Образуване, Средно образование и училищата
Халогени: физични свойства, химични свойства. Използването на съединенията от халогени и тяхното
Халогените в периодичната таблица от ляво на благородните газове. Тези пет токсични метални елементи, включени в групата, 7 на Периодичната таблица. Те включват флуор, хлор, бром, йод и астатин. Въпреки астатин радиоактивни и има само краткотрайни изотопи, той се държи като йод и често се счита за халогени. Като халогенни елементи са седем валентен електрон, той се нуждае от само един допълнителен електрон, за да образуват пълен октет. Тази характеристика ги прави по-активен в сравнение с други групи от неметали.
Обща характеристика
Халогени образуват двуатомен молекула (Х2 тип, където X е халоген) - форма стабилна съществуване халогени като свободни клетки. Свържи се с двуатомни молекули са неполярни и ковалентна. Химичните свойства на халогена им позволяват лесно да се образуват съединения с повечето елементи, така че те никога не са открити в несвързаната форма в природата. Флуоро - най-активната халоген и астатин - по-малко.
Всички халогена група I образуват соли с подобни свойства. В тези съединения, халогениди присъстват като халид анион със заряд от 1 (например, CI -, Br -). Прекратяване -id показва наличието на халогенидни аниони; например Cl - наречен "хлорид".
Освен това, химичните свойства на халогена им позволяват да действа като окислители - окислени метали. Най-химични реакции, включващи халогена - редокси във воден разтвор. Халогени представляват единични връзки с въглероден или азотен атом в органични съединения, където степента на окисление (СО) е равна на 1. Когато е заместена с халогенен атом ковалентно свързан водороден атом в органично съединение, хало префикс може да се използва в общ смисъл, или префикси флуоро, хлоро, бромо, йодо - специфични халогена. Халогенни елементи могат да имат кръстосват връзка за образуване двуатомни молекули с полярни ковалентни единични връзки.
Хлор (Cl 2) е първият халоген открит през 1774, при после отвори йод (I 2), бром (Вг 2), флуор (F 2) и астатин (В, намерено последно в 1940 YG). "Халоген" Името произлиза от гръцки корен hal- ( «сол») и -gen ( «форма"). Взети заедно, тези думи означава "солеобразуваща", като се набляга на факта, че халоген реагира с метали, за да образуват соли. Галит - името на каменна сол, естествени минерални състои от натриев хлорид (NaCl). Накрая, халоген използва в дома - съдържа флуорид в паста за зъби, хлоро дезинфекция на питейна вода, йод и спомага за развитието на хормони на щитовидната жлеза.
химични елементи
Флуоро - елемент с атомен номер 9, е обозначен с Е. елементарен флуор първо е бил открит в 1886 грама чрез изолиране от флуороводородна киселина.. В свободно състояние съществува под формата на флуорни двуатомни молекули (F 2) и е най-честата халоген, в кората. Флуоро - най-електроотрицателна елемент от периодичната таблица. При стайна температура, бледожълто газ. Флуорът също има сравнително малък атомен радиус. Неговата CO - -1 освен елементарна двуатомен състоянието, в което му окисление е нула. Флуоро изключително химически активна и пряко взаимодействие с всички елементи, с изключение на хелий (He), неон (NE) и аргон (Аг). Н 2О разтвор, хидрофлуорна киселина (HF) е слаба киселина. Въпреки че много електроотрицателна флуоро, неговата Електроотрицателност не определи киселинност; HF е слаба киселина се дължи на факта, че флуорид йон е основен (рН> 7). Освен това, флуоро произвежда много силни окислители. Например, флуор може да реагира с инертен газ ксенон и образува силен окислител ксенонов дифлуорид (XeF 2). В много приложения на флуорид.
Хлор - елемент с атомен номер 17 и химически символ Cl. Открити през 1774 г. от д. Се разграничи от солна киселина. В елементарна състояние образува молекула, молекула Cl 2. Хлорът има няколко SB -1, 1, 3, 5 и 7. При стайна температура е светло зелено газ. Тъй като връзката, която се образува между два хлорни атома, е слаба, Cl 2 молекула има много висока способност да влиза в връзката. Хлорът реагира с метали, за да образуват соли, които се наричат хлориди. Хлорни йони най-изобилните йони, които се съдържат в морската вода. Хлорът също има две изотопи: 35 Cl и 37 Cl. Натриев хлорид е най-честата свързването на всички хлориди.
