. В елементарното си състояние той образува двуатомна молекула Cl2. Хлорът има няколко CO: -1, +1, 3, 5 и7. При стайна температура е светлозелен газ. Тъй като връзката, която се образува между два хлорни атома, е слаба, молекулата Cl2 има много висока способност да влиза в съединения. Хлорът реагира с метали, за да образува соли, наречени хлориди. Хлорните йони са най-често срещаните йони, открити в морската вода. Хлорът също има два изотопа: 35Cl и 37Cl. Натриевият хлорид е най-разпространеният от всички хлориди.
Бромът е химичен елемент с атомен номер 35 и символ Br. За първи път е открит през 1826 г. В елементарната си форма бромът е двуатомна молекула Br2. При стайна температура е червеникаво-кафява течност. Неговият CO е -1, +1, 3, 4 и 5. Бромът е по-активен от йода, но по-малко активен от хлора. В допълнение, бромът има два изотопа: 79Br и 81Br. Бромът се среща като бромидни соли, разтворени в морска вода. През последните години производството на бромид в света се е увеличило значително поради неговата наличност и дълъг живот. Подобно на други халогени, бромът е окислител и е силно токсичен.
Йодът е химичен елемент с атомен номер 53 и символ I. Йодът има степени на окисление: -1, +1, +5 и +7. Съществува като двуатомна молекула, I2. При стайна температура е лилаво твърдо вещество. Йодът има един стабилен изотоп, 127I. Открит за първи път през 1811 гс водорасли и сярна киселина. Понастоящем йодните йони могат да бъдат изолирани в морска вода. Въпреки че йодът не е много разтворим във вода, неговата разтворимост може да се увеличи чрез използване на отделни йодиди. Йодът играе важна роля в организма, участвайки в производството на хормони на щитовидната жлеза.
Астатинът е радиоактивен елемент с атомен номер 85 и символ At. Възможните му степени на окисление са -1, +1, 3, 5 и 7. Единственият халоген, който не е двуатомна молекула. При нормални условия това е черно метално твърдо вещество. Астатът е много рядък елемент, така че малко се знае за него. Освен това астатът има много кратък полуживот, не по-дълъг от няколко часа. Получава се през 1940 г. в резултат на синтез. Смята се, че астатът е подобен на йода. Характеризира се с метални свойства.
Таблицата по-долу показва структурата на халогенните атоми, структурата на външния слой на електроните.
| халоген | Електронна конфигурация |
| Флуор | 1s2 2s2 2p5 |
| Хлор | 3s2 3p5 |
| бром | 3d10 4s2 4p5 |
| Йод | 4d10 5s2 5p5 |
| Астатин | 4f14 5d106s2 6p5 |
Подобна структура на външния слой от електрони определя, че физичните и химичните свойства на халогените са сходни. Въпреки това, когато се сравняват тези елементи, се наблюдават и разлики.
Периодични свойства в халогенната група
Физичните свойства на простите вещества халогените се променят с увеличаване на броя на елемента. За по-добро разбиране и по-голяма яснота ви предлагаме няколко таблици.
Точките на топене и кипене на групата се увеличават с увеличаване на размера на молекулата (F <Cl
Таблица 1. Халогени. Физични свойства: точки на топене и кипене
| халоген | Топене T (˚C) | Точка на кипене (˚C) |
| Флуор | -220 | -188 |
| Хлор | -101 | -35 |
| бром | -7,2 | 58,8 |
| Йод | 114 | 184 |
| Астатин | 302 | 337 |
Атомният радиус се увеличава
Размерът на ядрото се увеличава (F < Cl < Br < I < At), тъй като броят на протоните и неутроните се увеличава. Освен това с всеки период се добавят все повече и повече енергийни нива. Това води до по-голяма орбитала и следователно до увеличаване на радиуса на атома.
Таблица 2.халогени. Физични свойства: атомни радиуси
| халоген | Ковалентен радиус (pm) | йонен (X-) радиус (pm) |
| Флуор | 71 | 133 |
| Хлор | 99 | 181 |
| бром | 114 | 196 |
| Йод | 133 | 220 |
| Астатин | 150 |
Енергията на йонизацията намалява
Ако външните валентни електрони не са близо до ядрото, тогава няма да отнеме много енергия за отстраняването им от него. По този начин енергията, необходима за изтласкване на външния електрон навън, не е толкова висока в долната част на групата елементи, тъй като има повече енергийни нива. В допълнение, високата йонизираща енергия кара елемента да проявява неметални качества. Дисплеят на йод и астат показва метални свойства, тъй като йонизиращата енергия е намалена (При < I < Br < Cl < F).
