VALENS(lat. valentiadan - güc) - atomların əmələ gəlmə qabiliyyəti kimyəvi bağlar. V. atomun müəyyən bir şey vermək və ya bağlamaq qabiliyyəti kimi qəbul edilə bilər. elektronların sayı. V. atom elektron verirsə müsbət, atom onları qəbul edirsə mənfi olur. V.-nin kəmiyyət ölçüsü valentlik vuruşlarının sayı hesab olunur struktur forması müəyyən bir atomu molekulun digər atomları ilə birləşdirən molekullar (vuruşların sayı kimyəvi bağın çoxluğuna bərabərdir).

Müxtəlif siniflərin və kimyəvi molekulların quruluşunun tam təsviri. onlarda əlaqələr son dərəcə mürəkkəb və müxtəlifdir, buna görə də V.-nin vahid və hərtərəfli tərifi yoxdur. Bununla belə, əksər hallarda valentliyin iki növünü - kovalentliyi və ion valentliyini (sonuncuya elektrovalentlik və ya heterovallıq da deyirlər) nəzər salmaqla kifayətlənmək olar. Kovalentlik çoxluqların cəminə bərabərdir kovalent bağlar, müəyyən bir atom tərəfindən əmələ gələn, yəni elektron cütlərinin ictimailəşməsi nəticəsində yaranan bağlar (tək bir əlaqə vəziyyətində bu bir cütdür, ikiqat rabitə vəziyyətində iki cüt və s.). İon V. ion rabitəsinin əmələ gəlməsi zamanı verilmiş atomun verdiyi və ya aldığı elektronların sayı ilə müəyyən edilir. Bəzi hallarda V. koordinasiya kimi başa düşülür. bilavasitə yaxınlıqdakı atomların sayına bərabər olan ədəd. molekulda, kompleks birləşmədə və ya kristalda verilmiş atoma yaxınlıq.

Atomun V.-si onun elektron quruluşu ilə, deməli, onun içərisindəki mövqeyi ilə bağlıdır elementlərin dövri cədvəli, t, to., elektron vermək və ya əlavə etməklə, atom dolu, maks. sabit ext. elektron qabıq. Bəli, maks. Xarici (valentlik) qabığında 4 elektron olan C atomunun V.-si 4-dür, buna görə də, məsələn, metan molekulunda (CH 4) 4 hidrogen atomu ilə kovalent bağlarla bağlıdır, kovalentliyi 4. Na atomu birlik verir. ext. elektron (valentlik Na + 1) xarici olan F atomuna. 7 elektrondan ibarət qabıq (valentlik F -1), nəticədə NaF molekulu əmələ gəlir. Beləliklə, belə bir nəticəyə gələ bilərik ki, qələvi metal atomlarının valentliyi +1, qələvi yer elementlərinin atomlarının valentliyi +2, halogen atomlarının valentliyi -1, N atomunun xarici valentliyi var. 5 elektrondan ibarət qabıq üçvalentli, O atomu isə 6 xarici olmalıdır. elektronlar - ikivalentli.

Tarixən V. konsepsiyası başlanğıcda formalaşdırılanlar əsasında inkişaf etmişdir. 19-cu əsr J. Dalton (J. Dalton) çoxlu nisbətlər qanunu. Bütün R. 19-cu əsr məlum oldu ki, bütün mümkün çoxlu nisbətlərdən uzağa yol verilir; məsələn, F atomu yalnız bir H atomu ilə, O atomu iki, N atomu üç, C atomu dörd H atomu ilə birləşə bilər.Bu, müəyyən bir elementi bağlamaq və ya əvəz etmək qabiliyyətidir. atomların sayı və B adlandırıldı. Atomun ilk nəzəriyyəsinin ortaya çıxmasından sonra, G. Lewis (G. Lewis) 1916-17-ci illərdə hər bir elementin parçalanmaya meylli olduğu qaydanı tərtib etdi. əlaqələri ext doldurulmuş. elektron qabığı və nəzəri cəhətdən əsaslandırılmış kovalentlik və V. Kossel ion qabığı nəzəriyyəsini verdi. kvant kimyası və qeyri-adi xassələrə malik birləşmələrin sintezi.

Kvant kimyasında yönləndirilmiş V anlayışı geniş yayılmışdır.Beləliklə, koordinasiyaya malik olan C atomu hesab edilir. 4 rəqəmi (bu atom kovalent rabitə əmələ gətirən 4 ən yaxın qonşu), V. tetraedrin təpələrinə yönəldilir (atomun özü tetraedrin mərkəzində olması şərti ilə); koordinasiya ilə C atomunda. nömrə 3 (kovalent bağlardan biri ikiqatdır) B. eyni müstəvidə uzanır və öz aralarında 120° açılar əmələ gətirir və s. Şəkildə göstərilən tipli komplekslərdə, burada M Fe, Cr, Ti və s. atomudur, iki pentadienil halqasına C 5 H 5 bağlanır, B. metal atomundan penta əmələ gətirən atomlara yönəldilir. -dienil üzüklər. Belə komplekslər üçün delokalizasiya edilmiş müharibə (çünki belə halqalardakı elektronlar bütün dövr ərzində delokalizasiya olunur — “sosiallaşır”) və qrup müharibəsi (çünki söhbət bir metal atomunun atomlar qrupu ilə qarşılıqlı təsirindən gedir) haqqında fikirlər yarandı.

Hazırda inert qazların birləşmələri (XeF 2, XeF 4, XeO 3 və s.) sintez edilmiş, V. to-rıx sıfıra bərabər hesab edilmişdir. Nəhayət, dekabr ayında eyni atomun başqa bir elementin atomları ilə birləşdiyi çoxlu sayda birləşmələr aşkar edilmişdir. stoxiometrik xaricdən asılı olaraq nisbətlər. şərtlər. Beləliklə, qazlı birləşmə PCl 5, kondensasiya, koordinasiya ilə + və ~ komplekslərini verir. müvafiq olaraq 4 və 6 nömrələri. Temperaturun artması ilə PCl 3, PCl 2, PCl və ionlar və s birləşmələr əmələ gəlir.bəzi maks. dəyərlər.

T. o., dəqiq desək, V. konkret deyil. element xüsusiyyətləri; yalnız elementin raalda təzahür etmə meylindən danışa bilərik. kimya bu və ya digər birləşmələr B.

