9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4p 10 5s 2 5p 5

85 Klo 4f 14 5p 10 6s 2 6p 5

Viidellä ryhmän VII pääalaryhmän elementillä on yhteinen ryhmänimi "halogeenit" (Hal), joka tarkoittaa "suolaa tuottavaa".

Halogeenien alaryhmään kuuluvat fluori, kloori, bromi, jodi ja astatiini (astatiini on radioaktiivinen alkuaine, vähän tutkittu). Nämä ovat ryhmän p-elementtejä jaksollinen järjestelmä DI. Mendelejev. Ulkoisella energiatasolla niiden atomeissa on 7 elektronia ns 2 np 5 . Tämä selittää niiden ominaisuuksien yhteisyyden.

Halogeenialaryhmän elementtien ominaisuudet

Ne lisäävät helposti yhden elektronin kerrallaan, jolloin hapettumistila on -1. Halogeeneilla on tämä hapetusaste yhdisteissä, joissa on vetyä ja metalleja.

Halogeeniatomit voivat kuitenkin fluorin lisäksi osoittaa positiivisia hapetustiloja: +1, +3, +5, +7. Hapetustilojen mahdolliset arvot selitetään elektroninen rakenne, joka fluoriatomeille voidaan esittää kaaviolla

Koska fluori on elektronegatiivisin elementti, se voi hyväksyä vain yhden elektronin 2p-alitasoa kohden. Siinä on yksi pariton elektroni, joten fluori on vain yksiarvoinen ja hapetusaste on aina -1.

Klooriatomin elektroninen rakenne ilmaistaan ​​kaaviolla:

Klooriatomilla on yksi pariton elektroni 3p-alitasolla ja tavallinen (virittymätön) kloorin tila on yksiarvoinen. Mutta koska kloori on kolmannessa jaksossa, sillä on vielä viisi 3-alitason kiertorataa, joihin mahtuu 10 elektronia.

Klooriatomin viritetyssä tilassa elektronit siirtyvät 3p- ja 3s-alatasoilta 3d-alitasolle (näkyy kaaviossa nuolilla). Elektronien erottuminen (pariutuminen) samalla kiertoradalla lisää valenssia kahdella yksiköllä. On selvää, että kloorilla ja sen analogeilla (lukuun ottamatta fluoria) voi olla vain pariton muuttuva valenssi 1, 3, 5, 7 ja vastaavat positiiviset hapetustilat. Fluorilla ei ole vapaita kiertoratoja, mikä tarkoittaa, että kemiallisten reaktioiden aikana atomissa ei tapahdu elektronien parien erottumista. Siksi halogeenien ominaisuuksia tarkasteltaessa tulee aina ottaa huomioon fluorin ja yhdisteiden ominaisuudet.

Halogeenien vetyyhdisteiden vesiliuokset ovat happoja: HF - fluorivety (fluorivety), Hcl - kloorivety (kloorivety), HBr - bromivety, NI - jodivety.

Sama ulkoisen elektronikerroksen rakenne (ns 2 np 5) aiheuttaa suurta yhtäläisyyttä elementtejä.

Yksinkertaiset aineet - ei-metallit F 2 (kaasu), Cl 2 (kaasu), Br 2 (l), l 2 (kiinteä).

Kovalenttisten sidosten muodostuksessa halogeenit käyttävät useimmiten yhtä paritonta p-elektronia, joka on läsnä virittymättömässä atomissa, samalla kun ne osoittavat B \u003d I.

Atomien CI, Br, I valenssitilat.

Muodostaessaan sidoksia elektronegatiivisempien alkuaineiden atomien kanssa, kloori-, bromi- ja jodiatomit voivat siirtyä pääaineesta. valenssitila kiihtyneiksi, mihin liittyy elektronien siirtyminen d-alatason vapaille kiertoradalle. Tässä tapauksessa pariutumattomien elektronien määrä kasvaa, minkä seurauksena atomit CI, Br, I voivat muodostua lisää kovalenttiset sidokset:

Ero F muihin halogeeneihin

F-atomissa valenssielektronit ovat 2. energiatasolla, jolla on vain s- ja p-alatasot. Tämä sulkee pois mahdollisuuden F-atomien siirtymiseen virittyneisiin tiloihin, joten fluorilla kaikissa yhdisteissä on vakio B, joka on yhtä suuri kuin I. Lisäksi fluori on elektronegatiivisin alkuaine, minkä seurauksena sillä on myös vakio c. noin. -yksi.

Tärkeimmät halogeeniyhdisteet

I. Vetyhalogenidit HHal.

II Metallihalogenidit (halogenidivetyhappojen suolat) - lukuisimmat ja stabiiliimmat halogeeniyhdisteet

III. Organohalogenidit

IV. Happea sisältävät aineet:

Epästabiilit oksidit, joista 6 oksidin olemassaoloa voidaan pitää luotettavana (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Epästabiilit oksohapot, joista vain 3 happoa eristetään yksittäisinä aineina (HclO 4, HlO 3, HlO 4);

Oksohappojen suolat, pääasiassa kloriitit, kloraatit ja perkloraatit.

Valenssielektroneja löytyy atomin ulkokuoresta. Niiden lukumäärä määrittää mahdollisten määrän kemialliset yhdisteet että atomi voi muodostua. Paras tapa kvantifioida valenssielektronit- Käytä Mendelejevin jaksollista taulukkoa.

Askeleet

Osa 1

Etsi valenssielektroneja jaksollisen taulukon avulla

intransition metallit

Numeroi jokainen jaksollisen taulukon sarake välillä 1-18 (alkaen ensimmäisestä vasemmanpuoleisesta sarakkeesta). Yleensä jaksollisen järjestelmän yhden sarakkeen kaikilla elementeillä on sama määrä valenssielektroneja. Sarakkeet ovat ryhmiä, joihin kemialliset alkuaineet on jaettu.

• Kirjoita esimerkiksi vedyn (H) päälle numero 1, koska ensimmäinen sarake alkaa sillä, ja heliumin (He) päälle numero 18, koska kahdeksastoista sarake alkaa sillä.

1. Etsi nyt jaksollisesta taulukosta elementti, jonka valenssielektronien määrän haluat löytää. Voit tehdä tämän elementtitunnuksella (jossakin solussa olevat kirjaimet), sen järjestysnumeron (kunkin solun vasemmassa yläkulmassa oleva numero) tai millä tahansa muulla käytettävissäsi olevalla tiedolla.

   • Määritetään esimerkiksi hiilen (C) valenssielektronien lukumäärä. Sen atominumero on 6 ja neljästoista ryhmä alkaa sillä.
   • Tässä alakohdassa ei käsitellä siirtymämetalleja, jotka sijaitsevat ryhmissä 3-12. Nämä alkuaineet ovat hieman erilaisia ​​kuin muut, joten tässä kuvatut menetelmät eivät koske niitä. Siirtymämetalleja käsitellään seuraavassa alaosassa.

