Halogener i det periodiske system er placeret til venstre for ædelgasserne. Disse fem giftige ikke-metalliske grundstoffer er i gruppe 7 i det periodiske system. Disse omfatter fluor, klor, brom, jod og astatin. Selvom astatin er radioaktivt og kun har kortlivede isotoper, opfører det sig som jod og er ofte klassificeret som et halogen. Fordi halogenelementerne har syv valenselektroner, behøver de kun en ekstra elektron for at danne en hel oktet. Denne egenskab gør dem mere reaktive end andre grupper af ikke-metaller.
Generelle karakteristika
Halogener danner diatomiske molekyler (af typen X2, hvor X betegner et halogenatom) - en stabil form for eksistensen af halogener i form af frie grundstoffer. Bindingerne af disse diatomiske molekyler er ikke-polære, kovalente og enkeltstående. De kemiske egenskaber af halogener gør, at de nemt kan kombineres med de fleste grundstoffer, så de forekommer aldrig ukombineret i naturen. Fluor er det mest aktive halogen og astatin er det mindst.
Alle halogener danner gruppe I-s alte med lignendeejendomme. I disse forbindelser er halogener til stede som halogenid-anioner med en ladning på -1 (f.eks. Cl-, Br-). Endelsen -id angiver tilstedeværelsen af halogenid-anioner; f.eks. kaldes Cl- "klorid".
Halogeners kemiske egenskaber gør desuden, at de kan fungere som oxidationsmidler - til at oxidere metaller. De fleste kemiske reaktioner, der involverer halogener, er redoxreaktioner i vandig opløsning. Halogener danner enkeltbindinger med kulstof eller nitrogen i organiske forbindelser, hvor deres oxidationstilstand (CO) er -1. Når et halogenatom er erstattet af et kovalent bundet hydrogenatom i en organisk forbindelse, kan præfikset halogen- anvendes i generel betydning, eller præfikserne fluor-, chlor-, brom-, iod- for specifikke halogener. Halogenelementer kan tværbindes for at danne diatomiske molekyler med polære kovalente enkeltbindinger.
Klor (Cl2) var det første halogen, der blev opdaget i 1774, efterfulgt af jod (I2), brom (Br) 2), fluor (F2) og astatin (At, opdaget sidst, i 1940). Navnet "halogen" kommer fra de græske rødder hal- ("s alt") og -gen ("at danne"). Tilsammen betyder disse ord "s altdannende", hvilket understreger det faktum, at halogener reagerer med metaller og danner s alte. Halit er navnet på stens alt, et naturligt mineral sammensat af natriumchlorid (NaCl). Og endelig bruges halogener i hverdagen – fluor findes i tandpasta, klor desinficerer drikkevandet, og jod fremmer produktionen af hormoner.skjoldbruskkirtel.
Kemiske elementer
Fluor er et grundstof med atomnummer 9, betegnet med symbolet F. Elementært fluor blev først opdaget i 1886 ved at isolere det fra flussyre. I sin frie tilstand eksisterer fluor som et diatomisk molekyle (F2) og er det mest udbredte halogen i jordskorpen. Fluor er det mest elektronegative grundstof i det periodiske system. Ved stuetemperatur er det en bleggul gas. Fluor har også en relativt lille atomradius. Dens CO er -1, bortset fra den elementære diatomiske tilstand, hvor dens oxidationstilstand er nul. Fluor er ekstremt reaktivt og interagerer direkte med alle grundstoffer undtagen helium (He), neon (Ne) og argon (Ar). I H2O-opløsning er flussyre (HF) en svag syre. Selvom fluor er stærkt elektronegativt, bestemmer dets elektronegativitet ikke surhedsgraden; HF er en svag syre på grund af det faktum, at fluorionen er basisk (pH> 7). Derudover producerer fluor meget kraftige oxidationsmidler. For eksempel kan fluor reagere med den inerte gas xenon og danne et stærkt oxidationsmiddel xenondifluorid (XeF2). Fluor har mange anvendelsesmuligheder.
Klor er et grundstof med atomnummer 17 og kemisk symbol Cl. Opdaget i 1774 ved at isolere det fra s altsyre. I sin elementære tilstand danner den et diatomisk molekyle Cl2. Klor har flere CO'er: -1, +1, 3, 5 og7. Ved stuetemperatur er det en lysegrøn gas. Da bindingen, der dannes mellem to kloratomer, er svag, har Cl2-molekylet en meget høj evne til at indgå i forbindelser. Klor reagerer med metaller og danner s alte kaldet chlorider. Klorinioner er de mest almindelige ioner, der findes i havvand. Klor har også to isotoper: 35Cl og 37Cl. Natriumchlorid er det mest almindelige af alle klorider.
