Perioodilisuse tabeli halogeenid asuvad väärisgaasidest vasakul. Need viis mürgist mittemetallilist elementi kuuluvad perioodilisuse tabeli 7. rühma. Nende hulka kuuluvad fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Kuigi astatiin on radioaktiivne ja sellel on vaid lühiealised isotoobid, käitub see nagu jood ja liigitatakse sageli halogeenideks. Kuna halogeenelementidel on seitse valentselektroni, vajavad nad täisokteti moodustamiseks ainult ühte lisaelektroni. See omadus muudab need reaktsioonivõimelisemaks kui teised mittemetallide rühmad.
Üldomadused
Halogeenid moodustavad kaheaatomilisi molekule (tüüpi X2, kus X tähistab halogeeniaatomit) – halogeenide olemasolu stabiilne vorm vabade elementide kujul. Nende kaheaatomiliste molekulide sidemed on mittepolaarsed, kovalentsed ja üksikud. Halogeenide keemilised omadused võimaldavad neil kergesti kombineerida enamiku elementidega, mistõttu ei esine neid looduses kunagi kombineerimata kujul. Fluor on kõige aktiivsem halogeen ja astatiin kõige vähem.
Kõik halogeenid moodustavad I rühma sarnaseid sooliomadused. Nendes ühendites esinevad halogeenid halogeniidi anioonidena laenguga -1 (näiteks Cl-, Br-). Lõpp -id näitab halogeniidi anioonide olemasolu; nt Cl- nimetatakse "kloriidiks".
Lisaks võimaldavad halogeenide keemilised omadused neil toimida oksüdeerivate ainetena – oksüdeerida metalle. Enamik keemilisi reaktsioone, mis hõlmavad halogeene, on redoksreaktsioonid vesilahuses. Halogeenid moodustavad süsiniku või lämmastikuga üksiksidemeid orgaanilistes ühendites, kus nende oksüdatsiooniaste (CO) on -1. Kui halogeeniaatom asendatakse orgaanilises ühendis kovalentse sidemega vesinikuaatomiga, võib eesliidet halo- kasutada üldises tähenduses või eesliiteid fluoro-, kloro-, broom-, jood- konkreetsete halogeenide puhul. Halogeenelemente saab ristseotuda, et moodustada polaarsete kovalentsete üksiksidemetega kaheaatomilisi molekule.
Kloor (Cl2) oli esimene 1774. aastal avastatud halogeen, millele järgnesid jood (I2), broom (Br 2), fluor (F2) ja astatiin (At, avastati viimati, 1940. aastal). Nimetus "halogeen" pärineb kreeka sõnadest hal- ("sool") ja -gen ("moodustada"). Need sõnad koos tähendavad "soolade moodustamist", rõhutades tõsiasja, et halogeenid reageerivad metallidega, moodustades soolasid. Haliit on kivisoola nimi, looduslik mineraal, mis koosneb naatriumkloriidist (NaCl). Ja lõpuks kasutatakse halogeene igapäevaelus – fluori leidub hambapastas, kloor desinfitseerib joogivett ja jood soodustab hormoonide tootmist.kilpnääre.
Keemilised elemendid
Fluor on element aatomnumbriga 9, mida tähistatakse sümboliga F. Elementaarne fluor avastati esmakordselt 1886. aastal, eraldades selle vesinikfluoriidhappest. Vabas olekus eksisteerib fluor kaheaatomilise molekulina (F2) ja on maakoores kõige rikkalikum halogeen. Fluor on perioodilisuse tabeli kõige elektronegatiivsem element. Toatemperatuuril on see kahvatukollane gaas. Fluoril on ka suhteliselt väike aatomiraadius. Selle CO on -1, välja arvatud elemendi kaheaatomiline olek, kus selle oksüdatsiooniaste on null. Fluor on äärmiselt reaktiivne ja interakteerub otseselt kõigi elementidega, välja arvatud heelium (He), neoon (Ne) ja argoon (Ar). H2O lahuses on vesinikfluoriidhape (HF) nõrk hape. Kuigi fluor on tugev alt elektronegatiivne, ei määra selle elektronegatiivsus happesust; HF on nõrk hape, kuna fluoriioon on aluseline (pH> 7). Lisaks toodab fluor väga võimsaid oksüdeerijaid. Näiteks võib fluor reageerida inertgaasi ksenooniga, moodustades tugeva oksüdeeriva aine ksenoondifluoriidi (XeF2). Fluoril on palju kasutusvõimalusi.
