9 Ž 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 O 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 prvkov hlavnej podskupiny skupiny VII má spoločný názov skupiny "halogény" (Hal), čo znamená "vyrábajúci soľ".

Podskupina halogénov zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín (astatín je rádioaktívny prvok, málo preskúmaný). Sú to p-prvky skupiny periodický systém DI. Mendelejev. Na vonkajšej energetickej úrovni majú ich atómy 7 elektrónov ns 2 np 5 . To vysvetľuje spoločné vlastnosti ich vlastností.

Vlastnosti prvkov podskupiny halogénov

Ľahko pridávajú jeden elektrón naraz, pričom vykazujú oxidačný stav -1. Halogény majú tento oxidačný stav v zlúčeninách s vodíkom a kovmi.

Atómy halogénov však môžu okrem fluóru vykazovať aj kladné oxidačné stavy: +1, +3, +5, +7. Možné hodnoty oxidačných stavov sú vysvetlené elektronická štruktúra, čo pre atómy fluóru môže byť znázornené schémou

Ako najviac elektronegatívny prvok môže fluór prijať iba jeden elektrón na 2p podúroveň. Má jeden nepárový elektrón, takže fluór je iba monovalentný a oxidačný stav je vždy -1.

Elektrónovú štruktúru atómu chlóru vyjadruje schéma:

Atóm chlóru má jeden nepárový elektrón na podúrovni 3p a obvyklý (neexcitovaný) stav chlóru je monovalentný. Ale keďže chlór je v tretej perióde, má ďalších päť orbitálov 3-podúrovne, do ktorých sa zmestí 10 elektrónov.

V excitovanom stave atómu chlóru prechádzajú elektróny z podúrovne 3p a 3s do podúrovne 3d (znázornené šípkami v diagrame). Separácia (párovanie) elektrónov v rovnakom orbitále zvyšuje valenciu o dve jednotky. Je zrejmé, že chlór a jeho analógy (okrem fluóru) môžu vykazovať len nepárne premenné mocenstvo 1, 3, 5, 7 a zodpovedajúce kladné oxidačné stavy. Fluór nemá žiadne voľné orbitály, čo znamená, že počas chemických reakcií nedochádza k separácii párových elektrónov v atóme. Preto pri zvažovaní vlastností halogénov treba vždy brať do úvahy vlastnosti fluóru a zlúčenín.

Vodné roztoky vodíkových zlúčenín halogénov sú kyseliny: HF - fluorovodíková (fluorovodíková), HCl - chlorovodíková (chlorovodíková), HBr - bromovodíková, HI - jodovodíková.

Rovnaká štruktúra vonkajšej elektrónovej vrstvy (ns 2 np 5) spôsobuje veľká podobnosť prvkov.

Jednoduché látky - nekovy F 2 (plyn), Cl 2 (plyn), Br 2 (l), l 2 (tuhá látka).

Pri tvorbe kovalentných väzieb halogény najčastejšie používajú jeden nepárový p-elektrón prítomný v neexcitovanom atóme, pričom vykazujú B \u003d I.

Valenčné stavy atómov CI, Br, I.

Pri vytváraní väzieb s atómami viac elektronegatívnych prvkov sa atómy chlóru, brómu a jódu môžu pohybovať od hlavného valenčný stav do excitovaných, čo je sprevádzané prechodom elektrónov na prázdne orbitály d-podúrovne. V tomto prípade sa zvyšuje počet nepárových elektrónov, v dôsledku čoho môžu tvoriť atómy CI, Br, I viac Kovalentné väzby:

Rozdiel F od ostatných halogénov

V atóme F sú valenčné elektróny v 2. energetickej hladine, ktorá má len s- a p-podúrovne. To vylučuje možnosť prechodu atómov F do excitovaných stavov, preto fluór vo všetkých zlúčeninách vykazuje konštantu B rovnajúcu sa I. Okrem toho je fluór elektronegatívnym prvkom, v dôsledku čoho má aj konštantu c. o. - jeden.

Najdôležitejšie zlúčeniny halogénov

I. Halogenidy vodíka HHal.

II Halogenidy kovov (soli halogenovodíkových kyselín) - najpočetnejšie a najstabilnejšie halogénové zlúčeniny

III. Organohalogenidy

IV. Látky obsahujúce kyslík:

Nestabilné oxidy, z ktorých existenciu 6 oxidov možno považovať za spoľahlivú (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Nestabilné oxokyseliny, z ktorých sú izolované len 3 kyseliny ako samostatné látky (HclO 4, HlO 3, HlO 4);

Soli oxokyselín, hlavne chloritany, chlorečnany a chloristany.

Valenčné elektróny sa nachádzajú vo vonkajšom obale atómu. Ich počet určuje počet možných chemické zlúčeninyže môže vzniknúť atóm. Najlepšia cesta kvantifikovať valenčné elektróny- použiť periodickú tabuľku Mendelejeva.

Kroky

Časť 1

Vyhľadajte valenčné elektróny pomocou periodickej tabuľky

prechodné kovy

Každý stĺpec periodickej tabuľky očíslujte od 1 do 18 (začnite od prvého stĺpca vľavo). Všetky prvky jedného stĺpca periodickej tabuľky majú spravidla rovnaký počet valenčných elektrónov. Stĺpce sú skupiny, do ktorých sú rozdelené chemické prvky.

• Napríklad nad vodík (H) napíšte číslo 1, pretože ním začína prvý stĺpec, a nad héliom (He) napíšte číslo 18, pretože ním začína osemnásty stĺpec.

1. Teraz v periodickej tabuľke nájdite prvok, ktorého počet valenčných elektrónov chcete nájsť. Môžete to urobiť pomocou symbolu prvku (písmená v každej bunke), jeho atómového čísla (číslo v ľavom hornom rohu každej bunky) alebo akejkoľvek inej informácie, ktorú máte k dispozícii.

   • Napríklad určme počet valenčných elektrónov uhlíka (C). Jeho atómové číslo je 6 a začína ním štrnásta skupina.
   • V tomto pododdiele neuvažujeme prechodné kovy, ktoré sa nachádzajú v skupinách 3 až 12. Tieto prvky sa mierne líšia od ostatných, takže tu opísané metódy sa na ne nevzťahujú. Prechodné kovy budú diskutované v nasledujúcej podkapitole.