Бром - химичен елемент с атомен номер 35 и символ Br. За първи път е открит през 1826 г. под формата на елементарен бром е молекула, молекула, Br 2. При стайна температура, е червеникаво-кафява течност. Неговата CO - 1, + 1, 3, 4 и 5. Бромо-активен от йод, но са по-малко активни от хлор. Освен това, бромо изотопен има две 79 Вг и 81 Br. Бром среща в формата на соли бромид, разтворен в морска вода. През последните години производството на бромид в света се е увеличил значително, защото на неговата наличност, както и дълъг живот. Както и при други халогени бром и окислителя е много токсичен.
Йод - химичен елемент с атомен номер 53 и I. символ окислението на йод е: 1, 1, 5 и 7. Налице е под формата на молекула, молекула, I 2. При стайна температура твърдото вещество е лилаво. Йод има един стабилен изотоп - 127 I. Първи открит през 1811 г., с помощта на водорасли и сярна киселина. Понастоящем йодни йони могат да бъдат изолирани в морската вода. Въпреки факта, че йод не е много разтворим във вода, разтворимостта може да бъде увеличен при използване на отделни йодиди. Йод играе важна роля в организма, ангажирани в производството на хормони на щитовидната жлеза.
Астатин - радиоактивен елемент с атомен номер 85 и символ Ат. евентуалното му окисление -1, 1, 3, 5 и 7. само халоген, че не е молекула, молекула. При нормални условия, метален твърд материал черно. Астатин е много рядко елемент, така че малко се знае за него. Освен това, астатин има много кратък период на полуразпад, не повече от няколко часа. Получени през 1940 г. в резултат на синтеза. Смята се, че астатин подобен на йод. Охарактеризирани метални свойства.
Таблицата по-долу показва структурата на халогенните атоми, структурата на външния слой на електрони.
халоген | Конфигурацията на електрона |
флуор | 1s 2 2s 2 2p 5 |
хлор | 2 3s 3p 5 |
бром | 3d 10 4S 2 4P 5 |
йод | 4d 2 10 5s 5р 5 |
астатин | 4f 14 5d 10 6S 2 6p 5 |
Такава структура причинява външния слой на електрони, че физическите и химическите свойства, подобни на халогените. Въпреки това, когато се сравняват тези елементи и наблюдаваните разлики.
Периодичните свойства халоген група
Физични свойства на прости вещества от халоген променени с увеличаване на поредния номер на елемента. За по-добро усвояване и по-голяма яснота, ние Ви предлагаме няколко таблици.
Топене и кипене точки увеличава група с увеличаване на размера на молекулата (F Таблица 1. халогени. Физични свойства: топене и кипене халоген Топене Т (в) Т на кипене (° С) флуор -220 -188 хлор -101 -35 бром -7,2 58.8 йод 114 184 астатин 302 337 увеличения размер на ядрото (F Таблица 2: халоген. Физични свойства: атомни радиуси халоген Радиусът на ковалентна (ч) Ion (X -) обхват (ч) флуор 71 133 хлор 99 181 бром 114 196 йод 133 220 астатин 150 Ако външните електрони валентност не се намират в близост до ядрото, за отстраняването им не изисква много енергия от него. По този начин, необходим за изхвърляне на външната електронна енергия не е толкова висока, в долната част на група от елементи, тъй като има повече нива на енергия. В допълнение, с висока енергия йонизация причинява елемент да покаже неметални качество. метални свойства, защото енергията на йонизация се намалява (В
Таблица 3. халогени. Физични свойства: йонизационна енергия халоген Енергията на йонизация (кДж / мол) флуор 1681 хлор 1251 бром 1140 йод 1008 астатин 890 ± 40 Броят на валентните електрони в един атом се увеличава с увеличаване на енергийните нива на прогресивно по-ниски нива. Електроните са прогресивно по-далеч от ядрото; Така ядрото и електроните не са както са привлечени един към друг. Увеличаването на скрининг там. Следователно Електроотрицателност намалява с увеличаване на период (В
Таблица 4. халогени. Физични свойства: електроотрицателност халоген електроотрицателност флуор 4.0 хлор 3.0 бром 2.8 йод 2.5 астатин 2.2 Тъй като размерът на един атом се увеличава с времето, електрон афинитет обикновено се намалява (B
Таблица 5. Affinity халоген електрон халоген Електрон афинитет (KJ / мол) флуор -328.0 хлор -349.0 бром -324.6 йод -295.2 астатин -270.1 Реактивността на халоген намалява с увеличаване на период (В