Kloor on element aatomnumbriga 17 ja keemilise sümboliga Cl. Avastati 1774. aastal, eraldades selle vesinikkloriidhappest. Elementaarses olekus moodustab see kaheaatomilise molekuli Cl2. Klooril on mitu CO-d: -1, +1, 3, 5 ja7. Toatemperatuuril on see heleroheline gaas. Kuna kahe klooriaatomi vahel tekkiv side on nõrk, on Cl2 molekulil väga kõrge võime ühenditesse siseneda. Kloor reageerib metallidega, moodustades sooli, mida nimetatakse kloriidideks. Klooriioonid on kõige levinumad merevees leiduvad ioonid. Klooril on ka kaks isotoopi: 35Cl ja 37Cl. Naatriumkloriid on kõigist kloriididest kõige levinum.
Broom on keemiline element aatomnumbriga 35 ja sümboliga Br. See avastati esmakordselt 1826. aastal. Oma elementaarsel kujul on broom kaheaatomiline molekul Br2. Toatemperatuuril on see punakaspruun vedelik. Selle CO on -1, +1, 3, 4 ja 5. Broom on aktiivsem kui jood, kuid vähem aktiivne kui kloor. Lisaks on broomil kaks isotoopi: 79Br ja 81Br. Broom esineb merevees lahustunud bromiidsooladena. Viimastel aastatel on bromiidi tootmine maailmas oluliselt suurenenud tänu selle kättesaadavusele ja pikale elueale. Nagu teised halogeenid, on broom oksüdeeriv aine ja väga mürgine.
Jood on keemiline element aatomnumbriga 53 ja sümboliga I. Joodil on oksüdatsiooniastmed: -1, +1, +5 ja +7. Esineb kaheaatomilise molekulina, I2. Toatemperatuuril on see lillakas tahke aine. Joodil on üks stabiilne isotoop, 127I. Esmakordselt avastati 1811. aastalmerevetikate ja väävelhappega. Praegu saab joodiioone eraldada mereveest. Kuigi jood ei lahustu vees väga hästi, saab selle lahustuvust suurendada eraldi jodiidide kasutamisega. Jood mängib organismis olulist rolli, osaledes kilpnäärmehormoonide tootmises.
Astatiin on radioaktiivne element aatomnumbriga 85 ja sümboliga At. Selle võimalikud oksüdatsiooniastmed on -1, +1, 3, 5 ja 7. Ainus halogeen, mis ei ole kaheaatomiline molekul. Tavatingimustes on see must metallik tahke aine. Astatiin on väga haruldane element, nii et sellest teatakse vähe. Lisaks on astatiini poolväärtusaeg väga lühike, mitte kauem kui paar tundi. Sai 1940. aastal sünteesi tulemusena. Arvatakse, et astatiin on sarnane joodiga. Omab metallilisi omadusi.
Allpool olev tabel näitab halogeeniaatomite struktuuri, elektronide väliskihi struktuuri.
| Halogeen | Elektronide konfiguratsioon |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Kloor | 3s2 3p5 |
| Broom | 3d10 4s2 4p5 |
| Jood | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Elektronide väliskihi sarnane struktuur määrab, et halogeenide füüsikalised ja keemilised omadused on sarnased. Kuid nende elementide võrdlemisel täheldatakse ka erinevusi.
Perioodilised omadused halogeenrühmas
Lihtainete halogeenide füüsikalised omadused muutuvad elementide arvu suurenedes. Parema mõistmise ja suurema selguse huvides pakume teile mitmeid tabeleid.