2. Na určenie počtu valenčných elektrónov v neprechodných kovoch použite čísla skupín.Číslo v skupinovom čísle v jednotkovej číslici určuje počet valenčných elektrónov v atómoch prvkov. Inými slovami:

   • Skupina 1: 1 valenčný elektrón
   • Skupina 2: 2 valenčné elektróny
   • Skupina 13: 3 valenčné elektróny
   • Skupina 14: 4 valenčné elektróny
   • Skupina 15: 5 valenčných elektrónov
   • Skupina 16: 6 valenčných elektrónov
   • Skupina 17: 7 valenčných elektrónov
   • Skupina 18: 8 valenčných elektrónov (okrem hélia, ktoré má 2 valenčné elektróny)
   • V našom príklade, keďže uhlík je v skupine 14, môžeme dospieť k záveru, že jeden atóm uhlíka má štyri valenčné elektróny.

   prechodné kovy

   1. Nájdite prvok v skupinách 3 až 12. Tieto skupiny obsahujú prechodné kovy. V tejto podkapitole popíšeme, ako určiť počet valenčných elektrónov v atómoch takýchto prvkov. Všimnite si, že v niektorých prvkoch nie je možné určiť počet valenčných elektrónov.

      • Zvážte napríklad tantal (Ta); jeho atómové číslo je 73. Ďalej zistíme počet jeho valenčných elektrónov (alebo sa o to aspoň pokúsime).
      • Všimnite si, že prechodné kovy zahŕňajú lantanidy a aktinidy (nazývané aj kovy vzácnych zemín), dva rady prvkov, ktoré majú tendenciu byť pod hlavnou tabuľkou a ktoré začínajú lantánom a aktíniom. Všetky tieto prvky patria do skupiny 3 periodickej tabuľky.

   2. Aby sme pochopili, prečo je ťažké určiť počet valenčných elektrónov v prechodných kovoch, je potrebné trochu vysvetliť usporiadanie elektrónov v atómoch.

   3. Na určenie počtu valenčných elektrónov v prechodných kovoch použite čísla skupín.Číslo skupiny tu vo všeobecnosti zodpovedá rozsahu možného počtu valenčných elektrónov.

      • Skupina 3: 3 valenčné elektróny
      • Skupina 4: 2–4 valenčné elektróny
      • Skupina 5: 2–5 valenčných elektrónov
      • Skupina 6: 2–6 valenčných elektrónov
      • Skupina 7: 2–7 valenčných elektrónov
      • Skupina 8: 2 alebo 3 valenčné elektróny
      • Skupina 9: 2 alebo 3 valenčné elektróny
      • Skupina 10: 2 alebo 3 valenčné elektróny
      • Skupina 11: 1 alebo 2 valenčné elektróny
      • Skupina 12: 2 valenčné elektróny
      • V našom príklade sa tantal nachádza v skupine 5, takže môžeme konštatovať, že jeho atóm má od dvoch do piatich valenčných elektrónov (v závislosti od situácie).

   Časť 2

   Hľadanie valenčných elektrónov pomocou elektrónovej konfigurácie

   1. Elektrónová konfigurácia je vzorec na usporiadanie elektrónov v elektrónových orbitáloch atómu chemického prvku. Inými slovami, je to jednoduchý a vizuálny spôsob znázornenia elektrónových orbitálov atómu pomocou písmen a čísel.

      • Zvážte napríklad elektronickú konfiguráciu sodíka (Na): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
      • Upozorňujeme, že elektronická konfigurácia je zostavená podľa vzorca: (číslica)(písmeno) (horný index) (číslica)(písmeno) (horný index) ...
      • ... a tak ďalej. Tu (číslo)(písmeno) je označenie elektrónového orbitálu a (horný index) je počet elektrónov v tomto orbitále.
      • V našom príklade má atóm sodíka 2 elektróny v 1s orbitáli plus 2 elektróny v 2s orbitáli plus 6 elektrónov v 2p orbitáli plus 1 elektrón v 3s orbitáli. Celkovo je elektrónov 11, čo je správne, pretože atómové číslo sodíka je 11.
      • Všimnite si, že podúrovne elektrónových obalov majú určitý počet elektrónov. Maximálny počet elektrónov pre orbitály je nasledujúci:
        • s: 2 elektróny
        • p: 6 elektrónov
        • d: 10 elektrónov
        • f: 14 elektrónov

   2. Teraz viete, ako dešifrovať elektronickú konfiguráciu, a budete môcť nájsť počet valenčných elektrónov určitého prvku (samozrejme okrem prechodných kovov). Ak je v úlohe uvedená elektronická konfigurácia, prejdite na ďalší krok. Ak nie, čítajte ďalej.

      • Tu je úplná elektronická konfigurácia oganessonu (Og; atómové číslo 118): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 7p 6d 10
      • Teraz, aby ste určili elektronickú konfiguráciu akéhokoľvek prvku, stačí vyplniť túto šablónu (kým vám nezostanú žiadne elektróny). Je to jednoduchšie, ako to vyzerá. Určte napríklad elektrónovú konfiguráciu chlóru (Cl; atómové číslo 17), ktorého atóm má 17 elektrónov: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • poznač si to celkový počet elektrónov je 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Musíte zmeniť počet elektrónov v poslednom orbitále, pretože predchádzajúce orbitály sú rovnaké ako v šablóne (pretože sú úplne vyplnené elektrónmi).
      • Na získanie detailné informácie prečítajte si o elektronických konfiguráciách.

   3. Orbitály sú naplnené elektrónmi podľa oktetového pravidla: prvé dva elektróny vyplnia orbitál 1s, ďalšie dva elektróny vyplnia orbitál 2s, ďalších šesť elektrónov vyplní orbitál 2p (a tak ďalej). Keď máme do činenia s atómami neprechodných kovov, hovoríme, že tieto orbitály tvoria okolo atómu „orbitálne obaly“, pričom každý nasledujúci obal je ďalej ako predchádzajúci. Iba prvý obal obsahuje dva elektróny a všetky ostatné obaly obsahujú každý osem elektrónov (okrem opäť atómov prechodného kovu). Toto sa nazýva oktetové pravidlo.

