تشكيلالتعليم والمدارس الثانوية

الهالوجينات: الخصائص الفيزيائية، الخصائص الكيميائية. استخدام مركبات الهالوجينات والخاصة

الهالوجينات في الجدول الدوري إلى اليسار من الغازات النبيلة. هؤلاء الخمسة العناصر المعدنية السامة المدرجة في المجموعة 7 من الجدول الدوري. وتشمل هذه الفلور والكلور والبروم واليود وأستاتين. على الرغم من مجرد النظائر قصيرة الأجل الأستاتين المشعة ولديه، فإنه يتصرف واليود ويعتبر كثير من الأحيان إلى الهالوجينات. كما عناصر الهالوجين هي سبع إلكترونات التكافؤ، ويحتاج المرء فقط الإلكترون اضافية لتشكيل الثماني كاملة. هذه الخاصية تجعلها أكثر نشاطا من مجموعات أخرى من غير المعادن.

الخصائص العامة

الهالوجينات تشكل جزيء ثنائي الذرة (X 2 نوع حيث X هو الهالوجين) - شكل مستقر الهالوجينات جود الخلايا كما الحرة. الاتصال ثنائي الذرة واقطبي، والتساهمية واحدة. الخصائص الكيميائية للالهالوجينات تسمح لهم بتشكيل بسهولة المركبات مع معظم العناصر، بحيث يتم أبدا العثور عليها في شكل غير منضم في الطبيعة. الفلورية - الهالوجين الأكثر نشاطا وأستاتين - أقل.

كل مجموعة الهالوجينات أشكل الأملاح مع خصائص مماثلة. في هذه المركبات، هاليدات موجودة كما شاردة هاليد مع تهمة -1 (على سبيل المثال، الكلورين - برازيلي -). إنهاء -id يشير إلى وجود الأنيونات هاليد. مثل الكلورين - دعا "كلوريد".

وعلاوة على ذلك، فإن الخصائص الكيميائية للالهالوجينات تسمح لهم للعمل كوكلاء مؤكسد - المعادن المؤكسدة. ردود الفعل الأكثر الكيميائية التي تنطوي على الهالوجينات - الأكسدة في محلول مائي. الهالوجينات شكل سندات واحدة مع الكربون أو النيتروجين في المركبات العضوية، حيث درجة الأكسدة (CO) تساوي -1. عندما استبدلت الهالوجين ذرة ملزمة تساهميا ذرة الهيدروجين في مركب عضوي، يمكن استخدام هالة البادئة في الشعور العام، أو البادئات fluoro-، chloro-، برومو، iodo- - الهالوجينات محددة. قد يكون عناصر الهالوجين السندات تتقاطع لتشكيل ثنائي الذرة مع السندات واحدة التساهمية القطبية.

كان الكلور (الكلور 2) فتح الهالوجين الأول في عام 1774، في ذلك الحين فتحت اليود (I 2)، البروم (فرع 2)، والفلور (F 2) وأستاتين (في، وجدت أخيرا في 1940 YG). يشتق اسم "الهالوجين" من hal- اليونانية الجذر ( «الملح») و-gen ( «شكل"). معا، وهذه الكلمات تعني "الملح تشكيل"، مشددا على أن الهالوجين يتفاعل مع المعادن لتشكيل الأملاح. الهاليت - اسم الملح الصخري، المعدنية الطبيعية يتكون من كلوريد الصوديوم (كلوريد الصوديوم). وأخيرا، فإن الهالوجين المستخدمة في المنزل - يحتوي على الفلورايد في معجون الأسنان، كلورو تطهير مياه الشرب، واليود، ويشجع على تطوير هرمونات الغدة الدرقية.

العناصر الكيميائية

الفلورية - العنصر مع العدد الذري 9، والرمز بواسطة F. واكتشفت لأول مرة في عام 1886 ز الفلور عنصر من عزلها من حمض الهيدروفلوريك. في دولة حرة كان موجودا في شكل ثنائي الذرة الفلوري (F 2) وهو الهالوجين الأكثر شيوعا في القشرة الأرضية. الفلورية - العنصر الأكثر كهربية من الجدول الدوري. في درجة حرارة الغرفة، وهو غاز أصفر شاحب. يوجد الفلور أيضا نصف القطر الذري صغير نسبيا. CO لها - -1 باستثناء دولة ثنائية الذرة عنصري فيه حالة الأكسدة لها هي صفر. الفلورية للغاية نشطة كيميائيا ويتفاعل مباشرة مع جميع العناصر باستثناء الهليوم (هو)، النيون (ني) والأرجون (ع). وH 2 O الحل، حمض الهيدروفلوريك (HF) هو حمض ضعيف. على الرغم من أن الفلورية كهربية عالية، كهربية ليست تحديد الحموضة. HF هو حمض ضعيف يرجع ذلك إلى حقيقة أن أيون الفلوريد هو الأساسي (الرقم الهيدروجيني> 7). وعلاوة على ذلك، الفلوري تنتج تأكسد قوية جدا. على سبيل المثال، يمكن أن الفلور تتفاعل مع زينون غاز خامل ويشكل أكسدة زينون قوي difluoride (XeF 2). في العديد من التطبيقات من الفلورايد.