V. anlayışı anlayışla sıx bağlıdır atomun valentlik vəziyyəti, yəni belə bir hipotetik atomun molekulda olduğu vəziyyətlər. Bu vəziyyət işğal edilmiş və boş valentliyin növü və sayı ilə müəyyən edilir atom orbitalları(yəni, belə, to-rye xarici elektron qabıqlarına uyğundur), hər bir atom orbitalını dolduran elektronların sayı və əlaqədardır. elektron spinlərinin oriyentasiyası. Aydındır ki, P və Cl-dən ibarət olan yuxarıdakı birləşmələr seriyasında P atomunun valent vəziyyəti birləşmədən birləşməyə dəyişir.

Lit.: Pauling L., ümumi kimya, başına. İngilis dilindən, M., 1974; Cartmell E., Fowles G., Valentlik və molekulların quruluşu, trans. İngilis dilindən, M., 1979. V. G. Daşevski.

Tapşırıq 808.
Halojen atomlarının quruluşuna əsasən, flüor, xlor, brom və yodun hansı valentlik vəziyyətlərinin xarakterik olduğunu göstərin. Onların birləşmələrində halogenlərin oksidləşmə dərəcələri hansılardır?
Qərar:
Xarici elektron təbəqəsində halogen atomları yeddi elektrondan ibarətdir - ikisi s-də və beşi p-orbitallarında (ns 2 np 5). Xarici elektron təbəqəsi tam tamamlanana qədər, halogen atomlarında bir elektron yoxdur, buna görə də bütün halogenlərin atomları asanlıqla bir dəfə bir elektron birləşdirərək tək yüklü mənfi ionlar əmələ gətirir (Г. - ). Halojenlərin valentliyi birə, oksidləşmə vəziyyəti isə -1-ə bərabərdir.

Flüor atomlarında sərbəst d-orbitallar yoxdur, ona görə də s- və p-elektronların d-orbitallara keçidi qeyri-mümkündür. Beləliklə, flüor həmişə birləşmələrində -1 oksidləşmə vəziyyətində olur və eyni zamanda valentlik nümayiş etdirir. birinə bərabərdir. Qalan halogenlərin sərbəst d-orbitalları var, ona görə də bir s- və iki p-elektronların d-alt səviyyələrinə keçidi mümkündür. Flüor, xlor, brom və yod atomlarının xarici elektron səviyyəsinin elektronlarının kvant hüceyrələri üzərində paylanması aşağıdakı formada olur:

Flüor atomunun normal vəziyyəti:

Halogen atomunun normal vəziyyəti (xlor, brom və yod):

Həyəcan zamanı halogen atomlarının (xlor, brom və yod) vəziyyəti:

Buna görə də, xlor, brom və yodun atomları -1-dən 0-a, həmçinin +1-dən +7-yə qədər müxtəlif oksidləşmə dərəcələrini nümayiş etdirirlər. Onlar üçün xarakterik oksidləşmə halları -1, 0, +3, +5, +7-dir. Oksidləşmə vəziyyəti -1 bütün halogenlər üçün xarakterikdir, çünki onların həyəcanlanmamış vəziyyətdə olan atomları kovalent mexanizmlə bir əlaqənin meydana gəlməsində iştirak edə bilən bir qoşalaşmamış elektrona malikdir. +1 oksidləşmə vəziyyəti halogen atomunun yeganə qoşalaşmamış p-elektronunu oksigen kimi daha elektronmənfi elementə verdiyi zaman baş verir. İstisna flüordur, çünki o, ən elektronmənfi elementdir. Atomlarının həyəcanlanmış vəziyyətində olan xlor, brom və yodun oksidləşmə dərəcələri üç, beş və yeddi qoşalaşmamış elektron (+3, +5, +7) ilə xarakterizə olunan dəyərləri qəbul edə bilər.

Bəzi oksidlər (ClO 2, Cl 2 O 6) istisna olmaqla, flüordan (-1) başqa halogenlər öz birləşmələrində tək oksidləşmə halları nümayiş etdirirlər.

Tapşırıq 809.
Vermək müqayisəli xüsusiyyət aşağıdakıları göstərən halogen atomları: a) birinci ionlaşma potensialının dəyişməsinin xarakteri; 6) elektron yaxınlıq enerjisinin təbiəti.
Qərar:
a) Halogen atomlarının ilk ionlaşma potensialları elementin atom nömrəsinin artması ilə təbii olaraq azalır ki, bu da metal xassələrin artmasını göstərir. Beləliklə, flüor üçün ionlaşma potensialı I 17,42 eV, xlor üçün - 12,97 eV, brom üçün - 11,48 eV, yod üçün - 10,45 eV-dir. Bu nümunə atomların radiusunun artması ilə əlaqələndirilir, çünki elementin sıra sayının artması ilə yeni elektron təbəqələr meydana çıxır. Atom nüvəsi ilə xarici elektronlar arasında yerləşən aralıq elektron təbəqələrinin sayının artması nüvənin daha güclü ekranlaşdırılmasına, yəni onun effektiv yükünün azalmasına səbəb olur. Bu amillərin hər ikisi (xarici elektronların nüvədən getdikcə çıxarılması və onun effektiv yükünün çıxarılması) xarici elektronlarla nüvə arasında əlaqənin zəifləməsinə və nəticədə ionlaşma potensialının azalmasına səbəb olur.

b) Elektron yaxınlıq enerjisi sərbəst atoma bağlandıqda ayrılan enerjidir. Halojen atomları üçün elementin sıra nömrəsinin artması ilə elektron yaxınlığı təbii olaraq sıra ilə azalır: F, Cl, Br, I. Xlor atomu flüordan daha çox elektron yaxınlığına malikdir, çünki xlorun d-alt səviyyəsi var. xarici enerji səviyyəsi. Atom nüvəsinin yükünün artması ilə elektron üçün yaxınlıq enerjisinin azalması element atomunun radiusunun artması və nəticədə nüvənin effektiv yükünün azalması ilə izah olunur.