Rühma sulamis- ja keemistemperatuur tõusevad molekuli suuruse kasvades (F <Cl
Tabel 1. Halogeenid. Füüsikalised omadused: sulamis- ja keemistemperatuur
| Halogeen | Sulav T (˚C) | Keemistemperatuur (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Kloor | -101 | -35 |
| Broom | -7,2 | 58.8 |
| Jood | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Aatomi raadius suureneb
Tuuma suurus suureneb (F < Cl < Br < I < At), kuna prootonite ja neutronite arv suureneb. Lisaks lisandub iga perioodiga aina rohkem energiataset. Selle tulemuseks on suurem orbitaal ja seega ka aatomi raadius.
Tabel 2. Halogeenid. Füüsikalised omadused: aatomiraadiused
| Halogeen | Kovalentraadius (pm) | Ioonne (X-) raadius (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Kloor | 99 | 181 |
| Broom | 114 | 196 |
| Jood | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Ionisatsioonienergia väheneb
Kui välimised valentselektronid ei asu tuuma lähedal, ei kulu nende tuumast eemaldamiseks palju energiat. Seega ei ole välise elektroni väljatõukamiseks vajalik energia elemendirühma põhjas nii kõrge, kuna seal on rohkem energiataset. Lisaks põhjustab kõrge ionisatsioonienergia elemendil mittemetallilisi omadusi. Joodi ja astatiini kuvaril on metallilised omadused, kuna ionisatsioonienergia väheneb (temperatuuril < I < Br < Cl < F).
Tabel 3. Halogeenid. Füüsikalised omadused: ionisatsioonienergia
| Halogeen | Ionisatsioonienergia (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| kloor | 1251 |
| broom | 1140 |
| jood | 1008 |
| astatiin | 890±40 |
Elektronegatiivsus väheneb
Valentselektronide arv aatomis suureneb energiatasemete tõustes järk-järgult madalamatel tasemetel. Elektronid kaugenevad tuumast järk-järgult; Seega ei tõmba tuum ja elektronid mõlemad teineteise poole. Täheldatakse varjestuse suurenemist. Seetõttu väheneb elektronegatiivsus perioodi suurenedes (At < I < Br < Cl < F).
Tabel 4. Halogeenid. Füüsikalised omadused: elektronegatiivsus
| Halogeen | Elektronegatiivsus |
| fluor | 4.0 |
| kloor | 3.0 |
| broom | 2.8 |
| jood | 2,5 |
| astatiin | 2.2 |
Elektronide afiinsus väheneb
Kuna aatomi suurus perioodiga suureneb, kipub elektronide afiinsus vähenema (B < I < Br < F < Cl). Erandiks on fluor, mille afiinsus on väiksem kui klooril. Seda võib seletada fluori väiksema suurusega võrreldes klooriga.
Tabel 5. Halogeenide elektronafiinsus
| Halogeen | Elektroni afiinsus (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| kloor | -349.0 |
| broom | -324,6 |
| jood | -295,2 |
| astatiin | -270.1 |
Elementide reaktsioonivõime väheneb
Halogeenide reaktsioonivõime väheneb perioodi jooksul (numbril <I
Anorgaaniline keemia. Vesinik + halogeenid
Halogeniid tekib siis, kui halogeen reageerib teise, vähem elektronegatiivse elemendiga, moodustades kahendühendi. Vesinik reageerib halogeenidega, moodustades HX-halogeniide:
- vesinikfluoriid HF;
- vesinikkloriid HCl;
- vesinikbromiid HBr;
- hüdrojood HI.
Vesinikhalogeniidid lahustuvad vees kergesti, moodustades vesinikhalogeniidhappeid (vesinikfluoriid-, vesinikkloriid-, vesinikbromiid-, vesinikjodiid) happeid. Nende hapete omadused on toodud allpool.
Happed moodustuvad järgmise reaktsiooniga: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Kõik vesinikhalogeniidid moodustavad tugevaid happeid, välja arvatud HF.
Halogeniidhapete happesus suureneb: HF <HCl <HBr <HI.
Fluorvesinikhape võib pikka aega graveerida klaasi ja mõningaid anorgaanilisi fluoriide.
