Адукацыя, Сярэднюю адукацыю і школы
Галагены: фізічныя ўласцівасці, хімічныя ўласцівасці. Выкарыстанне галагена і іх злучэнняў
Галагены ў перыядычным табліцы размешчаны злева ад высакародных газаў. Гэтыя пяць таксічных неметалічных элементаў ўваходзяць у 7 групу перыядычным табліцы. Да іх ставяцца фтор, хлор, бром, ёд і астат. Хоць астат радыёактыўны і мае толькі кароткачасовых ізатопы, ён паводзіць сябе, як ёд, і яго часта залічваюць да галагенаў. Паколькі галагенавыя элементы маюць сем валентных электронаў, ім неабходны толькі адзін дадатковы электрон для адукацыі поўнага актэта. Гэтая характарыстыка робіць іх больш актыўнымі, чым іншыя групы неметаллов.
агульная характарыстыка
Галагены ўтвараюць двухатомные малекулы (віду Х 2, дзе Х пазначае атам галаген) - ўстойлівую форму існавання галагенаў ў выглядзе свабодных элементаў. Сувязі гэтых двухатомные малекул з'яўляюцца непалярныя, кавалентная і адзінарнымі. Хімічныя ўласцівасці галагенаў дазваляюць ім лёгка ўступаць у злучэнне з большасцю элементаў, таму яны ніколі не сустракаюцца ў мела нічога агульнага выглядзе ў прыродзе. Фтор - найбольш актыўны галаген, а астат - найменш.
Усе галагены ўтвараюць солі I групы з падобнымі ўласцівасцямі. У гэтых злучэннях галагены прысутнічаюць у выглядзе галоидных аніёнаў з зарадам -1 (напрыклад, Cl -, Br -). Заканчэнне -ид паказвае на наяўнасць галагенід-аніёнаў; напрыклад Cl - называецца «хларыд».
Акрамя таго, хімічныя ўласцівасці галагенаў дазваляюць ім дзейнічаць у якасці акісляльнікаў - акісляць металы. Большасць хімічных рэакцый, у якіх удзельнічаюць галагены - акісляльна-аднаўленчыя ў водным растворы. Галагены ўтвараюць адзінарныя сувязі з вугляродам або азотам ў арганічных злучэннях, дзе ступень іх акіслення (СА) роўная -1. Калі атам галаген замещён кавалентна-звязаным атамам вадароду ў арганічным злучэнні, прэфікс гало- можа быць выкарыстаны ў агульным сэнсе, або прэфіксы фтор-, хлор-, бром-, йод- - для канкрэтных галагенаў. Галагенавыя элементы могуць мець перакрыжаванае сувязь з адукацыяй двухатомные малекул з палярнымі кавалентная адзінарнымі сувязямі.
Хлор (Cl 2) стаў першым галагенавыя, адкрытым ў 1774 г., затым былі адкрыты ёд (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) і астат (At, знойдзены апошнім, у 1940 г.). Назва «галаген» паходзіць ад грэчаскіх каранёў hal- ( «соль») і -gen ( «ўтвараць»). Разам гэтыя словы азначаюць «солеобразующий», падкрэсліваючы той факт, што галагены, уступаючы ў рэакцыю з металамі, ўтвараюць солі. Галіт - гэта назва каменнай солі, прыроднага мінерала, які складаецца з хларыду натрыю (NaCl). І, нарэшце, галагены выкарыстоўваюцца ў побыце - фтарыд змяшчаецца ў зубной пасце, хлор абеззаражвае пітную ваду, а ёд садзейнічае выпрацоўцы гармонаў шчытападобнай залозы.
хімічныя элементы
Фтор - элемент з атамным нумарам 9, пазначаецца сімвалам F. Элементарны фтор ўпершыню быў знойдзены ў 1886 годзе шляхам вылучэння яго з плавікавай кіслаты. У вольным стане фтор існуе ў выглядзе двухатомные малекулы (F 2) і з'яўляецца найбольш распаўсюджаным галагенавыя ў зямной кары. Фтор - найбольш электраадмоўны элемент у перыядычным табліцы. Пры пакаёвай тэмпературы з'яўляецца бледна-жоўтым газам. Фтор таксама мае адносна невялікі атамны радыус. Яго СА - -1, за выключэннем элементарнага двухатомные стану, у якім яго ступень акіслення роўная нулю. Фтор надзвычай хімічна актыўны і непасрэдна ўзаемадзейнічае з усімі элементамі, акрамя гелія (He), неону (Ne) і аргону (Ar). У растворы H 2 O, плавікавай кіслаты (HF) з'яўляецца слабой кіслатой. Хоць фтор моцна электроотрицателен, яго Электраадмо не вызначае кіслотнасць; HF з'яўляецца слабой кіслатой ў сувязі з тым, што іён фтору асноўны (рн> 7). Акрамя таго, фтор вырабляе вельмі магутныя акісляльнікі. Напрыклад, фтор можа ўступаць у рэакцыю з інэртным газам ксенон і ўтварае моцны акісляльнік дифторид ксэнону (XeF 2). У фтору мноства ўжыванняў.