Таблица 3. Халогени. Физични свойства: йонизираща енергия
| халоген | Енергия на йонизация (kJ/mol) |
| флуор | 1681 |
| хлор | 1251 |
| бром | 1140 |
| йод | 1008 |
| астатин | 890±40 |
Електроотрицателността намалява
Броят на валентните електрони в атома се увеличава с увеличаване на енергийните нива на прогресивно по-ниски нива. Електроните прогресивно се отдалечават от ядрото; По този начин ядрото и електроните не се привличат един към друг. Наблюдава се увеличаване на екранирането. Следователно, електроотрицателността намалява с увеличаване на периода (При < I < Br < Cl < F).
Таблица 4. Халогени. Физични свойства: електроотрицателност
| халоген | Електроотрицателност |
| флуор | 4.0 |
| хлор | 3.0 |
| бром | 2.8 |
| йод | 2.5 |
| астатин | 2.2 |
Афинитетът към електроните намалява
Тъй като размерът на атома се увеличава с периода, афинитетът към електроните има тенденция да намалява (B < I < Br < F < Cl). Изключение е флуорът, чийто афинитет е по-малък от този на хлора. Това може да се обясни с по-малкия размер на флуора в сравнение с хлора.
Таблица 5. Електронен афинитет на халогените
| халоген | Електронен афинитет (kJ/mol) |
| флуор | -328,0 |
| хлор | -349,0 |
| бром | -324,6 |
| йод | -295,2 |
| астатин | -270,1 |
Реактивността на елементите намалява
Реактивността на халогените намалява с увеличаване на периода (При <I
Неорганична химия. Водород + халогени
Халоген се образува, когато халогенът реагира с друг, по-малко електроотрицателен елемент, за да образува бинарно съединение. Водородът реагира с халогени, за да образува HX халиди:
- флуороводород HF;
- хлороводород HCl;
- бромоводород HBr;
- хидройод HI.
Водородните халогеноводороди лесно се разтварят във вода, за да образуват халогеноводородни (флуороводородна, солна, бромоводородна, йодоводородна) киселини. Свойствата на тези киселини са дадени по-долу.
Киселините се образуват чрез следната реакция: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Всички водородни халогениди образуват силни киселини с изключение на HF.
Киселинността на халогеноводните киселини се повишава: HF <HCl <HBr <HI.
Флуороводородна киселина може да гравира стъкло и някои неорганични флуориди за дълго време.
Може да изглежда нелогично, че HF е най-слабата халогеноводородна киселина, тъй като флуорът има най-високотоелектроотрицателност. Въпреки това, H-F връзката е много силна, което води до много слаба киселина. Силната връзка се определя от късата дължина на връзката и високата енергия на дисоциация. От всички водородни халогениди HF има най-късата дължина на връзката и най-голямата енергия на дисоциация на връзката.
Халогенни оксокиселини
Халогенните оксокиселини са киселини с водородни, кислородни и халогенни атоми. Тяхната киселинност може да се определи чрез структурен анализ. Халогенните оксокиселини са изброени по-долу:
- Хипохлорна киселина HOCl.
- Хлорна киселина HClO2.
- Хлорна киселина HClO3.
- Перхлорна киселина HClO4.
- Хипохлорна киселина HOBr.
- Бромова киселина HBrO3.
- Бромова киселина HBrO4.
- Йодова киселина HOI.
- Йодонова киселина HIO3.
- Метайодна киселина HIO4, H5IO6.
Във всяка от тези киселини един протон е свързан с кислороден атом, така че сравняването на дължините на протонната връзка тук е безполезно. Електроотрицателността играе доминираща роля тук. Киселинната активност се увеличава с броя на кислородните атоми, свързани с централния атом.
Външен вид и състояние на материята
Основните физични свойства на халогените могат да бъдат обобщени в следната таблица.
| Състояние на материята (при стайна температура) | халоген | Външен вид |
| твърдо | йод | лилаво |
| астатин | черно | |
| течност | бром | червено-кафяво |
| газообразна | флуор | блед тен |
| хлор | бледозелено |
Обяснение на външния вид
Цветът на халогените е резултат от поглъщането на видимата светлина от молекулите, което причинява възбуждане на електрони. Флуорът абсорбира виолетовата светлина и следователно изглежда светложълт. Йодът, от друга страна, абсорбира жълта светлина и изглежда лилав (жълтото и лилавото са допълнителни цветове). Цветът на халогените става по-тъмен с увеличаване на периода.
В затворени контейнери течният бром и твърдият йод са в равновесие с техните пари, които могат да се наблюдават като оцветен газ.
Въпреки че цветът на астатина е неизвестен, се предполага, че той трябва да е по-тъмен от йода (т.е. черен) в съответствие с наблюдавания модел.
Сега, ако бъдете попитани: "Охарактеризирайте физическите свойства на халогените", ще имате какво да кажете.
