Halogjenet në tabelën periodike ndodhen në të majtë të gazeve fisnike. Këto pesë elemente jometalike toksike janë në grupin 7 të tabelës periodike. Këto përfshijnë fluorin, klorin, bromin, jodin dhe astatinën. Edhe pse astatina është radioaktive dhe ka vetëm izotope jetëshkurtër, ajo sillet si jod dhe shpesh klasifikohet si një halogjen. Për shkak se elementët halogjenë kanë shtatë elektrone valente, atyre u nevojitet vetëm një elektron shtesë për të formuar një oktet të plotë. Kjo karakteristikë i bën ato më reaktive se grupet e tjera të jometaleve.
Karakteristika të përgjithshme
Halogjenet formojnë molekula diatomike (të tipit X2, ku X tregon një atom halogjen) - një formë e qëndrueshme e ekzistencës së halogjeneve në formën e elementeve të lirë. Lidhjet e këtyre molekulave diatomike janë jopolare, kovalente dhe të vetme. Vetitë kimike të halogjenëve u lejojnë atyre të kombinohen lehtësisht me shumicën e elementeve, kështu që ato nuk ndodhin kurrë të pakombinuara në natyrë. Fluori është halogjeni më aktiv dhe më së paku astatina.
Të gjithë halogjenët formojnë kripëra të grupit I me të ngjashmeVetitë. Në këto komponime, halogjenet janë të pranishëm si anione halogjene me një ngarkesë prej -1 (për shembull, Cl-, Br-). Mbarimi -id tregon praninë e anioneve halide; p.sh. Cl- quhet "klorid".
Përveç kësaj, vetitë kimike të halogjenëve i lejojnë ata të veprojnë si agjentë oksidues - të oksidojnë metalet. Shumica e reaksioneve kimike që përfshijnë halogjene janë reaksione redoks në tretësirë ujore. Halogjenët formojnë lidhje të vetme me karbonin ose azotin në përbërjet organike ku gjendja e tyre e oksidimit (CO) është -1. Kur një atom halogjen zëvendësohet nga një atom hidrogjeni i lidhur në mënyrë kovalente në një përbërje organike, prefiksi halo- mund të përdoret në një kuptim të përgjithshëm, ose prefikset fluoro-, kloro-, bromine-, jod- për halogjene specifike. Elementet halogjene mund të ndërlidhen për të formuar molekula diatomike me lidhje kovalente polare.
Klori (Cl2) ishte halogjeni i parë i zbuluar në 1774, i ndjekur nga jodi (I2), bromi (Br 2), fluor (F2) dhe astatine (At, i zbuluar i fundit, në 1940). Emri "halogjen" vjen nga rrënjët greke hal- ("kripë") dhe -gen ("për të formuar"). Së bashku, këto fjalë do të thotë "kripë-formues", duke theksuar faktin se halogjenet reagojnë me metalet për të formuar kripëra. Haliti është emri i kripës së gurit, një mineral natyral i përbërë nga klorur natriumi (NaCl). Dhe së fundi, halogjenet përdoren në jetën e përditshme - fluori gjendet në pastën e dhëmbëve, klori dezinfekton ujin e pijshëm dhe jodi nxit prodhimin e hormoneve.tiroide.
Elementet kimike
Fluori është një element me numër atomik 9, i shënuar me simbolin F. Fluori elementar u zbulua për herë të parë në 1886 duke e izoluar atë nga acidi fluorik. Në gjendjen e tij të lirë, fluori ekziston si një molekulë diatomike (F2) dhe është halogjeni më i bollshëm në koren e tokës. Fluori është elementi më elektronegativ në tabelën periodike. Në temperaturën e dhomës, është një gaz i verdhë i zbehtë. Fluori gjithashtu ka një rreze atomike relativisht të vogël. CO i tij është -1, me përjashtim të gjendjes diatomike elementare, në të cilën gjendja e tij e oksidimit është zero. Fluori është jashtëzakonisht reaktiv dhe ndërvepron drejtpërdrejt me të gjithë elementët përveç heliumit (He), neonit (Ne) dhe argonit (Ar). Në tretësirën H2O, acidi hidrofluorik (HF) është një acid i dobët. Megjithëse fluori është shumë elektronegativ, elektronegativiteti i tij nuk e përcakton aciditetin; HF është një acid i dobët për faktin se joni i fluorit është bazik (pH> 7). Përveç kësaj, fluori prodhon oksidues shumë të fuqishëm. Për shembull, fluori mund të reagojë me ksenonin e gazit inert për të formuar një agjent të fortë oksidues ksenon difluoride (XeF2). Fluori ka shumë përdorime.