Хлор - элемент з атамным нумарам 17 і хімічным сімвалам Cl. Знойдзены ў 1774 г. шляхам вылучэння яго з салянай кіслаты. У сваім элементарным стане ён утворыць двухатомные малекулу Cl 2. Хлор мае некалькі СА: -1, +1, 3, 5 і 7. Пры пакаёвай тэмпературы ён з'яўляецца светла-зялёным газам. Так як сувязь, якая утвараецца паміж двума атамамі хлору, з'яўляецца слабой, малекула Cl 2 валодае вельмі высокай здольнасцю ўступаць у злучэнні. Хлор рэагуе з металамі з адукацыяй соляў, якія называюцца хларыды. Іёны хлору з'яўляюцца найбольш распаўсюджанымі іёнамі, яны ўтрымліваюцца ў марской вадзе. Хлор таксама мае два ізатопа: 35 Cl і 37 Cl. Хларыд натрыю з'яўляецца найбольш распаўсюджаным злучэннем з усіх хларыдаў.
Бром - хімічны элемент з атамным нумарам 35 і сімвалам Br. Упершыню быў знойдзены ў 1826 г. У элементарнай форме бром з'яўляецца двухатомные малекулай Br 2. Пры пакаёвай тэмпературы ўяўляе сабой чырванавата-карычневую вадкасць. Яго СА - -1, + 1, 3, 4 і 5. Бром больш актыўны, чым ёд, але менш актыўны, чым хлор. Акрамя таго, бром мае два ізатопа: 79 Вг і 81 Вг. Бром сустракаецца ў выглядзе соляў браміду, раствораных у марской вадзе. За апошнія гады вытворчасць браміду ў свеце значна павялічылася дзякуючы яго даступнасці і працяглага часу жыцця. Як і іншыя галагены, бром з'яўляецца акісляльнікам і вельмі таксічны.
Ёд - хімічны элемент з атамным нумарам 53 і сімвалам I. ёд мае ступені акіслення: -1, +1, +5 і +7. Існуе ў выглядзе двухатомные малекулы, I 2. Пры пакаёвай тэмпературы з'яўляецца цвёрдым рэчывам фіялетавага колеру. Ёд мае адзін стабільны ізатоп - 127 I. Упершыню знойдзены ў 1811 г. з дапамогай марскіх водарасцяў і сернай кіслаты. У цяперашні час іёны ёду, могуць быць вылучаныя ў марской вадзе. Нягледзячы на тое што ёд не вельмі добра раствараецца ў вадзе, яго растваральнасць можа ўзрасці пры выкарыстанні асобных ёдыду. Ёд гуляе важную ролю ў арганізме, удзельнічаючы ў выпрацоўцы гармонаў шчытападобнай залозы.
Астат - радыеактыўны элемент з атамным нумарам 85 і сімвалам At. Яго магчымыя ступені акіслення: -1, +1, 3, 5 і 7. Адзіны галаген, не які з'яўляецца двухатомные малекулай. У нармальных умовах з'яўляецца металічным цвёрдым рэчывам чорнага колеру. Астат з'яўляецца вельмі рэдкім элементам, таму пра яго вядома няшмат. Акрамя таго, астат мае вельмі кароткі перыяд паўраспаду, толькі некалькі гадзін. Атрыманы ў 1940 г. у выніку сінтэзу. Мяркуюць, што астат падобны на ёд. Адрозніваецца металічнымі ўласцівасцямі.
У табліцы ніжэй паказана будова атама галагенаў, структура знешняга пласта электронаў.
галаген | канфігурацыя электронаў |
фтор | 1s 2 2s 2 2p 5 |
хлор | 3s 2 3p 5 |
бром | 3d 10 4s 2 4p 5 |
ёд | 4d 10 5s 2 5p 5 |
Астат | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Падобнае будынак вонкавага пласта электронаў абумоўлівае тое, што фізічныя і хімічныя ўласцівасці галагенаў падобныя. Разам з тым пры супастаўленні гэтых элементаў назіраюцца і адрозненні.
