Formatie, Voortgezet onderwijs en scholen
Halogenen: fysische eigenschappen, chemische eigenschappen. Het gebruik van de verbindingen van halogenen en hun
De halogenen in het periodiek systeem links van de edelgassen. Deze vijf giftige metaalelementen in groep 7 van het periodiek systeem. Deze omvatten fluor, chloor, broom, jood en astatine. Hoewel astatine radioactieve en heeft slechts een kortstondige isotopen, werkt deze als jodium en wordt vaak beschouwd als halogenen. Als halogeenatoom elementen zeven valentie elektronen, heeft het slechts een extra elektron volledig octet vormen. Deze eigenschap maakt ze actiever dan andere groepen niet-metalen.
Algemene eigenschappen
Halogenen vormen twee atomen molecule (X2 type waarbij X een halogeen is) - vormstabiele bestaan halogenen als vrije cellen. Contact van atomige moleculen polair en enkele covalente. De chemische eigenschappen van halogenen hen in staat stellen om gemakkelijk te vormen verbindingen met de meeste elementen, dus ze zijn nooit gevonden in de ongebonden vorm in de natuur. Fluor - meest actieve halogeen en astatine - minder.
Alle halogenen groep I zouten vormen met vergelijkbare eigenschappen. In deze verbindingen, halogeniden aanwezig zijn als een halogenide anion met een lading van -1 (bijvoorbeeld Cl -, Br -). Eindigend -ID geeft de aanwezigheid van halogenide-anionen; bijvoorbeeld Cl - zogenaamde "chloride".
Bovendien is de chemische eigenschappen van halogenen kunnen ze als oxiderende middelen werken - geoxideerde metalen. De meeste chemische reacties met halogenen - redox in waterige oplossing. Halogenen vormen enkele bindingen met koolstof of stikstof in organische verbindingen, waarbij de oxidatiegraad (CO) gelijk is aan -1. Indien gesubstitueerd door een halogeenatoom covalent gebonden waterstofatoom in een organische verbinding, kan halogeen prefix in algemene zin of voorvoegsels fluor-, chloor-, broom-, jood- - specifieke halogenen. Halogenen kunnen kruiselings binding diatomaire moleculen met polaire covalente enkelvoudige bindingen te vormen.
Chloor (Cl2) was de eerste halogeen geopend in 1774 ten opende jood (I2), broom (Br2), fluor (F2) en astatine (At, laatste beschikbaar op 1940 YG). De naam "halogeen" is afgeleid van het Griekse wortel Hal- ( «zout») -gen en ( «vorm"). Samen vormen deze woorden betekenen "zoutvormende", waarbij wordt benadrukt dat het halogeen reageert met metalen zouten vormen. Halite - naam steenzout, natuurlijke minerale bestaande uit natriumchloride (NaCl). Tenslotte, de in het huis halogeen - fluoride in tandpasta, desinfecteren drinkwater chloor, jood en bevordert de ontwikkeling van schildklierhormonen.
chemische elementen
Fluor - element met atoomnummer 9, wordt aangeduid met F. Het elementair fluor werd eerst ontdekt in 1886 g door isoleren van het fluorwaterstofzuur.. In de vrije toestand bestaat in de vorm van fluor atomen molecules (F2) en is de meest voorkomende halogeen in de aardkorst. Fluor - meest elektronegatieve element van het periodiek systeem. Bij kamertemperatuur werd een lichtgeel gas. Fluor heeft een relatief kleine atoomstraal. Het CO - -1 behalve twee atomen elementaire toestand waarin de oxidatietoestand nul. Fluor zeer chemisch actief en direct interactie met alle elementen behalve helium (He), neon (Ne) en argon (Ar). De H2O oplossing van fluorwaterstofzuur (HF) is een zwak zuur. Hoewel sterk elektronegatieve fluor, de elektronegativiteit niet de zuurgraad te bepalen; HF is een zwak zuur vanwege het feit dat de fluoride ionen basisch (pH> 7). Bovendien, fluor produceert zeer krachtig oxidanten. Bijvoorbeeld kunnen fluor reageren met het inerte gas xenon en vormt een sterk oxidatiemiddel xenondifluoride (XeF2). In vele toepassingen van fluoride.
Chloor - element met atoomnummer 17 en het chemische symbool Cl. Ontdekt in 1774 door G. Onderscheiden van zoutzuur. In zijn elementaire toestand vormt een diatomisch molecuul Cl2. Chloor heeft verschillende SB -1, 1, 3, 5 en 7. Bij kamertemperatuur is lichtgroen gas. Aangezien de binding die wordt gevormd tussen de twee chlooratomen, zwak, Cl2 molecuul een zeer hoge capaciteit in verbinding te treden. Chloor reageert met metalen zouten die chloriden genoemd vormen. Chloride-ionen zijn de meest voorkomende ionen in zeewater. Chloor heeft ook twee isotopen: 35 Cl en 37 Cl. Natriumchloride is de gemeenschappelijke verbinding van alle chloriden.
