Vorming, Sekondêre onderwys en skole
Halogene: fisiese eienskappe, chemiese eienskappe. Die gebruik van die verbindings van halogene en hul
Die halogene in die periodieke tabel aan die linkerkant van die edelgasse. Hierdie vyf giftige metaal elemente ingesluit in die groep 7 van die periodieke tabel. Dit sluit in fluoor, chloor, broom, jodium en astaat. Hoewel astaat radioaktiewe en het net 'n korte duur isotope, dit optree as jodium en word dikwels beskou as halogene. As die halogeen elemente is sewe valenselektrone, dit moet net een ekstra elektron na 'n volledige octet vorm. Hierdie eienskap maak hulle meer aktief as ander groepe van nie-metale.
algemene kenmerke
Halogene vorm 'n diatomiese molekuul (X 2 tipe waar X is 'n halogeen) - vorm-stabiele bestaan halogene as gratis selle. Kontak van diatomiese molekule is nie-polêre, en enkele kovalente. Die chemiese eienskappe van halogene hulle in staat stel om maklik te vorm verbindings met die meeste elemente, sodat hulle nooit gevind in die ongebonde vorm in die natuur. Fluoro - mees aktiewe halogeen en astaat - minder.
Alle halogene groep I vorm soute met soortgelyke eienskappe. In hierdie verbindings, haliede aanwesig as 'n halied anioon met 'n aanklag van -1 (bv Cl -, Br -). Eindig -id dui op die teenwoordigheid van halied anione; bv Cl - genaamd "chloried".
Verder het die chemiese eienskappe van halogene hulle in staat stel om as oksideermiddels op te tree - geoksideer metale. Die meeste chemiese reaksies waarby halogene - redoks in waterige oplossing. Halogene vorm enkelbindings met koolstof of stikstof in organiese verbindings, waar die graad van oksidasie (CO) is gelyk aan -1. Wanneer vervang deur 'n halogeenatoom kovalent gebind waterstofatoom in 'n organiese verbinding, kan halo voorvoegsel gebruik word in 'n algemene sin, of voorvoegsels fluoro-, chloro-, bromo-, iodo- - spesifieke halogene. Halogeen elemente kan 'n wirwar band om diatomiese molekules met polêre kovalente enkelbindings vorm het.
Chloor (Cl 2) was die eerste halogeen geopen in 1774, by dan oopgemaak jodium (I 2), broom (Br 2), fluoor (F 2) en astaat (Op verlede gevind word by 1940 YG). Die naam "halogeen" is afgelei van die Griekse wortel hal- ( «sout») en -gen ( «vorm"). Saam, hierdie woorde beteken "sout-vorming", beklemtoon die feit dat die halogeen reageer met metale om soute te vorm. Haliet - die naam van die rots sout, natuurlike minerale wat bestaan uit natriumchloried (NaCl). Ten slotte, die gebruik in die huis halogeen - fluoried in tandepasta bevat, te ontsmet chloor drinkwater, jodium en bevorder ontwikkeling van skildklierhormone.
chemiese elemente
Fluoro - element met atoomgetal 9, word aangedui deur F. Die basiese fluoor is die eerste keer ontdek in 1886 g deur isoleer dit uit die fluoorsuur.. In die Vrystaat is dit bestaan in die vorm van fluoro diatomiese molekules (F 2) en is die mees algemene halogeen, in die kors. Fluoro - die meeste elektronegatiewe element van die periodieke tabel. By kamertemperatuur, 'n liggeel gas. Fluoor het ook 'n relatief klein atoomradius. Sy mede - -1 behalwe basiese diatomiese toestand waarin sy oksidasietoestand is nul. Fluoro uiters chemies aktiewe en wisselwerking direk met al die elemente behalwe helium (He), neon (Ne) en argon (Ar). Die H 2 O oplossing, fluoorsuur (HF) is 'n swak suur. Hoewel hoogs elektronegatiewe fluoro, sy elektronegatiwiteit nie die suur te bepaal; HF is 'n swak suur te danke aan die feit dat die fluoried ioon is basiese (pH> 7). Verder fluoro produseer baie kragtige oksideermiddels. Byvoorbeeld, kan fluoor reageer met die inerte gas xenon en vorm 'n sterk oksidant xenon difluoride (XeF 2). In baie aansoeke van fluoried.
Chloor - element met atoomgetal 17 en die chemiese simbool Cl. Ontdek in 1774 deur g. Onderskei dit van soutsuur. In sy basiese toestand vorm dit 'n diatomiese molekuul Cl 2. Chloor het 'n hele paar SB -1, 1, 3, 5 en 7. By kamertemperatuur is dit lig groen gas. Sedert die band wat gevorm word tussen die twee chlooratome, is swak, Cl 2 molekule het 'n baie hoë vermoë in die verband te tree. Chloor met metale reageer om soute, wat chloriede geroep vorm. Chloriedione is die volopste ione in seewater. Chloor het ook twee isotope: 35 Cl en 37 Cl. Natriumchloried is die mees algemene verband van al die chloriede.