Перыядычныя ўласцівасці ў групе галагенаў
Фізічныя ўласцівасці простых рэчываў галагенаў змяняюцца з павышэннем парадкавага нумара элемента. Для лепшага засваення і большай нагляднасці мы прапануем вам некалькі табліц.
Кропкі плаўлення і кіпення ў групе ўзрастаюць па меры росту памеру малекулы (F Табліца 1. Галагены. Фізічныя ўласцівасці: кропкі плаўлення і кіпення галаген Т плаўлення (˚C) Т кіпення (˚C) фтор -220 -188 хлор -101 -35 бром -7.2 58.8 ёд 114 184 Астат 302 337 Памер ядра павялічваецца (F Табліца 2. Галагены. Фізічныя ўласцівасці: атамныя радыусы галаген Кавалентная радыус (пм) Іённы (X -) радыус (пм) фтор 71 133 хлор 99 181 бром 114 196 ёд 133 220 Астат 150 Калі знешнія валентныя электроны ня знаходзяцца паблізу ядра, то для іх выдалення ад яго не спатрэбіцца шмат энергіі. Такім чынам, энергія, неабходная для выштурхоўвання вонкавага электрона не гэтак высокая ў ніжняй частцы групы элементаў, так як тут больш энергетычных узроўняў. Акрамя таго, высокая энергія іянізацыі прымушае элемент праяўляць неметалічныя якасці. Ёд і дысплей астат праяўляюць металічныя ўласцівасці, таму што энергія іянізацыі зніжаецца (At
Табліца 3. Галагены. Фізічныя ўласцівасці: энергія іянізацыі галаген Энергія іянізацыі (кДж / моль) фтор 1681 хлор 1251 бром 1140 ёд 1008 астат 890 ± 40 Лік валентных электронаў у атаме ўзрастае з павелічэннем узроўняў энергіі пры прагрэсіўна больш нізкіх узроўнях. Электроны прагрэсіўна далей ад ядра; Такім чынам, ядро і электроны ня як прыцягваюцца адзін да аднаго. Павелічэнне экранавання назіраецца. Таму Электраадмо памяншаецца з ростам перыяду (At
Табліца 4. Галагены. Фізічныя ўласцівасці: Электраадмо галаген Электраадмо фтор 4.0 хлор 3.0 бром 2.8 ёд 2.5 астат 2.2 Так як памер атама павялічваецца з павелічэннем перыяду, сродство да электронных, як правіла, памяншаецца (У
Табліца 5. Сродство галагенаў да электронных галаген Сродство да электронных (кДж / моль) фтор -328.0 хлор -349.0 бром -324.6 ёд -295.2 астат -270.1 Рэакцыйная здольнасць галагенаў падае з ростам перыяду (At
Галагенід утворыцца, калі галаген рэагуе з іншым, менш Электраадмо элементам з адукацыяй бінарнага злучэння. Вадарод рэагуе з галагенавымі, утвараючы галагеніду выгляду НХ: Галагеніду вадароду лёгка раствараюцца ў вадзе з адукацыяй галогенводородной (плавікавай, салянай, бромистоводородной, иодистоводородной) кіслаты. Ўласцівасці гэтых кіслот прыведзены ніжэй. Кіслоты ўтворацца наступнай рэакцыяй: HX (aq) + H 2 O (l) → Х - (aq) + H 3 O + (aq). Усе галоидоводороды ўтвараюць моцныя кіслоты, за выключэннем HF. Кіслотнасць галогеноводородных кіслот павялічваецца: HF Плавікавай кіслата здольная гравіраваных шкло і некаторыя неарганічныя фтарыды працяглы час. Можа здацца нелагічным, што HF з'яўляецца самай слабой галогенводородной кіслатой, так як фтор валодае самай высокай электраадмоўны. Тым не менш сувязь Н-F вельмі моцная, у выніку чаго кіслата вельмі слабая. Моцная сувязь вызначаецца кароткай даўжынёй сувязі і вялікай энергіяй дысацыяцыі. З усіх галагенідаў вадароду HF мае самую кароткую даўжыню сувязі і самую вялікую энергію дысацыяцыі сувязі. Галагенавыя оксокислоты ўяўляюць сабой кіслаты з атамамі вадароду, кіслароду і галаген. Іх кіслотнасць можа быць вызначана з дапамогай аналізу структуры. Галагенавыя