2. Käytä ryhmänumeroita määrittääksesi valenssielektronien lukumäärän ei-siirtymämetalleissa. Yksikkönumeron ryhmänumeron numero määrittää valenssielektronien määrän alkuaineiden atomeissa. Toisin sanoen:

   • Ryhmä 1: 1 valenssielektroni
   • Ryhmä 2: 2 valenssielektronia
   • Ryhmä 13: 3 valenssielektronia
   • Ryhmä 14: 4 valenssielektronia
   • Ryhmä 15: 5 valenssielektronia
   • Ryhmä 16: 6 valenssielektronia
   • Ryhmä 17: 7 valenssielektronia
   • Ryhmä 18: 8 valenssielektronia (paitsi helium, jossa on 2 valenssielektronia)
   • Esimerkissämme, koska hiili on ryhmässä 14, voimme päätellä, että yhdellä hiiliatomilla on neljä valenssielektronia.

   siirtymämetallit

   1. Etsi elementti ryhmistä 3-12. Nämä ryhmät sisältävät siirtymämetalleja. Tässä alaosassa kuvataan, kuinka määritetään valenssielektronien lukumäärä tällaisten alkuaineiden atomeissa. Huomaa, että joissakin elementeissä valenssielektronien lukumäärää ei voida määrittää.

      • Harkitse esimerkiksi tantaalia (Ta); sen atomiluku on 73. Seuraavaksi löydämme sen valenssielektronien lukumäärän (tai ainakin yritämme tehdä sen).
      • Huomaa, että siirtymämetallit sisältävät lantanidit ja aktinidit (kutsutaan myös harvinaisiksi maametalliksi), kaksi riviä alkuaineita, jotka ovat yleensä päätaulukon alapuolella ja jotka alkavat lantaanilla ja aktiniumilla. Kaikki nämä elementit kuuluvat jaksollisen taulukon ryhmään 3.

   2. Ymmärtääksemme miksi valenssielektronien lukumäärän määrittäminen siirtymämetalleissa on vaikeaa, on tarpeen antaa pieni selitys elektronien sijoittumisesta atomeihin.

   3. Käytä ryhmänumeroita määrittääksesi valenssielektronien lukumäärän siirtymämetalleissa. Tässä ryhmänumero vastaa yleensä valenssielektronien mahdollisen lukumäärän aluetta.

      • Ryhmä 3: 3 valenssielektronia
      • Ryhmä 4: 2–4 valenssielektronia
      • Ryhmä 5: 2–5 valenssielektronia
      • Ryhmä 6: 2–6 valenssielektronia
      • Ryhmä 7: 2–7 valenssielektronia
      • Ryhmä 8: 2 tai 3 valenssielektronia
      • Ryhmä 9: 2 tai 3 valenssielektronia
      • Ryhmä 10: 2 tai 3 valenssielektronia
      • Ryhmä 11: 1 tai 2 valenssielektronia
      • Ryhmä 12: 2 valenssielektronia
      • Esimerkissämme tantaali sijaitsee ryhmässä 5, joten voimme päätellä, että sen atomissa on kahdesta viiteen valenssielektronia (tilanteesta riippuen).

   Osa 2

   Valenssielektronien löytäminen elektronikonfiguraatiolla

   1. Elektroninen konfiguraatio on kaava elektronien järjestelylle kemiallisen alkuaineen atomin elektroniradalla. Toisin sanoen se on yksinkertainen ja visuaalinen tapa esittää atomin elektroniradat kirjaimilla ja numeroilla.

      • Harkitse esimerkiksi natriumin (Na) elektronista konfiguraatiota: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1
      • Huomaa, että elektroninen kokoonpano on rakennettu kaavan mukaan: (numero)(kirjain) (yläindeksi) (numero)(kirjain) (yläindeksi) ...
      • ... ja niin edelleen. Tässä (numero)(kirjain) on elektroniradan nimitys ja (yliindeksi) on elektronien lukumäärä kyseisellä kiertoradalla.
      • Esimerkissämme natriumatomilla on 2 elektronia 1s-radalla plus 2 elektronia 2s-radalla plus 6 elektronia 2p-radalla plus 1 elektroni 3s-radalla. Elektroneja on yhteensä 11, mikä on oikein, koska natriumin atomiluku on 11.
      • Huomaa, että elektronikuorten alatasoilla on tietty määrä elektroneja. Orbitaalien elektronien enimmäismäärä on seuraava:
        • s: 2 elektronia
        • p: 6 elektronia
        • d: 10 elektronia
        • f: 14 elektronia

   2. Nyt tiedät kuinka tulkita elektroninen konfiguraatio, ja pystyt löytämään tietyn elementin valenssielektronien lukumäärän (lukuun ottamatta tietysti siirtymämetalleja). Jos elektroninen konfigurointi on annettu tehtävässä, siirry seuraavaan vaiheeseen. Jos ei, lue eteenpäin.

      • Tässä on oganessonin (Og; atominumero 118) täydellinen elektroninen konfiguraatio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 6 5s 2 4p 10 5p 6 6s 2 4f 14 5p 10 6p 6 7s 2 5f 14 6p 6 10
      • Nyt minkä tahansa elementin elektronisen konfiguraation määrittämiseksi sinun on vain täytettävä tämä malli (kunnes sinulla ei ole enää elektroneja). Se on helpompaa kuin miltä näyttää. Määritä esimerkiksi kloorin (Cl; atominumero 17) elektronikonfiguraatio, jonka atomissa on 17 elektronia: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5
      • ota huomioon, että kokonaismäärä elektroneja on 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Sinun on muutettava elektronien lukumäärää viimeisellä kiertoradalla, koska edelliset orbitaalit ovat samat kuin mallissa (koska ne ovat täysin täynnä elektroneja).
      • Saadakseen yksityiskohtainen tieto lue sähköisistä kokoonpanoista.

   3. Orbitaalit täytetään elektroneilla oktettisäännön mukaan: kaksi ensimmäistä elektronia täyttävät 1s-radan, kaksi seuraavaa elektronia täyttävät 2s-radan, seuraavat kuusi elektronia täyttävät 2p-radan (ja niin edelleen). Kun käsittelemme ei-siirtymämetalliatomeja, sanomme, että nämä kiertoradat muodostavat "kiertoradan kuoria" atomin ympärille, jolloin jokainen seuraava kuori on kauempana kuin edellinen. Vain ensimmäinen kuori sisältää kaksi elektronia, ja kaikki muut kuoret sisältävät kukin kahdeksan elektronia (paitsi jälleen siirtymämetalliatomeja). Tätä kutsutaan oktettisäännöksi.