Tapşırıq 810.
Dəyişikliyin xarakterini göstərən halogenlərin əmələ gətirdiyi sadə maddələrin xassələrinin müqayisəli təsvirini verin: a) G2 molekullarının standart dissosiasiya entalpiyaları; b) sadə maddələrin adi temperatur və təzyiqdə yığılma vəziyyəti; c) redoks xassələri. Bu dəyişikliklərin səbəblərini göstərin.
Qərar:
a) Cl 2 - Br 2 - I 2 seriyasında molekulda atomlar arasındakı əlaqə gücü tədricən azalır, bu G 2 molekullarının atomlara dissosiasiya entalpiyasının azalmasında əks olunur. Bunun səbəbləri onunla izah oluna bilər ki, qarşılıqlı təsirdə olan atomların xarici elektron buludlarının ölçüsünün artması ilə onların üst-üstə düşmə dərəcəsi azalır və üst-üstə düşmə bölgəsi atom nüvələrindən getdikcə daha uzaqda yerləşir. Buna görə də, xlordan brom və yoda keçərkən halogen atomlarının nüvələrinin üst-üstə düşən elektron buludları bölgəsinə cəlb edilməsi azalır. Bundan əlavə, seriyada: Cl - Br - I, nüvəni ekranlaşdıran aralıq elektron təbəqələrinin sayı artır, bu da atom nüvələrinin üst-üstə düşən elektron buludları bölgəsi ilə qarşılıqlı təsirini zəiflədir. Bununla belə, flüor bu məlumatlardan xaric edilir: F 2 molekulunda flüor atomları arasındakı əlaqənin gücü xlordan daha azdır. Bunu flüor atomunun xarici elektron təbəqəsində d alt səviyyəsinin olmaması ilə izah etmək olar. Digər halogenlərin molekulları sərbəst d-orbitallara malikdir və buna görə də atomlar arasında əlavə donor-akseptor qarşılıqlı əlaqəsi baş verir ki, bu da atomlar arasındakı əlaqəni gücləndirir.

b) Normal şəraitdə flüor və xlor qaz, brom maye, yod isə kristal maddə. F - Cl - Br - I silsiləsində halogenlərin ərimə və qaynama nöqtələri təbii olaraq artır. Bu, atom radiusunun artması ilə molekulların qütbləşmə qabiliyyətinin artması ilə izah olunur. Nəticədə molekullararası dispersiya qarşılıqlı əlaqəsi güclənir ki, bu da sadə halogen maddələrin ərimə və qaynama nöqtələrinin artmasına səbəb olur.

c) F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 silsiləsində halogenlərin redoks xassələri təbii olaraq dəyişir. Flüordan yoda qədər halogenlər seriyasında oksidləşdirici xüsusiyyətlər azalır, ən zəif oksidləşdirici maddə yoddur. Halojenlər seriyasında azaldıcı xüsusiyyətlər artır, ən zəif reduksiyaedici maddə flüordur. Bu, ona görə baş verir ki, elementin sıra sayının artması ilə qrupda atomların və anionların radiusları Г- ardıcıllıqla artır və elementlərin elektron yaxınlığı və elektronmənfiliyi azalır. Buna görə də, seriyada elektron vermək qabiliyyəti artır və qəbul etmək - azalır
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2.

Problem 811.
Г 2 ↔ 2Г sxeminə görə halogen molekullarının dissosiasiya enerjisi flüor, xlor, brom və yod üçün müvafiq olaraq 155, 243, 190, 149 kJ/mol təşkil edir. Xlor molekullarının ən böyük gücünü izah edin.
Qərar:
C l2 - Br 2 - I 2 seriyasında molekuldakı atomlar arasındakı əlaqə gücü tədricən azalır ki, bu da G 2 molekullarının atomlara dissosiasiya entalpiyasının azalmasında əks olunur. Bunun səbəbləri onunla izah oluna bilər ki, qarşılıqlı təsirdə olan atomların xarici elektron buludlarının ölçüsünün artması ilə onların üst-üstə düşmə dərəcəsi azalır və üst-üstə düşmə bölgəsi atom nüvələrindən getdikcə daha uzaqda yerləşir. Buna görə də, xlordan brom və yoda keçərkən halogen atomlarının nüvələrinin üst-üstə düşən elektron buludları bölgəsinə cəlb edilməsi azalır. Bundan əlavə, seriyada: Cl - Br - I, nüvəni ekranlaşdıran aralıq elektron təbəqələrinin sayı artır, bu da atom nüvələrinin üst-üstə düşən elektron buludları bölgəsi ilə qarşılıqlı təsirini zəiflədir. Bununla belə, flüor bu məlumatlardan xaric edilir: F 2 molekulunda flüor atomları arasındakı əlaqənin gücü xlordan daha azdır. Bunu flüor atomunun xarici elektron təbəqəsində d alt səviyyəsinin olmaması ilə izah etmək olar. Digər halogenlərin molekulları sərbəst d-orbitallara malikdir və buna görə də atomlar arasında əlavə donor-akseptor qarşılıqlı əlaqəsi baş verir ki, bu da atomlar arasındakı əlaqəni gücləndirir. Bundan əlavə, xlorun atom radiusu hələ də nisbətən kiçikdir, flüordan bir qədər böyükdür, lakin brom və yoddan əhəmiyyətli dərəcədə azdır. Buna görə də, Cl 2 molekulunda bağlanma enerjisi F 2-dən çox böyükdür. Əlavə donor-akseptor bağları deyilir dative.

F 2 və Cl 2 molekullarında rabitənin əmələ gəlməsinin sxemi.

Valent elektronlar atomun xarici qabığında olur. Onların sayı bir atomun yarada biləcəyi mümkün kimyəvi birləşmələrin sayını müəyyən edir. Ən yaxşı yol valent elektronların sayını təyin edin - Mendeleyevin dövri cədvəlindən istifadə edin.

Addımlar

1-ci hissə

keçid metalları

Dövri cədvəlin hər bir sütununu 1-dən 18-ə qədər nömrələyin (soldakı birinci sütundan başlayaraq). Bir qayda olaraq, dövri cədvəlin bir sütununun bütün elementləri eyni sayda valent elektrona malikdir. Sütunlar kimyəvi elementlərin bölündüyü qruplardır.

• Məsələn, hidrogenin (H) üzərinə 1 nömrəsini yazın, çünki birinci sütun onunla başlayır və heliumun (He) üzərinə 18 rəqəmini yazın, çünki on səkkizinci sütun onunla başlayır.

1. İndi dövri cədvəldə valent elektronlarının sayını tapmaq istədiyiniz elementi tapın. Siz bunu element simvolu (hər xanadakı hərflər), onun atom nömrəsi (hər bir xananın yuxarı sol küncündəki nömrə) və ya sizin üçün mövcud olan hər hansı digər məlumatla edə bilərsiniz.