оксокислоты прыведзены ніжэй: У кожнай з гэтых кіслот пратон звязаны з атамам кіслароду, таму параўнанне даўжынь сувязяў пратонаў тут бескарысна. Дамінуючую ролю тут гуляе Электраадмо. Актыўнасць кіслотнасці ўзрастае з павелічэннем ліку атамаў кіслароду, звязаны з цэнтральным атамам. Асноўныя фізічныя ўласцівасці галагенаў коратка можна выказаць у наступнай табліцы. Стан рэчывы (пры пакаёвай тэмпературы) галаген Знешні выгляд цвёрдае ёд фіялетавы астат чорны вадкае бром чырвона-карычневы газападобнае фтор бледна-жоўта-карычневы хлор бледна-зялёны Колер галагенаў з'яўляецца вынікам паглынання бачнага святла малекуламі, што выклікае ўзбуджэнне электронаў. Фтор паглынае фіялетавае святло, і, такім чынам, выглядае светла-жоўтым. Ёд, наадварот, паглынае жоўты святло і выглядае фіялетавым (жоўты і фіялетавы - дапаўняюць колеру). Колер галагенаў становіцца цямней з ростам перыяду. У закрытых ёмістасцях вадкі бром і цвёрды ёд знаходзяцца ў раўнавазе са сваімі парамі, якія можна назіраць у выглядзе каляровага газу. Хоць колер астата невядомы, мяркуецца, што ён павінен быць цямней ёду (т. Е. Чорным) у адпаведнасці з назіранай заканамернасцю. Цяпер, калі вас папросяць: «Ахарактарызуйце фізічныя ўласцівасці галагенаў», вам будзе што сказаць. Ступень акіслення часта выкарыстоўваецца замест паняцця "валентнасць галагенаў". Як правіла, ступень акіслення роўная -1. Але калі галаген звязаны з кіслародам або іншым галагенавыя, ён можа прымаць іншыя стану: СА кіслароду -2 мае прыярытэт. У выпадку двух розных атамаў галаген, злучаных разам, больш электраадмоўны атам пераважае і прымае СА -1. Напрыклад, у хларыд ёду (ICl) хлор мае СА -1, і ёд +1. Хлор з'яўляецца больш Электраадмо, чым ёд, таму яго СА роўная -1. У бромная кіслаце (HBrO 4) кісларод валодае СА -8 (-2 х 4 атама = -8). Вадарод мае агульную ступень акіслення +1. Складанне гэтых значэнняў дае СА -7. Так як канчатковае СА злучэння павінна быць нулявым, то СА брому роўная +7. Трэцім выключэннем з правіла з'яўляецца ступень акіслення галаген ў элементарнай форме (X 2), дзе яго СА роўная нулю. галаген СА ў злучэннях фтор -1 хлор -1, +1, +3, +5, +7 бром -1, +1, +3, 4, +5 ёд -1, +1, +5, +7 астат -1, +1, +3, +5, +7 Электраадмо павялічваецца з ростам перыяду. Таму фтор мае самую высокую Электраадмо з усіх элементаў, што пацвярджаецца яго становішчам у перыядычным табліцы. Яго электронная канфігурацыя 1s 2 2s 2 2p 5. Калі фтор атрымлівае яшчэ адзін электрон, крайнія р-арбіталь цалкам запоўненыя і складаюць поўны актэт. Паколькі фтор мае высокі электраадмоўны, ён можа лёгка адабраць электрон каля суседняга атама. Фтор ў гэтым выпадку изоэлектронен інэртных газе (з васьмю валентных электронаў), усе яго знешнія арбіталь запоўненыя. У такім стане фтор значна больш стабільны. У прыродзе галагены знаходзяцца ў стане аніёнаў, таму свабодныя галагены атрымліваюць метадам акіслення шляхам электролізу або з дапамогай акісляльнікаў. Напрыклад, хлор выпрацоўваецца гідролізам раствора паваранай солі. Выкарыстанне галагена і іх злучэнняў рознаму. Неарганічная хімія. Вадарод + галагены
галагенавыя оксокислоты
Знешні выгляд і стан рэчыва
Тлумачэнне знешняга выгляду
Ступень акіслення галагенаў ў злучэннях
Чаму СА фтору заўсёды -1?
Атрыманне і выкарыстанне галагена
Similar articles
Trending Now