Broom - 'n chemiese element met die atoomgetal 35 en simbool Br. Dit was die eerste keer ontdek in 1826 in die vorm van elementêre broom is diatomiese molekuul, Br 2. By kamertemperatuur, dit is 'n rooibruin vloeistof. Sy mede - -1, + 1, 3, 4 en 5. Bromo meer aktief as jodium, maar is minder aktief as chloor. Verder Bromo isotoop het twee 79 Br en 81 Br. Broom plaasvind in die vorm van soute bromide, opgelos in seewater. In onlangse jare, het die produksie van bromide in die wêreld verhoog aansienlik as gevolg van die beskikbaarheid daarvan, en 'n lang lewe. Soos met ander halogene broom en die oksidant dit is baie giftig.
Jodium - chemiese element met atoomgetal 53 en die simbool I. Die jodium oksidasie het: -1, 1, 5 en 7. Daar is in die vorm van 'n diatomiese molekuul, ek 2. By kamertemperatuur die vaste stof is pers. Jodium het een stabiele isotoop - 127 I. Eerste ontdek in 1811, met die hulp van alge en swaelsuur. Op die oomblik kan jodium-ione geïsoleer word in die see water. Ten spyte van die feit dat jodium is nie baie oplosbaar in water, kan die oplosbaarheid verhoog wanneer die gebruik van aparte jodiede. Jodium speel 'n belangrike rol in die liggaam, betrokkenheid by die produksie van skildklierhormone.
Astaat - 'n radio-aktiewe element met die atoomgetal 85 en simbool Op. Dit is moontlik oksidasietoestande -1, 1, 3, 5 en 7. Die enigste halogeen wat nie 'n diatomiese molekuul. Onder normale omstandighede, 'n metaal harde materiaal swart. Astaat is 'n baie skaars element, is so min bekend omtrent hom. Daarbenewens astaat het 'n baie kort halfleeftyd, nie meer as 'n paar uur. Ontvang in 1940 as 'n gevolg van sintese. Daar word geglo dat astaat soortgelyk aan jodium. Gekenmerk metaal eienskappe.
Die tabel hieronder toon die struktuur van die halogeenatome, die struktuur van die buitenste laag van elektrone.
halogeen | Die opset van die elektron |
fluoor | 1s 2 2s 2 2p 5 |
chloor | 2 3s 3p 5 |
broom | 3d 10 4s 2 4p 5 |
jodium | 4d 2 10 5'e 5p 5 |
astaat | 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
So 'n struktuur veroorsaak dat die buitenste laag van elektrone wat die soortgelyk aan die halogene fisiese en chemiese eienskappe. Maar wanneer vergelyk hierdie elemente en die verskille waargeneem.
Periodieke eienskappe halogeen groep
Fisiese eienskappe van eenvoudige stowwe van halogeen verander met die verhoging van die ordinale nommer van die element. Vir 'n beter absorpsie en groter duidelikheid, bied ons jou 'n paar tafels.
Smelt en kookpunte in die groep neem toe met toenemende grootte van die molekule (F Tabel 1. Die halogene. Fisiese eienskappe: smelt en kookpunt halogeen Smelt T (c) Kook T (c) fluoor -220 -188 chloor -101 -35 broom -7,2 58.8 jodium 114 184 astaat 302 337 pitgrootte verhogings (F Tabel 2: Halogen. Fisiese eienskappe: atoom radiusse halogeen Die radius kovalente (pm) Ioon (X -) reeks (pm) fluoor 71 133 chloor 99 181 broom 114 196 jodium 133 220 astaat 150 As eksterne valenselektrone nie geleë naby aan die kern, vir hul verwydering nie 'n baie energie daaruit nie vereis. So, die energie wat nodig is vir uitwerping van die buitenste elektron is nie so hoog in die onderste deel van 'n groep van elemente, want daar is meer energie vlakke. Daarbenewens, hoë-energie ionisasie veroorsaak dat die element om nie-metaal gehalte wys. metaal eienskappe omdat die ionisasie-energie verminder (Op
Table 3. halogene. Fisiese eienskappe: ionisasie energie halogeen Die ionisasie energie (kJ / mol) fluoor 1681 chloor 1251 broom 1140 jodium 1008 astaat 890 ± 40 Die aantal valenselektrone in 'n atoom neem toe met toenemende energie vlakke geleidelik laer vlakke. Elektrone is progressief verder van die kern; So, die kern en die elektrone nie as aangetrokke tot mekaar. Die toename in die vertoning daar. Daarom Elektronegatiwiteit afneem met toenemende tydperk (Op
Table 4. halogene. Fisiese eienskappe: elektronegatiwiteit halogeen elektronegatiwiteit fluoor 4.0 chloor 3.0 broom 2.8 jodium 2.5 astaat 2.2 Sedert die grootte van 'n atoom toeneem met tyd, is die elektronaffiniteit algemeen verminder (B
Table 5. Affinity halogeen elektron halogeen Elektronaffiniteit (KJ / mol) fluoor -328,0 chloor -349,0 broom -324,6 jodium -295,2 astaat -270,1 Reaktiwiteit van halogeen afneem met toenemende tydperk (Op
