Tvoření, Sekundárního vzdělávání a školy
Halogeny: fyzikální vlastnosti, chemické vlastnosti. Použití sloučenin halogenů a jejich
Halogeny v periodické tabulce vlevo vzácných plynů. Těchto pět toxické kovové prvky patří do skupiny 7 periodické tabulky prvků. Ty zahrnují fluor, chlor, brom, jod a astatu. Ačkoliv astat radioaktivní a má jen krátkou-žil izotopy, chová se jako jodu a je často považován za halogeny. Jako halogenové prvky jsou sedm valenční elektrony, je třeba pouze jeden další elektron tvoří kompletní oktet. Díky této vlastnosti je účinnější než jiné skupiny nekovů.
obecná charakteristika
Halogeny tvoří diatomic molekuly (X 2 typ, kde X je halogen), - tvarově stabilní existence halogeny jako volné buňky. Kontakt dvouatomových molekul jsou nepolární, a jednoduchou kovalentní. Chemické vlastnosti halogenů, aby mohli snadno vzniku sloučenin s většinou prvky, takže se nikdy nalézt v nevázané formě v přírodě. Fluor - nejvíce aktivní halogen a astat - méně.
Všechny halogeny skupina I tvořit soli s podobnými vlastnostmi. V těchto sloučeninách, halogenidy jsou přítomné jako halogenidový anion s náplní -1 (například Cl, Br - -). Ukončení -ID indikuje přítomnost halogenidových aniontů; např. Cl - s názvem „chloridu“.
Dále, chemické vlastnosti halogenů, aby mohla fungovat jako oxidační činidla - oxidované kovy. Většina chemické reakce zahrnující halogeny - redox ve vodném roztoku. Halogeny tvoří jednoduché vazby s atomem uhlíku nebo dusíku v organických sloučeninách, kde je stupeň oxidace (CO) je rovna -1. Když substituovaný atom halogenu kovalentně vázaného atomu vodíku v organické sloučeniny, může být halo prefix použit v obecném smyslu, nebo předpony fluor-, chlor-, brom-, jod- - specifických halogeny. Halogenové prvky mohou mít křížovém vázat za vzniku diatomic molekul s polárními kovalentními jednoduchých vazeb.
Chlor (Cl 2) byl první halogen otevřen v roce 1774, na pak otevřeno jód (I 2), brom (Br 2), fluoru (F 2) a astat (AT, nalezeno naposledy při 1940 YG). Jméno „halogen“ je odvozen z řeckého kořene hal- ( «sůl») a -GEN ( «forma"). Společně tato slova znamenají „tvořící sůl“, s důrazem na to, že halogen reaguje s kovy za vzniku solí. Halit - název kamenné soli, přírodní minerální složené z chloridu sodného (NaCl). A konečně, halogen použitý v domácnosti - obsahuje fluorid v zubní pastě, chlor dezinfikovat pitnou vodu, jód a podporuje vývoj hormonů štítné žlázy.
chemické prvky
Fluor - prvek s atomovým číslem 9, je označena F. elementárním fluorem byl poprvé objeven v roce 1886 g se ho izolovat z kyseliny fluorovodíkové.. Ve volném stavu, že existuje ve formě fluorových diatomic molekul (F 2), a je nejčastější halogen, v kůře. Fluor - nejvíce elektronegativní prvek periodické tabulky. Při teplotě místnosti se ve formě světle žlutého plynu. Fluor má také relativně malý poloměr atomu. Jeho CO - -1 kromě elementární diatomic stavu, ve kterém jeho oxidační stav je nula. Fluor mimořádně chemicky aktivní a spolupracuje přímo se všemi prvky kromě helium (He), neon (NE) a argonu (Ar). H 2O roztok, kyselina fluorovodíková (HF) je slabá kyselina. I když velmi elektronegativní atom fluoru, její elektronegativita neurčují kyselosti; HF je slabá kyselina vzhledem k tomu, že fluoridových iontů je základní (pH> 7). Kromě toho, fluor produkuje velmi silné oxidanty. Například, fluor může reagovat s inertním plynem xenonu a vytváří silný oxidant xenonovou difluorid (XEF 2). V mnoha aplikacích fluoridu.
Chlór - prvek s atomovým číslem 17 a chemickou značkou Cl. Objevil v roce 1774 g. Odlišení od kyseliny chlorovodíkové. Ve svém elementárním stavu tvoří diatomic molekuly Cl 2. Chlór má několik SB -1, 1, 3, 5 a 7. Při pokojové teplotě je světle zelený plyn. Vzhledem k tomu, vazba, která je vytvořena mezi dvěma atomy chloru, je slabý, Cl 2 molekula má velmi vysokou schopnost vstoupit do spojení. Chlor reaguje s kovy za vzniku solí, které se nazývají chloridy. Chloridové ionty jsou nejhojnější ionty obsažené v mořské vodě. Chlór také má dva izotopy: 35 Cl a 37 Cl. Chlorid sodný je nejčastější připojení všech chloridů.