      • Uvažujme napríklad frézu (B). Jeho atómové číslo je 5, čo znamená, že atóm bóru má päť elektrónov a jeho elektrónová konfigurácia je nasledovná: 1s 2 2s 2 2p 1 . Pretože prvý orbitálny obal má iba dva elektróny, možno usúdiť, že bór má iba dva obaly: prvý s dvoma elektrónmi (v 1s orbitáloch) a druhý s tromi (v 2s a 2p orbitáloch).
      • Ako ďalší príklad uvažujme chlór (Cl), ktorý má tri orbitálne obaly: prvý s dvoma elektrónmi v 1s orbitáli, druhý s dvoma elektrónmi v 2s orbitáli a šiestimi elektrónmi v 2p orbitáli, tretí s dvoma elektrónmi v 3s orbitál a päť elektrónov v 3p orbitále.

   4. Nájdite počet elektrónov vo vonkajšom obale. Bude to počet valenčných elektrónov konkrétneho prvku. Ak je vonkajší obal úplne naplnený (inými slovami, ak má osem elektrónov alebo dva elektróny v prípade prvého obalu), prvok je inertný a nebude ľahko reagovať s inými prvkami. Tieto pravidlá opäť neplatia pre prechodné kovy.

      • Zvážte napríklad bór. Pretože vo vonkajšom obale bóru sú tri elektróny, možno usúdiť, že bór má tri valenčné elektróny.

   5. Na určenie počtu orbitálnych obalov použite riadky periodickej tabuľky. Riadky periodickej tabuľky chemických prvkov sa nazývajú periódy. Každá perióda zodpovedá počtu elektrónových obalov atómov. Pomocou toho môžete určiť počet valenčných elektrónov prvku – stačí spočítať atómové číslo prvku v perióde, začínajúc zľava. Upozorňujeme, že táto metóda sa nevzťahuje na prechodné kovy.

      • Napríklad vieme, že selén má štyri orbitálne obaly, pretože tento prvok sa nachádza v štvrtej perióde. Keďže ide o šiesty prvok (vľavo) štvrtej periódy (okrem prechodných kovov), môžeme usúdiť, že vonkajší štvrtý obal obsahuje šesť elektrónov, a teda selén má šesť valenčných elektrónov.

Halogény sa v periodickej tabuľke nachádzajú naľavo od vzácnych plynov. Týchto päť toxických nekovových prvkov je v skupine 7 periodickej tabuľky. Patria sem fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Hoci je astatín rádioaktívny a má iba krátkodobé izotopy, správa sa ako jód a často sa klasifikuje ako halogén. Pretože halogénové prvky majú sedem valenčných elektrónov, potrebujú iba jeden elektrón navyše na vytvorenie úplného oktetu. Táto vlastnosť ich robí aktívnejšími ako iné skupiny nekovov.

všeobecné charakteristiky

Halogény tvoria dvojatómové molekuly (formy X 2, kde X znamená atóm halogénu) - stabilná forma existencie halogénov vo forme voľných prvkov. Väzby týchto dvojatómových molekúl sú nepolárne, kovalentné a jednoduché. umožňujú ich ľahké spojenie s väčšinou prvkov, takže sa v prírode nikdy nevyskytujú nekombinované. Fluór je najaktívnejší halogén, zatiaľ čo astat je najmenej.

Všetky halogény tvoria soli skupiny I s podobnými vlastnosťami. V týchto zlúčeninách sú halogény prítomné vo forme halogenidových aniónov s nábojom -1 (napríklad Cl-, Br-). Koncovka -id označuje prítomnosť halogenidových aniónov; napríklad Cl - sa nazýva "chlorid".

okrem toho Chemické vlastnosti halogény im umožňujú pôsobiť ako oxidačné činidlá – oxidovať kovy. Väčšina chemické reakcie, na ktorom sa podieľajú halogény - redox v vodný roztok. Halogény tvoria jednoduché väzby s uhlíkom alebo dusíkom, kde je ich oxidačný stav (CO) -1. Keď je atóm halogénu nahradený kovalentne viazaným atómom vodíka organická zlúčenina, predpona halo- sa môže použiť vo všeobecnom zmysle alebo predpony fluór-, chlór-, bróm-, jód-- pre špecifické halogény. Halogénové prvky môžu byť zosieťované za vzniku dvojatómových molekúl s polárnymi kovalentnými jednoduchými väzbami.

Chlór (Cl 2) bol prvý halogén objavený v roku 1774, po ňom nasledoval jód (I 2), bróm (Br 2), fluór (F 2) a astat (At, objavený ako posledný v roku 1940). Názov "halogén" pochádza z gréckych koreňov hal- ("soľ") a -gen ("tvoriť"). Tieto slová spolu znamenajú „soľotvorný“, pričom zdôrazňujú skutočnosť, že halogény reagujú s kovmi za vzniku solí. Halit je názov kamennej soli, prírodného minerálu zloženého z chloridu sodného (NaCl). A napokon halogény sa využívajú v každodennom živote – fluorid sa nachádza v zubnej paste, chlór dezinfikuje pitná voda a jód podporuje tvorbu hormónov štítnej žľazy.

Chemické prvky

Fluór je prvok s atómovým číslom 9, označovaný symbolom F. Elementárny fluór bol prvýkrát objavený v roku 1886 jeho izoláciou z kyseliny fluorovodíkovej. Vo voľnom stave existuje fluór ako dvojatómová molekula (F 2) a je najbežnejším halogénom v zemská kôra. Fluór je najviac elektronegatívny prvok v periodickej tabuľke. Pri izbovej teplote je to svetložltý plyn. Fluór má tiež relatívne malý atómový polomer. Jeho CO je -1, s výnimkou elementárneho dvojatómového stavu, v ktorom je jeho oxidačný stav nula. Fluór je extrémne reaktívny a interaguje priamo so všetkými prvkami okrem hélia (He), neónu (Ne) a argónu (Ar). V roztoku H20 je kyselina fluorovodíková (HF). slabá kyselina. Hoci je fluór silne elektronegatívny, jeho elektronegativita neurčuje kyslosť; HF je slabá kyselina v dôsledku skutočnosti, že fluórový ión je zásaditý (pH > 7). Okrem toho fluór produkuje veľmi silné oxidačné činidlá. Napríklad fluór môže reagovať s inertným plynom xenónom za vzniku silného oxidačného činidla, difluoridu xenónu (XeF2). Fluór má mnohostranné využitie.