      • Harkitse esimerkiksi poranterää (B). Sen atomiluku on 5, mikä tarkoittaa, että booriatomissa on viisi elektronia, ja sen elektronikonfiguraatio on seuraava: 1s 2 2s 2 2p 1 . Koska ensimmäisessä orbitaalikuoressa on vain kaksi elektronia, voidaan päätellä, että boorilla on vain kaksi kuorta: ensimmäisessä on kaksi elektronia (1s-kiertoradalla) ja toisessa kolme (2s- ja 2p-kiertoradalla).
      • Toisena esimerkkinä voidaan harkita klooria (Cl), jolla on kolme kiertoradalla olevaa kuorta: ensimmäisessä on kaksi elektronia 1s-radalla, toisessa kaksi elektronia 2s-radalla ja kuusi elektronia 2p-radalla, kolmannessa kaksi elektronia kiertoradalla. 3s kiertoradalla ja viisi elektronia 3p kiertoradalla.

   4. Selvitä elektronien lukumäärä ulkokuoressa. Tämä on tietyn elementin valenssielektronien lukumäärä. Jos ulkokuori on täysin täytetty (toisin sanoen, jos siinä on kahdeksan elektronia tai kaksi elektronia ensimmäisen kuoren tapauksessa), elementti on inertti eikä reagoi helposti muiden alkuaineiden kanssa. Nämä säännöt eivät myöskään koske siirtymämetalleja.

      • Harkitse esimerkiksi booria. Koska boorin ulkokuoressa on kolme elektronia, voidaan päätellä, että boorilla on kolme valenssielektronia.

   5. Käytä jaksollisen taulukon rivejä määrittääksesi kiertoradan kuorien lukumäärän. Kemiallisten alkuaineiden jaksollisen taulukon rivejä kutsutaan jaksoiksi. Jokainen jakso vastaa atomien elektronikuorten lukumäärää. Voit käyttää tätä määrittämään elementin valenssielektronien lukumäärän - laske vain elementin atomiluku jaksossa alkaen vasemmalta. Huomaa, että tämä menetelmä ei koske siirtymämetalleja.

      • Tiedämme esimerkiksi, että seleenillä on neljä orbitaalista kuorta, koska tämä alkuaine sijaitsee neljännessä jaksossa. Koska se on neljännen jakson kuudes alkuaine (vasemmalla), voimme päätellä, että ulompi neljäs kuori sisältää kuusi elektronia ja siten seleenissä on kuusi valenssielektronia.

Halogeenit sijaitsevat jalokaasujen vasemmalla puolella jaksollisessa taulukossa. Nämä viisi myrkyllistä ei-metallista alkuainetta ovat jaksollisen taulukon ryhmässä 7. Näitä ovat fluori, kloori, bromi, jodi ja astatiini. Vaikka astatiini on radioaktiivinen ja siinä on vain lyhytikäisiä isotooppeja, se käyttäytyy kuten jodi ja luokitellaan usein halogeeniksi. Koska halogeenielementeissä on seitsemän valenssielektronia, ne tarvitsevat vain yhden ylimääräisen elektronin muodostaakseen täyden oktetin. Tämä ominaisuus tekee niistä aktiivisempia kuin muut ei-metalliryhmät.

yleispiirteet, yleiset piirteet

Halogeenit muodostavat kaksiatomisia molekyylejä (muotoa X 2, jossa X tarkoittaa halogeeniatomia) - vakaa muoto halogeenien olemassaolosta vapaiden alkuaineiden muodossa. Näiden kaksiatomisten molekyylien sidokset ovat ei-polaarisia, kovalenttisia ja yksittäisiä. mahdollistaa niiden yhdistämisen helposti useimpien elementtien kanssa, joten ne eivät koskaan esiinny luonnossa yhdistämättöminä. Fluori on aktiivisin halogeeni, kun taas astiini on vähiten.

Kaikki halogeenit muodostavat ryhmän I suoloja, joilla on samanlaiset ominaisuudet. Näissä yhdisteissä halogeenit ovat läsnä halogenidianionien muodossa, joiden varaus on -1 (esimerkiksi Cl-, Br-). Pääte -id osoittaa halogenidianionien läsnäolon; esimerkiksi Cl - kutsutaan "kloridiksi".

Sitä paitsi, Kemiallisia ominaisuuksia halogeenit antavat niiden toimia hapettimina - hapettaa metalleja. Suurin osa kemialliset reaktiot, johon halogeenit osallistuvat - redox-in vesiliuos. Halogeenit muodostavat yksinkertaisia ​​sidoksia hiilen tai typen kanssa, kun niiden hapetusaste (CO) on -1. Kun halogeeniatomi korvataan kovalenttisesti sitoutuneella vetyatomilla orgaaninen yhdiste, etuliitettä halo- voidaan käyttää yleisessä merkityksessä tai etuliitteitä fluori-, kloori-, bromi-, jodi-- tietyille halogeeneille. Halogeenielementit voidaan silloittaa muodostamaan kaksiatomisia molekyylejä, joissa on polaarisia kovalenttisia yksittäissidoksia.

Kloori (Cl 2) oli ensimmäinen vuonna 1774 löydetty halogeeni, jota seurasivat jodi (I 2), bromi (Br 2), fluori (F 2) ja astatiini (At, löydettiin viimeksi vuonna 1940). Nimi "halogeeni" tulee kreikkalaisista juurista hal- ("suola") ja -gen ("muodostaa"). Yhdessä nämä sanat tarkoittavat "suolan muodostamista", mikä korostaa sitä tosiasiaa, että halogeenit reagoivat metallien kanssa muodostaen suoloja. Haliitti on kivisuolan nimi, luonnollinen mineraali, joka koostuu natriumkloridista (NaCl). Ja lopuksi halogeeneja käytetään jokapäiväisessä elämässä - fluoria löytyy hammastahnasta, kloori desinfioi juomavesi, ja jodi edistää kilpirauhashormonien tuotantoa.