Klori është një element me numër atomik 17 dhe simbol kimik Cl. Zbuluar në 1774 duke e izoluar atë nga acidi klorhidrik. Në gjendjen e tij elementare, ajo formon një molekulë diatomike Cl2. Klori ka disa CO: -1, +1, 3, 5 dhe7. Në temperaturën e dhomës, është një gaz i gjelbër i lehtë. Meqenëse lidhja që krijohet midis dy atomeve të klorit është e dobët, molekula Cl2 ka një aftësi shumë të lartë për të hyrë në komponime. Klori reagon me metalet për të formuar kripëra të quajtura kloride. Jonet e klorit janë jonet më të zakonshme që gjenden në ujin e detit. Klori gjithashtu ka dy izotope: 35Cl dhe 37Cl. Kloruri i natriumit është më i zakonshmi nga të gjitha kloruret.
Bromi është një element kimik me numër atomik 35 dhe simbol Br. Ai u zbulua për herë të parë në 1826. Në formën e tij elementare, bromi është një molekulë diatomike Br2. Në temperaturën e dhomës, është një lëng i kuqërremtë në kafe. CO i tij është -1, +1, 3, 4 dhe 5. Bromi është më aktiv se jodi, por më pak aktiv se klori. Përveç kësaj, bromi ka dy izotope: 79Br dhe 81Br. Bromi shfaqet si kripëra bromide të tretura në ujin e detit. Vitet e fundit, prodhimi i bromit në botë është rritur ndjeshëm për shkak të disponueshmërisë dhe jetëgjatësisë së tij. Ashtu si halogjenët e tjerë, bromi është një agjent oksidues dhe është shumë toksik.
Jodi është një element kimik me numër atomik 53 dhe simbolin I. Jodi ka gjendje oksidimi: -1, +1, +5 dhe +7. Ekziston si një molekulë diatomike, I2. Në temperaturën e dhomës është një ngurtë ngjyrë vjollce. Jodi ka një izotop të qëndrueshëm, 127I. Zbuluar për herë të parë në 1811me alga deti dhe acid sulfurik. Aktualisht, jonet e jodit mund të izolohen në ujin e detit. Megjithëse jodi nuk është shumë i tretshëm në ujë, tretshmëria e tij mund të rritet duke përdorur jodure të veçanta. Jodi luan një rol të rëndësishëm në trup, duke marrë pjesë në prodhimin e hormoneve të tiroides.
Astatina është një element radioaktiv me numër atomik 85 dhe simbol At. Gjendjet e tij të mundshme të oksidimit janë -1, +1, 3, 5 dhe 7. I vetmi halogjen që nuk është një molekulë diatomike. Në kushte normale, është një solid metalik i zi. Astatina është një element shumë i rrallë, kështu që dihet pak për të. Përveç kësaj, astatina ka një gjysmë jetë shumë të shkurtër, jo më shumë se disa orë. Marrë në vitin 1940 si rezultat i sintezës. Besohet se astatina është e ngjashme me jodin. Ka veti metalike.
Tabela më poshtë tregon strukturën e atomeve të halogjenit, strukturën e shtresës së jashtme të elektroneve.
| Halogen | konfigurim elektronik |
| Fluorin | 1s2 2s2 2p5 |
| Klor | 3s2 3p5 |
| Brom | 3d10 4s2 4p5 |
| Jod | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Struktura e ngjashme e shtresës së jashtme të elektroneve përcakton që vetitë fizike dhe kimike të halogjeneve janë të ngjashme. Megjithatë, kur krahasohen këto elemente, vërehen edhe dallime.
Vetitë periodike në grupin halogjen
Vetitë fizike të halogjeneve të substancave të thjeshta ndryshojnë me rritjen e numrit të elementeve. Për kuptim më të mirë dhe qartësi më të madhe, ne ju ofrojmë disa tabela.