Chlór je prvok s atómovým číslom 17 a chemickou značkou Cl. Objavený v roku 1774 jeho izoláciou od kyseliny chlorovodíkovej. Vo svojom elementárnom stave tvorí dvojatómovú molekulu Cl 2 . Chlór má niekoľko CO: -1, +1, 3, 5 a 7. Pri izbovej teplote je to svetlozelený plyn. Pretože väzba, ktorá sa tvorí medzi dvoma atómami chlóru, je slabá, molekula Cl2 má veľmi vysokú schopnosť vstupovať do zlúčenín. Chlór reaguje s kovmi za vzniku solí nazývaných chloridy. Ióny chlóru sú najrozšírenejšími iónmi a nachádzajú sa v morská voda. Chlór má tiež dva izotopy: 35 Cl a 37 Cl. Chlorid sodný je najbežnejšou zlúčeninou zo všetkých chloridov.

bróm - chemický prvok s atómovým číslom 35 a symbolom Br. Prvýkrát bol objavený v roku 1826. Vo svojej elementárnej forme je bróm dvojatómová molekula Br 2 . Pri izbovej teplote je to červenohnedá kvapalina. Jeho CO je -1, +1, 3, 4 a 5. Bróm je aktívnejší ako jód, ale menej aktívny ako chlór. Okrem toho má bróm dva izotopy: 79Br a 81Br. Bróm sa nachádza v bromide rozpustenom v morskej vode. Za posledné roky Svetová produkcia bromidu výrazne vzrástla vďaka jeho dostupnosti a dlhej dobe spracovateľnosti. Rovnako ako ostatné halogény, bróm je oxidačné činidlo a je vysoko toxický.

Jód je chemický prvok s atómovým číslom 53 a symbolom I. Jód má oxidačné stavy: -1, +1, +5 a +7. Existuje ako dvojatómová molekula, I 2 . Pri izbovej teplote je to tuhá látka Fialová. Jód má jeden stabilný izotop, 127 I. Prvýkrát bol objavený v roku 1811 pomocou morských rias a kyseliny sírovej. V súčasnosti je možné izolovať ióny jódu v morskej vode. Hoci jód nie je veľmi rozpustný vo vode, jeho rozpustnosť možno zvýšiť použitím samostatných jodidov. Jód hrá v organizme dôležitú úlohu tým, že sa podieľa na tvorbe hormónov štítnej žľazy.

Astatín je rádioaktívny prvok s atómovým číslom 85 a symbolom At. Jeho možné stupne oxidácia: -1, +1, 3, 5 a 7. Jediný halogén, ktorý nie je dvojatómovou molekulou. Za normálnych podmienok je to čierna kovová pevná látka. Astatín je veľmi vzácny prvok, preto sa o ňom vie len málo. Okrem toho má astatín veľmi krátky polčas rozpadu, nie dlhší ako niekoľko hodín. Získané v roku 1940 ako výsledok syntézy. Predpokladá sa, že astatín je podobný jódu. Je iný

Nižšie uvedená tabuľka ukazuje štruktúru atómov halogénu, štruktúru vonkajšej vrstvy elektrónov.

Podobná štruktúra vonkajšej vrstvy elektrónov určuje, že fyzikálne a chemické vlastnosti halogénov sú podobné. Pri porovnávaní týchto prvkov sú však pozorované aj rozdiely.

Periodické vlastnosti v skupine halogénov

Fyzikálne vlastnosti jednoduché látky halogény sa menia so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku. Pre lepšiu asimiláciu a väčšiu prehľadnosť Vám ponúkame niekoľko tabuliek.

Teploty topenia a varu skupiny sa zvyšujú s veľkosťou molekuly (F

Tabuľka 1. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: body topenia a varu

Halogén	Teplota topenia (˚C)	Bod varu (˚C)

• Zväčšuje sa atómový polomer.

Veľkosť jadra sa zvyšuje (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.

Tabuľka 2. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: atómové polomery

	Kovalentný polomer (pm)	Iónový (X -) polomer (pm)

• Ionizačná energia klesá.

Ak sa vonkajšie valenčné elektróny nenachádzajú v blízkosti jadra, potom ich odstránenie z jadra nezaberie veľa energie. Energia potrebná na vytlačenie vonkajšieho elektrónu teda nie je taká vysoká v spodnej časti skupiny prvkov, pretože existuje viac energetických hladín. Okrem toho vysoká ionizačná energia spôsobuje, že prvok vykazuje nekovové vlastnosti. Displej s jódom a astatínom vykazuje kovové vlastnosti, pretože ionizačná energia je znížená (At< I < Br < Cl < F).

Tabuľka 3. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: ionizačná energia

• Elektronegativita klesá.

Počet valenčných elektrónov v atóme sa zvyšuje s rastúcimi energetickými hladinami na postupne nižších úrovniach. Elektróny sú postupne ďalej od jadra; Jadro a elektróny sa teda navzájom nepriťahujú. Pozoruje sa zvýšenie tienenia. Preto elektronegativita klesá s rastúcou periódou (At< I < Br < Cl < F).

Tabuľka 4. Halogény. Fyzikálne vlastnosti: elektronegativita

• Elektrónová afinita klesá.

Keďže veľkosť atómu sa zvyšuje so zvyšujúcou sa periódou, elektrónová afinita má tendenciu klesať (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tabuľka 5. Elektrónová afinita halogénov

• Znižuje sa reaktivita prvkov.