Broom - een chemisch element met atoomnummer 35 en symbool Br. Het werd eerst ontdekt in 1826 in de vorm van elementair broom twee atomen molecule, Br2. Bij kamertemperatuur, het is een roodbruine vloeistof. Het CO - -1, + 1, 3, 4 en 5. broom actiever dan jood, maar minder actief dan chloor. Verder broom isotoop twee 79Br en 81Br. Broom komt in de vorm van zouten bromide, opgelost in zeewater. In de afgelopen jaren is de productie van bromide in de wereld sterk toegenomen als gevolg van de beschikbaarheid en een lange levensduur. Zoals bij andere halogenen broom en het oxidatiemiddel is zeer giftig.
Jodium - chemisch element met atoomnummer 53 en het symbool I. De jodiumoxidatie heeft: -1, +1, +5 en +7. Er is in de vorm van een twee atomen molecule, I 2. Bij kamertemperatuur de vaste stof is paars. Jodium heeft een stabiele isotoop - 127 I. Voor het eerst ontdekt in 1811, met de hulp van algen en zwavelzuur. Momenteel kan jodium-ionen worden geïsoleerd in het zeewater. Hoewel jodium is niet erg oplosbaar is in water, kan de oplosbaarheid worden verhoogd wanneer het gebruik van afzonderlijke jodiden. Jodium speelt een belangrijke rol in het lichaam, die betrokken zijn bij de productie van schildklierhormonen.
Astatine - een radioactief element met het atoomnummer 85 en symbool. De mogelijke oxidatietoestanden -1, 1, 3, 5 en 7. De enige halogeenatoom dat geen twee atomen molecule. Onder normale omstandigheden, een metalen hard materiaal zwart. Astatine is een zeldzaam element, zo weinig over hem bekend. Daarnaast astatine heeft een zeer korte halfwaardetijd, niet langer dan een paar uur. Ontvangen in 1940 ten gevolge van synthese. Er wordt aangenomen dat astatine vergelijkbaar is met jodium. Gekenmerkt metallische eigenschappen.
Onderstaande tabel toont de structuur van de halogeenatomen, de structuur van de buitenste laag van elektronen.
halogeen | De configuratie van het elektron |
fluorine | 2 1s 2s 2 2p 5 |
chloor | 2 3s 3p 5 |
broom | 3d 10 4s 2 4p 5 |
jodium | 4d 2 10 5s 5p 5 |
astatine | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Dergelijke constructie zorgt ervoor dat de buitenste laag van de elektronen die vergelijkbaar is met de halogenen fysische en chemische eigenschappen. Echter, bij het vergelijken van deze elementen en de verschillen waargenomen.
Periodieke eigenschappen halogeengroep
Fysische eigenschappen van enkelvoudige stoffen uit halogeen veranderd naarmate het rangnummer van het element. Voor een betere absorptie en een grotere duidelijkheid, bieden wij u een paar tafels.
Smelt- en kookpunten van de groep toe met toenemende grootte van het molecuul (F Tabel 1. De halogenen. Fysische eigenschappen: smelt- en kookpunt halogeen Melting T (C) Boiling T (C) fluorine -220 -188 chloor -101 -35 broom -7.2 58.8 jodium 114 184 astatine 302 337 korrelgrootte toeneemt (F Tabel 2: Halogeen. Fysische eigenschappen: atoom radii halogeen De straal covalente (pm) Ion (X -) bereik (pm) fluorine 71 133 chloor 99 181 broom 114 196 jodium 133 220 astatine 150 Als de externe valentieelektronen niet liggen dicht bij de kern, voor de opheffing ervan heeft veel energie uit het niet nodig hebben. Dus de energie voor het uitwerpen van de buitenste elektronenbundels niet zo hoog in het onderste gedeelte van een groep elementen, aangezien er meer energie. Bovendien, hoogenergetische ionisatie veroorzaakt dat het element niet-metalen kwaliteit vertonen. metallische eigenschappen omdat de ionisatie-energie wordt verlaagd (bij
Tabel 3 halogenen. Fysische eigenschappen: ionisatie-energie halogeen De ionisatie-energie (kJ / mol) fluorine 1681 chloor 1251 broom 1140 jodium 1008 astatine 890 ± 40 Het aantal valentie-elektronen in een atoom met toenemende energieniveaus bij steeds lagere niveaus. Elektronen geleidelijk verder van de kern; Dus de kern en de elektronen niet tot elkaar. De toename van de screening zijn. Daarom Elektronegativiteit afneemt met toenemende tijd (At
Tabel 4 halogenen. Fysische eigenschappen: electronegativity halogeen electronegativity fluorine 4.0 chloor 3.0 broom 2.8 jodium 2.5 astatine 2.2 Aangezien de grootte van een atoom met de tijd toeneemt, wordt de elektronenaffiniteit algemeen verlaagd (B
Tabel 5. Affiniteit halogeen elektron halogeen Elektronenaffiniteit (kJ / mol) fluorine -328,0 chloor -349,0 broom -324,6 jodium -295,2 astatine -270,1 Reactiviteit van halogeen afneemt met toenemende tijd (At