Pika e shkrirjes dhe e vlimit të grupit rritet me rritjen e madhësisë së molekulës (F <Cl
Tabela 1. Halogjenet. Vetitë fizike: pikat e shkrirjes dhe vlimit
| Halogen | Shkrirja T (˚C) | Pika e vlimit (˚C) |
| Fluorin | -220 | -188 |
| Klor | -101 | -35 |
| Brom | -7,2 | 58,8 |
| Jod | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Rrezja atomike rritet
Madhësia e bërthamës rritet (F < Cl < Br < I < At), ndërsa numri i protoneve dhe neutroneve rritet. Përveç kësaj, me çdo periudhë shtohen gjithnjë e më shumë nivele energjie. Kjo rezulton në një orbital më të madh dhe për rrjedhojë një rritje në rrezen e atomit.
Tabela 2. Halogjenet. Vetitë fizike: rreze atomike
| Halogen | Rrezja kovalente (pm) |
Rrezja jonike (X-) (pm) |
| Fluorin | 71 | 133 |
| Klor | 99 | 181 |
| Brom | 114 | 196 |
| Jod | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Energjia e jonizimit zvogëlohet
Nëse elektronet e valencës së jashtme nuk janë afër bërthamës, atëherë nuk do të duhet shumë energji për t'i hequr ato prej saj. Kështu, energjia e nevojshme për të shtyrë elektronin e jashtëm nuk është aq e lartë në fund të grupit të elementeve, pasi ka më shumë nivele energjie. Përveç kësaj, energjia e lartë e jonizimit bën që elementi të shfaqë cilësi jometalike. Ekrani i jodit dhe astatinës shfaqin veti metalike sepse energjia e jonizimit zvogëlohet (Në < I < Br < Cl < F).
Tabela 3. Halogjenet. Vetitë fizike: energjia e jonizimit
| Halogen | Energjia e jonizimit (kJ/mol) |
| fluorin | 1681 |
| klor | 1251 |
| bromin | 1140 |
| jod | 1008 |
| astatine | 890±40 |
Elektronegativiteti zvogëlohet
Numri i elektroneve të valencës në një atom rritet me rritjen e niveleve të energjisë në nivele progresive më të ulëta. Elektronet janë në mënyrë progresive më larg nga bërthama; Kështu, bërthama dhe elektronet nuk tërhiqen të dyja nga njëri-tjetri. Vihet re një rritje e mbrojtjes. Prandaj, elektronegativiteti zvogëlohet me rritjen e periudhës (në < I < Br < Cl < F).
Tabela 4. Halogjenet. Vetitë fizike: elektronegativiteti
| Halogen | Elektronegativiteti |
| fluorin | 4.0 |
| klor | 3.0 |
| bromin | 2.8 |
| jod | 2.5 |
| astatine | 2.2 |
Afiniteti i elektroneve zvogëlohet
Ndërsa madhësia e një atomi rritet me periodën, afiniteti i elektroneve tenton të ulet (B < I < Br < F < Cl). Një përjashtim është fluori, afiniteti i të cilit është më i vogël se ai i klorit. Kjo mund të shpjegohet me madhësinë më të vogël të fluorit në krahasim me klorin.
Tabela 5. Afiniteti elektronik i halogjenëve
| Halogen | Afiniteti i elektronit (kJ/mol) |
| fluorin | -328,0 |
| klor | -349,0 |
| bromin | -324,6 |
| jod | -295,2 |
| astatine | -270,1 |
Reaktiviteti i elementeve zvogëlohet
Reaktiviteti i halogjeneve zvogëlohet me rritjen e periudhës (në <I
Kimi inorganike. Hidrogjen + halogjenet
Një halogjen formohet kur një halogjen reagon me një element tjetër, më pak elektronegativ për të formuar një përbërje binar. Hidrogjeni reagon me halogjenet për të formuar halogjene HX:
- fluorid hidrogjeni HF;
- HCl klorur hidrogjeni;
- brom hidrogjen HBr;
- hydroiodine HI.
Halidet e hidrogjenit shpërndahen lehtësisht në ujë për të formuar acide hidrohalike (hidrofluorike, klorhidrike, hidrobromike, hidrojodike). Vetitë e këtyre acideve janë dhënë më poshtë.
Acidet formohen nga reagimi i mëposhtëm: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Të gjitha halogjenet e hidrogjenit formojnë acide të forta përveç HF.
Aciditeti i acideve hidrohalike rritet: HF <HCl <HBr <HI.
Acidi hidrofluorik mund të gdhendë xhamin dhe disa fluoride inorganike për një kohë të gjatë.
