Formavimas, Vidurinis išsilavinimas ir mokyklos
Halogenai, fizikinės savybės, cheminės savybės. Iš halogenų ir junginių panaudoti savo
Komandos periodinės lentelės halogenai į iš inertinių dujų kairę. Šie penki toksiškos metalo elementai įtraukti į 7 grupę periodinės lentelės. Jie apima fluorą, chlorą, bromą, jodą ir astatas. Nors astatas radioaktyviųjų ir tik trumpalaikis izotopų, jis elgiasi kaip jodo ir dažnai laikomas halogenais. Kadangi halogenų elementai yra septyni Valence elektronai, ji turi tik vieną papildomą elektroną suformuojant užbaigtą aštuonetas. Ši charakteristika daro juos aktyviau nei kiti grupės nemetalų.
Bendra charakteristika
Halogenai sudaro dviatomėms molekulę (X 2 tipo, kur X yra halogeno) - stabilios formos buvimas halogenų laisvi ląstelės. Kontaktinis dviatomė molekulių yra nepolinis, ir vieno kovalentinis. Cheminės savybės halogenų leisti jiems lengvai suformuoti junginių su daugeliu elementų, todėl jie niekada nustatyta nekontroliuojama forma gamtoje. Fluor - labiausiai aktyvūs halogenas ir astatas - mažiau.
Visi halogenai grupė sudaro druskas su panašiomis savybėmis. Į šių junginių, halogenidai yra kaip halogenido anijonų su nuo -1 mokestį (pvz, Cl, Br - -). Baigiant vienaskaita reiškiantį halidų anijonų buvimas; pvz Cl - vadinamas "chloridas".
Be to, cheminės savybės, kuriose nėra halogenų, kad jie galėtų veikti kaip oksidatoriai - oksiduotąją metalų. Dauguma chemijos reakcijos, tame tarpe halogenų - oksidacijos-redukcijos vandeniniame tirpale. Halogenai sudaro viengubos jungtys su anglies arba azoto organinių junginių, kur oksidacijos (CO) laipsnis yra lygus -1. Kai pakeistas pakaitu, halogeno atomu, kovalentiškai sujungtas vandenilio atomo organinio junginio, halogenas prefiksas gali būti naudojamas bendrąja prasme, arba prefiksų fluor, chlor, brom-, iodo- - konkrečių halogenų. Halogeno elementai gali turėti Kryžminis jungtį formuoti dviatomėms molekules su poliarine kovalentinių viengubos jungtys.
Chloro (Cl 2), buvo pirmasis halogenas atidarytas 1774, ne tada atidaryti jodo (I 2), bromo (Br 2), fluoro (F 2) ir astatas (At, rasta tęstis 1940 yg). Pavadinimas "halogenas" yra kilęs iš graikų kalbos šaknų hal- ( «druskos") ir -gen ( «formos"). Kartu, šie žodžiai reiškia "druska formavimo", pabrėžiant tai, kad halogenas reaguoja su metalais, sudarydamas druskas. Halite - uolienų druska, natūralaus mineralinio, sudarytas iš natrio chlorido (NaCl) pavadinimas. Galiausiai, halogenas naudojamas namuose - yra fluorido dantų pasta, chloras dezinfekuoti geriamojo vandens, jodo ir skatina vystymąsi skydliaukės hormonų.
cheminiai elementai
Fluor - elementas su atominiu skaičiumi 9, žymimas F. elementinio fluoro pirmą kartą buvo atrasta 1886 g išskiriant jį iš vandenilio fluorido rūgšties.. Laisvos būsenos ar jis yra, susidedančios iš fluoro Dviatominės molekulių (F 2) forma ir yra dažniausia halogenas, į plutos. Fluor - labiausiai Elektroujemny elementas periodinės lentelės. Kambario temperatūroje, šviesiai geltonos dujų. Fluoras taip pat turi santykinai mažą atomo spindulys. Jo CO - -1 išskyrus elementinio Dviatomių narės, kurioje jos oksidacijos būsena yra nulis. Fluor labai chemiškai aktyvus ir sąveikauja tiesiogiai su visais elementų, išskyrus helio (Jis), neonas (Ne) ir argono (AR). H 2 O tirpalas, vandenilio fluorido rūgštis (HF) yra silpnas rūgštis. Nors labai elektriškai neigiamą fluoro, jos elektroneigiamumas negali nustatyti rūgštingumą; HF yra silpnas rūgšties dėl to, kad fluorido jonų yra pagrindinis (pH> 7). Be to, fluoras sukelia labai galingas oksidatorius. Pavyzdžiui, fluoras gali reaguoti su inertinių dujų ksenono ir suformuoja tvirtą oksidantas ksenono difluoridas (XEF 2). Daugelyje programų fluoro.