Halied gevorm wanneer halogeen is gereageer met ander, minder elektronegatiewe element om 'n binêre verbinding te vorm. Waterstof reageer met halogene om haliede HX tipe vorm: waterstofhaliede is maklik opgelos in water om 'n hydrohalic (fluoorsuur, soutsuur, hydrobromic, hydroiodic suur) te vorm. Die eienskappe van hierdie sure word hieronder gegee. Die sure gevorm deur die volgende reaksie: HX (aq) + H2O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq). Alle waterstofhalied om sterk suur te vorm, behalwe HF. Suur toeneem hydrohalic sure: HF Fluoorsuur kan die glas en sekere anorganiese fluoriede lang tyd ets. Dit lyk dalk onlogies dat HF is die swakste hydrohalic suur, aangesien fluoor self het 'n hoë elektronegatiwiteit. Tog H-F band is baie sterk, wat lei tot 'n baie swak suur. 'N Sterk verhouding word gedefinieer deur 'n kort band lengte en 'n groot dissosiasie-energie. Van al waterstofhaliede die HF het die kortste verbinding lengte en die grootste band dissosiasie-energie. Halogeen oxo sure sure met waterstofatome, suurstof en halogeen. Hul suur kan bepaal word deur die ontleding van die struktuur. Halogeen oksosure word hieronder aangebied: In elk van hierdie proton sure gebind aan die suurstofatoom, so die vergelyking van 'n verband lengtes protone is nutteloos. Die dominante rol is hier gespeel deur elektronegatiwiteit. Suur verhoog met die aantal suurstofatome gebind om die sentrale atoom. Die basiese fisiese eienskappe van die halogene kan kortliks weergegee word in die volgende tabel. Stof toestand (by kamertemperatuur) halogeen voorkoms firma jodium pers astaat swart vloeistof broom rooibruin gasagtige fluoor liggeel-bruin chloor liggroen Kleur is 'n gevolg van halogene opname van sigbare lig deur molekules wat veroorsaak dat elektrone opgewonde. Fluoro absorbeer violet lig, en gevolglik lyk liggeel. Jodium, in teenstelling, absorbeer geel lig en dit lyk pers (geel en pers - komplementêre kleure). Halogeen kleur word donkerder met 'n toenemende tydperk. Die verseëlde houers vloeistof broom en soliede jodium is in ewewig met sy damp, wat waargeneem kan word as 'n gekleurde gas. Hoewel die kleur astaat onbekende, is dit geglo dat dit 'n donkerder jodium (t. E. Swart) in ooreenstemming met die waargenome patroon moet wees. Nou, as jy is gevra: "Beskryf die fisiese eienskappe van halogene," jy sal sê. Die graad van oksidasie word dikwels gebruik in plaas van "valensie van halogene." Tipies, die oksidasietoestand gelyk aan -1. Maar as die halogeen is gekoppel aan 'n ander suurstof of halogeen, kan dit ander lande neem: suurstof -2 SB het prioriteit. In die geval van twee verskillende halogeenatome saamgebind oorheers meer elektronegatiewe atoom en neem CO -1. Byvoorbeeld, in die jodium chloried (ICL) is mede chloor -1, 1 en jodium. Chloor is meer elektronegatief as jodium, dus die CO is gelyk aan -1. Die Bromic suur (HBrO 4) suurstof het 'n CO -8 (-2 x 4 = -8 atoom). Waterstof het 'n totale oksidasiegetal 1. Byvoeging van hierdie twee waardes gee CO -7. Sedert die finale mengsel SB moet nul wees, die CO is sewe broom. Die derde uitsondering op hierdie reël is die graad van oksidasie van die halogeen in die basiese vorm (X 2), waar sy CO gelyk is aan nul. halogeen In die verbindings van die CO fluoor -1 chloor -1, 1, 3, 5, 7 broom -1, 1, 3, 4, 5 jodium -1, 1, 5, 7 astaat -1, 1, 3, 5, 7 Elektronegatiwiteit verhoog met tyd. Daarom is die fluoor het die hoogste elektronegatiwiteit van al die elemente, soos blyk uit sy posisie in die periodieke tabel. Sy elektroniese opset 1s 2 2s 2 2p 5. As fluoried kry 'n ander elektron, is uiterste p orbitale heeltemal gevul en vorm 'n volledige octet. Omdat fluoor het 'n hoë elektronegatiwiteit, kan dit maklik 'n elektron uit 'n naburige atome kies. Fluoried in hierdie geval iso-elektroniese inerte gas (met agt valenselektrone) en al sy eksterne orbitale gevul. In hierdie toestand, fluoor is baie meer stabiel. In die natuur, die halogene is by die anioon, so die gratis halogeen is vervaardig deur oksidasie by elektrolise of deur oksidante. Byvoorbeeld, is chloor wat deur hidrolise van natriumchloried oplossing. Die gebruik van halogene en hul diverse verbindings. Anorganiese chemie. Waterstof + halogene
halogeen oksosure
Die voorkoms en toestand van materie
verduideliking voorkoms
Die graad van oksidasie van halogene in verbindings
Hoekom met fluoor is altyd -1?
Die voorbereiding en gebruik van halogene
Similar articles
Trending Now