Kemialliset alkuaineet

Fluori on alkuaine, jonka atominumero on 9 ja jota merkitään symbolilla F. Alkuainefluori löydettiin ensimmäisen kerran vuonna 1886 eristämällä se fluorivetyhaposta. Vapaassa tilassa fluori esiintyy kaksiatomisena molekyylinä (F 2) ja on yleisin halogeeni maankuorta. Fluori on jaksollisen taulukon elektronegatiivisin alkuaine. Huoneenlämmössä se on vaaleankeltaista kaasua. Fluorilla on myös suhteellisen pieni atomisäde. Sen CO on -1, paitsi alkuainediatomisessa tilassa, jossa sen hapetusaste on nolla. Fluori on erittäin reaktiivinen ja vuorovaikutuksessa suoraan kaikkien alkuaineiden kanssa paitsi heliumin (He), neonin (Ne) ja argonin (Ar) kanssa. H 2 O -liuoksessa fluorivetyhappo (HF) on heikko happo. Vaikka fluori on voimakkaasti elektronegatiivinen, sen elektronegatiivisuus ei määritä happamuutta; HF on heikko happo, koska fluori-ioni on emäksinen (pH > 7). Lisäksi fluori tuottaa erittäin voimakkaita hapettimia. Esimerkiksi fluori voi reagoida inertin kaasun ksenonin kanssa muodostaen vahvan hapettimen, ksenondifluoridin (XeF 2 ). Fluorilla on monia käyttötarkoituksia.

Kloori on alkuaine, jonka atominumero on 17 ja kemiallinen symboli Cl. Löytyi vuonna 1774 eristämällä se suolahaposta. Alkuainetilassaan se muodostaa diatomisen Cl2-molekyylin. Kloorilla on useita CO:ita: -1, +1, 3, 5 ja 7. Huoneenlämmössä se on vaaleanvihreä kaasu. Koska kahden klooriatomin välille muodostuva sidos on heikko, Cl2-molekyylillä on erittäin korkea kyky päästä yhdisteiksi. Kloori reagoi metallien kanssa muodostaen suoloja, joita kutsutaan klorideiksi. Kloori-ionit ovat yleisimpiä ioneja ja niitä löytyy merivettä. Kloorilla on myös kaksi isotooppia: 35 Cl ja 37 Cl. Natriumkloridi on yleisin yhdiste kaikista klorideista.

bromi - kemiallinen alkuaine atominumerolla 35 ja symbolilla Br. Se löydettiin ensimmäisen kerran vuonna 1826. Alkuainemuodossaan bromi on kaksiatominen molekyyli Br 2 . Huoneenlämmössä se on punertavanruskea neste. Sen CO on -1, +1, 3, 4 ja 5. Bromi on aktiivisempi kuin jodi, mutta vähemmän aktiivinen kuin kloori. Lisäksi bromilla on kaksi isotooppia: 79 Br ja 81 Br. Bromia löytyy meriveteen liuenneesta bromidista. Per viime vuodet Maailman bromidin tuotanto on lisääntynyt merkittävästi sen saatavuuden ja pitkän käyttöiän ansiosta. Kuten muutkin halogeenit, bromi on hapettava aine ja erittäin myrkyllinen.

Jodi on kemiallinen alkuaine, jonka atominumero on 53 ja symboli I. Jodilla on hapetustilat: -1, +1, +5 ja +7. On olemassa kaksiatomisena molekyylinä, I 2 . Huoneenlämmössä se on kiinteä aine violetti. Jodilla on yksi stabiili isotooppi, 127 I. Se löydettiin ensimmäisen kerran vuonna 1811 käyttäen merilevää ja rikkihappoa. Tällä hetkellä jodi-ioneja voidaan eristää merivedessä. Vaikka jodi ei liukene kovinkaan veteen, sen liukoisuutta voidaan lisätä käyttämällä erillisiä jodideja. Jodilla on tärkeä rooli elimistössä osallistumalla kilpirauhashormonien tuotantoon.

Astatiini on radioaktiivinen alkuaine, jonka atominumero on 85 ja symboli At. Hänen mahdolliset tutkinnot hapetus: -1, +1, 3, 5 ja 7. Ainoa halogeeni, joka ei ole kaksiatominen molekyyli. Normaaleissa olosuhteissa se on musta metallinen kiinteä aine. Astatiini on hyvin harvinainen alkuaine, joten siitä tiedetään vähän. Lisäksi astatiinilla on hyvin lyhyt puoliintumisaika, enintään muutama tunti. Saatu vuonna 1940 synteesin tuloksena. Uskotaan, että astatiini on samanlainen kuin jodi. On erilainen

Alla oleva taulukko näyttää halogeeniatomien rakenteen, elektronien ulkokerroksen rakenteen.

Elektronien ulkokerroksen samanlainen rakenne määrää, että halogeenien fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet ovat samanlaiset. Kuitenkin, kun näitä elementtejä verrataan, havaitaan myös eroja.

Jaksolliset ominaisuudet halogeeniryhmässä

Fyysiset ominaisuudet yksinkertaiset aineet halogeenit muuttuvat elementtien atomiluvun kasvaessa. Paremman omaksumisen ja selkeyden vuoksi tarjoamme sinulle useita taulukoita.

Ryhmän sulamis- ja kiehumispisteet kasvavat molekyylin koon mukaan (F

Taulukko 1. Halogeenit. Fysikaaliset ominaisuudet: sulamis- ja kiehumispisteet

Halogeeni	Sulamispiste T (˚C)	Kiehumispiste (˚C)

• Atomisäde kasvaa.

Ytimen koko kasvaa (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Taulukko 2. Halogeenit. Fysikaaliset ominaisuudet: atomisäteet

	Kovalenttinen säde (pm)	Ionisäde (X -) (pm)

• Ionisaatioenergia pienenee.

Jos ulommat valenssielektronit eivät ole lähellä ydintä, niiden poistaminen siitä ei vie paljon energiaa. Siten ulomman elektronin ulos työntämiseen tarvittava energia ei ole yhtä suuri elementtiryhmän alaosassa, koska energiatasoja on enemmän. Lisäksi korkea ionisaatioenergia saa elementin osoittamaan ei-metallisia ominaisuuksia. Jodi- ja astatiininäytössä on metallisia ominaisuuksia, koska ionisaatioenergia vähenee (At< I < Br < Cl < F).

Taulukko 3. Halogeenit. Fysikaaliset ominaisuudet: ionisaatioenergia

• Elektronegatiivisuus pienenee.

Valenssielektronien määrä atomissa kasvaa energiatasojen noustessa asteittain alemmilla tasoilla. Elektronit ovat asteittain kauempana ytimestä; Siten ydin ja elektronit eivät kumpikaan vedä toisiaan puoleensa. Suojauksen kasvua havaitaan. Siksi elektronegatiivisuus pienenee jakson kasvaessa (At< I < Br < Cl < F).

Taulukko 4. Halogeenit. Fysikaaliset ominaisuudet: elektronegatiivisuus

• Elektronien affiniteetti pienenee.

Koska atomin koko kasvaa jakson kasvaessa, elektronien affiniteetti pyrkii pienenemään (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Taulukko 5. Halogeenien elektroniaffiniteetti

• Alkuaineiden reaktiivisuus laskee.