Халогенна образува, когато халоген взаимодейства с други, по-малко електроотрицателна елемент за образуване на двоичен съединение. Водород реагира с халогени да образуват халогениди тип НХ: халогеноводороди лесно се разтварят във вода за образуване на халогеноводородна (флуороводородна, хлороводородна, бромоводородна, йодоводородна киселина). Свойствата на тези киселини са дадени по-долу. Киселините, образувани чрез следната реакция: HX (вод) + H 2 O (л) → X - (вод) + Н 3 О + (воден разтвор). Всички водороден халогенид за образуване на силна киселина, с изключение на HF. Киселинността увеличава халогеноводородни киселини: HF Флуороводородна киселина може да ецване стъклото и някои неорганични флуориди дълго време. Тя може да изглежда нелогично че HF е най-слабата халогеноводородна киселина, тъй като самата флуор има висока Електроотрицателност. Въпреки Н-F връзка е много силно, което води до много слаба киселина. Силна връзка се определя от дължината на кратко връзка и голяма дисоциация енергия. От всички халогениди водородните HF има най-късата дължина връзка и най-големият разпадане връзка енергия. Халогенни оксо киселини са киселини с водородни атоми, кислород и халоген. Тяхната киселинност може да се определи чрез анализиране на структурата. Халогенни oxoacids са представени по-долу: Във всеки от тези протонови киселини, свързани към кислороден атом, така че сравнението на връзка дължини протони са безполезни. Доминиращата роля се играе тук от електроотрицателност. Киселинността се увеличава с броя на кислородните атоми, свързани към централния атом. Основните физичните свойства на халогените могат да бъдат изразени накратко в следната таблица. Вещество състояние (при стайна температура) халоген вид твърд йод пурпурен астатин черно течност бром шаяк газообразен флуор бледо жълто-кафяв хлор бледо зелено Цветът е резултат на халогена абсорбция на видимата светлина от молекули, причиняващи електрони възбудени. Флуоро абсорбира виолетова светлина, и следователно изглежда бледо жълто. Йод, напротив, поглъща жълта светлина и изглежда лилаво (жълто и лилаво - допълващи се цветове). Цвят Халогенни потъмнява с увеличаване на периода. Запечатаните опаковки течен бром и йод твърдо вещество са в равновесие с пара, която може да се наблюдава като цвят газ. Въпреки неизвестното цвят астатин, се смята, че тя трябва да бъде по-тъмен йод (т. Е. черен) в съответствие с наблюдаваното модел. Сега, ако се попита: "Опишете физичните свойства на халогени", вие ще кажете. Степента на окисление често се използва вместо "валентността на халогена." Обикновено, степента на окисление, равна на 1. Но ако халогенът е свързан с друг кислород или халоген, може да отнеме други държави: кислород -2 SB има приоритет. В случай на две различни халогенни атоми, свързани заедно по електроотрицателна атом преобладава и се CO -1. Например, в йод хлорид (ICL) е СО хлоро -1, +1 и йод. Хлорът е повече електроотрицателен от йод, следователно СО е равна на 1. На бромна киселина (HBrO 4) кислорода е CO -8 (-2 х 4 = -8 атом). Водородът има общо окислително число 1. Добавянето на тези две стойности дава CO -7. Тъй като крайното съединение SB трябва да бъде нула, СО е седем бром. Третото изключение от това правило е степента на окисление на халоген в елементарна форма (X 2), където му CO равно на нула. халоген В съединенията с СО флуор -1 хлор 1, 1, 3, 5, 7 бром 1, 1, 3, 4, 5 йод 1, 1, 5, 7 астатин 1, 1, 3, 5, 7 Електроотрицателност увеличава с времето. Ето защо, флуорът е най-високата електроотрицателност на всички елементи, както е видно от позицията му в периодичната таблица. Неговата електронна конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5. Ако флуорид получава друг електрон, екстремни р орбитали са изцяло запълнени и образуват пълен октет. Тъй като флуор има висока Електроотрицателност, тя може лесно да избере електрон от съседна атома. Флуорид в този случай изоелектронен инертен газ (с осем валентните електрони) и всички външни орбитали запълнени. В това състояние, флуор е много по-стабилна. В природата, халогените са в анион, така че свободното халоген се получава чрез окисляване чрез електролиза или оксиданти. Например, хлор се генерира чрез хидролиза на разтвор на натриев хлорид. Използването на халогена и техните различни съединения. Неорганична химия. Водород + халогена
халогенни oxoacids
Външният вид и състояние на материята
Обяснение външен вид
Степента на окисление на халогена в съединения
Защо с флуор винаги е -1?
Получаването и използването на халогена
Similar articles
Trending Now