Mund të duket kundërintuitive që HF është acidi hidrohalik më i dobët, pasi fluori ka sasinë më të lartëelektronegativiteti. Megjithatë, lidhja H-F është shumë e fortë, duke rezultuar në një acid shumë të dobët. Një lidhje e fortë përcaktohet nga një gjatësi e shkurtër e lidhjes dhe një energji e lartë disociimi. Nga të gjitha halidet e hidrogjenit, HF ka gjatësinë më të shkurtër të lidhjes dhe energjinë më të madhe të shpërbërjes së lidhjes.
oksoacide halogjene
Oksoacidet halogjene janë acide me atome hidrogjeni, oksigjeni dhe halogjeni. Aciditeti i tyre mund të përcaktohet duke përdorur analizën e strukturës. Oksoacidet halogjene janë renditur më poshtë:
- Acidi hipoklor HOCl.
- Acidi klorik HClO2.
- Acidi klorik HClO3.
- Acidi perklorik HClO4.
- Acidi hipoklor HOBr.
- Acidi bromik HBrO3.
- Acidi bromoik HBrO4.
- Acidi hiodik HOI.
- Acidi jodonik HIO3.
- Acidi metajodik HIO4, H5IO6.
Në secilin prej këtyre acideve, një proton është i lidhur me një atom oksigjeni, kështu që krahasimi i gjatësisë së lidhjeve protonike është i padobishëm këtu. Elektronegativiteti luan një rol dominues këtu. Aktiviteti acid rritet me numrin e atomeve të oksigjenit të lidhur me atomin qendror.
Pamja dhe gjendja e materies
Vetitë kryesore fizike të halogjeneve mund të përmblidhen në tabelën e mëposhtme.
| Gjendja e materies (në temperaturën e dhomës) | Halogen | Pamja |
| e vështirë | jod | vjollcë |
| astatine | e zezë | |
| lëng | bromin | kuqe-kafe |
| e gaztë | fluorin | nxirje e zbehtë |
| klor | jeshile e zbehtë |
Shpjegimi i pamjes
Ngjyra e halogjeneve është rezultat i përthithjes së dritës së dukshme nga molekulat, e cila shkakton ngacmimin e elektroneve. Fluori thith dritën vjollce dhe për këtë arsye shfaqet e verdhë e lehtë. Jodi, nga ana tjetër, thith dritën e verdhë dhe shfaqet vjollcë (e verdha dhe vjollca janë ngjyra plotësuese). Ngjyra e halogjeneve bëhet më e errët ndërsa periudha rritet.
Në kontejnerë të mbyllur, bromi i lëngshëm dhe jodi i ngurtë janë në ekuilibër me avujt e tyre, të cilët mund të vërehen si një gaz me ngjyrë.
Megjithëse ngjyra e astatinës është e panjohur, supozohet se ajo duhet të jetë më e errët se jodi (d.m.th. e zezë) në përputhje me modelin e vëzhguar.
Tani, nëse pyeteni: "Karakterizoni vetitë fizike të halogjenëve", do të keni diçka për të thënë.
Gjendja e oksidimit të halogjeneve në komponimet
Gjendja e oksidimit përdoret shpesh në vend të "valencës halogjene". Si rregull, gjendja e oksidimit është -1. Por nëse një halogjen është i lidhur me oksigjen ose një halogjen tjetër, ai mund të marrë gjendje të tjera:Përparësi ka CO oksigjeni -2. Në rastin e dy atomeve të ndryshme halogjene të lidhur së bashku, atomi më elektronegativ mbizotëron dhe merr CO -1.
Për shembull, në klorurin e jodit (ICl) klori ka CO -1, dhe jod +1. Klori është më elektronegativ se jodi, kështu që CO i tij është -1.
Në acidin bromik (HBrO4) oksigjeni ka CO -8 (-2 x 4 atome=-8). Hidrogjeni ka një gjendje të përgjithshme oksidimi +1. Shtimi i këtyre vlerave jep CO-7. Meqenëse CO përfundimtar i përbërjes duhet të jetë zero, CO i bromit është +7.
Përjashtimi i tretë nga rregulli është gjendja e oksidimit të halogjenit në formë elementare (X2), ku CO i tij është zero.
| Halogen | CO në përbërje |
| fluorin | -1 |
| klor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| bromin | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jod | -1, +1, +5, +7 |
| astatine | -1, +1, +3, +5, +7 |
Pse SD e fluorit është gjithmonë -1?
