Formation, Ungdomsuddannelse og skoler
Halogener: fysiske egenskaber, kemiske egenskaber. Anvendelsen af forbindelserne med halogener og deres
Halogenerne i det periodiske system til venstre for ædelgasserne. Disse fem toksiske metalliske elementer inkluderet i gruppe 7 i det periodiske system. Disse indbefatter fluor, chlor, brom, iod og astatin. Selvom Astatin radioaktiv og har kun en kortvarig isotoper, den opfører sig som jod og er ofte anset for at halogener. Da halogen elementer er syv valenselektroner, skal den kun én ekstra elektron til dannelse af en komplet oktet. Denne egenskab gør dem mere aktive end andre grupper af ikke-metaller.
Generelle egenskaber
Halogener udgør en diatomart molekyle (X2 type, hvor X er et halogen) - formstabile eksistens halogener som frie celler. Kontakt af diatomiske molekyler er upolære og enkelt covalent. De kemiske egenskaber af halogener give dem mulighed for nemt at danne forbindelser med de fleste elementer, så de er aldrig fundet i den ubundne form, i naturen. Fluor - mest aktive halogen og astatin - mindre.
Alle halogener gruppe I danne salte med lignende egenskaber. I disse forbindelser, halogenider er til stede som en halogenidanion med en ladning på -1 (fx Cl -, Br -). Slutter -id indikerer tilstedeværelsen af halogenidanioner; fx Cl - kaldet "chlorid".
Endvidere er de kemiske egenskaber af halogener tillader dem at fungere som oxidationsmidler - oxiderede metaller. Mest kemiske reaktioner, der involverer halogener - redox i vandig opløsning. Halogener danner enkeltbindinger med carbon eller nitrogen i organiske forbindelser, hvor graden af oxidation (CO) er lig med -1. Når substitueret med et halogenatom covalent bundet hydrogenatom i en organisk forbindelse, kan halogen præfiks anvendes i en generel forstand eller præfikser fluor-, chlor-, brom-, iod- - specifikke halogener. Halogen-elementer kan have et kors under dannelse diatomiske molekyler med polære kovalente enkeltbindinger.
Chlor (Cl 2) var den første halogen åbnede i 1774, ved åbnede derefter iod (I2), brom (Br2), fluor (F 2) og astatin (At, fundet sidst på 1940 YG). Navnet "halogen" er afledt af det græske rod hal ( «salt») og -gen ( «form"). Tilsammen udgør disse ord betyder "saltdannende", der understreger, at halogenet reagerer med metaller til dannelse af salte. Halite - navnet på stensalt, naturlige mineral bestående af natriumchlorid (NaCl). Endelig halogenet bruges i hjemmet - indeholder fluorid i tandpasta, desinficere chlor drikkevand, iod og fremmer udvikling af skjoldbruskkirtelhormoner.
grundstoffer
Fluor - element med atomnummer 9, er betegnet med F. elementært fluor blev først opdaget i 1886 g ved at isolere det fra flussyre.. I fri form foreligger det i form af fluor diatomiske molekyler (F 2) og er den mest almindelige halogen, skorpen. Fluor - mest elektronegative element i det periodiske system. Ved stuetemperatur, en bleggul gas. Fluor har også en relativt lille atomradius. Dens CO - -1 undtagen elementært diatomart tilstand, hvor dens oxidationstrin er nul. Fluor yderst kemisk aktive og interagerer direkte med alle elementer undtagen helium (He), neon (Ne) og argon (Ar). Den H2O opløsning, flussyre (HF) er en svag syre. Selvom stærkt elektronegative fluor, dens elektronegativitet ikke bestemme surhedsgraden; HF er en svag syre på grund af det faktum, at fluoridionen er basisk (pH> 7). Desuden fluor producerer meget kraftige oxidanter. For eksempel kan fluor reagere med den inerte gas xenon og danner en stærk oxidant xenondifluorid (XeF 2). Ved mange anvendelser af fluor.
Chlor - element med atomnummer 17 og det kemiske symbol Cl. Opdaget i 1774 af g. Skelne det fra saltsyre. I sin elementære tilstand danner det en diatomart molekyle Cl2. Klor har flere SB -1, 1, 3, 5 og 7. Ved stuetemperatur er lysegrøn gas. Da binding, som dannes mellem de to chloratomer, er svag, Cl 2-molekyle har en meget høj evne til at indgå i forbindelsen. Klor reagerer med metaller til dannelse af salte, som kaldes chlorider. Chloridioner er de mest rigelige ioner, der findes i havvand. Klor har også to isotoper: 35 Cl og 37Cl. Natriumchlorid er den mest almindelige tilslutning af alle klorider.