الكلور - العنصر مع العدد الذري 17 والرمز الكيميائي الكلور. اكتشف في عام 1774 من قبل ز. تمييزه من حمض الهيدروكلوريك. فهو يشكل في حالته عنصري جزيء ثنائي الذرة الكلورين 2. الكلور له عدة SB -1، 1، 3، 5 و 7. في درجة حرارة الغرفة هو غاز الأخضر الفاتح. منذ السندات التي تشكلت بين ذرات الكلور اثنين، ضعيف، الكلورين 2 جزيء لديه قدرة عالية جدا للدخول في الاتصال. الكلور يتفاعل مع المعادن لتشكيل أملاح، والتي تسمى الكلوريدات. أيونات الكلوريد هي الأكثر وفرة أيونات الواردة في مياه البحر. لديها أيضا الكلور نظيرين: 35 الكلورين و 37 الكلورين. كلوريد الصوديوم هو الاتصال الأكثر شيوعا من جميع الكلوريدات.

البروم - عنصر كيميائي مع العدد الذري 35 ورمز برازيلي. اكتشف لأول مرة في عام 1826 في شكل البروم الابتدائية هو جزيء ثنائي الذرة، فرع 2. في درجة حرارة الغرفة، وهو السائل البني المحمر. CO لها - -1، + 1، 3، 4 و 5. برومو أكثر نشاطا من اليود، ولكن أقل نشاطا من الكلور. وعلاوة على ذلك، برومو النظائر اثنين من 79 فرع و 81 فرع. يحدث البروم في شكل أملاح البروميد، يذوب في مياه البحر. في السنوات الأخيرة، ازداد إنتاج بروميد في العالم بشكل كبير بسبب توافره، وحياة طويلة. كما هو الحال مع الهالوجينات الأخرى البروم وأكسدة هو السامة جدا.

اليود - عنصر كيميائي له العدد الذري 53 وI. رمز أكسدة اليود بما يلي: -1، +1، +5 و +7. هناك في شكل جزيئات ثنائية الذرة، I 2. في درجة حرارة الغرفة المادة الصلبة الأرجواني. اليود لديها واحد النظائر المستقرة - 127 I. اكتشف أولا في عام 1811، مع مساعدة من الطحالب وحمض الكبريتيك. حاليا، أيونات اليود يمكن عزل في مياه البحر. على الرغم من أن اليود هو غير قابلة للذوبان في الماء جدا، ويمكن زيادة ذوبانه عند استخدام اليود منفصلة. يلعب اليود دورا هاما في الجسم، والمشاركة في إنتاج هرمونات الغدة الدرقية.

الأستاتين - عنصر مشع مع العدد الذري 85 والرمز في. وتنص على أكسدة المحتملة -1، 1، 3، 5 و 7. الهالوجين الوحيد الذي ليس جزيء ثنائي الذرة. في ظل ظروف طبيعية، معدني المواد من الصعب الأسود. الأستاتين هو عنصر نادر جدا، ولا يعرف سوى القليل جدا عنه. بالإضافة إلى ذلك، أستاتين لديها قصيرة جدا نصف الحياة، لم يعد من بضع ساعات. تلقى في عام 1940 نتيجة للتركيب. ويعتقد أن أستاتين مماثلة لاليود. تتميز الخصائص المعدنية.

ويبين الجدول أدناه هيكل ذرات الهالوجين، بنية الطبقة الخارجية من الإلكترونات.

الهالوجين

تكوين الإلكترون

الفلور

1S 2 2S 2 2P 5

الكلور

2 3S 3P 5

البروم

3D 10 4S 2 4P 5

اليود

4D 2 10 5S 5P 5

أستاتين

4F 14 5D 10 6S 2 6P 5

هذا الهيكل يتسبب في الطبقة الخارجية من الإلكترونات أن الخصائص الفيزيائية والكيميائية مشابهة لالهالوجينات. ومع ذلك، عند المقارنة بين هذه العناصر والفروق الملحوظة.