Reaktivita halogénov s narastajúcou periódou klesá (At

Vodík + halogény

Halogenid vzniká, keď halogén reaguje s iným, menej elektronegatívnym prvkom za vzniku binárnej zlúčeniny. Vodík reaguje s halogénmi za vzniku HX halogenidov:

• fluorovodík HF;
• chlorovodík HCl;
• bromovodík HBr;
• jodovodík HI.

Halogenidy sa ľahko rozpúšťajú vo vode za vzniku halogenovodíkových (fluorovodíkových, chlorovodíkových, bromovodíkových, jodovodíkových) kyselín. Vlastnosti týchto kyselín sú uvedené nižšie.

Kyseliny vznikajú nasledujúcou reakciou: HX (aq) + H20 (l) → X - (aq) + H30 + (aq).

Všetky halogenovodíky tvoria silné kyseliny, s výnimkou HF.

Zvyšuje sa kyslosť halogenovodíkových kyselín: HF

Kyselina fluorovodíková je schopná dlhodobo gravírovať sklo a niektoré anorganické fluoridy.

Môže sa zdať neintuitívne, že HF je najslabšia kyselina halogenovodíková, pretože fluór má najvyššiu elektronegativitu. H-F väzba je však veľmi silná, výsledkom čoho je veľmi slabá kyselina. Silná väzba je určená krátkou dĺžkou väzby a vysokou disociačnou energiou. Zo všetkých halogénvodíkov má HF najkratšiu dĺžku väzby a najväčšiu energiu disociácie väzby.

Halogén oxokyseliny

Halogénoxokyseliny sú kyseliny s atómami vodíka, kyslíka a halogénu. Ich kyslosť sa dá určiť pomocou štruktúrnej analýzy. Halogén oxokyseliny sú uvedené nižšie:

• Kyselina chlórna HOCl.
• Kyselina chlorovodíková HCl02.
• Kyselina chloristá HCl03.
• Kyselina chloristá HCl04.
• kyselina bromná HOBr.
• Kyselina brómová HBr03.
• Kyselina brómová HBr04.
• Kyselina jódová HOI.
• Kyselina jódová HIO 3 .
• Kyselina metajódová HIO4, H5IO6.

V každej z týchto kyselín je protón naviazaný na atóm kyslíka, takže porovnávanie dĺžok protónových väzieb je tu zbytočné. Dominantnú úlohu tu zohráva elektronegativita. Aktivita kyseliny sa zvyšuje so zvyšujúcim sa počtom atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom.

Vzhľad a stav hmoty

Hlavné fyzikálne vlastnosti halogénov možno zhrnúť v nasledujúcej tabuľke.

Stav hmoty (pri izbovej teplote)	Halogén	Vzhľad
		fialový
		červeno-hnedá
plynný		svetložltá hnedá
		svetlo zelená

Vysvetlenie vzhľadu

Farba halogénov je výsledkom absorpcie viditeľného svetla molekulami, čo spôsobuje excitáciu elektrónov. Fluór absorbuje fialové svetlo, a preto sa javí ako svetložltý. Jód na druhej strane absorbuje žlté svetlo a javí sa ako fialový (žltá a fialová sú doplnkové farby). Farba halogénov sa stáva tmavšou, keď sa perióda zvyšuje.

V uzavretých nádobách sú kvapalný bróm a tuhý jód v rovnováhe so svojimi parami, ktoré možno pozorovať ako farebný plyn.

Hoci farba astatínu nie je známa, predpokladá sa, že v súlade s pozorovaným vzorom musí byť tmavšia ako jód (t.j. čierna).

Teraz, ak sa vás opýtajú: „Charakterizujte fyzikálne vlastnosti halogénov“, budete mať čo povedať.

Oxidačný stav halogénov v zlúčeninách

Oxidačný stav sa často používa namiesto pojmu "valencia halogénu". Oxidačný stav je spravidla -1. Ale ak je halogén naviazaný na kyslík alebo iný halogén, môže nadobudnúť iné stavy: CO kyslíka-2 má prednosť. V prípade dvoch rôznych halogénových atómov spojených dohromady prevažuje elektronegatívny atóm a prijíma CO-1.

Napríklad v chloridu jodnom (ICl) má chlór CO-1 a jód +1. Chlór je elektronegatívny viac ako jód, takže jeho CO je -1.

V kyseline brómovej (HBrO 4) má kyslík CO -8 (-2 x 4 atómy = -8). Vodík má celkový oxidačný stav +1. Pridaním týchto hodnôt získate CO -7. Pretože konečný CO zlúčeniny musí byť nula, CO brómu je +7.

Treťou výnimkou z pravidla je oxidačný stav halogénu v elementárnej forme (X 2), kde jeho CO je nula.

Halogén	CO v zlúčeninách
	1, +1, +3, +5, +7
	1, +1, +3, +4, +5
	1, +1, +3, +5, +7

Prečo je SD fluóru vždy -1?

Elektronegativita sa zvyšuje s pribúdajúcim obdobím. Preto má fluór zo všetkých prvkov najvyššiu elektronegativitu, o čom svedčí jeho postavenie v periodickej tabuľke prvkov. Jeho elektronická konfigurácia je 1s 2 2 2 2 2p 5 . Ak fluór získa o jeden elektrón viac, najvzdialenejšie p-orbitály sú úplne zaplnené a tvoria celý oktet. Pretože fluór má vysokú elektronegativitu, môže ľahko ukradnúť elektrón z blízkeho atómu. Fluór je v tomto prípade izoelektronický voči inertnému plynu (s ôsmimi valenčnými elektrónmi), všetky jeho vonkajšie orbitály sú vyplnené. V tomto stave je fluór oveľa stabilnejší.

Výroba a použitie halogénov

V prírode sú halogény v stave aniónov, preto sa voľné halogény získavajú oxidáciou elektrolýzou alebo použitím oxidačných činidiel. Napríklad chlór sa vyrába hydrolýzou soľného roztoku. Použitie halogénov a ich zlúčenín je rôznorodé.