Chloro - elementas su atominiu skaičiumi 17 ir cheminis simbolis Cl. Atrado 1774 g. Atskirti jį iš druskos rūgšties. Savo elementinio valstybės suformuoja Dwuatomowy molekulę Cl 2. Chloro turi keletą SB -1, 1, 3, 5 ir 7. Tuo kambario temperatūroje jis yra šviesiai žalios dujų. Nes jungtis, tai yra suformuota tarp dviejų chloro atomų, yra silpnas, Cl 2 molekulė turi labai aukštą galimybę sudaryti ryšio. Chloro reaguoja su metalais, sudarydamas druskas, kurios yra vadinamos chloridų. Chlorido jonų yra gausiausi jonus, esančius jūros. Chloro taip pat turi du izotopus: 35 Cl ir 37 Cl. Natrio chloridas yra dažniausia jungtis visų chloridų.
Bromo - cheminis elementas su atominiu numeris 35 ir simbolis Br. Jis pirmą kartą buvo atrasta 1826 in elementarių bromo forma yra Dwuatomowy molekulė, Br 2. Kambario temperatūroje, tai yra rausvai rudos spalvos skystis. Jos CO - -1, + 1, 3, 4 ir 5 brom daugiau nei aktyvus jodo, bet yra mažiau aktyvus nei chloro. Be to, bromas izotopų turi du 79 Br ir 81 Br. Bromo įvyksta dėl druskos formoje bromido, ištirpusio jūros vandenyje. Pastaraisiais metais, bromidas pasaulyje gamyba išaugo ženkliai, nes jo prieinamumą, ir ilgą gyvenimą. Kaip ir kitų halogenų bromo ir oksidantas tai yra labai toksiški.
Jodo - cheminis elementas su atominiu skaičiumi 53 ir simbolis I. jodo oksidacija: -1, 1, +5 ir +7. Yra esant Dviatomių molekulės forma, I 2. Kambario temperatūroje kietas medžiaga yra violetinė. Jodo turi vieną stabilią izotopas - 127 I. pirmasis atrado 1811, su dumblių ir sieros rūgšties pagalba. Šiuo metu, jodo jonai gali būti išskirtas jūros vandenyje. Nepaisant to, kad jodo nėra labai tirpi vandenyje, jo tirpumas gali būti padidintas, kai naudojant atskirus jodidai. Jodas vaidina svarbų vaidmenį organizme, užsiima skydliaukės hormonų gamyba.
Astatas - radioaktyvusis elementas su atominiu skaičiumi 85, o simbolį. Jos galimas oksidacijos teigiama, -1, 1, 3, 5 ir 7 Vienintelis halogeno, kad yra ne Dwuatomowy molekulė. Esant normalioms sąlygoms, metalinis sunku medžiaga juoda. Astatas yra labai retas elementas, todėl mažai yra žinoma apie jį. Be to, astatas turi labai trumpą pusinės, ne ilgiau kaip kelias valandas. Gavo 1940 kaip sintezės rezultatas. Manoma, kad astatas, panašų į jodo. Charakterizuotos metalo savybės.
žemiau pateiktoje lentelėje parodyta, halogeno atomų struktūrą, išorinio sluoksnio elektronų struktūrą.
halogenas | Elektronų konfigūracija |
fluoras | 1s 2 2s 2 2p 5 |
chloras | 2 3s 3p 5 |
bromas | 3d 10 4s 2 4p 5 |
jodas | 4d 2 10 5s 5p 5 |
astatas | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Tokia struktūra sukelia išorinį sluoksnį elektronai, kad fizinės ir cheminės savybės panašios į halogenų. Tačiau lyginant šiuos elementus ir nustatytų skirtumų.