خصائص دورية مجموعة الهالوجين

تغيرت الخواص الفيزيائية للمواد بسيطة من الهالوجين مع زيادة عدد ترتيبي للعنصر. لامتصاص أفضل ومزيد من الوضوح، ونحن نقدم لك بعض الجداول.

درجة الذوبان والغليان في زيادات مجموعة مع زيادة حجم الجزيء (F <الكلورين <برازيلي

الجدول 1. الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: ذوبان ونقطة الغليان

الهالوجين

ذوبان T (ج)

غليان T (ج)

الفلور

-220

-188

الكلور

-101

-35

البروم

-7.2

58.8

اليود

114

184

أستاتين

302

337

  • يزيد نصف قطرها الذرية.

نواة زيادة حجم (F <الكلورين <برازيلي

الجدول 2: الهالوجين. الخصائص الفيزيائية: أنصاف أقطار ذرية

الهالوجين

في دائرة نصف قطرها التساهمية (بعد الظهر)

أيون (X -) مجموعة (بعد الظهر)

الفلور

71

133

الكلور

99

181

البروم

114

196

اليود

133

220

أستاتين

150

  • انخفاض طاقة التأين.

إذا لم توجد إلكترونات التكافؤ الخارجية مقربة من النواة، لإزالتها لا تتطلب الكثير من الطاقة منه. وهكذا، فإن الطاقة اللازمة لطرد الإلكترون الخارجي ليست عالية جدا في الجزء السفلي من مجموعة من العناصر، لأن هناك أكثر من مستويات الطاقة. وبالإضافة إلى ذلك، وارتفاع التأين الطاقة يتسبب عنصر لإظهار جودة غير المعدنية. الخصائص المعدنية بسبب انخفاض طاقة التأين (في

الجدول 3. الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: طاقة تأين

الهالوجين

وطاقة التأين (جول / مول)

الفلور

1681

الكلور

1251

البروم

1140

اليود

1008

أستاتين

890 ± 40

  • يقلل الكهربية.

عدد إلكترونات التكافؤ في زيادة ذرة مع زيادة مستويات الطاقة عند مستويات منخفضة تدريجيا. الإلكترونات تدريجيا بعيدا عن جوهر. وهكذا، فإن النواة والإلكترونات وليس كما تنجذب إلى بعضها البعض. الزيادة في فحص هناك. لذلك كهرسلبية يتناقص مع الفترة زيادة (في

الجدول 4. الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: الكهربية

الهالوجين

الكهربية

الفلور

4.0

الكلور

3.0

البروم

2.8

اليود

2.5

أستاتين

2.2

  • انخفاض الكترون.

منذ حجم لزيادة ذرة مع مرور الوقت، يتم تقليل الألفة الإلكترونية عموما (B

الجدول 5. تقارب الإلكترون الهالوجين

الهالوجين

الإلكترون تقارب (KJ / مول)

الفلور

-328.0

الكلور

-349.0

البروم

-324.6

اليود

-295.2

أستاتين

-270.1

  • عناصر التفاعل النقصان.

التفاعل من الهالوجين يتناقص مع الفترة زيادة (في

الكيمياء غير العضوية. الهيدروجين + الهالوجينات

هاليد يتكون عندما كان رد فعل الهالوجين مع عنصر آخر، أقل كهربية لتشكيل مركب ثنائي. الهيدروجين يتفاعل مع الهالوجينات لتكوين هاليدات نوع HX:

  • فلوريد الهيدروجين HF.
  • كلوريد حمض الهيدروكلوريك.
  • بروميد الهيدروجين دورية هارفارد.
  • الهيدروجين يوديد مرحبا.

تذاب هاليدات الهيدروجين في الماء بسهولة لتشكيل الهيدرولية (الهيدروفلوريك، الهيدروكلوريك، hydrobromic، حمض hydroiodic). وفيما يلي خصائص هذه الأحماض.

الأحماض التي شكلتها رد فعل التالي: HX (عبد القدير) + H 2 O (ل) → X - (عبد القدير) + H 3 O + (عبد القدير).

كل هاليد الهيدروجين لتشكيل حمض قوي، إلا HF.

زيادة الحموضة الأحماض الهيدرولية: HF <حمض الهيدروكلوريك <دورية هارفارد <مرحبا.

حمض الهيدروفلوريك يمكن احفر الزجاج وبعض الفلوريدات غير العضوية فترة طويلة.