Brom er et kemisk grundstof med atomnummer 35 og symbol Br. Det blev først opdaget i 1826. I sin grundstofform er brom et diatomisk molekyle Br2. Ved stuetemperatur er det en rødbrun væske. Dens CO er -1, +1, 3, 4 og 5. Brom er mere aktivt end jod, men mindre aktivt end klor. Derudover har brom to isotoper: 79Br og 81Br. Brom opstår som bromids alte opløst i havvand. I de senere år er produktionen af bromid i verden steget markant på grund af dets tilgængelighed og lange levetid. Som andre halogener er brom et oxidationsmiddel og er meget giftigt.
Jod er et kemisk grundstof med atomnummer 53 og symbol I. Jod har oxidationstilstande: -1, +1, +5 og +7. Eksisterer som et diatomisk molekyle, I2. Ved stuetemperatur er det et lilla fast stof. Jod har én stabil isotop, 127I. Først opdaget i 1811med tang og svovlsyre. I øjeblikket kan jod-ioner isoleres i havvand. Selvom jod ikke er særlig opløseligt i vand, kan dets opløselighed øges ved at bruge separate iodider. Jod spiller en vigtig rolle i kroppen og deltager i produktionen af skjoldbruskkirtelhormoner.
Astatin er et radioaktivt grundstof med atomnummer 85 og symbol At. Dens mulige oxidationstilstande er -1, +1, 3, 5 og 7. Det eneste halogen, der ikke er et diatomisk molekyle. Under normale forhold er det et sort metallisk fast stof. Astatin er et meget sjældent grundstof, så man ved ikke meget om det. Derudover har astatin en meget kort halveringstid, ikke længere end et par timer. Modtaget i 1940 som resultat af syntese. Det menes, at astatin ligner jod. Har metalliske egenskaber.
Tabellen nedenfor viser strukturen af halogenatomer, strukturen af det ydre lag af elektroner.
| Halogen | Elektronkonfiguration |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Klor | 3s2 3p5 |
| Brom | 3d10 4s2 4p5 |
| Jod | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
En lignende struktur af det ydre lag af elektroner bestemmer, at halogenernes fysiske og kemiske egenskaber er ens. Men når man sammenligner disse elementer, observeres der også forskelle.
Periodiske egenskaber i halogengruppen
Fysiske egenskaber ved simple stoffers halogener ændres med stigende grundstofantal. For bedre forståelse og større klarhed tilbyder vi dig flere borde.
Smelte- og kogepunkterne for gruppen stiger, når størrelsen af molekylet øges (F <Cl
Tabel 1. Halogener. Fysiske egenskaber: smelte- og kogepunkter
| Halogen | Smelting T (˚C) | Kogepunkt (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Klor | -101 | -35 |
| Brom | -7,2 | 58.8 |
| Jod | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Atomradius øges
Størrelsen af kernen øges (F < Cl < Br < I < At), når antallet af protoner og neutroner stiger. Derudover tilføjes flere og flere energiniveauer for hver periode. Dette resulterer i en større orbital og derfor en stigning i atomets radius.
Tabel 2. Halogener. Fysiske egenskaber: atomradius
| Halogen | Kovalent radius (pm) | ionisk (X-) radius (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Klor | 99 | 181 |
| Brom | 114 | 196 |
| Jod | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Ioniseringsenergi falder
Hvis de ydre valenselektroner ikke er i nærheden af kernen, vil det ikke tage meget energi at fjerne dem fra den. Den energi, der kræves for at skubbe den ydre elektron ud, er således ikke så høj i bunden af grundstofgruppen, da der er flere energiniveauer. Derudover får den høje ioniseringsenergi grundstoffet til at udvise ikke-metalliske kvaliteter. Jod- og astatindisplay udviser metalliske egenskaber, fordi ioniseringsenergien er reduceret (På < I < Br < Cl < F).
Tabel 3. Halogener. Fysiske egenskaber: ioniseringsenergi
| Halogen | Ioniseringsenergi (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| klor | 1251 |
| brom | 1140 |
| iod | 1008 |
| astatine | 890±40 |
Elektronegativitet falder
Antallet af valenselektroner i et atom stiger med stigende energiniveauer på gradvist lavere niveauer. Elektronerne er gradvist længere væk fra kernen; Således er kernen og elektronerne ikke begge tiltrukket af hinanden. En stigning i afskærmningen observeres. Derfor falder elektronegativiteten med stigende periode (På < I < Br < Cl < F).