Periodines savybės halogenas grupė
Fizikinės savybės paprastų medžiagų iš halogeno pakeistas didėjant eilės numeriu elemento. Geriau absorbcija ir didesnio aiškumo, mes siūlome jums keletą lentelių.
Lydymosi ir virimo taškai iš grupės, tuo labiau didėja dydį molekulės (F Lentelė 1. halogenai. Fizinės savybės: lydymosi ir virimo temperatūra halogenas Lydymosi T (c) Virimo T (c) fluoras -220 -188 chloras -101 -35 bromas -7,2 58,8 jodas 114 184 astatas 302 337 branduolio dydis padidėja (F 2 lentelė: Halogeninės. Fizinės savybės: atominis spindulys halogenas Kovalentinis spindulys (pm) Jonų (X -) intervalas (pm) fluoras 71 133 chloras 99 181 bromas 114 196 jodas 133 220 astatas 150 Jei išorės Valence elektronai nėra įsikūręs netoli branduolio, jų pašalinimo nereikalauja daug energijos iš jo. Tokiu būdu, energijos, reikalingos išstumiant išorinio elektronų yra ne toks didelis apatinėje dalyje tam tikrais elementais grupės, nes yra daugiau energijos lygius. Be to, aukštos energijos Jonizacijos sukelia elemento parodyti ne metalo kokybę. metalo savybės, nes jonizacijos energija yra sumažintas (Tuo
3 lentelė halogenai. Fizinės savybės: jonizacijos energija halogenas Jonizacijos energija (kJ / mol), fluoras 1681 chloras 1251 bromas 1140 jodas 1008 astatas 890 ± 40 Valentinio elektronų skaičius atome, tuo labiau didėja energijos lygį laipsniškai mažesnės koncentracijos. Elektronai yra palaipsniui toliau nuo šerdies; Tokiu būdu, branduolys ir elektronai yra ne taip traukia vienas kitą. Į atranką ten padidėjimas. Todėl Elektroneigiamumas mažėja didėjant laikotarpį (Tuo
4 lentelė halogenai. Fizinės savybės: elektroneigiamumas halogenas elektroneigiamumas fluoras 4,0 chloras 3.0 bromas 2.8 jodas 2.5 astatas 2.2 Nuo atomo laikui bėgant didėja, dydžio, elektronų afiniškumas paprastai sumažinama (B
Lentelėje 5. Affinity halogenas elektronų halogenas Elektronų giminingumas (KJ / mol), fluoras -328,0 chloras -349,0 bromas -324,6 jodas -295,2 astatas -270,1 Reaktyvumas iš halogeno mažėja didėjant laikotarpį (Tuo
Halogenidas susidaro tada, kai halogenas reaguoja su kitomis, mažiau elektriškai neigiamą elemento, kad sudarytų junginį, dvejetainį. Vandenilis reaguoja su halogenais, siekiant sudaryti halogenidai HX tipas: vandenilio halogenidai yra lengvai ištirpinami vandenyje, kad susidarytų hidrohalogeninėmis (vandenilio fluorido, chlorido, vandenilio bromido, vandenilio jodido rūgštis). Šių rūgščių savybės yra pateikti žemiau. Rūgštys, sudarytos iš alkoholiai, sekančioje reakcijos: HX (vand) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (AQ). Visi yra vandenilis halogenidas, kad sudarytų tvirtą rūgšties, išskyrus HF. Rūgštingumą padidina hidrohalogeninėmis rūgštys: HF Vandenilio fluorido rūgštis gali etch stiklą ir kai kurios neorganinės fluoridų ilgą laiką. Ji gali atrodyti nelogiška, kad HF yra silpniausia hidrohalogeno rūgštis, nes pats fluoras turi aukštą elektroneigiamumas. Vis dėlto H-F jungtis yra labai stiprus, todėl labai silpnos rūgšties. Stiprus ryšys yra apibrėžtas per trumpą obligacijų ilgio ir dideliu disociacijos energija. Iš visų vandenilio halogenidų HF trumpiausią ryšio ilgį ir didžiausią obligacijų disociacijos energiją. Halogeno okso rūgštys yra rūgštys su vandenilio atomų, deguonies ir halogeno. Jų rūgštingumas gali būti nustatomas analizuojant