Võib tunduda vastuoluline, et HF on kõige nõrgem vesinikhalogenhape, kuna fluoril on kõrgeimelektronegatiivsus. H-F side on aga väga tugev, mille tulemuseks on väga nõrk hape. Tugeva sideme määrab sideme lühike pikkus ja kõrge dissotsiatsioonienergia. Kõigist vesinikhalogeniididest on HF-l kõige lühem sideme pikkus ja suurim sideme dissotsiatsioonienergia.
Halogeenoksohapped
Halogeenoksohapped on vesiniku, hapniku ja halogeeni aatomitega happed. Nende happesust saab määrata struktuurianalüüsi abil. Halogeenoksohapped on loetletud allpool:
- Hüpoklorohape HOCl.
- Kloorhape HClO2.
- Kloorhape HClO3.
- Perkloorhape HClO4.
- Hüpoklorohape HOBr.
- Bromomhape HBrO3.
- Bromohape HBrO4.
- Hüjoodhape HOI.
- Jodonhape HIO3.
- Metajoodhape HIO4, H5IO6.
Igas nendes hapetes on prooton seotud hapnikuaatomiga, seega on prootonsideme pikkuste võrdlemine siin kasutu. Siin mängib domineerivat rolli elektronegatiivsus. Happe aktiivsus suureneb koos keskse aatomiga seotud hapnikuaatomite arvuga.
Välimus ja olek
Halogeenide peamised füüsikalised omadused saab kokku võtta järgmises tabelis.
| Aine olek (toatemperatuuril) | Halogeen | Välimus |
| raske | jood | lilla |
| astatiin | must | |
| vedelik | broom | punakaspruun |
| gaasiline | fluor | kahvatupruun |
| kloor | kahvaturoheline |
Välimuse selgitus
Halogeenide värvus tuleneb nähtava valguse neeldumisest molekulide poolt, mis põhjustab elektronide ergastamist. Fluor neelab violetset valgust ja tundub seetõttu helekollane. Jood seevastu neelab kollast valgust ja tundub lilla (kollane ja lilla on üksteist täiendavad värvid). Halogeenide värv muutub perioodi pikenedes tumedamaks.
Suletud mahutites on vedel broom ja tahke jood tasakaalus oma aurudega, mida võib vaadelda värvilise gaasina.
Kuigi astiini värvus on teadmata, eeldatakse, et see peab vastav alt vaadeldud mustrile olema joodist tumedam (st must).
Nüüd, kui teilt küsitakse: "Iseloomusta halogeenide füüsikalisi omadusi", on teil midagi öelda.
Halogeenide oksüdatsiooniaste ühendites
Halogeenvalentsuse asemel kasutatakse sageli oksüdatsiooni olekut. Reeglina on oksüdatsiooniaste -1. Kuid kui halogeen on seotud hapniku või mõne muu halogeeniga, võib see võtta teisi olekuid:CO hapnik -2 on prioriteetne. Kui kaks erinevat halogeeniaatomit on omavahel seotud, domineerib elektronegatiivsem aatom ja võtab CO -1.
Näiteks joodkloriidis (ICl) on klooris CO -1 ja joodis +1. Kloor on elektronegatiivsem kui jood, seega on selle CO -1.
Broomhappes (HBrO4) on hapnikul CO -8 (-2 x 4 aatomit=-8). Vesiniku üldine oksüdatsiooniaste on +1. Nende väärtuste lisamine annab CO -7. Kuna ühendi lõplik CO peab olema null, on broomi CO +7.
Kolmas erand reeglist on halogeeni oksüdatsiooniaste elementaarses vormis (X2), kus selle CO on null.
| Halogeen | CO ühendites |
| fluor | -1 |
| kloor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| broom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jood | -1, +1, +5, +7 |
| astatiin | -1, +1, +3, +5, +7 |
Miks on fluori SD alati -1?