Tabel 4. Halogener. Fysiske egenskaber: elektronegativitet
| Halogen | Elektronegativitet |
| fluor | 4.0 |
| klor | 3.0 |
| brom | 2.8 |
| iod | 2.5 |
| astatine | 2.2 |
Elektronaffinitet falder
Når størrelsen af et atom øges med perioden, har elektronaffinitet en tendens til at falde (B < I < Br < F < Cl). En undtagelse er fluor, hvis affinitet er mindre end klor. Dette kan forklares med den mindre størrelse af fluor sammenlignet med klor.
Tabel 5. Elektronaffinitet for halogener
| Halogen | Elektronaffinitet (kJ/mol) |
| fluor | -328,0 |
| klor | -349,0 |
| brom | -324,6 |
| iod | -295,2 |
| astatine | -270,1 |
Reaktivitet af elementer falder
Reaktiviteten af halogener falder med stigende periode (Ved <I
Uorganisk kemi. Brint + halogener
Et halogenid dannes, når et halogen reagerer med et andet, mindre elektronegativt grundstof og danner en binær forbindelse. Hydrogen reagerer med halogener og danner HX-halogenider:
- hydrogenfluorid HF;
- hydrogenchlorid HCl;
- hydrogenbromid HBr;
- hydroiodine HI.
Brinthalogenider opløses let i vand og danner halogensyre (hydrofluorsyre, s altsyre, brombrinte, jodbrinte). Egenskaberne for disse syrer er angivet nedenfor.
Syrer dannes ved følgende reaktion: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Alle hydrogenhalogenider danner stærke syrer undtagen HF.
Surhedsgraden af halogenhydrogensyre stiger: HF <HCl <HBr <HI.
Flussyre kan indgravere glas og nogle uorganiske fluorider i lang tid.
Det kan virke kontraintuitivt, at HF er den svageste hydrogenhalogensyre, da fluor har den højesteelektronegativitet. H-F-bindingen er dog meget stærk, hvilket resulterer i en meget svag syre. En stærk binding bestemmes af en kort bindingslængde og en høj dissociationsenergi. Af alle hydrogenhalogenider har HF den korteste bindingslængde og den største bindingsdissociationsenergi.
Halogenoxosyrer
Halogenoxosyrer er syrer med hydrogen-, oxygen- og halogenatomer. Deres surhedsgrad kan bestemmes ved hjælp af strukturanalyse. Halogenoxosyrer er anført nedenfor:
- Hypoklorsyre HOCl.
- Klorsyre HClO2.
- Klorsyre HClO3.
- Perchloric acid HClO4.
- Hypoklorsyre HOBr.
- Bromsyre HBrO3.
- Bromsyre HBrO4.
- Hyiodic acid HOI.
- Jodonsyre HIO3.
- Methajodsyre HIO4, H5IO6.
I hver af disse syrer er en proton bundet til et oxygenatom, så det er nytteløst at sammenligne protonbindingslængder her. Elektronegativitet spiller en dominerende rolle her. Syreaktiviteten stiger med antallet af oxygenatomer bundet til det centrale atom.
Udseende og tilstand
De vigtigste fysiske egenskaber ved halogener kan opsummeres i følgende tabel.
| Materietilstand (ved stuetemperatur) | Halogen | Udseende |
| hard | iod | lilla |
| astatine | sort | |
| væske | brom | rød-brun |
| gasformigt | fluor | blege solbrun |
| klor | bleggrøn |
Udseendeforklaring
Farven på halogener er resultatet af absorption af synligt lys af molekyler, hvilket forårsager excitation af elektroner. Fluor absorberer violet lys og fremstår derfor lysegul. Jod derimod absorberer gult lys og fremstår lilla (gul og lilla er komplementære farver). Farven på halogener bliver mørkere, efterhånden som perioden øges.
I lukkede beholdere er flydende brom og fast jod i ligevægt med deres dampe, hvilket kan ses som en farvet gas.
Selvom farven på astatin er ukendt, antages det, at den skal være mørkere end jod (dvs. sort) i overensstemmelse med det observerede mønster.
Nu, hvis du bliver spurgt: "Karakteriser halogenernes fysiske egenskaber", vil du have noget at sige.
Halogeners oxidationstilstand i forbindelser
Oxidationstilstand bruges ofte i stedet for "halogenvalens". Som regel er oxidationstilstanden -1. Men hvis et halogen er bundet til oxygen eller et andet halogen, kan det antage andre tilstande:CO oxygen -2 har prioritet. I tilfælde af to forskellige halogenatomer bundet sammen, er det mere elektronegative atom fremherskende og tager CO -1.
