Siit leiab lugeja teavet halogeenide, D. I. Mendelejevi perioodilisuse tabeli keemiliste elementide kohta. Artikli sisu võimaldab teil tutvuda nende keemiliste ja füüsikaliste omadustega, asukohaga looduses, kasutusviisidega jne.
Üldine teave
Halogeenid on kõik D. I. Mendelejevi keemilise tabeli elemendid, mis kuuluvad seitsmeteistkümnendasse rühma. Rangema klassifitseerimismeetodi järgi on need kõik seitsmenda rühma ehk peamise alarühma elemendid.
Halogeenid on elemendid, mis on võimelised reageerima peaaegu kõigi lihtsat tüüpi ainetega, välja arvatud teatud kogus mittemetalle. Kõik need on energiat oksüdeerivad ained, seetõttu on nad looduslikes tingimustes reeglina teiste ainetega segatud kujul. Halogeenide keemilise aktiivsuse näitaja väheneb nende seerianumbri suurenemisega.
Järgmisi elemente peetakse halogeenideks: fluor, kloor, broom, jood, astatiin ja kunstlikult loodud tennessiin.
Nagu varem mainitud, on kõik halogeenid selgelt väljendunud omadustega oksüdeerivad ained ja pealegi on nad kõik mittemetallid. Välisel energiatasemel on seitse elektroni. Koostoime metallidega põhjustab ioonsidemete ja soolade moodustumist. Peaaegu kõik halogeenid, välja arvatud fluor, võivad toimida redutseeriva ainena, saavutades kõrgeima oksüdatsiooniastme +7, kuid see eeldab, et nad interakteeruvad elementidega, millel on kõrge elektronegatiivsus.
Etümoloogia tunnused
1841. aastal tegi Rootsi keemik J. Berzelius ettepaneku võtta kasutusele termin halogeenid, viidates neile tol ajal tuntud F, Br, I. Kuid enne selle mõiste kasutuselevõttu seoses kogu selliste elementide rühmaga 1811. aastal nimetas saksa teadlane I. Schweigger kloori sama sõnaga, termin ise tõlgiti kreeka keelest kui "sool".
Aatomi struktuur ja oksüdatsiooniastmed
Halogeenide välise aatomikihi elektronide konfiguratsioon on järgmine: astatiin - 6s26p5, jood - 5s 25p5, broom 4s24p5, kloor – 3s 23p5, fluor 2s22p5.
Halogeenid on elemendid, mille välist tüüpi elektronkihil on seitse elektroni, mis võimaldab neil "kergesti" kinnitada elektroni, millest ei piisa kesta lõpetamiseks. Tavaliselt on oksüdatsiooniaste -1. Cl, Br, I ja At, reageerides kõrgema astmega elementidega, hakkavad näitama positiivset oksüdatsiooniastet: +1, +3, +5, +7. Fluori konstantne oksüdatsiooniaste on -1.
Levitamine
Seda silmas pidadesVäga reaktiivseid halogeene leidub tavaliselt ühenditena. Jaotus maakoores väheneb vastav alt aatomi raadiuse suurenemisele F-lt I-le. Astatiini maakoores mõõdetakse grammides ja tennessiini tekitatakse kunstlikult.
Halogeenid esinevad looduslikult kõige sagedamini halogeniidühendites ja jood võib esineda ka kaalium- või naatriumjodaadi kujul. Vees lahustuvuse tõttu leidub neid ookeanivetes ja looduslikult esinevates soolvees. F on halvasti lahustuv halogeenide esindaja ja seda leidub kõige sagedamini settekivimites ning selle peamine allikas on k altsiumfluoriid.
Füüsilised kvaliteediomadused
Halogeenid võivad üksteisest väga erineda ja neil on järgmised füüsikalised omadused:
- Fluor (F2) on terava ja ärritava lõhnaga helekollane gaas, mida tavatemperatuuri tingimustes kokku ei suruta. Sulamistemperatuur on –220 °C ja keemistemperatuur –188 °C.
- Kloor (Cl2) on gaas, mis norma altemperatuuril isegi rõhu all ei pressi kokku, on lämmatava terava lõhnaga ja rohekaskollase värvusega. See hakkab sulama -101 °С juures ja keema -34 °С juures.
- Broom (Br2) on lenduv ja raske vedelik, millel on pruun värvus ja terav ja haisev lõhn. Sulab temperatuuril -7 °C ja keeb temperatuuril 58 °C.
- Jood (I2) – sellel tahket tüüpi ainel on tumehall ja sellel on metalliline läige, lõhn on üsna terav. Sulamisprotsess algab kellsaavutades 113,5 °С ja keeb temperatuuril 184,885 °С.
- Haruldane halogeen on astatiin (At2), mis on tahke aine ja sellel on metallilise läikega must-sinine värv. Sulamistemperatuur vastab 244 °C-le ja keemine algab pärast 309 °C saavutamist.
Halogeenide keemiline olemus
Halogeenid on väga kõrge oksüdeeriva aktiivsusega elemendid, mis nõrgenevad suunas F kuni At. Fluor, mis on halogeenide kõige aktiivsem esindaja, võib reageerida igat tüüpi metallidega, välistamata ühtki teadaolevat. Enamik metallide esindajaid, kes satuvad fluori atmosfääri, süttivad isesüttimisel, eraldades samas tohututes kogustes soojust.