قد يبدو غير منطقي أن HF هو أضعف حمض الهيدرولية، منذ الفلور نفسه لديه كهربية عالية. ومع ذلك H-F السندات قوية جدا، مما أدى إلى حمض ضعيف جدا. يتم تعريف العلاقة القوية التي يبلغ طولها السندات قصيرة والطاقة التفكك كبيرة. جميع هاليدات الهيدروجين HF ديه أقصر طول اتصال وأكبر طاقة تفكك الرابطة.

oxoacids الهالوجين

الأحماض أوكسو الهالوجين والأحماض مع ذرات الهيدروجين والأكسجين والهالوجين. الحموضة بها يمكن تحديد من خلال تحليل هيكل. وتعرض oxoacids الهالوجين أدناه:

  • تحت الكلور حمض، HOCL.
  • كلوروس حمض HClO 2.
  • والكلور وحامض HClO 3.
  • البيركلوريك حمض HClO 4.
  • Hypobromous حامض، HOBr.
  • حمض بروميك، HBrO 3.
  • Perbromic حمض HBrO 4.
  • HOI حمض Hypoiodous.
  • HIO حمض Iodic 3.
  • Metayodnaya حمض HIO4، H5IO6.

في كل من هذه الأحماض بروتون بد أن ذرة الأكسجين، وبالتالي فإن المقارنة بين السندات أطوال البروتونات هي عديمة الفائدة. لعبت دورا مهيمنا هنا الكهربية. زيادة الحموضة مع عدد ذرات الأكسجين المستعبدين من الذرة المركزية.

مظهر وحالة النظر

الخصائص الفيزيائية الأساسية من الهالوجينات يمكن التعبير لفترة وجيزة في الجدول التالي.

حالة مادة (في درجة حرارة الغرفة)

الهالوجين

مظهر

شركة

اليود

بنفسجي

أستاتين

أسود

سائل

البروم

اللون الخمري

غازي

الفلور

شاحب الأصفر والبني

الكلور

باللون الأخضر

ظهور التفسير

اللون هو نتيجة لالهالوجينات امتصاص الضوء المرئي بواسطة الجزيئات تسبب الإلكترونات متحمس. الفلورية تمتص الضوء البنفسجي، وبالتالي يبدو أصفر شاحب. اليود، في المقابل، تمتص الضوء الأصفر ويبدو الأرجواني (الأصفر والأرجواني - الألوان المكملة). اللون الهالوجين يصبح أغمق مع فترة زيادة.

في حاويات مختومة البروم واليود السائل الصلبة هي في حالة توازن مع بخار، والتي يمكن ملاحظتها كغاز الملونة.

وعلى الرغم من المجهول اللون أستاتين، فإنه يعتقد أنه ينبغي أن يكون اليود المظلم (t E بلاك) وفقا لنمط لوحظ.

الآن، إذا كنت سأل: "وصف الخصائص الفيزيائية للالهالوجينات،" سوف أقول لكم.

درجة أكسدة الهالوجينات في المركبات

وغالبا ما تستخدم درجة الأكسدة بدلا من "التكافؤ من الهالوجينات". عادة، وحالة الأكسدة يساوي -1. ولكن إذا تم ربط الهالوجين للأكسجين أو الهالوجين آخر، قد يستغرق الدول الأخرى: الأكسجين -2 SB له الأولوية. في حالة ذرتين الهالوجين مختلفة المستعبدين معا تسود أكثر ذرة كهربية ويأخذ CO -1.

على سبيل المثال، في كلوريد اليود (ICL) هو كلورو CO -1، +1 واليود. الكلور هو أكثر كهربية من اليود، وبالتالي فإن CO يساوي -1.

و(HBrO 4) الأكسجين حمض بروميك لديه CO -8 (-2 × 4 = -8 ذرة). الهيدروجين يبلغ عدد الأكسدة عدد +1. إضافة هاتين القيمتين يعطي CO -7. منذ مجمع النهائي يجب أن يكون SB الصفر، CO سبعة البروم.

أما الاستثناء الثالث لهذه القاعدة هو درجة أكسدة الهالوجين في شكل عنصري (X 2)، حيث يساوي الصفر CO.

الهالوجين

في المركبات من CO

الفلور

-1

الكلور

-1، +1، +3، +5، +7

البروم

-1، +1، +3، +4، +5

اليود

-1، +1، +5، +7

أستاتين

-1، +1، +3، +5، +7

لماذا مع الفلور و-1 دائما؟

كهربية تزيد مع مرور الوقت. ولذلك، فإن الفلور لديها أعلى الكهربية من جميع العناصر، كما يتضح من موقعه في الجدول الدوري. في التكوين الإلكترونية 1S 2 2S 2 2P 5. إذا فلوريد يحصل الإلكترون آخر، تمتلئ تماما المدارات الشديدة وتشكيل الثماني كاملة. لأن الفلور لديه كهربية عالية، فإنه يمكن بسهولة تحديد الإلكترون من ذرة المجاورة. الفلورايد في هذه الحالة متساوي الإلكترونات غاز خامل (مع ثمانية إلكترونات التكافؤ) وجميع المدارات الخارجية، وليس صحيحا. في هذه الحالة، الفلور هو أكثر استقرارا.