   • Məsələn, karbonun (C) valentlik elektronlarının sayını təyin edək. Onun atom nömrəsi 6-dır və on dördüncü qrup onunla başlayır.
   • Bu yarımbölmədə biz 3-dən 12-ə qədər qruplarda yerləşən keçid metallarını nəzərdən keçirmirik. Bu elementlər qalanlardan bir qədər fərqlidir, ona görə də burada təsvir edilən üsullar onlara şamil edilmir. Keçid metalları növbəti alt bölmədə müzakirə olunacaq.

2. Qeyri-keçid metallarda valent elektronların sayını təyin etmək üçün qrup nömrələrindən istifadə edin. Vahid rəqəmindəki qrup nömrəsindəki rəqəm elementlərin atomlarında valent elektronların sayını müəyyən edir. Başqa sözlə:

   • 1-ci qrup: 1 valent elektron
   • 2-ci qrup: 2 valent elektron
   • Qrup 13: 3 valent elektron
   • Qrup 14: 4 valent elektron
   • Qrup 15: 5 valent elektron
   • Qrup 16: 6 valent elektron
   • Qrup 17: 7 valent elektron
   • Qrup 18: 8 valent elektron (2 valent elektronu olan helium istisna olmaqla)
   • Bizim nümunəmizdə karbon 14-cü qrupda olduğundan, bir karbon atomunun dörd valent elektronu olduğu qənaətinə gələ bilərik.

   keçid metalları

   1. 3-dən 12-ə qədər qruplarda element tapın. Bu qruplar keçid metallarını ehtiva edir. Bu alt bölmədə bu cür elementlərin atomlarında valent elektronların sayını necə təyin edəcəyimizi təsvir edəcəyik. Nəzərə alın ki, bəzi elementlərdə valent elektronların sayını təyin etmək olmur.

      • Məsələn, tantal (Ta) götürək; onun atom nömrəsi 73-dür. Bundan sonra biz onun valent elektronlarının sayını tapacağıq (və ya heç olmasa bunu etməyə çalışacağıq).
      • Qeyd edək ki, keçid metallarına lantanidlər və aktinidlər (nadir torpaqlar da deyilir), əsas cədvəlin altında olan və lantan və aktiniumla başlayan iki sıra elementlər daxildir. Bütün bu elementlər dövri cədvəlin 3-cü qrupuna aiddir.

   2. Keçid metallarında valent elektronların sayını təyin etməyin nə üçün çətin olduğunu başa düşmək üçün atomlarda elektronların düzülüşü haqqında bir az izahat vermək lazımdır.

   3. Keçid metallarında valent elektronların sayını təyin etmək üçün qrup nömrələrindən istifadə edin. Burada qrup nömrəsi ümumiyyətlə valent elektronların mümkün sayı diapazonuna uyğun gəlir.

      • 3-cü qrup: 3 valent elektron
      • 4-cü qrup: 2-4 valent elektron
      • Qrup 5: 2-5 valent elektron
      • Qrup 6: 2-6 valent elektron
      • Qrup 7: 2-7 valent elektron
      • Qrup 8: 2 və ya 3 valent elektron
      • Qrup 9: 2 və ya 3 valent elektron
      • Qrup 10: 2 və ya 3 valent elektron
      • Qrup 11: 1 və ya 2 valent elektron
      • Qrup 12: 2 valent elektron
      • Bizim nümunəmizdə tantal 5-ci qrupda yerləşir, ona görə də belə nəticəyə gələ bilərik ki, onun atomunda ikidən beşə qədər valent elektron var (vəziyyətdən asılı olaraq).

   2-ci hissə

   Elektron konfiqurasiyasından istifadə edərək valent elektronların tapılması

   1. Elektron konfiqurasiya kimyəvi element atomunun elektron orbitallarında elektronların düzülüşü üçün düsturdur. Başqa sözlə, bu, hərf və rəqəmlərdən istifadə edərək atomun elektron orbitallarını təmsil etməyin sadə və vizual üsuludur.

      • Məsələn, natriumun (Na) elektron konfiqurasiyasını nəzərdən keçirək: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
      • Nəzərə alın ki, elektron konfiqurasiya aşağıdakı düstura uyğun qurulur: (rəqəm)(hərf) (üstü yazı rəqəmi) (rəqəm)(hərf) (yuxarı yazı rəqəmi) ...
      • ... və s. Budur (nömrə) (məktub) elektron orbitalın təyinatıdır və (yuxarı yazı) həmin orbitaldakı elektronların sayıdır.
      • Bizim nümunəmizdə natrium atomunun 1s orbitalında 2 elektron üstəgəl 2s orbitində 2 elektron üstəgəl 2p orbitində 6 elektron və 3s orbitində 1 elektron var. Cəmi 11 elektron var, natriumun atom nömrəsi 11 olduğundan bu düzgündür.
      • Qeyd edək ki, elektron qabıqların alt səviyyələrində müəyyən sayda elektron var. Maksimum məbləğ orbitallar üçün elektronlar aşağıdakılardır:
        • s: 2 elektron
        • p: 6 elektron
        • d: 10 elektron
        • f: 14 elektron

   2. İndi siz elektron konfiqurasiyanı necə deşifrə edəcəyinizi bilirsiniz və müəyyən bir elementin valent elektronlarının sayını tapa biləcəksiniz (əlbəttə ki, keçid metalları istisna olmaqla). Tapşırıqda elektron konfiqurasiya verilibsə, növbəti addıma keçin. Yoxdursa, oxuyun.

      • Budur oganessonun tam elektron konfiqurasiyası (Og; atom nömrəsi 118): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 6 7p
      • İndi hər hansı bir elementin elektron konfiqurasiyasını müəyyən etmək üçün bu şablonu doldurmaq kifayətdir (elektronlarınız qalmayana qədər). Göründüyündən daha asandır. Məsələn, atomunda 17 elektron olan xlorun (Cl; atom nömrəsi 17) elektron konfiqurasiyasını təyin edin: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • qeyd edin ümumi sayı elektronlar 17-dir: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Son orbitaldakı elektronların sayını dəyişmək lazımdır, çünki əvvəlki orbitallar şablondakı kimidir (çünki onlar tamamilə elektronlarla doludur).
      • Elektron konfiqurasiyalar haqqında ətraflı məlumat üçün oxuyun.