Fluori kuumusega kokku puutumata võib see reageerida suure hulga mittemetallidega, nagu H2, C, P, S, Si. Sel juhul on reaktsioonid eksotermilised ja nendega võib kaasneda plahvatus. Kuumutamisel sunnib F ülejäänud halogeenid oksüdeerima ja kiirgusega kokkupuutel suudab see element täielikult reageerida inertse iseloomuga raskete gaasidega.
Fluor põhjustab koostoimel keerukat tüüpi ainetega kõrge energiaga reaktsioone, näiteks oksüdeerides vett, võib see põhjustada plahvatuse.
Kloor võib olla ka reaktiivne, eriti vabas olekus. Selle aktiivsustase on väiksem kui fluoril, kuid ta on võimeline reageerima peaaegu kõigi lihtainetega, kuid lämmastik, hapnik ja väärisgaasid sellega ei reageeri. Vesinikuga koostoimel tekitab kloor kuumutamisel või heas valguses ägeda reaktsiooni, millega kaasneb plahvatus.
Lisaks lisa- ja asendusreaktsioonidele võib Cl reageerida suure hulga kompleksset tüüpi ainetega. Kuumutamisel metalli või vesinikuga tekitatud ühenditest võib Br ja I välja tõrjuda ning reageerida ka leeliseliste ainetega.
Broom on keemiliselt vähem aktiivne kui kloor või fluor, kuid näitab end siiski väga ered alt. See on tingitud asjaolust, et broomi Br kasutatakse kõige sagedamini vedelikuna, kuna selles olekus on esialgne kontsentratsiooniaste teistes identsetes tingimustes kõrgem kui Cl. Kasutatakse laialdaselt keemias, eriti orgaanilises. Võib lahustuda H2O-s ja sellega osaliselt reageerida.
Halogeenelement jood moodustab lihtaine I2 ja on võimeline reageerima H2O-ga, lahustub jodiidilahustes, moodustades samal ajal kompleksseid anioone. Ma erineb enamikust halogeenidest selle poolest, et see ei reageeri enamiku mittemetallide esindajatega ja reageerib aeglaselt metallidega, samal ajal kui seda tuleb kuumutada. See reageerib vesinikuga ainult tugeval kuumutamisel ja reaktsioon on endotermiline.
Haruldane halogeenastatiin (At) on vähem reaktiivne kui jood, kuid võib reageerida metallidega. Dissotsiatsioon tekitab nii anioone kui ka katioone.
Rakendused
Halogeenühendeid kasutavad inimesed laialdaselt väga erinevates valdkondades. looduslik krüoliit(Na3AlF6) kasutatakse Al saamiseks. Broomi ja joodi kasutavad farmaatsia- ja keemiaettevõtted sageli lihtsate ainetena. Masinaosade valmistamisel kasutatakse sageli halogeene. Esituled on üks neist asjadest. Selle auto komponendi jaoks on väga oluline valida õige materjal, kuna esituled valgustavad teed öösel ja võimaldavad tuvastada nii teid kui ka teisi autojuhte. Ksenooni peetakse esitulede loomisel üheks parimaks komposiitmaterjaliks. Halogeen ei ole aga selle inertgaasi kvaliteedi poolest palju halvem.
Hea halogeen on fluor, hambapastades laialdaselt kasutatav lisand. See aitab vältida hambahaiguste – kaariese – teket.
Halogeenelementi nagu kloor (Cl) kasutatakse HCl-i tootmisel, mida kasutatakse sageli orgaaniliste ainete, näiteks plasti, kummi, sünteetiliste kiudude, värvainete ja lahustite jne sünteesiks. kloori kasutatakse voodipesu, puuvilla ja paberi pleegitusainena ning joogivees bakterite vastu võitlejana.
Tähelepanu! Mürgine
Oma väga kõrge reaktsioonivõime tõttu nimetatakse halogeene õigustatult mürgisteks. Reaktsioonidesse sisenemise võime on fluori puhul kõige tugevam. Halogeenidel on tugevad lämmatavad omadused ja nad võivad koostoimel kudesid kahjustada.
Aurudes ja aerosoolides sisalduvat fluori peetakse üheks potentsiaalseimakshalogeenide ohtlikud vormid, mis on kahjulikud ümbritsevatele elusolenditele. Selle põhjuseks on asjaolu, et haistmismeel tajub seda halvasti ja on tunda alles pärast kõrge kontsentratsiooni saavutamist.
Kokkuvõtted
Nagu näeme, on halogeenid Mendelejevi perioodilisuse tabeli väga oluline osa, neil on palju omadusi, need erinevad füüsikaliste ja keemiliste omaduste, aatomistruktuuri, oksüdatsiooniastme ning metallide ja mittemetallidega reageerimise poolest.. Tööstuses kasutatakse neid mitmel viisil, alates lisanditest isikliku hügieeni toodetes kuni orgaaniliste kemikaalide või pleegitusainete sünteesini. Kuigi ksenoon on üks parimaid viise auto esitulede valguse säilitamiseks ja valgustamiseks, on halogeen siiski peaaegu sama hea kui ksenoon ning seda kasutatakse laialdaselt ja sellel on oma eelised.
Nüüd teate, mis on halogeen. Nende ainete kohta esitatud küsimustega skannitud sõna ei ole teile enam takistuseks.