Brom - chemický prvek s atomovým číslem 35 a symbol Br. To byl poprvé objeven v roce 1826 ve formě elementárního bromu je diatomic molekula, Br 2. Při pokojové teplotě, to je červenohnědá kapalina. Jeho CO - 1, + 1, 3, 4 a 5. brom aktivnější než jod, ale jsou méně aktivní než chlor. Kromě toho, brom izotop má dva 79 Br a 81 Br. Brom se vyskytuje ve formě solí bromidu, rozpuštěného v mořské vodě. V posledních letech se produkce bromidu ve světě výrazně vzrostl díky své dostupnosti a dlouhou životnost. Stejně jako u ostatních halogenů bromem a okysličovadlem je velmi toxický.
Jód - chemický prvek s atomovým číslem 53 a symbol I. jodu oxidace: -1, 1, +5 a +7. K dispozici je ve formě diatomic molekuly, I 2. Při pokojové teplotě se pevná látka je fialová. Jód má jeden stabilní izotop - 127 I. poprvé objeven v roce 1811, s pomocí řas a kyseliny sírové. V současné době, jodové ionty mohou být izolovány v mořské vodě. Navzdory tomu, že jód je málo rozpustný ve vodě, může být jeho rozpustnost zvyšuje při použití oddělených jodidy. Jód sehrává důležitou úlohu v těle, účast na výrobu hormonů štítné žlázy.
Astat - radioaktivní prvek s atomovým číslem 85 a symbolem na. Jeho možné oxidační stavy -1, 1, 3, 5 a 7. Jedinou halogenů, které není diatomic molekula. Za normálních podmínek, kovový tvrdý materiál černá. Astat je velmi vzácný prvek, takže je jen málo známo o něm. Navíc astat má velmi krátký poločas rozpadu, ne déle než několik hodin. Přijaté v roce 1940 jako výsledek syntézy. Předpokládá se, že astat podobný jód. Vyznačující se kovové vlastnosti.
Níže uvedená tabulka ukazuje strukturu souboru zahrnujícího atomy halogenů, strukturu vnější vrstvy elektronů.
halogen | Konfigurace elektronu |
fluor | 1s 2 2s 2 2p 5 |
chlór | 2 3s 3p 5 |
bróm | 3d 10 4s 2 4p 5 |
jód | 4d 2 10 5s 5p 5 |
astat | 4f 14 5d 10 6S 2 6p 5 |
Taková konstrukce způsobí, že vnější vrstvu elektronů, že fyzikální a chemické vlastnosti podobné halogenů. Avšak při porovnání těchto prvků a rozdíly pozorované.
Periodické vlastnosti halogenová skupina
Fyzikální vlastnosti jednoduchých látek halogenu změnil se zvyšující se pořadové číslo prvku. Pro lepší vstřebávání a větší přehlednost, nabízíme vám několik tabulek.
Teploty tání a teploty varu v zvyšuje skupiny s rostoucí velikostí molekuly (F Tabulka 1. halogeny. Fyzikální vlastnosti: Teplota a bod varu halogen Teplota T (C) Teplota T (C) fluor -220 -188 chlór -101 -35 bróm -7,2 58.8 jód 114 184 astat 302 337 zvětšení velikosti jádra (F Tabulka 2: halogen. Fyzikální vlastnosti: atomové poloměry halogen Poloměr kovalentní (pm) Ion (X -) Rozsah (pm) fluor 71 133 chlór 99 181 bróm 114 196 jód 133 220 astat 150 Pokud vnější valenční elektrony nejsou umístěny v blízkosti jádra, k jejich odstranění nevyžaduje mnoho energie z něj. To znamená, že energie potřebná pro vyhození vnějšího elektronu není tak vysoká, v dolní části skupiny prvků, protože je více energetické hladiny. Kromě toho jsou vysokoteplotní ionizační energie způsobuje, že prvek pro zobrazení nekovový kvalitu. kovové vlastnosti, protože ionizační energie se sníží (U
Tabulka 3. halogeny. Fyzikální vlastnosti: ionizační potenciál halogen Ionizační energie (kJ / mol) fluor 1681 chlór 1251 bróm 1140 jód 1008 astat 890 ± 40 Počet valenčních elektronů v atomu se zvyšuje zvýšením energetické hladiny při postupně nižších úrovních. Elektrony jsou postupně dále od jádra; To znamená, že jádro a elektrony nejsou tak přitahuje k sobě. Zvýšení screeningu tam. Proto Elektronegativita se snižuje se zvyšující se doby (V
Tabulka 4. halogeny. Fyzikální vlastnosti: electronegativity halogen electronegativity fluor 4.0 chlór 3.0 bróm 2.8 jód 2.5 astat 2.2 Vzhledem k tomu, velikost a strukturu zvyšuje atomu s časem, elektronová afinita je obvykle snížena (B
Tabulka 5. Afinitní halogen elektronů halogen Elektronová afinita (kJ / mol) fluor -328,0 chlór -349,0 bróm -324,6 jód -295,2 astat -270,1 Reaktivita halogen klesá se zvyšující se doby (V