إعداد واستخدام الهالوجينات

في الطبيعة، والهالوجينات هي في أنيون، لذلك أنتجت خال من الهالوجين عن طريق الأكسدة عن طريق التحليل الكهربائي أو عن طريق الأكسدة. على سبيل المثال، يتم إنشاء الكلور التحلل من محلول كلوريد الصوديوم. استخدام الهالوجينات ومركباتها المختلفة.

  • الفلورايد. على الرغم من أن الفلور هو رد الفعل جدا، ويستخدم في العديد من الصناعات. على سبيل المثال، بل هو عنصر أساسي من تترافلوروإيثيلين (PTFE) ودائن فلورية الأخرى. مركبات والعضوية المواد الكيميائية التي سبق لها أن تستخدم في المبردات والدواسر في الهباء. توقف تطبيقها نظرا لتأثيرها المحتمل على البيئة. وحل محلهم مركبات الكربون الهيدروكلورية فلورية. يضاف الفلور إلى معجون الأسنان (الجبهة الوطنية الصومالية 2) ومياه الشرب (ناف) لمنع تسوس الأسنان. ويرد الهالوجين في الطين المستخدمة لإنتاج أنواع معينة من السيراميك (الليثيوم)، وتستخدم في مجال الطاقة النووية (UF 6) للحصول على المضادات الحيوية فلوروكوينولون، والألومينا (نا 3 آلف 6) لعزل المعدات ذات الجهد العالي (SF 6).
  • الكلور أيضا العثور على مجموعة متنوعة من الاستخدامات. فهو يستخدم لتعقيم مياه الشرب، وحمامات السباحة. هيبوكلوريت الصوديوم (NaClO) هو العنصر الرئيسي من وكلاء التبييض. ويستخدم حمض الهيدروكلوريك على نطاق واسع في الصناعة والمختبرات. الكلور الموجودة في البولي فينيل كلورايد (PVC) والبوليمرات الأخرى التي تستخدم للأسلاك العزل والأنابيب والإلكترونيات. وعلاوة على ذلك، فإن الكلور مفيد في صناعة المستحضرات الصيدلانية. الأدوية التي تحتوي على الكلور، وتستخدم لعلاج الالتهابات والحساسية والسكري. شكل هيدروكلوريد محايد - مكون من العديد من الأدوية. يستخدم الكلور أيضا لتعقيم معدات المستشفيات والتطهير. في الزراعة، والكلور هو مكون من العديد من المبيدات DDT التجاري (dihlorodifeniltrihloretan) كانت تستخدم كمبيد حشري زراعي، ولكن تم وقف استخدامها.

  • البروم، بسبب nonflammability لها، وتستخدم لمنع الاحتراق. كما أنه يحتوي على بروميد الميثيل، وهو من المبيدات الحشرية المستخدمة لتخزين المحاصيل وقمع البكتيريا. ومع ذلك، فقد تم وقف الاستخدام المفرط للبروميد الميثيل لما له من تأثير على طبقة الأوزون. يستخدم البروم في إنتاج البنزين والأفلام الفوتوغرافية، طفايات الحريق، والأدوية لعلاج الالتهاب الرئوي ومرض الزهايمر.
  • يلعب اليود دورا هاما في حسن سير العمل في الغدة الدرقية. إذا لم الجسم الحصول على كمية كافية من اليود، يتم زيادة نشاط الغدة الدرقية. للوقاية من الإصابة بتضخم الغدة الدرقية وأضاف الهالوجين نشط لملح الطعام. يستخدم اليود أيضا كمطهر. ويرد اليود في الحلول المستخدمة لتنقية الجروح المفتوحة وأيضا في الرش تعقيم. وعلاوة على ذلك، يوديد الفضة مهم في الصورة.
  • الأستاتين - المشع ونادرة الهالوجين الأرض، لا يتم استخدام أكثر من ذلك. ويعتقد أن هذا العنصر يمكن أن يساعد على اليود في تنظيم هرمونات الغدة الدرقية.

Similar articles

 

 

 

 

Trending Now

 

 

 

 

Newest

Copyright © 2018 ar.unansea.com. Theme powered by WordPress.