Gevormde halogenide als halogeen reageren met andere, minder elektronegatief element een binaire verbinding. Waterstof reageert met halogenen tot halogeniden HX soort vormen: waterstofhalogeniden worden gemakkelijk opgelost in water om een halogeenwaterstofzuur (fluorwaterstofzuur, chloorwaterstofzuur, broomwaterstofzuur, joodwaterstofzuur) te vormen. De eigenschappen van deze zuren worden hieronder gegeven. De zuren gevormd door de volgende reactie: HX (aq) + H2O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq). Alle waterstofhalogenide sterk zuur, behalve HF. Zuurgraad stijgt halogeenwaterstofzuren: HF Fluorwaterstofzuur kan het glas en bepaalde anorganische fluoriden lang etsen. Het lijkt logisch dat FW de zwakste waterstofhalogenide, omdat fluor zelf hoge elektronegativiteit. Niettemin H-F binding zeer sterk, wat resulteert in een zeer zwak zuur. Een sterke relatie wordt gedefinieerd door een korte bindingslengte en een grote dissociatieënergie. Van alle waterstofhalogeniden HF de kortste verbinding lengte en de grootste bindingsenthalpie. Halogeen oxozuren zuren met waterstofatomen, zuurstof en halogeen. De zuurgraad kan worden bepaald door het analyseren van de structuur. Halogeen oxozuren zijn hieronder weergegeven: In elk van deze protonzuren gebonden aan het zuurstofatoom, zodat de vergelijking van bindingslengten protonen nutteloos. De dominante rol wordt hier gespeeld door elektronegativiteit. Zuurgraad stijgt met het aantal zuurstofatomen gebonden aan het centrale atoom. De fysische eigenschappen van de halogenen kunnen kort worden uitgedrukt in de volgende tabel. Stof toestand (bij kamertemperatuur) halogeen verschijning firma jodium purper astatine zwart vloeistof broom roodbruin gas- fluorine lichtgeel-bruine chloor lichtgroen Kleur is een gevolg van halogenen absorptie van zichtbaar licht van moleculen veroorzaken van elektronen geëxciteerd. Fluor absorbeert violet licht en derhalve lijkt lichtgeel. Jodium, in contrast, absorbeert geel licht en het ziet er paars (geel en paars - complementaire kleuren). Halogeen kleur wordt donkerder met toenemende periode. De verzegelde containers vloeibaar broom en vaste jood in evenwicht met de dampen, die kan worden waargenomen als een gekleurde gas. Hoewel de kleur astatine onbekend is, wordt aangenomen dat het een donkere jood (t. E. zwart) volgens het waargenomen patroon moet worden. Nu, als je gevraagd: "Geef een beschrijving van de fysische eigenschappen van halogenen", zult u zeggen. De oxidatiegraad wordt vaak gebruikt in plaats van "waardigheid van halogenen." Typisch is de oxidatietoestand gelijk aan -1. Maar als het halogeen verbonden is met een ander zuurstof of halogeen kan ander land aannemen: zuurstof -2 SB prioriteit. Bij twee verschillende halogeenatomen elkaar gebonden overheerst meer elektronegatieve atomen en neemt CO -1. Bijvoorbeeld in de joodchloride (ICI) is CO chloor -1, +1 en jood. Chloor meer elektronegatief dan jood, daarom CO gelijk aan -1. Het broomzuur (HBrO 4) zuurstof een CO -8 (-2 x 4 = -8 voorstelt). Waterstof heeft een totaal oxidatiegetal +1. Toevoeging van deze twee waarden geeft CO -7. Aangezien de uiteindelijke verbinding SB moet nul, de CO zeven broom. De derde uitzondering hierop is de oxidatiegraad van het halogeen in elementaire vorm (X2), waarbij de CO gelijk is aan nul. halogeen In de verbindingen met de CO fluorine -1 chloor -1, 1, 3, 5, 7 broom -1, +1, +3, +4, +5 jodium -1, 1, 5, 7 astatine -1, 1, 3, 5, 7 Elektronegativiteit met de tijd toeneemt. Daarom, het fluor de hoogste elektronegativiteit van alle elementen, zoals blijkt uit de positie van het periodiek systeem. De elektronische configuratie 1s 2 2s 2 2p 5. Fluoride wordt een elektron, worden extreem p orbitalen volledig gevuld en vormen een volledige octet. Omdat fluor een hoge elektronegativiteit, kan gemakkelijk een elektron uit een naburige atomen selecteren. Fluoride in casu isoelectronische inert gas (met acht valentie elektronen) en alle externe orbitalen gevuld. In deze toestand, fluor veel stabieler. In de natuur, de halogenen in het anion, zodat het vrije halogeen verkregen door oxidatie door elektrolyse of oxidatiemiddelen. Bijvoorbeeld chloor gegenereerd door hydrolyse natriumchlorideoplossing. Het gebruik van halogenen en hun diverse verbindingen. Anorganische chemie. Waterstof + halogenen
halogeen oxozuren
Het uiterlijk en de toestand van de materie
toelichting verschijning
De oxidatiegraad van halogenen in verbindingen
Waarom met fluor wordt altijd -1?
De bereiding en toepassing van halogenen
Similar articles
Trending Now