Halogenid tvořen, když je halogen reaguje s jiným, méně elektronegativní prvek pro vytvoření binárního sloučeniny. Vodík reaguje s halogeny za vzniku halogenidů typu HX: halogenovodíky se snadno rozpustí ve vodě za vzniku halogenovodíkové (fluorovodíková, kyselina chlorovodíková, kyselina bromovodíková, kyselina jodovodíková). Vlastnosti těchto kyselin jsou uvedeny níže. Kyseliny, tvoří následující reakce: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq). Všechny halogenovodíku za vzniku silné kyseliny, s výjimkou HF. Zvýšení kyselosti halogenovodíkové kyseliny: HF Kyselina fluorovodíková může leptat sklo a některé anorganické fluoridy dlouhou dobu. Může se zdát nelogické, že HF je nejslabší halogenovodíkové kyseliny, protože fluor samotný má vysokou elektronegativitu. Nicméně H-F vazba je velmi silná, což vede k velmi slabé kyseliny. Silný vztah je definován krátkou délkou vazby a velké disociační energie. Ze všech halogenovodíky HF má nejkratší délku spojení a největší vazba disociační energie. Halogenové oxokyseliny jsou kyseliny s atomy vodíku, atom kyslíku a atom halogenu. Jejich kyselost může být určena na základě analýzy struktury. Halogenové oxokyseliny jsou uvedeny níže: V každém z těchto protonových kyselin, vázaných k atomu kyslíku, takže srovnání vazby délky protony jsou zbytečné. Dominantní roli zde hraje electronegativity. zvyšuje kyselost s počtem atomů kyslíku vázaných na centrální atom. Základní fyzikální vlastnosti halogenů lze stručně vyjádřeno v následující tabulce. stav látky (při pokojové teplotě) halogen vzhled firma jód nachový astat černá kapalina bróm červenohnědý plynový fluor světle žluto-hnědá chlór světle zelená Barva je výsledkem halogeny absorpce viditelného světla molekul způsobující elektrony vzrušení. Fluor absorbuje fialového světla, a v důsledku toho vypadá bledě žlutá. Jód naopak absorbuje žluté světlo a vypadá to, fialová (žluté a fialové - doplňkové barvy). Halogen barva ztmavne s rostoucím obdobím. Uzavřené nádoby tekutý bromu a jodu pevná látka jsou v rovnováze se svou parou, který může být pozorován jako barevný plyn. I když barva astat neznámé, předpokládá se, že by to mělo být tmavší jód (t. E. černá) v souladu s pozorovaným vzorkem. Nyní, pokud jste byli požádáni: „Popište fyzikální vlastnosti halogenů,“ řekneš. Stupeň oxidace je často používán místo „valence halogeny.“ Obvykle je oxidační stav roven -1. Ale v případě, že halogen je propojen s jiným kyslíku nebo halogen, může trvat další státy: kyslík -2 SB má přednost. V případě dvou různých atomů halogenů vázaných dohromady více elektronegativní atom převládá a trvá CO -1. Například v chloridu jodu (ICI) je CO chlor -1, 1 a jod. Chlor je více elektronegativní než jod, proto je CO je rovna -1. The (HBrO 4) kyslíku kyselina bromičná má CO -8 (-2 x 4 = -8 atom). Vodík má celkovou oxidační číslo +1. Přidání těchto dvou hodnot dává CO -7. Vzhledem k tomu, konečné sloučeniny SB by měly být nula, CO je sedm brom. Třetí Výjimkou z tohoto pravidla je stupeň oxidace halogenu v elementární formě (X 2), kde jeho CO se rovná nule. halogen Ve sloučeninách CO fluor -1 chlór -1, 1, 3, 5, 7 bróm -1, 1, 3, 4, 5 jód -1, 1, 5, 7 astat -1, 1, 3, 5, 7 Electronegativity se zvyšuje s časem. Proto je fluor má nejvyšší elektronegativitu všech prvků, o čemž svědčí jeho postavení v periodické tabulce. Jeho elektronické konfigurace 1s 2 2s 2 2p 5. Pokud fluorid dostane další elektron, extrémní p orbitalů se zcela naplní a tvoří kompletní oktet. Vzhledem k tomu, fluor má vysokou electronegativity, může snadno vybrat elektron z několika atomy sousedních. Fluorid je v tomto případě isoelectronic inertního plynu (s osmi valenčních elektronů) a všech jejích vnějších orbitalů naplněných. V tomto stavu, fluor je mnohem stabilnější. V přírodě, halogeny jsou na aniontu, takže volný halogen se vyrábí oxidací elektrolýzou nebo oxidanty. Například, chloru je generován hydrolýzou roztoku chloridu sodného. Použití halogenů a jejich různých směsí. Anorganické chemie. Vodíku + halogeny
halogenové oxokyseliny
Vzhled a skupenství
Vysvětlení vzhled
Stupeň oxidace halogenů ve sloučeninách
Proč s fluorem je vždy -1?
Příprava a použití halogeny
Similar articles
Trending Now