• Fluór. Hoci je fluór vysoko reaktívny, používa sa v mnohých priemyselných aplikáciách. Ide napríklad o kľúčovú zložku polytetrafluóretylénu (teflónu) a niektorých ďalších fluórovaných polymérov. CFC sú organické látky, ktoré sa predtým používali ako chladivá a hnacie plyny v aerosóloch. Ich používanie sa prestalo pre ich možný vplyv na životné prostredie. Boli nahradené hydrochlórofluorokarbónmi. Fluorid sa pridáva do zubnej pasty (SnF2) a pitnej vody (NaF), aby sa zabránilo zubnému kazu. Tento halogén sa nachádza v íle používanom na výrobu určitých typov keramiky (LiF), používanej v jadrovej energetike (UF 6), na výrobu antibiotika fluorochinolónu, hliníka (Na 3 AlF 6), na izoláciu vysoko- napäťové zariadenie (SF 6).
• Chlór našli aj rôzne využitie. Používa sa na dezinfekciu pitnej vody a bazénov. (NaClO) je hlavnou zložkou bielidiel. Kyselina chlorovodíková je široko používaná v priemysle a laboratóriách. Chlór je prítomný v polyvinylchloride (PVC) a iných polyméroch, ktoré sa používajú na izoláciu drôtov, potrubí a elektroniky. Okrem toho sa chlór osvedčil vo farmaceutickom priemysle. Lieky s obsahom chlóru sa používajú na liečbu infekcií, alergií a cukrovky. Neutrálna forma hydrochloridu je súčasťou mnohých liekov. Chlór sa používa aj na sterilizáciu nemocničného vybavenia a dezinfekciu. V poľnohospodárstve je chlór súčasťou mnohých komerčných pesticídov: DDT (dichlórdifenyltrichlóretán) sa používal ako poľnohospodársky insekticíd, ale jeho používanie sa prestalo používať.

• bróm, sa pre svoju nehorľavosť používa na potlačenie horenia. Nachádza sa tiež v metylbromide, pesticíde používanom na ochranu plodín a potlačenie baktérií. Nadmerné používanie sa však pre jeho účinky na ozónovú vrstvu postupne upustilo. Bróm sa používa pri výrobe benzínu, fotografických filmov, hasiacich prístrojov, liekov na liečbu zápalu pľúc a Alzheimerovej choroby.
• jód hrá dôležitú úlohu pri správnom fungovaní štítnej žľazy. Ak telo nedostáva dostatok jódu, štítna žľaza sa zväčšuje. Aby sa zabránilo vzniku strumy, tento halogén sa pridáva do kuchynskej soli. Jód sa používa aj ako antiseptikum. Jód sa nachádza v roztokoch používaných na čistenie otvorených rán, ako aj v dezinfekčných sprejoch. Okrem toho je pri fotografii nevyhnutný jodid strieborný.
• astatín- rádioaktívny halogén a halogén vzácnych zemín, preto sa nikde inde nepoužíva. Predpokladá sa však, že tento prvok môže pomáhať jódu pri regulácii hormónov štítnej žľazy.

Úloha 808.
Na základe štruktúry atómov halogénu uveďte, ktoré valenčné stavy sú charakteristické pre fluór, chlór, bróm a jód. Aké sú oxidačné stavy halogénov v ich zlúčeninách?
Riešenie:
Na vonkajšej elektrónovej vrstve obsahujú atómy halogénu sedem elektrónov - dva v s- a päť v p-orbitáloch (ns 2 np 5). Až do úplného dokončenia vonkajšej elektrónovej vrstvy chýba atómom halogénu jeden elektrón, takže atómy všetkých halogénov sa ľahko pripájajú po jednom elektróne a vytvárajú jednotlivo nabité záporné ióny (Г - ). Valencia halogénov je rovná jednej a oxidačný stav je -1.

Atómy fluóru neobsahujú voľné d-orbitály, takže prechod s- a p-elektrónov na d-orbitály je nemožný. Preto je fluór vo svojich zlúčeninách vždy v oxidačnom stave -1 a súčasne vykazuje valenciu rovnú jednej. Zvyšné halogény majú voľné d-orbitály, takže je možný prechod jedného s- a dvoch p-elektrónov do d-podúrovní. Distribúcia elektrónov vonkajšej elektronickej úrovne atómov fluóru, chlóru, brómu a jódu v kvantových článkoch má tvar:

Normálny stav atómu fluóru:

Normálny stav atómu halogénu (chlór, bróm a jód):

Stav halogénových atómov (chlór, bróm a jód) pri excitácii:

Preto atómy chlóru, brómu a jódu vykazujú rôzne stupne oxidácie od -1 do 0, ako aj od +1 do +7. Charakteristické oxidačné stavy pre nich sú -1, 0, +3, +5, +7. Oxidačný stav -1 je charakteristický pre všetky halogény, keďže ich atómy v neexcitovanom stave majú jeden nepárový elektrón, ktorý sa môže kovalentným mechanizmom podieľať na tvorbe jednej väzby. Oxidačný stav +1 nastáva, keď atóm halogénu daruje svoj jediný nepárový p-elektrón elektronegatívnejšiemu prvku, ako je kyslík. Výnimkou je fluór, pretože je to najviac elektronegatívny prvok. Oxidačné stavy chlóru, brómu a jódu v excitovanom stave ich atómov môžu nadobudnúť hodnoty charakterizované tromi, piatimi a siedmimi nepárovými elektrónmi (+3, +5, +7).

S výnimkou niektorých oxidov (ClO 2, Cl 2 O 6 ), halogény, iné ako fluór (-1), vykazujú vo svojich zlúčeninách nepárne oxidačné stavy.