Halogeenien reaktiivisuus pienenee ajan myötä (At

Vety + halogeenit

Halogenidi muodostuu, kun halogeeni reagoi toisen, vähemmän elektronegatiivisen alkuaineen kanssa muodostaen binäärisen yhdisteen. Vety reagoi halogeenien kanssa muodostaen HX-halogenideja:

• fluorivety HF;
• vetykloridi HCl;
• bromivety HBr;
• vetyjodidi HI.

Vetyhalogenidit liukenevat helposti veteen muodostaen vetyhalogenidihappoja (fluorivety, kloorivety, bromivety, jodivety) happoja. Näiden happojen ominaisuudet on esitetty alla.

Hapot muodostuvat seuraavalla reaktiolla: HX (aq) + H 2O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

Kaikki vetyhalogenidit muodostavat vahvoja happoja, paitsi HF.

Halogenivetyhappojen happamuus kasvaa: HF

Fluorivetyhappo pystyy kaivertamaan lasia ja joitakin epäorgaanisia fluorideja pitkään.

Saattaa tuntua vastahakoiselta, että HF on heikoin halogenidivetyhappo, koska fluorilla on suurin elektronegatiivisuus. H-F-sidos on kuitenkin erittäin vahva, jolloin tuloksena on erittäin heikko happo. Vahvan sidoksen määrää lyhyt sidoksen pituus ja korkea dissosiaatioenergia. Kaikista vetyhalogenideista HF:llä on lyhin sidospituus ja suurin sidoksen dissosiaatioenergia.

Halogeeni-oksohapot

Halogeenioksohapot ovat happoja, joissa on vety-, happi- ja halogeeniatomeja. Niiden happamuus voidaan määrittää rakenneanalyysillä. Halogeenioksohapot on lueteltu alla:

• Hypokloorihappo HOCl.
• Kloorihappo HClO 2.
• Perkloorihappo HClO 3.
• Perkloorihappo HClO 4.
• hypobromihappo HOBr.
• Bromihappo HBr03.
• Bromihappo HBr04.
• Jodihappo HOI.
• Jodihappo HIO 3 .
• Metajodihappo HIO4, H5IO6.

Jokaisessa näistä hapoista protoni on sitoutunut happiatomiin, joten protonisidosten pituuksien vertailu on tässä hyödytöntä. Elektronegatiivisuudella on tässä hallitseva rooli. Hapon aktiivisuus lisääntyy keskusatomiin liittyvien happiatomien määrän lisääntyessä.

Ulkonäkö ja aineen tila

Seuraavassa taulukossa voidaan esittää yhteenveto halogeenien tärkeimmistä fysikaalisista ominaisuuksista.

Aineen tila (huoneenlämpötilassa)	Halogeeni	Ulkomuoto
		violetti
		puna-ruskea
kaasumaista		vaalean keltainen ruskea
		vaaleanvihreä

Ulkonäön selitys

Halogeenien väri on seurausta näkyvän valon absorptiosta molekyyleissä, mikä aiheuttaa elektronien virittymisen. Fluori imee violettia valoa ja näyttää siksi vaaleankeltaiselta. Toisaalta jodi imee keltaista valoa ja näyttää violetilta (keltainen ja violetti ovat toisiaan täydentäviä värejä). Halogeenien väri tummenee ajanjakson pidentyessä.

Suljetuissa astioissa nestemäinen bromi ja kiinteä jodi ovat tasapainossa höyryjensä kanssa, mikä voidaan havaita värillisenä kaasuna.

Vaikka astatiinin väriä ei tunneta, sen oletetaan olevan jodia tummempi (eli musta) havaitun kuvion mukaisesti.

Nyt, jos sinulta kysytään: "Luomioitavaa halogeenien fysikaalisia ominaisuuksia", sinulla on sanottavaa.

Halogeenien hapetusaste yhdisteissä

Hapetustilaa käytetään usein käsitteen "halogeenivalenssi" sijaan. Yleensä hapetusaste on -1. Mutta jos halogeeni on sitoutunut happeen tai johonkin muuhun halogeeniin, se voi saada muita tiloja: happi-2:n CO on etusijalla. Jos kaksi erilaista halogeeniatomia on sitoutunut toisiinsa, elektronegatiivisempi atomi hallitsee ja hyväksyy CO-1:n.

Esimerkiksi jodikloridissa (ICl) kloorissa on CO -1 ja jodissa +1. Kloori on elektronegatiivisempi kuin jodi, joten sen CO on -1.

Bromihapossa (HBrO 4) hapessa on CO -8 (-2 x 4 atomia = -8). Vedyn kokonaishapetusaste on +1. Näiden arvojen lisääminen antaa CO -7. Koska yhdisteen lopullisen CO:n on oltava nolla, bromin CO on +7.

Kolmas poikkeus sääntöön on alkuainemuodossa olevan halogeenin hapetusaste (X 2), jossa sen CO on nolla.

Halogeeni	CO yhdisteissä
	1, +1, +3, +5, +7
	1, +1, +3, +4, +5
	1, +1, +3, +5, +7

Miksi fluorin SD on aina -1?

Elektronegatiivisuus kasvaa ajan myötä. Siksi fluorilla on kaikista alkuaineista suurin elektronegatiivisuus, mikä näkyy sen sijainnissa jaksollisessa taulukossa. Sen elektroninen kokoonpano on 1s 2 2s 2 2p 5 . Jos fluori saa yhden elektronin lisää, uloimmat p-orbitaalit täyttyvät täysin ja muodostavat täyden oktetin. Koska fluorilla on korkea elektronegatiivisuus, se voi helposti varastaa elektronin läheisestä atomista. Fluori on tässä tapauksessa isoelektronista inertille kaasulle (kahdeksalla valenssielektronia), sen kaikki ulkorata on täytetty. Tässä tilassa fluori on paljon vakaampi.

Halogeenien tuotanto ja käyttö

Luonnossa halogeenit ovat anionitilassa, joten vapaita halogeeneja saadaan hapettamalla elektrolyysillä tai käyttämällä hapettavia aineita. Esimerkiksi klooria syntyy suolaliuoksen hydrolyysillä. Halogeenien ja niiden yhdisteiden käyttö on monipuolista.