Brom - et grundstof med atomnummer 35 og symbol Br. Det blev først opdaget i 1826 i form af elementære brom er diatomisk molekyle, Br2. Ved stuetemperatur, er det en rødbrun væske. Dens CO - -1, + 1, 3, 4 og 5. Bromo mere aktiv end jod, men er mindre aktive end klor. Endvidere brom isotop har to 79Br og 81Br. Brom forekommer i form af salte bromid, opløst i havvand. I de senere år er produktionen af bromid i verden steget betydeligt på grund af dets tilgængelighed, og lang levetid. Som med andre halogener brom og oxidanten det er meget giftigt.
Iod - grundstof med atomnummer 53 og symbolet I. iod-oxidation har: -1, +1, +5 og +7. Der er i form af en diatomiske molekyle, I 2. Ved stuetemperatur det faste stof er lilla. Jod har en stabil isotop - 127 I. Først opdaget i 1811 ved hjælp af alger og svovlsyre. I øjeblikket kan iodioner isoleres i havvandet. På trods af at jod er ikke meget opløselig i vand, kan dets opløselighed forøges, når anvendelse af separate iodider. Jod spiller en vigtig rolle i kroppen, engagere sig i produktion af skjoldbruskkirtelhormoner.
Astatin - et radioaktivt grundstof med atomnummer 85 og symbolet på. Dens mulige oxidationstrin -1, 1, 3, 5 og 7. Den eneste halogen som ikke er en toatomigt molekyle. Under normale forhold, en metallisk hårdt materiale sort. Astatin er en meget sjælden element, så lidt er kendt om ham. Derudover astatin har en meget kort halveringstid, ikke længere end et par timer. Modtaget i 1940 som følge af syntese. Det antages, at astatin ligner iod. Karakteriserede metalliske egenskaber.
Nedenstående tabel viser strukturen af halogenatomerne, strukturen af det ydre lag af elektroner.
halogen | Konfigurationen af elektron |
fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 |
chlor | 2 3s 3p 5 |
brom | 3d 10 4s 2 4p 5 |
iod | 4d 2 10 5s 5p 5 |
astatin | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Sådan struktur bevirker det ydre lag af elektroner, at de fysiske og kemiske egenskaber svarende til halogenerne. Men når man sammenligner disse elementer og de observerede forskelle.
Periodiske egenskaber halogengruppe
Fysiske egenskaber af simple stoffer på halogen ændret med stigende ordinaltallet af elementet. For bedre absorption og større klarhed, tilbyder vi dig et par borde.
Smelte- og kogepunkter i gruppen stiger med stigende størrelse af molekylet (F Tabel 1. halogener. Fysiske egenskaber: smeltepunkt og kogepunkt halogen Melting T (C) Boiling T (C) fluor -220 -188 chlor -101 -35 brom -7,2 58.8 iod 114 184 astatin 302 337 kerne bliver større (F Tabel 2: Halogen. Fysiske egenskaber: atomare radier halogen Den kovalente radius (pm) Ion (X -) område (pm) fluor 71 133 chlor 99 181 brom 114 196 iod 133 220 astatin 150 Hvis eksterne valens elektroner ikke er placeret tæt på kernen, det for deres fjernelse ikke kræver en masse energi fra det. Således, den nødvendige energi til udstødning af den ydre elektron ikke er så høj i den nedre del af en gruppe af elementer, da der er flere energiniveauer. Hertil kommer, at høj energi ionisering får elementet til at vise ikke-metallisk kvalitet. metalliske egenskaber fordi ionisering energi er reduceret (At
Tabel 3. halogener. Fysiske egenskaber: ionisering energi halogen Ionisering energi (kJ / mol) fluor 1681 chlor 1251 brom 1140 iod 1008 astatin 890 ± 40 Antallet af valenselektroner i en Atom stiger med stigende energiniveauer ved progressivt lavere niveauer. Elektroner er progressivt længere væk fra kernen; Således er kernen og elektronerne ikke så tiltrukket af hinanden. Stigningen i screeningen der. Derfor Elektronnegativitet falder med stigende periode (At
Tabel 4. halogener. Fysiske egenskaber: elektronegativitet halogen elektronegativitet fluor 4.0 chlor 3.0 brom 2.8 iod 2.5 astatin 2.2 Da størrelsen af et atom stiger med tiden, er elektronaffiniteten generelt nedsat (B
Tabel 5. Affinitet halogen elektron halogen Elektronaffinitet (KJ / mol) fluor -328,0 chlor -349,0 brom -324,6 iod -295,2 astatin -270,1 Reaktivitet af halogen falder med stigende periode (At