For eksempel i jodchlorid (ICl) har chlor CO -1 og jod +1. Klor er mere elektronegativt end jod, så dets CO er -1.
I bromsyre (HBrO4) har oxygen CO -8 (-2 x 4 atomer=-8). Brint har en samlet oxidationstilstand på +1. Tilføjelse af disse værdier giver CO -7. Da den endelige CO for forbindelsen skal være nul, er CO for brom +7.
Den tredje undtagelse fra reglen er oxidationstilstanden for halogen i grundstofform (X2), hvor dets CO er nul.
| Halogen | CO i forbindelser |
| fluor | -1 |
| klor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| iod | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
Hvorfor er SD for fluor altid -1?
Elektronegativitet stiger med perioden. Derfor har fluor den højeste elektronegativitet af alle grundstoffer, som det fremgår af dets position i det periodiske system. Dens elektroniske konfiguration er 1s2 2s2 2p5. Hvis fluor får en elektron mere, fyldes de yderste p-orbitaler fuldstændigt og udgør en hel oktet. Fordi fluor harhøj elektronegativitet, kan den nemt tage en elektron fra et naboatom. Fluor er i dette tilfælde isoelektronisk til den inerte gas (med otte valenselektroner), alle dets ydre orbitaler er fyldt. I denne tilstand er fluor meget mere stabil.
Produktion og brug af halogener
I naturen er halogener i tilstanden af anioner, så frie halogener opnås ved oxidation ved elektrolyse eller ved hjælp af oxidationsmidler. For eksempel fremstilles klor ved hydrolyse af en s altopløsning. Anvendelsen af halogener og deres forbindelser er forskelligartet.
- Fluor. Selvom fluor er meget reaktivt, bruges det i mange industrielle applikationer. For eksempel er det en nøglekomponent i polytetrafluorethylen (Teflon) og nogle andre fluorpolymerer. Chlorfluorcarboner er organiske kemikalier, der tidligere blev brugt som kølemidler og drivmidler i aerosoler. Deres brug er ophørt på grund af deres mulige påvirkning af miljøet. De er blevet erstattet af hydrochlorfluorcarboner. Fluor tilsættes til tandpasta (SnF2) og drikkevand (NaF) for at forhindre huller i tænderne. Dette halogen findes i leret, der bruges til at fremstille visse typer keramik (LiF), der bruges i atomkraft (UF6), til at fremstille antibiotikumet fluoroquinolon, aluminium (Na) 3 AlF6), til højspændingsisolering (SF6).
- Klor har også fundet en række anvendelsesmuligheder. Det bruges til at desinficere drikkevand og svømmebassiner. Natriumhypochlorit (NaClO)er hovedbestanddelen af blegemidler. S altsyre er meget udbredt i industrien og laboratorier. Klor er til stede i polyvinylchlorid (PVC) og andre polymerer, der bruges til at isolere ledninger, rør og elektronik. Derudover har klor vist sig nyttig i den farmaceutiske industri. Medicin, der indeholder klor, bruges til at behandle infektioner, allergier og diabetes. Den neutrale form af hydrochlorid er en del af mange lægemidler. Klor bruges også til at sterilisere hospitalsudstyr og desinficere. I landbruget er klor en ingrediens i mange kommercielle pesticider: DDT (dichlordiphenyltrichlorethan) blev brugt som et landbrugsinsekticid, men dets brug er ophørt.
- Brom bruges på grund af dets ubrændbarhed til at undertrykke forbrænding. Det findes også i methylbromid, et pesticid, der bruges til at bevare afgrøder og undertrykke bakterier. Den overdrevne brug af methylbromid er dog blevet udfaset på grund af dets indvirkning på ozonlaget. Brom bruges til fremstilling af benzin, fotografisk film, ildslukkere, medicin til behandling af lungebetændelse og Alzheimers sygdom.
- Jod spiller en vigtig rolle i den korrekte funktion af skjoldbruskkirtlen. Hvis kroppen ikke får nok jod, forstørres skjoldbruskkirtlen. For at forhindre struma tilsættes denne halogen til bords alt. Jod bruges også som et antiseptisk middel. Jod findes i opløsninger, der bruges tilrensning af åbne sår, samt i desinfektionsspray. Derudover er sølviodid essentielt i fotografering.
- Astatin er et radioaktivt og sjældent jordarters halogen, så det er endnu ikke brugt nogen steder. Det menes dog, at dette element kan hjælpe jod i reguleringen af skjoldbruskkirtelhormoner.