• Fluori. Vaikka fluori on erittäin reaktiivista, sitä käytetään monissa teollisissa sovelluksissa. Se on esimerkiksi polytetrafluorietyleenin (teflon) ja joidenkin muiden fluoripolymeerien avainkomponentti. CFC-yhdisteet ovat orgaanisia aineita, joita käytettiin aiemmin kylmä- ja ponneaineina aerosoleissa. Niiden käyttö on lopetettu niiden mahdollisten ympäristövaikutusten vuoksi. Ne on korvattu osittain halogenoiduilla kloorifluorihiilivedyillä. Hammastahnaan (SnF2) ja juomaveteen (NaF) lisätään fluoria estämään hampaiden reikiintymistä. Tätä halogeenia löytyy savesta, jota käytetään tietyntyyppisten keramiikan (LiF) valmistukseen, jota käytetään ydinvoimassa (UF 6), antibiootin fluorokinolonin, alumiinin (Na 3 AlF 6) valmistukseen, korkean tason eristämiseen. jännitelaitteet (SF 6).
• Kloori löytyi myös erilaisia ​​käyttötarkoituksia. Sitä käytetään juomaveden ja uima-altaiden desinfiointiin. (NaClO) on valkaisuaineiden tärkein ainesosa. Kloorivetyhappoa käytetään laajalti teollisuudessa ja laboratorioissa. Klooria on polyvinyylikloridissa (PVC) ja muissa polymeereissä, joita käytetään johtojen, putkien ja elektroniikan eristämiseen. Lisäksi kloori on osoittautunut hyödylliseksi lääketeollisuudessa. Klooria sisältäviä lääkkeitä käytetään infektioiden, allergioiden ja diabeteksen hoitoon. Neutraali hydrokloridin muoto on monien lääkkeiden komponentti. Klooria käytetään myös sairaalalaitteiden sterilointiin ja desinfiointiin. Maataloudessa kloori on monien kaupallisten torjunta-aineiden ainesosa: DDT:tä (diklooridifenyylitrikloorietaania) käytettiin maatalouden hyönteismyrkkynä, mutta sen käyttö on lopetettu.

• Bromi palamattomuutensa vuoksi sitä käytetään palamisen estämiseen. Sitä löytyy myös metyylibromidista, torjunta-aineesta, jota käytetään sadon säilyttämiseen ja bakteerien torjuntaan. Liiallinen käyttö on kuitenkin lopetettu otsonikerrokseen kohdistuvien vaikutusten vuoksi. Bromia käytetään bensiinin, valokuvafilmien, sammuttimien, keuhkokuumeen ja Alzheimerin taudin hoitoon tarkoitettujen lääkkeiden valmistuksessa.
• Jodi sillä on tärkeä rooli kilpirauhasen asianmukaisessa toiminnassa. Jos elimistö ei saa tarpeeksi jodia, kilpirauhanen laajenee. Struumun estämiseksi tämä halogeeni lisätään ruokasuolaan. Jodia käytetään myös antiseptisenä aineena. Jodia löytyy liuoksissa, joita käytetään avohaavojen puhdistamiseen, sekä desinfiointisuihkeissa. Lisäksi hopeajodidi on välttämätön valokuvauksessa.
• Astatiini- radioaktiivinen ja harvinaisten maametallien halogeeni, joten sitä ei käytetä missään muualla. Uskotaan kuitenkin, että tämä alkuaine voi auttaa jodia kilpirauhashormonien säätelyssä.

Tehtävä 808.
Ilmoita halogeeniatomien rakenteen perusteella mitkä valenssitilat ovat tyypillisiä fluorille, kloorille, bromille ja jodille. Mitkä ovat halogeenien hapetusasteet yhdisteissään?
Ratkaisu:
Ulkoisella elektronikerroksessa halogeeniatomit sisältävät seitsemän elektronia - kaksi s- ja viisi p-orbitaaleissa (ns 2 np 5). Kunnes ulompi elektronikerros on valmis, halogeeniatomeista puuttuu yksi elektroni, joten kaikkien halogeenien atomit lisäävät helposti yhden elektronin kerrallaan muodostaen kertavarautuneita negatiivisia ioneja (Г - ). Halogeenien valenssi on yksi ja hapetusaste on -1.

Fluoriatomit eivät sisällä vapaita d-orbitaaleja, joten s- ja p-elektronien siirtyminen d-orbitaaleiksi on mahdotonta. Näin ollen fluori on yhdisteissään aina hapetustilassa -1 ja samalla sen valenssi on yksi. Muilla halogeeneilla on vapaita d-orbitaaleja, joten yhden s- ja kahden p-elektronin siirtyminen d-alatasoille on mahdollista. Fluori-, kloori-, bromi- ja jodiatomien ulomman elektronisen tason elektronien jakautuminen kvanttisoluissa on muotoa:

Fluoriatomin normaalitila:

Halogeeniatomin (kloori, bromi ja jodi) normaali tila:

Halogeeniatomien (kloori, bromi ja jodi) tila virityksessä:

Siksi kloorin, bromin ja jodin atomeilla on erilaisia ​​hapettumisasteita -1 - 0, samoin kuin +1 - +7. Niille ominaiset hapetustilat ovat -1, 0, +3, +5, +7. Hapetusaste -1 on ominaista kaikille halogeeneille, koska niiden virittymättömässä tilassa olevilla atomeilla on yksi pariton elektroni, joka voi osallistua yhden sidoksen muodostumiseen kovalenttisen mekanismin kautta. Hapetustila +1 tapahtuu, kun halogeeniatomi luovuttaa ainoan parittoman p-elektroninsa elektronegatiivisemmalle alkuaineelle, kuten hapelle. Poikkeuksena on fluori, koska se on elektronegatiivisin alkuaine. Kloorin, bromin ja jodin hapetustilat atomiensa viritetyssä tilassa voivat saada arvoja, joille on ominaista kolme, viisi ja seitsemän paritonta elektronia (+3, +5, +7).

Joitakin oksideja (ClO 2, Cl 2 O 6) lukuun ottamatta halogeeneilla, lukuun ottamatta fluoria (-1), on yhdisteissään outoja hapettumisasteita.

Tehtävä 809.
Anna vertaileva kuvaus halogeeniatomeista osoittaen: a) ensimmäisten ionisaatiopotentiaalien muutoksen luonteen; 6) elektronien affiniteettienergian luonne.
Ratkaisu:
a) Halogeeniatomien ensimmäiset ionisaatiopotentiaalit pienenevät luonnollisesti alkuaineen atomiluvun kasvaessa, mikä viittaa metallisten ominaisuuksien lisääntymiseen. Joten fluorin ionisaatiopotentiaali I on 17,42 eV, kloorin - 12,97 eV, bromin - 11,48 eV, jodin - 10,45 eV. Tämä kuvio liittyy atomien säteiden kasvuun, koska elementin järjestysluvun kasvaessa ilmaantuu uusia elektronisia kerroksia. Atomiytimen ja ulompien elektronien välissä olevien elektronivälikerrosten lukumäärän kasvu johtaa ytimen voimakkaampaan seulomiseen, eli sen tehollisen varauksen vähenemiseen. Molemmat tekijät (ulkoelektronien lisääntyvä poistuminen ytimestä ja sen tehokkaan varauksen poisto) johtavat ulompien elektronien ja ytimen välisen sidoksen heikkenemiseen ja siten ionisaatiopotentiaalin pienenemiseen.

b) Elektronien affiniteettienergia on energiaa, joka vapautuu, kun se on kiinnittynyt vapaaseen atomiin. Halogeeniatomeille, kun alkuaineen järjestysluku kasvaa, elektroniaffiniteetti luonnollisesti pienenee sarjassa: F, Cl, Br, I. Klooriatomilla on enemmän elektroniaffiniteettia kuin fluorilla, koska kloorilla on d-alataso ulkoinen energiataso. Elektronin affiniteettienergian väheneminen atomin ytimen varauksen lisääntyessä selittyy elementin atomin säteen kasvulla ja siten ytimen tehollisen varauksen pienenemisellä.