Halogenid dannes, når halogen omsættes med andre, mindre elektronegative element til dannelse af en binær forbindelse. Hydrogen reagerer med halogener til dannelse halogenider HX typen: hydrogenhalogenider er let opløses i vand til dannelse af en hydrogenhalogenidsyre (flussyre, saltsyre, hydrogenbromidsyre, hydrogeniodidsyre). Egenskaberne af disse syrer er angivet nedenfor. Syrerne dannet ved den følgende reaktion: HX (aq) + H2O (l) → X - (aq) + H3O + (aq). Alle hydrogenhalogenid til dannelse stærk syre, undtagen HF. Surhedsgrad øger hydrogenhalogenidsyrer: HF Flussyre kan ætse glasset og visse uorganiske fluorider lang tid. Det kan synes ulogisk at HF er den svageste hydrogenhalogenidsyre, da fluor selv har høj elektronegativitet. Alligevel H-F-bindingen er meget stærk, hvilket resulterer i en meget svag syre. En stærkt forhold er defineret ved en kort binding længde og en stor dissociation energi. Af alle de hydrogenhalogenider HF har den korteste afstand længde og den største binding dissociation energi. Halogenatomer oxosyrer er syrer med hydrogenatomer, oxygen og halogen. Deres surhed kan bestemmes ved at analysere strukturen. Halogen oxosyrer er præsenteret nedenfor: I hvert af disse protonsyrer bundet til oxygenatomet, så sammenligningen af bindingslængder protoner er ubrugelige. Den dominerende rolle spilles her af elektronegativitet. Surhedsgraden stiger med antallet af oxygenatomer bundet til det centrale atom. De grundlæggende fysiske egenskaber af halogenerne kan kort udtrykkes i følgende tabel. Stof tilstand (ved stuetemperatur) halogen udseende firma iod lilla astatin sort flydende brom rødbrun gasformig fluor svagt gulbrun chlor lysegrønne Farve er et resultat af halogener absorption af synligt lys af molekyler forårsager elektroner ophidset. Fluor absorberer violet lys, og følgelig ser bleg gul. Jod derimod absorberer gult lys, og det ser lilla (gul og lilla - komplementære farver). Halogen farve bliver mørkere med stigende periode. De forseglede beholdere flydende brom- og fast iod er i ligevægt med dampen, som kan observeres som en farvet gas. Skønt farven astatin ukendt, antages det, at det bør være en mørkere iod (t. E. sort) i overensstemmelse med den observerede mønster. Nu, hvis du blev bedt om: "Beskriv de fysiske egenskaber af halogener," vil du sige. Graden af oxidation er ofte brugt i stedet for "valens halogener." Typisk oxidationstrin lig -1. Men hvis halogen er knyttet til en anden ilt eller halogen, kan det tage andre stater: ilt -2 SB har prioritet. I tilfælde af to forskellige halogenatomer bundet sammen mere elektronegative atom fremherskende og tager CO -1. For eksempel i iodchlorid (ICI) er CO chlor -1, +1 og iod. Klor er mere elektronegative end iod, derfor CO er lig med -1. Den bromsyre (HBrO 4) oxygen har en CO -8 (-2 x 4 = -8 atom). Hydrogen har et totalt oxidationstal +1. Tilsætning af disse to værdier giver CO -7. Idet den endelige forbindelse SB skal være nul, CO er syv brom. Den tredje undtagelse fra denne regel er graden af oxidation af halogen i form af grundstoffer (X2), hvor dens CO lig med nul. halogen I forbindelserne med CO fluor -1 chlor -1, +1, +3, +5, +7 brom -1, +1, +3, +4, +5 iod -1, +1, +5, +7 astatin -1, +1, +3, +5, +7 Elektronegativitet stiger med tiden. Derfor fluor har den højeste elektronegativitet af alle elementer, som fremgår af dens position i det periodiske system. Dens elektroniske konfiguration 1s 2 2s 2 2p 5. Hvis fluorid får en anden elektron, er ekstreme p orbitaler helt fyldt og danne en komplet oktet. Fordi fluor har en høj elektronegativitet, kan det nemt vælge en elektron fra et tilstødende atomer. Fluorid i dette tilfælde isoelektroniske indifferent gas (med otte valenselektroner) og alle sine eksterne orbitaler fyldt. I denne tilstand, fluor er meget mere stabil. I naturen er halogenatomerne på anionen, så den frit halogen fremstilles ved oxidation ved elektrolyse eller oxidanter. For eksempel er chlor frembringes ved hydrolyse af natriumchloridopløsning. Anvendelsen af halogener og deres forskellige forbindelser. Uorganisk kemi. Brint + halogener
halogen oxosyrer
Udseendet og tilstandsform
forklaring udseende
Graden af oxidation af halogener i forbindelser
Hvorfor med fluor er altid -1?
Fremstillingen og anvendelsen af halogener
Similar articles
Trending Now