Състоянието на окисление на халогените в съединенията
Състоянието на окисление често се използва вместо "халогенна валентност". По правило степента на окисление е -1. Но ако един халоген е свързан с кислород или друг халоген, той може да приеме други състояния:CO кислород -2 има приоритет. В случай на два различни халогенни атома, свързани заедно, по-електроотрицателният атом преобладава и приема CO -1.
Например, в йодния хлорид (ICl) хлорът има CO -1, а йодът +1. Хлорът е по-електроотрицателен от йода, така че неговият CO е -1.
В бромната киселина (HBrO4) кислородът има CO -8 (-2 x 4 атома=-8). Общата степен на окисление на водорода е +1. Добавянето на тези стойности дава CO -7. Тъй като крайният CO на съединението трябва да бъде нула, CO на брома е +7.
Третото изключение от правилото е степента на окисление на халогена в елементарна форма (X2), където неговият CO е нула.
| халоген | CO в съединения |
| флуор | -1 |
| хлор | -1, +1, +3, +5, +7 |
| бром | -1, +1, +3, +4, +5 |
| йод | -1, +1, +5, +7 |
| астатин | -1, +1, +3, +5, +7 |
Защо SD на флуор винаги е -1?
Електроотрицателността се увеличава с периода. Следователно флуорът има най-висока електроотрицателност от всички елементи, както се вижда от позицията му в периодичната таблица. Електронната му конфигурация е 1s2 2s2 2p5. Ако флуорът спечели още един електрон, най-външните p-орбитали са напълно запълнени и съставляват пълен октет. Тъй като флуорът имависока електроотрицателност, може лесно да вземе електрон от съседен атом. Флуорът в този случай е изоелектронен спрямо инертния газ (с осем валентни електрона), всичките му външни орбитали са запълнени. В това състояние флуорът е много по-стабилен.
Производство и използване на халогени
В природата халогените са в състояние на аниони, така че свободните халогени се получават чрез окисляване чрез електролиза или с помощта на окислители. Например, хлорът се получава чрез хидролиза на солен разтвор. Използването на халогени и техните съединения е разнообразно.
- Флуор. Въпреки че флуорът е силно реактивен, той се използва в много промишлени приложения. Например, той е ключов компонент на политетрафлуоретилен (тефлон) и някои други флуорополимери. Хлорофлуоровъглеводородите са органични химикали, които преди са били използвани като хладилни агенти и пропеланти в аерозоли. Използването им е преустановено поради възможното им въздействие върху околната среда. Те са заменени с хидрохлорфлуорвъглеводороди. Флуоридът се добавя към пастата за зъби (SnF2) и питейната вода (NaF) за предотвратяване на кариес. Този халоген се намира в глината, използвана за направата на някои видове керамика (LiF), използвана в ядрената енергетика (UF6), за производство на антибиотика флуорохинолон, алуминий (Na). 3 AlF6), за изолация с високо напрежение (SF6).
- Хлорът също намира различни приложения. Използва се за дезинфекция на питейна вода и плувни басейни. Натриев хипохлорит (NaClO)е основният компонент на избелващите средства. Солната киселина се използва широко в промишлеността и лабораториите. Хлорът присъства в поливинилхлорида (PVC) и други полимери, които се използват за изолация на проводници, тръби и електроника. Освен това хлорът се оказа полезен във фармацевтичната индустрия. Лекарствата, съдържащи хлор, се използват за лечение на инфекции, алергии и диабет. Неутралната форма на хидрохлорид е компонент на много лекарства. Хлорът се използва и за стерилизиране на болнично оборудване и дезинфекция. В селското стопанство хлорът е съставка в много търговски пестициди: DDT (дихлордифенилтрихлороетан) се използва като селскостопански инсектицид, но употребата му е преустановена.
- Бромът, поради своята негоримост, се използва за потискане на горенето. Намира се и в метилбромид, пестицид, използван за запазване на културите и потискане на бактериите. Въпреки това, прекомерната употреба на метилбромид е преустановена поради ефекта му върху озоновия слой. Бромът се използва в производството на бензин, фотографски филми, пожарогасители, лекарства за лечение на пневмония и болест на Алцхаймер.
- Йодът играе важна роля за правилното функциониране на щитовидната жлеза. Ако тялото не получава достатъчно йод, щитовидната жлеза се увеличава. За предотвратяване на гуша този халоген се добавя към готварската сол. Йодът се използва и като антисептик. Йодът се намира в разтворите, използвани започистване на открити рани, както и в дезинфекционни спрейове. Освен това сребърният йодид е от съществено значение във фотографията.
- Астатинът е радиоактивен и рядкоземен халоген, така че все още не се използва никъде. Въпреки това се смята, че този елемент може да помогне на йода в регулирането на хормоните на щитовидната жлеза.