Tehtävä 810.
Anna vertaileva kuvaus halogeenien muodostamien yksinkertaisten aineiden ominaisuuksista osoittaen muutoksen luonteen: a) G2-molekyylien dissosiaatiostandardientalpiat; b) yksinkertaisten aineiden aggregaatiotila tavanomaisessa lämpötilassa ja paineessa; c) redox-ominaisuudet. Kerro näiden muutosten syyt.
Ratkaisu:
a) Sarjassa Cl 2 - Br 2 - I 2 molekyylin atomien välinen sidoslujuus pienenee vähitellen, mikä heijastuu G 2 -molekyylien atomeiksi hajoamisen entalpian vähenemisenä. Syyt tähän voidaan selittää sillä, että vuorovaikutuksessa olevien atomien ulkoisten elektronipilvien koon kasvaessa niiden päällekkäisyyden aste pienenee ja limitysalue sijaitsee yhä kauempana atomiytimistä. Siksi siirtyessään kloorista bromiin ja jodiin halogeeniatomien ytimien vetovoima limittyvien elektronipilvien alueelle vähenee. Lisäksi sarjassa: Cl - Br - I ytimen seulovien elektronivälikerrosten lukumäärä kasvaa, mikä myös heikentää atomiytimien vuorovaikutusta limittäisten elektronipilvien alueen kanssa. Fluori on kuitenkin jätetty pois näistä tiedoista: F2-molekyylin fluoriatomien välisen sidoksen vahvuus on pienempi kuin kloorin. Tämä voidaan selittää d-alitason puuttumisella fluoriatomin uloimmassa elektronikerroksessa. Muiden halogeenien molekyyleissä on vapaita d-orbitaaleja ja siksi atomien välillä tapahtuu ylimääräistä luovuttaja-akseptorivuorovaikutusta, joka vahvistaa atomien välistä sidosta.

b) Normaaleissa olosuhteissa fluori ja kloori ovat kaasumaisia ​​aineita, bromi on nestettä ja jodi on kiteistä ainetta. Halogeenien sulamis- ja kiehumispisteet nousevat luonnollisesti sarjoissa F - Cl - Br - I. Tämä selittyy sillä, että atomisäteen kasvaessa molekyylien polarisoituvuus kasvaa. Tämän seurauksena molekyylien välinen dispersiovuorovaikutus tehostuu, mikä johtaa yksinkertaisten halogeeniaineiden sulamis- ja kiehumispisteiden nousuun.

c) Halogeenien redox-ominaisuudet muuttuvat luonnollisesti sarjassa F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2. Hapettavat ominaisuudet heikkenevät halogeenien sarjassa fluorista jodiksi, heikoin hapetin on jodi. Pelkistävät ominaisuudet halogeenien sarjassa lisääntyvät, heikoin pelkistysaine on fluori. Tämä johtuu siitä, että ryhmässä, jossa elementin järjestysluku kasvaa, atomien ja anionien säteet Г- kasvavat peräkkäin ja elementtien elektroniaffiniteetti ja elektronegatiivisuus pienenevät. Siksi kyky luovuttaa elektroneja kasvaa ja kyky vastaanottaa - vähenee sarjassa
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2.

Ongelma 811.
Halogeenimolekyylien dissosiaatioenergia kaavion Г 2 ↔ 2Г mukaan on 155, 243, 190, 149 kJ/mol fluorille, kloorille, bromille ja jodille, vastaavasti. Selitä kloorimolekyylien suurin vahvuus.
Ratkaisu:
C 12 - Br 2 - I 2 -sarjassa molekyylin atomien välinen sidoslujuus pienenee vähitellen, mikä heijastuu G 2 -molekyylien atomeiksi hajoamisen entalpian vähenemisenä. Syyt tähän voidaan selittää sillä, että vuorovaikutuksessa olevien atomien ulkoisten elektronipilvien koon kasvaessa niiden päällekkäisyyden aste pienenee ja limitysalue sijaitsee yhä kauempana atomiytimistä. Siksi siirtyessään kloorista bromiin ja jodiin halogeeniatomien ytimien vetovoima limittyvien elektronipilvien alueelle vähenee. Lisäksi sarjassa: Cl - Br - I ytimen seulovien elektronivälikerrosten lukumäärä kasvaa, mikä myös heikentää atomiytimien vuorovaikutusta limittäisten elektronipilvien alueen kanssa. Fluori on kuitenkin jätetty pois näistä tiedoista: F2-molekyylin fluoriatomien välisen sidoksen vahvuus on pienempi kuin kloorin. Tämä voidaan selittää d-alitason puuttumisella fluoriatomin uloimmassa elektronikerroksessa. Muiden halogeenien molekyyleissä on vapaita d-orbitaaleja ja siksi atomien välillä tapahtuu ylimääräistä luovuttaja-akseptorivuorovaikutusta, joka vahvistaa atomien välistä sidosta. Lisäksi kloorin atomisäde on edelleen suhteellisen pieni, vain hieman suurempi kuin fluorin, mutta huomattavasti pienempi kuin bromin ja jodin. Siksi sitoutumisenergia Cl2-molekyylissä on paljon suurempi kuin F2:n. Muita luovuttaja-akseptorisidoksia kutsutaan datiivi.

Kaavio sidoksen muodostumisesta F2- ja Cl2-molekyyleissä.

VALENSSI(lat. valentia - vahvuus) - atomien kyky muodostaa kemialliset sidokset. V voidaan pitää atomin kykynä antaa tai liittää tietty. elektronien lukumäärä. V. on positiivinen, jos atomi luovuttaa elektroneja, ja negatiivinen, jos atomi ottaa ne vastaan. On tapana harkita V:n kvantitatiivista mittaa. Valenssiiskujen lukumäärä molekyylin rakenteellisessa f-le:ssä, joka yhdistää tietyn atomin molekyylin muihin atomeihin (iskujen lukumäärä on yhtä suuri kuin kemiallisen sidoksen monikerta) .