struktūrą. Halogeninės oxoacids yra pateikiamas žemiau: Kiekvienoje iš šių protonų rūgščių, surištų su deguonies atomu, todėl jungties palyginti ilgiai protonai yra nenaudingas. Dominuojantis vaidmuo tenka čia per elektroneigiamumas. Rūgštingumą didėja priklausomai nuo deguonies atomais surištų į centrinę atomu skaičius. Pagrindinės fizinės savybės halogenais galima trumpai išreiškiamas toliau pateiktoje lentelėje. Medžiaga sąlyga (kambario temperatūroje) halogenas išvaizda firma jodas purpurinis astatas juodas skystis bromas rusvas dujinis fluoras šviesiai geltonos-rudos chloras šviesiai žalios spalvos Spalva yra halogenų absorbcijos matomos šviesos molekulių, sukeliančių elektronus džiaugiamės rezultatas. Fluor sugeria violetinę šviesą, todėl atrodo gelsvas. Jodas, priešingai, sugeria geltona šviesa ir atrodo violetinė (geltonos ir violetinės - papildomi spalvos). Halogeninės spalva tamsėja didėjant laikotarpiui. Sandarių pakuočių skystis bromo ir jodo kieta medžiaga yra pusiausvyros jų garais, kuris gali būti pasireiškia kaip spalvoto dujų. Nors spalva astatas nežinoma, manoma, kad jis turėtų būti tamsesnis jodo (t. E. Black) pagal stebimus modelio. Dabar, jei jūs klausė: "Apibūdinkite fizines savybes halogenais," jums sakys. Oksidacijos laipsnis yra dažnai naudojamas vietoj "valentingumas halogenais." Paprastai, oksidacijos lygus -1. Bet jei halogenas yra susijusi su kita deguonies arba halogenu, ji gali imtis kitų būsenas: deguonies -2 SB turi pirmenybę. Tuo atveju, dviejų skirtingų halogeno atomų surištų daugiau Elektroujemny atomas vyrauja ir užima CO -1. Pavyzdžiui, jodo chlorido (ICL) yra CO chlor -1, 1 ir jodo. Chloro yra daugiau nei Elektroujemny jodo, todėl CO yra lygus -1. Bromic rūgšties (HBrO 4) deguonies turi CO -8 (-2 x 4 = -8 atomas). Vandenilis turi bendrą oksidacijos skaičių +1. Be šių dviejų verčių suteikia CO -7. Nuo galutinės junginio SU turėtų būti lygus nuliui, CO yra septyni bromas. Trečioji šios taisyklės išimtis yra oksidacijos laipsnis į elementinės halogenu (X 2), kur jos CO lygus nuliui laipsnį. halogenas Atsižvelgiant į CO junginių fluoras -1 chloras -1, 1, 3, 5, 7 bromas -1, 1, 3, 4, 5 jodas -1, 1, 5, 7 astatas -1, 1, 3, 5, 7 Elektroneigiamumas didėja su laiku. Todėl, kuriame fluoras yra didžiausias elektroneigiamumas visų elementų, kaip matyti iš jos padėtį periodinės lentelės. Jo elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 5. Jei fluorido gauna kitą elektroną, ekstremalių p orbitalės yra visiškai užpildyta ir suformuojant užbaigtą aštuonetas. Nes fluoro turi aukštą elektroneigiamumas, jis gali lengvai pasirinkti iš kaimyninės atomų elektronų. Fluorido šiuo atveju izoelektroninių inertines dujas (su aštuonių valentinės elektronų) ir visų jos išorės orbitalėse užpildytų. Šioje būsenoje, fluoro yra daug stabilesnė. Pobūdžio, halogenai yra ne anijono, todėl laisvas halogenas yra gaminamas oksiduojant elektrolize arba oksidantų. Pavyzdžiui, chloro yra generuojamas hidrolizės būdu iš natrio chlorido tirpalo. Halogenų ir jų įvairių Panaudojimas junginių. Neorganinę chemiją. Vandenilis + halogenai
halogeno oxoacids
Išvaizda ir agregatinė būsena
paaiškinimas išvaizda
Oksidacijos iš halogeno pakaitus laipsnis junginių
Kodėl su fluoro visada -1?
Paruošimą ir naudojimą, kuriose nėra halogenų
Similar articles
Trending Now