Elektronegativiteti rritet me periudhën. Prandaj, fluori ka elektronegativitetin më të lartë nga të gjithë elementët, siç dëshmohet nga pozicioni i tij në tabelën periodike. Konfigurimi i tij elektronik është 1s2 2s2 2p5. Nëse fluori fiton një elektron më shumë, orbitalet më të jashtme p mbushen plotësisht dhe përbëjnë një oktet të plotë. Sepse fluori kaelektronegativitet i lartë, ai lehtë mund të marrë një elektron nga një atom fqinj. Fluori në këtë rast është izoelektronik ndaj gazit inert (me tetë elektrone valente), të gjitha orbitalet e tij të jashtme janë të mbushura. Në këtë gjendje, fluori është shumë më i qëndrueshëm.
Prodhimi dhe përdorimi i halogjenëve
Në natyrë halogjenet janë në gjendje të anioneve, kështu që halogjenët e lirë fitohen me oksidim me elektrolizë ose me ndihmën e agjentëve oksidues. Për shembull, klori prodhohet nga hidroliza e një solucioni të kripës. Përdorimi i halogjeneve dhe përbërjeve të tyre është i larmishëm.
- Fluor. Megjithëse fluori është shumë reaktiv, ai përdoret në shumë aplikime industriale. Për shembull, është një përbërës kyç i politetrafluoroetilenit (Teflon) dhe disa fluoropolimere të tjerë. Klorofluorokarburet janë kimikate organike që janë përdorur më parë si ftohës dhe shtytës në aerosole. Përdorimi i tyre ka pushuar për shkak të ndikimit të tyre të mundshëm në mjedis. Ato janë zëvendësuar nga hidroklorofluorokarburet. Fluori i shtohet pastës së dhëmbëve (SnF2) dhe ujit të pijshëm (NaF) për të parandaluar prishjen e dhëmbëve. Ky halogjen gjendet në argjilën e përdorur për prodhimin e disa llojeve të qeramikës (LiF), të përdorura në energjinë bërthamore (UF6), për të prodhuar antibiotikun fluorokinolone, alumin (Na 3 AlF6), për izolim të tensionit të lartë (SF6).
- Klori ka gjetur gjithashtu një shumëllojshmëri përdorimesh. Përdoret për dezinfektimin e ujit të pijshëm dhe pishinave. Hipoklorit natriumi (NaClO)është përbërësi kryesor i zbardhuesve. Acidi klorhidrik përdoret gjerësisht në industri dhe laboratorë. Klori është i pranishëm në klorur polivinil (PVC) dhe polimere të tjerë që përdoren për izolimin e telave, tubave dhe elektronikës. Përveç kësaj, klori është dëshmuar i dobishëm në industrinë farmaceutike. Ilaçet që përmbajnë klor përdoren për të trajtuar infeksionet, alergjitë dhe diabetin. Forma neutrale e hidroklorurit është një përbërës i shumë ilaçeve. Klori përdoret gjithashtu për sterilizimin e pajisjeve spitalore dhe dezinfektimin. Në bujqësi, klori është një përbërës në shumë pesticide komerciale: DDT (diklorodifeniltrikloretani) është përdorur si një insekticid bujqësor, por përdorimi i tij është ndërprerë.
- Bromi, për shkak të padjegshmërisë së tij, përdoret për të shtypur djegien. Gjendet gjithashtu në metil bromin, një pesticid që përdoret për të ruajtur të korrat dhe për të shtypur bakteret. Megjithatë, përdorimi i tepërt i metil bromit është hequr gradualisht për shkak të efektit të tij në shtresën e ozonit. Bromi përdoret në prodhimin e benzinës, filmave fotografikë, fikësve të zjarrit, ilaçeve për trajtimin e pneumonisë dhe sëmundjes së Alzheimerit.
- Jodi luan një rol të rëndësishëm në funksionimin e duhur të gjëndrës tiroide. Nëse trupi nuk merr mjaftueshëm jod, gjëndra tiroide zmadhohet. Për të parandaluar strumën, ky halogjen i shtohet kripës së tryezës. Jodi përdoret gjithashtu si një antiseptik. Jodi gjendet në tretësirat që përdoren përpastrimi i plagëve të hapura, si dhe në sprej dezinfektues. Përveç kësaj, jodidi i argjendit është thelbësor në fotografi.
- Astatina është një halogjen radioaktiv dhe i rrallë i tokës, kështu që ende nuk përdoret askund. Megjithatë, besohet se ky element mund të ndihmojë jodin në rregullimin e hormoneve të tiroides.