Úloha 809.
Uveďte porovnávací opis atómov halogénu, pričom uveďte: a) povahu zmeny prvých ionizačných potenciálov; 6) povaha energie elektrónovej afinity.
Riešenie:
a) Prvé ionizačné potenciály atómov halogénov prirodzene klesajú so zvyšovaním atómového čísla prvku, čo poukazuje na zvýšenie vlastností kovu. Takže pre fluór je ionizačný potenciál I 17,42 eV, pre chlór - 12,97 eV, pre bróm - 11,48 eV, pre jód - 10,45 eV. Tento vzor je spojený so zvýšením polomerov atómov, pretože so zvýšením poradového čísla prvku sa objavujú nové elektronické vrstvy. Zvýšenie počtu medziľahlých elektrónových vrstiev umiestnených medzi atómovým jadrom a vonkajšími elektrónmi vedie k silnejšiemu skríningu jadra, t.j. k zníženiu jeho efektívneho náboja. Oba tieto faktory (narastajúce odstraňovanie vonkajších elektrónov z jadra a odstraňovanie jeho efektívneho náboja) vedú k oslabeniu väzby medzi vonkajšími elektrónmi a jadrom a následne k zníženiu ionizačného potenciálu.

b) Energia elektrónovej afinity je energia uvoľnená pri pripojení k voľnému atómu. Pre atómy halogénu s nárastom poradového čísla prvku prirodzene klesá elektrónová afinita v rade: F, Cl, Br, I. Atóm chlóru má väčšiu elektrónovú afinitu ako fluór, pretože chlór má d-podúroveň pri. úroveň vonkajšej energie. Pokles afinitnej energie k elektrónu so zvýšením náboja atómového jadra sa vysvetľuje zväčšením polomeru atómu prvku a následne znížením efektívneho náboja jadra.

Úloha 810.
Uveďte porovnávací popis vlastností jednoduchých látok tvorených halogénmi s uvedením charakteru zmeny: a) štandardné entalpie disociácie molekúl G2; b) stav agregácie jednoduchých látok pri bežnej teplote a tlaku; c) redoxné vlastnosti. Uveďte dôvody týchto zmien.
Riešenie:
a) V rade Cl 2 - Br 2 - I 2 sa pevnosť väzby medzi atómami v molekule postupne znižuje, čo sa prejavuje znížením entalpie disociácie molekúl G 2 na atómy. Dôvody na to možno vysvetliť skutočnosťou, že so zväčšovaním veľkosti vonkajších elektrónových oblakov interagujúcich atómov sa stupeň ich prekrývania znižuje a oblasť prekrytia sa nachádza stále ďalej od atómových jadier. Preto pri prechode z chlóru na bróm a jód klesá príťažlivosť jadier halogénových atómov do oblasti prekrývajúcich sa elektrónových oblakov. Okrem toho sa v rade: Cl - Br - I zvyšuje počet medziľahlých elektrónových vrstiev, ktoré clonia jadro, čím sa oslabuje aj interakcia atómových jadier s oblasťou prekrývajúcich sa elektrónových oblakov. Z týchto údajov je však vylúčený fluór: sila väzby medzi atómami fluóru v molekule F2 je menšia ako v prípade chlóru. To možno vysvetliť neprítomnosťou podúrovne d vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu fluóru. Molekuly iných halogénov majú voľné d-orbitály, a preto dochádza k ďalšej interakcii donor-akceptor medzi atómami, čo posilňuje väzbu medzi atómami.

b) Za normálnych podmienok sú fluór a chlór plynné látky, bróm je kvapalina a jód je kryštalická látka. Teploty topenia a varu halogénov sa prirodzene zvyšujú v rade F - Cl - Br - I. Vysvetľuje sa to tým, že so zvyšujúcim sa polomerom atómu sa zvyšuje polarizovateľnosť molekúl. V dôsledku toho sa zvyšuje intermolekulárna disperzná interakcia, čo vedie k zvýšeniu teploty topenia a varu jednoduchých halogénových látok.

c) Redoxné vlastnosti halogénov sa prirodzene menia v rade F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2. Oxidačné vlastnosti klesajú v rade halogénov od fluóru po jód, najslabším oxidačným činidlom je jód. Zvyšujú sa redukčné vlastnosti v rade halogénov, najslabším redukčným činidlom je fluór. Deje sa tak preto, lebo v skupine s nárastom poradového čísla prvku postupne narastajú polomery atómov a aniónov Г- a elektrónová afinita a elektronegativita prvkov sa znižujú. Preto sa schopnosť darovať elektróny zvyšuje a v sérii sa znižuje - akceptovať
F2-Cl2-Br2-I2.

Problém 811.
Disociačná energia molekúl halogénu podľa schémy Г 2 ↔ 2Г je 155, 243, 190, 149 kJ/mol pre fluór, chlór, bróm a jód. Vysvetlite najväčšiu silu molekúl chlóru.
Riešenie:
V sérii C l2 - Br 2 - I 2 sa pevnosť väzby medzi atómami v molekule postupne znižuje, čo sa prejavuje znížením entalpie disociácie molekúl G 2 na atómy. Dôvody na to možno vysvetliť skutočnosťou, že so zväčšovaním veľkosti vonkajších elektrónových oblakov interagujúcich atómov sa stupeň ich prekrývania znižuje a oblasť prekrytia sa nachádza stále ďalej od atómových jadier. Preto pri prechode z chlóru na bróm a jód klesá príťažlivosť jadier halogénových atómov do oblasti prekrývajúcich sa elektrónových oblakov. Okrem toho sa v rade: Cl - Br - I zvyšuje počet medziľahlých elektrónových vrstiev, ktoré clonia jadro, čím sa oslabuje aj interakcia atómových jadier s oblasťou prekrývajúcich sa elektrónových oblakov. Z týchto údajov je však vylúčený fluór: sila väzby medzi atómami fluóru v molekule F2 je menšia ako v prípade chlóru. To možno vysvetliť neprítomnosťou podúrovne d vo vonkajšej elektrónovej vrstve atómu fluóru. Molekuly iných halogénov majú voľné d-orbitály, a preto dochádza k ďalšej interakcii donor-akceptor medzi atómami, čo posilňuje väzbu medzi atómami. Okrem toho je atómový polomer chlóru stále relatívne malý, len o niečo väčší ako atóm fluóru, ale podstatne menší ako atóm brómu a jódu. Preto je väzbová energia v molekule Cl2 oveľa väčšia ako väzbová energia F2. Dodatočné väzby donor-akceptor sú tzv datív.

Schéma tvorby väzby v molekulách F 2 a Cl 2.