   3. Oktet qaydasına uyğun olaraq orbitallar elektronlarla doldurulur: ilk iki elektron 1s orbitalını, sonrakı iki elektron 2s orbitalını, sonrakı altı elektron 2p orbitalını doldurur (və s.). Keçid keçməyən metal atomları ilə məşğul olarkən deyirik ki, bu orbitallar atomun ətrafında "orbital qabıqlar" əmələ gətirir və hər bir sonrakı qabıq əvvəlkindən daha uzaqda olur. Yalnız birinci qabıqda iki elektron var və bütün digər qabıqların hər birində səkkiz elektron var (yenidən keçid metal atomları istisna olmaqla). Buna oktet qaydası deyilir.

      • Məsələn, bur (B) götürək. Onun atom nömrəsi 5-dir, yəni bor atomunun beş elektronu var və elektron konfiqurasiyası belə görünür aşağıdakı şəkildə: 1s 2 2s 2 2p 1 . Birinci orbital qabığın cəmi iki elektronu olduğundan belə nəticəyə gəlmək olar ki, borun cəmi iki qabığı var: birincisi iki elektronlu (1s orbitallarında), ikincisi isə üçlü (2s və 2p orbitallarında).
      • Başqa bir misal olaraq, üç orbital qabığa malik olan xloru (Cl) nəzərdən keçirək: birincisi 1s orbitalında iki elektron, ikincisi 2s orbitalında iki elektron və 2p orbitalında altı elektron, üçüncüsü orbitalda iki elektron 3s orbital və 3p orbitalda beş elektron.

   4. Xarici təbəqədəki elektronların sayını tapın. Bu, müəyyən bir elementin valent elektronlarının sayı olacaqdır. Xarici qabıq tam doludursa (başqa sözlə, onun səkkiz elektronu və ya birinci qabıqda iki elektronu varsa), o zaman element inertdir və digər elementlərlə asanlıqla reaksiya verməyəcəkdir. Yenə də bu qaydalar keçid metallarına şamil edilmir.

      • Məsələn, bor hesab edin. Borun xarici qabığında üç elektron olduğundan, borun üç valent elektronu olduğu qənaətinə gəlmək olar.

   5. Orbital qabıqların sayını müəyyən etmək üçün dövri cədvəlin cərgələrindən istifadə edin. Kimyəvi elementlərin dövri cədvəlinin cərgələrinə dövrlər deyilir. Hər bir dövr atomların elektron qabıqlarının sayına uyğundur. Elementin valent elektronlarının sayını təyin etmək üçün bundan istifadə edə bilərsiniz - sadəcə olaraq soldan başlayaraq dövr ərzində elementin atom nömrəsini hesablayın. Qeyd edək ki, bu üsul keçid metallarına şamil edilmir.

      • Məsələn, bu element dördüncü dövrdə yerləşdiyi üçün seleniumun dörd orbital qabığı olduğunu bilirik. Dördüncü dövrün altıncı elementi (solda) olduğundan (keçid metalları istisna olmaqla) belə nəticəyə gələ bilərik ki, xarici dördüncü qabıq altı elektrondan ibarətdir və beləliklə, selenium altı valent elektrona malikdir.

Halojenlər dövri cədvəldə nəcib qazların solunda yerləşir. Bu beş zəhərli qeyri-metal element dövri cədvəlin 7-ci qrupundadır. Bunlara flüor, xlor, brom, yod və astatin daxildir. Astatin radioaktiv olmasına və yalnız qısamüddətli izotoplara malik olmasına baxmayaraq, yod kimi davranır və çox vaxt halogen kimi təsnif edilir. Halojen elementlərin yeddi valent elektronu olduğundan, tam oktet yaratmaq üçün onlara yalnız bir əlavə elektron lazımdır. Bu xüsusiyyət onları qeyri-metalların digər qruplarından daha aktiv edir.

ümumi xüsusiyyətlər

Halogenlər diatomik molekullar əmələ gətirirlər (X 2 forması, burada X halogen atomunu bildirir) - sərbəst elementlər şəklində halogenlərin mövcudluğunun sabit bir forması. Bu iki atomlu molekulların bağları qeyri-polyar, kovalent və təkdir. onların əksər elementlərlə asanlıqla birləşməsinə imkan verir, buna görə də təbiətdə heç vaxt birləşməmiş şəkildə baş vermirlər. Flüor ən aktiv halogendir, astatin isə ən azdır.

Bütün halogenlər oxşar xassələrə malik I qrup duzları əmələ gətirir. Bu birləşmələrdə halogenlər -1 yüklü halid anionları şəklində mövcuddur (məsələn, Cl - , Br -). -id sonluğu halid anionlarının mövcudluğunu göstərir; məsələn Cl - "xlorid" adlanır.

Bundan başqa, Kimyəvi xassələri halogenlər onlara oksidləşdirici maddələr kimi çıxış etməyə imkan verir - metalları oksidləşdirmək. Əksəriyyət kimyəvi reaksiyalar, halogenlərin iştirak etdiyi - sulu bir həlldə redoks. Halogenlər oksidləşmə vəziyyətinin (CO) -1 olduğu yerdə karbon və ya azotla tək bağlar əmələ gətirir. Üzvi birləşmədə halogen atomu kovalent bağlı hidrogen atomu ilə əvəz edildikdə, ümumi mənada halo- prefiksi və ya xüsusi halogenlər üçün flüoro-, xloro-, brom-, yod prefikslərindən istifadə edilə bilər. Halojen elementləri qütblü kovalent tək bağlarla diatomik molekullar yaratmaq üçün çarpaz bağlana bilər.

Xlor (Cl 2) 1774-cü ildə kəşf edilən ilk halogen idi, ondan sonra yod (I 2), brom (Br 2), flüor (F 2) və astatin (At, sonuncu dəfə 1940-cı ildə kəşf edilmişdir). "Halojen" adı yunanca hal- ("duz") və -gen ("forma etmək") köklərindən gəlir. Bu sözlər birlikdə "duz əmələ gətirən" mənasını verir, halogenlərin metallarla reaksiyaya girərək duzlar əmələ gətirdiyini vurğulayır. Halit natrium xloriddən (NaCl) ibarət təbii mineral olan qaya duzunun adıdır. Və nəhayət, halogenlər gündəlik həyatda istifadə olunur - diş pastalarında flüor var, xlor içməli suyu dezinfeksiya edir, yod isə qalxanabənzər vəz hormonlarının istehsalını təşviq edir.