Täydellinen kuva eri luokkien ja kemiallisten molekyylien rakenteesta. niiden yhteydet ovat erittäin monimutkaisia ​​ja monipuolisia, joten V:lle ei ole yhtä ja kattavaa määritelmää. Kuitenkin suurimmassa osassa tapauksia voidaan rajoittua tarkastelemaan kahta valenssityyppiä - kovalenttia ja ionivalenssia (jälkimmäistä kutsutaan myös elektrovalenssiksi tai heterovalenssiksi). Kovalenssi on yhtä suuri kuin tietyn atomin muodostamien kovalenttisten sidosten monikertojen summa, eli sidokset, jotka syntyvät elektroniparien sosialisoitumisesta (yksittäisen sidoksen tapauksessa tämä on yksi pari, jos kyseessä on elektroni). kaksoissidos, kaksi paria jne.). Ionic V. määräytyy elektronien lukumäärän perusteella, jonka tietty atomi antoi tai vastaanotti ionisidoksen muodostumisen aikana. Joissakin tapauksissa V. ymmärretään koordinaatioksi. luku, joka on yhtä suuri kuin välittömässä läheisyydessä olevien atomien lukumäärä. tietyn atomin läheisyys molekyylissä, kompleksiyhdisteessä tai kiteessä.

Atomin V. liittyy sen elektroniseen rakenteeseen ja siten sen sijaintiin jaksollinen elementtien taulukko, t, to., antaa tai kiinnittää elektroneja, atomilla on taipumus olla täytetty, max. vakaa ext. elektroninen kuori. Kyllä, max. C-atomin, jonka ulkokuoressa (valenssi)kuoressa on 4 elektronia, V. on 4, joten esimerkiksi metaanimolekyylissä (CH 4) se on sitoutunut kovalenttisilla sidoksilla 4 vetyatomin kanssa, sen kovalentti on 4. Na-atomi muodostaa yhtenäisyyden. alanumero elektroni (valenssi Na + 1) F-atomiin, jolla on ulkoinen. 7 elektronin kuori (valenssi F -1), mikä johtaa NaF-molekyylin muodostumiseen. Siten voimme päätellä, että alkalimetalliatomien valenssi on +1, maa-alkaliatomien valenssi +2, halogeeniatomien valenssi on -1, N-atomilla, jolla on ulkoinen. 5 elektronin kuoren on oltava kolmiarvoinen, ja O-atomin, jolla on 6 ulkoista. elektronit - kaksiarvoisia.

Historiallisesti V:n käsite on kehittynyt sen perusteella, mitä alussa muotoiltiin. 1800-luvulla J. Dalton (J. Dalton) useiden suhteiden laki. Kaikki R. 1800-luvulla tuli tiedoksi, että kaikki mahdolliset useat suhteet eivät ole hyväksyttäviä; esimerkiksi F-atomi voi yhdistyä vain yhteen H-atomiin, O-atomi kahteen, N-atomi kolmeen, C-atomi neljään H-atomiin.Tämä kyky sitoa tai korvata tietty. atomien lukumäärä ja nimettiin B. Ensimmäisen atomiteorian syntymisen jälkeen G. Lewis (G. Lewis) muotoili vuosina 1916-17 säännön, jonka mukaan jokaisella alkuaineella on taipumus hajota. liitännät täytetty ulkok. elektronikuoren ja teoreettisesti perustellun kovalenttisuuden, ja W. Kossel antoi teorian ionikuoresta. kvanttikemia ja yhdisteiden synteesi, joilla on epätavallisia ominaisuuksia.

Kvanttikemiassa on yleistynyt käsite suunnattu V. Näin ollen uskotaan, että atomi C, jolla on koordinaatio. numero 4 (4 lähintä naapuria, joiden kanssa tämä atomi muodostaa kovalenttisia sidoksia), V. on suunnattu tetraedrin kärkiin (edellyttäen, että atomi itse on tetraedrin keskellä); C-atomissa koordinaatiolla. numero 3 (yksi kovalenttisista sidoksista on kaksinkertainen) B. sijaitsevat samassa tasossa ja muodostavat keskenään 120° kulmia jne. Kuvan tyyppisissä -komplekseissa, joissa M on Fe:n, Cr:n, Ti:n jne. atomi, on sitoutunut kahteen pentadienyylirenkaaseen C 5 H 5 , B. ohjataan metalliatomista atomeihin, jotka muodostavat pentan. -dienyylirenkaat. Tällaisten kompleksien kohdalla syntyi ajatuksia siirretystä sodankäynnistä (koska sellaisissa renkaissa olevat elektronit siirretään koko syklin ajan – "sosialisoituneina") ja ryhmäsodankäynnistä (koska puhumme metalliatomin vuorovaikutuksesta atomiryhmän kanssa).

Tällä hetkellä inerttien kaasujen yhdisteitä (XeF 2, XeF 4, XeO 3 jne.) on syntetisoitu, V. to-rykh katsottiin nollaksi. Lopuksi on löydetty erittäin suuri määrä yhdisteitä, joissa sama atomi yhdistyy toisen alkuaineen atomien kanssa joulukuussa. stoikiometrinen suhteet ulkoisesta riippuen. ehdot. Joten kaasumainen yhdiste PCl 5 kondensoituessaan antaa komplekseja + ja ~ koordinoimalla. numerot 4 ja 6. Lämpötilan noustessa muodostuu yhdisteitä PCl 3, PCl 2, PCl ja ioneja jne. jotkut max. arvot.

T. o., tarkasti ottaen, V. ei ole spesifinen. elementin ominaisuudet; voimme puhua vain elementin taipumuksesta ilmentyä raalissa. chem. jonkin B:n yhdisteet.

V:n käsite liittyy läheisesti käsitteeseen atomin valenssitila eli sellainen hypoteettinen tilat, joissa atomi on molekyylissä. Tämä tila määräytyy varatun ja vapaan valenssin tyypin ja lukumäärän mukaan atomikiertoradat(toisin sanoen sellaiset to-ruis vastaavat ulkoisia elektronikuoria), kunkin atomikiertoradan täyttävien elektronien lukumäärä ja suhteet. elektronien spinien suunta. Ilmeisesti yllä olevassa P- ja Cl-yhdisteiden sarjassa P-atomin valenssitila muuttuu yhdisteestä yhdisteeksi.

Lit.: Pauling L., Yleinen kemia, käänn. Englannista, M., 1974; Cartmell E., Fowles G., Molekyylien valenssi ja rakenne, trans. Englannista, M., 1979. V. G. Daševski.