VALENCE(z lat. valentia - sila) - schopnosť atómov tvoriť chemické väzby. V. možno považovať za schopnosť atómu dať alebo pripojiť určité. počet elektrónov. V. je pozitívny, ak atóm daruje elektróny, a negatívny, ak ich atóm prijme. Za kvantitatívnu mieru V. je zvykom uvažovať počet valenčných ťahov v štruktúrnej f-le molekuly spájajúcej daný atóm s ostatnými atómami molekuly (počet ťahov sa rovná násobku chemickej väzby) .

Kompletný obraz štruktúry molekúl rôznych tried a chemických látok. súvislosti v nich sú mimoriadne zložité a rôznorodé, preto neexistuje jediná a komplexná definícia V.. V drvivej väčšine prípadov sa však možno obmedziť na úvahy o dvoch typoch valencie – kovalencii a iónovej valencii (druhá sa nazýva aj elektrovalencia alebo heterovalencia). Kovalencia sa rovná súčtu násobkov kovalentných väzieb tvorených daným atómom, t.j. väzieb vznikajúcich socializáciou párov elektrónov (v prípade jednoduchej väzby je to jeden pár, v prípade dvojitá väzba, dva páry atď.). Iónová V. je určená počtom elektrónov, ktoré daný atóm dal alebo prijal pri tvorbe iónovej väzby. V niektorých prípadoch sa V. chápe ako koordinácia. číslo, ktoré sa rovná počtu atómov v bezprostrednej blízkosti. blízkosť daného atómu v molekule, komplexnej zlúčenine alebo kryštáli.

V. atóm je spojený s jeho elektrónovou štruktúrou a následne s jeho polohou v periodická tabuľka prvkov, t, to., dávajúce alebo pripájajúce elektróny, atóm zvykne mať naplnené, max. stabilný ext. elektronický plášť. Áno, max. V. atómu C, ktorý má vo vonkajšom (valenčnom) obale 4 elektróny, je 4, preto je napríklad v molekule metánu (CH 4) viazaný kovalentnými väzbami so 4 atómami vodíka, jeho kovalencia je 4. Atóm Na dáva jednotu. ext. elektrón (valencia Na + 1) na atóm F, ktorý má vonk. obal 7 elektrónov (valencia F -1), čo vedie k vytvoreniu molekuly NaF. Môžeme teda dospieť k záveru, že atómy alkalických kovov majú valenciu +1, atómy prvkov alkalických zemín majú valenciu +2, atómy halogénu majú valenciu -1, atóm N, ktorý má vonkajšiu. obal z 5 elektrónov, musí byť trojmocný, a atóm O, ktorý má 6 vonkajších. elektróny - dvojmocné.

Historicky sa pojem V. vyvíjal na základe toho, čo bolo formulované na začiatku. 19. storočie J. Dalton (J. Dalton) zákon viacerých pomerov. Všetci R. 19. storočie stalo sa známe, že zďaleka nie sú prípustné všetky možné viacnásobné pomery; napríklad atóm F sa môže spojiť iba s jedným atómom H, atóm O s dvoma, atóm N s tromi, atóm C so štyrmi atómami H. Táto schopnosť viazať alebo nahradiť určité. počet atómov a dostal názov B. Po vzniku prvej teórie atómu G. Lewis (G. Lewis) v rokoch 1916-17 sformuloval pravidlo, podľa ktorého má každý prvok tendenciu mať v rozklade. spoje vyplnené ext. elektrónový obal a teoreticky podloženú kovalenciu a W. Kossel podal teóriu iónového obalu. kvantová chémia a syntéza zlúčenín s neobvyklými vlastnosťami.

V kvantovej chémii sa rozšíril pojem usmerneného V. Predpokladá sa teda, že atóm C, ktorý má koordináciu. číslo 4 (4 najbližší susedia, s ktorými tento atóm vytvára kovalentné väzby), V. smerujú do vrcholov štvorstenu (za predpokladu, že samotný atóm je v strede štvorstenu); na atóme C s koordináciou. číslo 3 (jedna z kovalentných väzieb je dvojitá) B. ležia v rovnakej rovine a zvierajú medzi sebou uhly 120° atď. V -komplexoch typu znázorneného na obrázku, kde M je atóm Fe, Cr, Ti atď., je naviazaný na dva pentadienylové kruhy C5H5, B. smerujú z atómu kovu k atómom tvoriacim penta -dienylové krúžky. Pre takéto komplexy vznikli myšlienky o delokalizovanej vojne (pretože elektróny v takýchto kruhoch sú delokalizované počas celého cyklu - „socializované“) a skupinovej vojne (pretože hovoríme o interakcii atómu kovu so skupinou atómov).

V súčasnosti sú syntetizované zlúčeniny inertných plynov (XeF 2, XeF 4, XeO 3 atď.), V. to-rykh sa považoval za rovný nule. Nakoniec sa objavilo veľmi veľké množstvo zlúčenín, v ktorých sa ten istý atóm spája s atómami iného prvku v rozklade. stechiometrická pomery v závislosti od vonkajšieho. podmienky. Takže plynná zlúčenina PCl 5 kondenzáciou dáva komplexy + a ~ s koordináciou. čísla 4 a 6. Zvyšovaním teploty vznikajú zlúčeniny PCl 3, PCl 2, PCl a ióny atď.. niektoré max. hodnoty.

T. o., prísne vzaté, V. nie je konkrétny. charakteristiky prvku; môžeme hovoriť len o tendencii prvku prejavovať sa v raal. chem. zlúčeniny jedného alebo druhého B.

Pojem V. úzko súvisí s pojmom valenčný stav atómu, teda taká hypotetická stavy, v ktorých je atóm v molekule. Tento stav je určený typom a počtom obsadenej a neobsadenej valencie atómové orbitály(t. j. také, to-raže zodpovedajú vonkajším elektrónovým obalom), počet elektrónov, ktoré osídľujú každý atómový orbitál, a súvisí. orientácia elektrónu sa točí. Je zrejmé, že vo vyššie uvedenej sérii zlúčenín pozostávajúcej z P a Cl sa valenčný stav atómu P mení od zlúčeniny k zlúčenine.

Lit.: Pauling L., Všeobecná chémia, prekl. z angličtiny, M., 1974; Cartmell E., Fowles G., Valencia a štruktúra molekúl, trans. z angličtiny, M., 1979. V. G. Daševskij.