Kimyəvi elementlər

Flüor atom nömrəsi 9 olan elementdir və F simvolu ilə qeyd olunur. Elementar flüor ilk dəfə 1886-cı ildə onu hidrofluor turşusundan təcrid etməklə kəşf edilmişdir. AT azad dövlət Flüor iki atomlu molekul (F2) kimi mövcuddur və yer qabığında ən çox yayılmış halogendir. Flüor dövri cədvəldə ən elektronmənfi elementdir. Otaq temperaturunda açıq sarı bir qazdır. Flüor da nisbətən kiçik atom radiusuna malikdir. Oksidləşmə vəziyyətinin sıfır olduğu elementar diatomik vəziyyət istisna olmaqla, onun CO -1-dir. Flüor son dərəcə reaktivdir və helium (He), neon (Ne) və arqon (Ar) istisna olmaqla, bütün elementlərlə birbaşa qarşılıqlı təsir göstərir. H 2 O məhlulunda hidrofluorik turşu (HF) zəif bir turşudur. Flüor güclü elektronmənfi olsa da, onun elektronmənfiliyi turşuluğu müəyyən etmir; Flüor ionunun əsas (pH > 7) olması səbəbindən HF zəif turşudur. Bundan əlavə, flüor çox güclü oksidləşdiricilər istehsal edir. Məsələn, flüor inert qaz ksenon ilə reaksiyaya girərək güclü oksidləşdirici maddə olan ksenon difluorid (XeF 2) əmələ gətirə bilər. Flüorun bir çox istifadəsi var.

Xlor atom nömrəsi 17 və kimyəvi simvolu Cl olan bir elementdir. 1774-cü ildə onu xlorid turşusundan təcrid etməklə kəşf edilmişdir. Elementar vəziyyətdə o, iki atomlu Cl 2 molekulunu əmələ gətirir. Xlorun bir neçə CO-su var: -1, +1, 3, 5 və 7. Otaq temperaturunda açıq yaşıl qazdır. İki xlor atomu arasında yaranan bağ zəif olduğundan, Cl 2 molekulunun birləşmələrə daxil olmaq qabiliyyəti çox yüksəkdir. Xlor metallarla reaksiyaya girərək xlorid adlanan duzlar əmələ gətirir. Xlor ionları dəniz suyunda ən çox rast gəlinən ionlardır. Xlorun da iki izotopu var: 35 Cl və 37 Cl. Natrium xlorid bütün xloridlərin ən çox yayılmış birləşməsidir.

Brom - kimyəvi element atom nömrəsi 35 və Br simvolu ilə. İlk dəfə 1826-cı ildə kəşf edilmişdir. Elementar formada brom iki atomlu Br 2 molekuludur. Otaq temperaturunda qırmızı-qəhvəyi bir mayedir. Onun CO -1, +1, 3, 4 və 5-dir. Brom yoddan daha aktivdir, lakin xlordan daha az aktivdir. Bundan əlavə, bromun iki izotopu var: 79 Br və 81 Br. Brom dəniz suyunda həll olunan bromiddə olur. Arxada son illər Dünya bromid istehsalı onun mövcudluğu və uzun qazan ömrü səbəbindən əhəmiyyətli dərəcədə artmışdır. Digər halogenlər kimi brom da oksidləşdirici maddədir və çox zəhərlidir.

Yod atom nömrəsi 53 və simvolu I olan kimyəvi elementdir. Yodun oksidləşmə dərəcələri var: -1, +1, +5 və +7. İki atomlu molekul kimi mövcuddur, I 2 . Otaq temperaturunda bərk maddə bənövşəyi. Yodun bir sabit izotopu var, 127 I. O, ilk dəfə 1811-ci ildə dəniz yosunu və sulfat turşusundan istifadə etməklə kəşf edilmişdir. Hazırda dəniz suyunda yod ionları təcrid oluna bilər. Yod suda çox həll olmasa da, ayrı-ayrı yodidlərdən istifadə etməklə onun həllini artırmaq olar. Yod tiroid hormonlarının istehsalında iştirak edərək orqanizmdə mühüm rol oynayır.

Astatin atom nömrəsi 85 və simvolu At olan radioaktiv elementdir. Onun mümkün oksidləşmə dərəcələri -1, +1, 3, 5 və 7-dir. İki atomlu molekul olmayan yeganə halogen. Normal şəraitdə qara metal bərk maddədir. Astatin çox nadir elementdir, ona görə də onun haqqında az şey məlumdur. Bundan əlavə, astatinin çox qısa bir yarım ömrü var, bir neçə saatdan çox deyil. 1940-cı ildə sintez nəticəsində alındı. Astatinin yoda bənzədiyinə inanılır. Fərqlidir

Aşağıdakı cədvəl halogen atomlarının quruluşunu, elektronların xarici təbəqəsinin quruluşunu göstərir.

Elektronların xarici təbəqəsinin oxşar quruluşu halogenlərin fiziki və kimyəvi xassələrinin oxşar olduğunu müəyyən edir. Lakin bu elementləri müqayisə edərkən fərqlər də müşahidə olunur.

Halojen qrupunda dövri xüsusiyyətlər

Sadə halogen maddələrin fiziki xassələri elementin atom nömrəsinin artması ilə dəyişir. Daha yaxşı assimilyasiya və daha aydınlıq üçün sizə bir neçə cədvəl təqdim edirik.

Qrupun ərimə və qaynama nöqtələri molekulun ölçüsü kimi artır (F

Cədvəl 1. Halogenlər. Fiziki xüsusiyyətlər: ərimə və qaynama nöqtələri

• Atom radiusu artır.

Nüvə ölçüsü artır (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Cədvəl 2. Halogenlər. Fiziki xassələri: atom radiusları

• İonlaşma enerjisi azalır.

Xarici valent elektronlar nüvənin yaxınlığında deyilsə, onları ondan çıxarmaq çox enerji tələb etməyəcək. Beləliklə, xarici elektronu kənara itələmək üçün lazım olan enerji, daha çox enerji səviyyəsi olduğu üçün element qrupunun altındakı qədər yüksək deyil. Bundan əlavə, yüksək ionlaşma enerjisi elementin qeyri-metal keyfiyyətlər nümayiş etdirməsinə səbəb olur. Yod və astatin ekranı metal xüsusiyyətlərə malikdir, çünki ionlaşma enerjisi azalır (At< I < Br < Cl < F).

Cədvəl 3. Halogenlər. Fiziki xassələri: ionlaşma enerjisi

• Elektromənfilik azalır.