Elektronegatiivsus suureneb perioodiga. Seetõttu on fluoril kõigist elementidest kõrgeim elektronegatiivsus, mida tõendab selle asukoht perioodilisuse tabelis. Selle elektrooniline konfiguratsioon on 1s2 2s2 2p5. Kui fluor saab juurde ühe elektroni, on äärepoolseimad p-orbitaalid täielikult täidetud ja moodustavad täisokteti. Sest fluoril onkõrge elektronegatiivsusega, võib see kergesti võtta elektroni naaberaatomilt. Fluor on sel juhul inertgaasi suhtes isoelektrooniline (kaheksa valentselektroniga), kõik selle välimised orbitaalid on täidetud. Selles olekus on fluor palju stabiilsem.
Halogeenide tootmine ja kasutamine
Looduses on halogeenid anioonilises olekus, seega saadakse vabu halogeene oksüdatsiooni teel elektrolüüsi teel või oksüdeerivate ainete abil. Näiteks kloori toodetakse soolalahuse hüdrolüüsil. Halogeenide ja nende ühendite kasutamine on mitmekesine.
- Fluor. Kuigi fluor on väga reaktsioonivõimeline, kasutatakse seda paljudes tööstuslikes rakendustes. Näiteks on see polütetrafluoroetüleeni (teflon) ja mõnede teiste fluoropolümeeride põhikomponent. Klorofluorosüsivesinikud on orgaanilised kemikaalid, mida varem kasutati aerosoolides külmutusagensite ja raketikütustena. Nende kasutamine on lõpetatud nende võimaliku keskkonnamõju tõttu. Need on asendatud osaliselt halogeenitud klorofluorosüsivesinikega. Fluoriidi lisatakse hambapastale (SnF2) ja joogivette (NaF), et vältida hammaste lagunemist. Seda halogeeni leidub savis, mida kasutatakse teatud tüüpi keraamika (LiF) valmistamiseks, mida kasutatakse tuumaenergias (UF6), et toota antibiootikumi fluorokinolooni, alumiiniumi (Na). 3 AlF6), kõrgepinge isolatsiooni jaoks (SF6).
- Kloor on leidnud ka mitmesuguseid kasutusviise. Seda kasutatakse joogivee ja basseinide desinfitseerimiseks. Naatriumhüpoklorit (NaClO)on valgendite põhikomponent. Vesinikkloriidhapet kasutatakse laialdaselt tööstuses ja laborites. Kloori leidub polüvinüülkloriidis (PVC) ja teistes polümeerides, mida kasutatakse juhtmete, torude ja elektroonika isoleerimiseks. Lisaks on kloor osutunud kasulikuks farmaatsiatööstuses. Kloori sisaldavaid ravimeid kasutatakse infektsioonide, allergiate ja diabeedi raviks. Neutraalne vesinikkloriidi vorm on paljude ravimite komponent. Kloori kasutatakse ka haiglaseadmete steriliseerimiseks ja desinfitseerimiseks. Põllumajanduses on kloor paljude kaubanduslike pestitsiidide koostisosa: DDT-d (diklorodifenüültrikloroetaan) kasutati põllumajandusliku insektitsiidina, kuid selle kasutamine on lõpetatud.
- Broomi kasutatakse selle põlematuse tõttu põlemise mahasurumiseks. Seda leidub ka metüülbromiidis, pestitsiidis, mida kasutatakse põllukultuuride säilitamiseks ja bakterite tõrjumiseks. Metüülbromiidi liigne kasutamine on aga järk-järgult lõpetatud selle mõju tõttu osoonikihile. Broomi kasutatakse bensiini, fotofilmide, tulekustutite, kopsupõletiku ja Alzheimeri tõve raviks kasutatavate ravimite tootmisel.
- Joodil on oluline roll kilpnäärme nõuetekohases toimimises. Kui organism ei saa piisav alt joodi, suureneb kilpnääre. Struuma vältimiseks lisatakse seda halogeeni lauasoolale. Joodi kasutatakse ka antiseptikuna. Kasutatavates lahustes leidub joodilahtiste haavade puhastamine, samuti desinfitseerimispihustites. Lisaks on hõbejodiid fotograafias hädavajalik.
- Astatiin on radioaktiivne ja haruldaste muldmetallide halogeen, seega pole seda veel kusagil kasutatud. Siiski arvatakse, et see element võib aidata joodil kilpnäärmehormoone reguleerida.