Atomdakı valent elektronların sayı tədricən aşağı səviyyələrdə artan enerji səviyyələri ilə artır. Elektronlar tədricən nüvədən uzaqlaşır; Beləliklə, nüvə və elektronların hər ikisi bir-birinə cəlb edilmir. Ekranlamada artım müşahidə olunur. Buna görə də, artan dövrlə elektronmənfilik azalır (At< I < Br < Cl < F).

Cədvəl 4. Halogenlər. Fiziki xassələri: elektronmənfilik

• Elektron yaxınlığı azalır.

Atomun ölçüsü artan dövrlə artdığından, elektron yaxınlığı azalmağa meyllidir (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Cədvəl 5. Halojenlərin elektron yaxınlığı

• Elementlərin reaktivliyi azalır.

Artan dövrlə halogenlərin reaktivliyi azalır (At

Hidrogen + halogenlər

Bir halogen bir ikili birləşmə yaratmaq üçün başqa, daha az elektronmənfi elementlə reaksiya verdikdə halogenid əmələ gəlir. Hidrogen halogenlərlə reaksiyaya girərək HX halogenidləri əmələ gətirir:

• hidrogen florid HF;
• hidrogen xlorid HCl;
• hidrogen bromid HBr;
• hidrogen yodid HI.

Hidrogen halogenidləri hidrohalik (hidroftorik, hidroklor, hidrobromik, hidroiyodik) turşuları əmələ gətirmək üçün suda asanlıqla həll olunur. Bu turşuların xüsusiyyətləri aşağıda verilmişdir.

Turşular aşağıdakı reaksiya nəticəsində əmələ gəlir: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

HF istisna olmaqla, bütün hidrogen halidləri güclü turşular əmələ gətirir.

Hidrohalik turşuların turşuluğu artır: HF

Hidrofluorik turşu uzun müddət şüşə və bəzi qeyri-üzvi ftoridləri həkk etməyə qadirdir.

HF-nin ən zəif hidrohalik turşusu olması ziddiyyətli görünə bilər, çünki flüor ən yüksək elektromənfiliyə malikdir. Bununla belə, H-F bağı çox güclüdür, nəticədə çox zəif bir turşu meydana gəlir. Güclü bağ qısa bir bağ uzunluğu və yüksək dissosiasiya enerjisi ilə müəyyən edilir. Bütün hidrogen halidləri arasında HF ən qısa bağ uzunluğuna və ən böyük bağ dissosiasiya enerjisinə malikdir.

Halogen okso turşuları

Halogen okso turşuları hidrogen, oksigen və halogen atomları olan turşulardır. Onların turşuluğu struktur analizindən istifadə etməklə müəyyən edilə bilər. Halogen oksoasidlər aşağıda verilmişdir:

• Hipoklor turşusu HOCl.
• Xlor turşusu HClO 2.
• Perklor turşusu HClO 3.
• Perklor turşusu HClO 4.
• hipobrom turşusu HOBr.
• Brom turşusu HBrO 3.
• Brom turşusu HBrO 4.
• Yod turşusu HOI.
• Yod turşusu HIO 3.
• Metaod turşusu HIO4, H5IO6.

Bu turşuların hər birində bir proton bir oksigen atomuna bağlanır, buna görə də proton bağlarının uzunluqlarını müqayisə etmək burada faydasızdır. Elektroneqativlik burada dominant rol oynayır. Turşunun aktivliyi mərkəzi atomla əlaqəli oksigen atomlarının sayının artması ilə artır.

Maddənin görünüşü və vəziyyəti

Halojenlərin əsas fiziki xassələri aşağıdakı cədvəldə ümumiləşdirilə bilər.

Görünüş izahatı

Halojenlərin rəngi görünən işığın molekullar tərəfindən udulmasının nəticəsidir ki, bu da elektronların həyəcanlanmasına səbəb olur. Flüor bənövşəyi işığı udur və buna görə də açıq sarı görünür. Yod isə sarı işığı udur və bənövşəyi görünür (sarı və bənövşəyi bir-birini tamamlayan rənglərdir). Dövr artdıqca halogenlərin rəngi tündləşir.

Qapalı qablarda maye brom və bərk yod buxarları ilə tarazlıqdadır, bu da rəngli qaz kimi müşahidə oluna bilər.

Astatinin rəngi bilinməsə də, müşahidə edilən nümunəyə uyğun olaraq onun yoddan (yəni qaradan) daha tünd olması lazım olduğu güman edilir.

İndi sizdən soruşsalar: "Halojenlərin fiziki xüsusiyyətlərini xarakterizə edin", deyəcək bir şeyiniz olacaq.

Birləşmələrdə halogenlərin oksidləşmə vəziyyəti

Oksidləşmə vəziyyəti tez-tez "halogen valentlik" anlayışı əvəzinə istifadə olunur. Bir qayda olaraq, oksidləşmə vəziyyəti -1-dir. Lakin halogen oksigenə və ya başqa halogenə bağlanarsa, o, başqa hallar ala bilər: oksigen-2-nin CO-su üstünlük təşkil edir. İki fərqli halogen atomunun bir-birinə bağlanması halında, daha çox elektronegativ atom üstünlük təşkil edir və CO-1-i qəbul edir.

Məsələn, yod xloriddə (ICl) xlorda CO -1, yod isə +1 olur. Xlor yoddan daha elektronmənfidir, ona görə də onun CO -1-dir.

Brom turşusunda (HBrO 4) oksigendə CO -8 (-2 x 4 atom = -8) var. Hidrogenin ümumi oksidləşmə vəziyyəti +1-dir. Bu dəyərlərin əlavə edilməsi CO -7 verir. Birləşmənin son CO sıfır olması lazım olduğundan, bromun CO-su +7-dir.

Qaydanın üçüncü istisnası, CO-nun sıfır olduğu elementar formada (X 2) halogenin oksidləşmə vəziyyətidir.

Niyə flüorun SD həmişə -1 olur?

Artan dövrlə elektromənfilik artır. Buna görə də, flüor bütün elementlər arasında ən yüksək elektronmənfiliyə malikdir, bunu dövri cədvəldəki mövqeyi sübut edir. Onun elektron konfiqurasiyası 1s 2 2s 2 2p 5-dir. Flüor daha bir elektron qazanarsa, ən kənar p-orbitallar tamamilə doldurulur və tam oktet təşkil edir. Flüor yüksək elektronmənfiliyə malik olduğundan, yaxınlıqdakı atomdan asanlıqla elektron oğurlaya bilir. Bu vəziyyətdə flüor inert qaz üçün izoelektronikdir (səkkiz valent elektronla), onun bütün xarici orbitalları doldurulur. Bu vəziyyətdə flüor daha sabitdir.

Halojenlərin istehsalı və istifadəsi

Təbiətdə halogenlər anion vəziyyətindədirlər, buna görə də sərbəst halogenlər elektroliz yolu ilə oksidləşmə və ya oksidləşdirici maddələrdən istifadə etməklə əldə edilir. Məsələn, xlor duz məhlulunun hidrolizi nəticəsində əmələ gəlir. Halojenlərin və onların birləşmələrinin istifadəsi müxtəlifdir.

• Flüor. Flüor yüksək reaktiv olsa da, bir çox sənaye tətbiqlərində istifadə olunur. Məsələn, politetrafloroetilen (Teflon) və bəzi digər flüoropolimerlərin əsas komponentidir. CFC-lər əvvəllər aerozollarda soyuducu və yanacaq kimi istifadə edilən üzvi maddələrdir. Ətraf mühitə mümkün təsirləri səbəbindən onların istifadəsi dayandırılıb. Onlar hidrokloroflorokarbonlarla əvəz edilmişdir. Diş pastasına (SnF2) və içməli suya (NaF) flüor əlavə olunur ki, diş çürüməsinin qarşısını alır. Bu halogen, nüvə enerjisində (UF 6) istifadə edilən bəzi keramika növlərinin (LiF) istehsalı üçün, ftorxinolon antibiotikinin, alüminiumun (Na 3 AlF 6) istehsalı üçün, yüksək istilik izolyasiyası üçün istifadə olunan gildə tapılır. gərginlik avadanlığı (SF 6).
• Xlor müxtəlif istifadələrə də rast gəlinir. İçməli suları və hovuzları dezinfeksiya etmək üçün istifadə olunur. (NaClO) ağartıcıların əsas tərkib hissəsidir. Xlorid turşusu sənayedə və laboratoriyalarda geniş istifadə olunur. Xlor polivinilxloriddə (PVC) və məftilləri, boruları və elektronikanı izolyasiya etmək üçün istifadə olunan digər polimerlərdə mövcuddur. Bundan əlavə, xlorun əczaçılıq sənayesində faydalı olduğu sübut edilmişdir. Tərkibində xlor olan dərmanlar infeksiyaların, allergiyanın və diabetin müalicəsində istifadə olunur. Hidroxloridin neytral forması bir çox dərmanın tərkib hissəsidir. Xlor, həmçinin xəstəxana avadanlıqlarının sterilizasiyası və dezinfeksiya edilməsi üçün istifadə olunur. Kənd təsərrüfatında xlor bir çox kommersiya pestisidlərinin tərkib hissəsidir: DDT (diklorodifeniltrikloroetan) kənd təsərrüfatı insektisidləri kimi istifadə olunurdu, lakin onun istifadəsi dayandırılıb.

• Brom, yanmazlığına görə, yanmağı boğmaq üçün istifadə olunur. O, həmçinin məhsulları qorumaq və bakteriyaları basdırmaq üçün istifadə edilən bir pestisid olan metil bromiddə də var. Bununla belə, ozon təbəqəsinə təsirləri səbəbindən həddindən artıq istifadə tədricən aradan qaldırıldı. Brom benzin, foto plyonka, yanğınsöndürənlər, pnevmoniya və Alzheimer xəstəliyinin müalicəsi üçün dərmanların istehsalında istifadə olunur.
• Yod qalxanabənzər vəzinin düzgün işləməsində mühüm rol oynayır. Əgər orqanizm kifayət qədər yod qəbul etmirsə, qalxanabənzər vəzi böyüyür. Zob xəstəliyinin qarşısını almaq üçün bu halogen xörək duzuna əlavə edilir. Yod antiseptik kimi də istifadə olunur. Yod açıq yaraları təmizləmək üçün istifadə edilən məhlullarda, həmçinin dezinfeksiyaedici spreylərdə olur. Bundan əlavə, gümüş yodid fotoqrafiyada vacibdir.
• Astatin- radioaktiv və nadir torpaq halogeni, ona görə də başqa yerdə istifadə edilmir. Bununla belə, bu elementin tiroid hormonlarının tənzimlənməsində yoda kömək edə biləcəyinə inanılır.

VIIA-qrupunun p-elementlərinin ümumi xarakteristikası. Halogenlər.

VIIA qrupuna daxil olan flüor F, xlor Cl, brom Br, yod I, astatin At elementləri adlanır. halogenlər(ümumi təyinat D). Yunan dilindən tərcümə edilmişdir. halogenlər "duz istehsal edən" deməkdir. Hidrogen H də tez-tez bu qrupa daxil edilir, lakin onun xüsusiyyətləri halogenlərdən əhəmiyyətli dərəcədə fərqlənir və buna görə də hidrogenin kimyəvi xüsusiyyətlərini ayrıca nəzərdən keçirmək məsləhətdir.

Halojen atomlarının valent orbitallarında yeddi elektron var - ikisi s-də və beşi p-orbitallarında. Valentlik qabığının elektron düsturu ps 2 pr 5, harada P- dövr nömrəsi.

Nəcib qaz qabığının tamamlanmasından əvvəl bir elektron çatışmır. Buna görə də, halogenlər yüksək elektron yaxınlığına malikdir və güclü oksidləşdirici maddələrdir. Halojen atomları, bir elektron əlavə edərək, müvafiq nəcib qazın elektron quruluşu ilə tək yüklü halid ionları əmələ gətirir. (ps 2 pr 6).

Elektronları birləşdirmək meyli halogenləri tipik qeyri-metallar kimi xarakterizə edir. Halid ionları, xüsusilə Cl - bioloji mühitlərdə sabitdir.

Halogen atomlarının xarici elektron təbəqəsinin eyni quruluşu halogenlərin əmələ gətirdiyi sadə və mürəkkəb maddələrin kimyəvi xassələrində böyük oxşarlığa səbəb olur.

Bununla belə, oxşar halogen birləşmələrin xassələrinin müqayisəsi onların arasında əhəmiyyətli fərqlərin olduğunu göstərir. Sonuncular atom radiuslarının dəyişməsi və daxili elektron qabıqlarının fərqli strukturu ilə əlaqələndirilir. Beləliklə, məsələn, xlorda valentlik elektronlarından əvvəl 8 elektron qabıq olur, brom və yodda isə daha boş 18 elektron qabıq deformasiyaya meyllidir. Buna görə də gözləmək olar ki, xlor birləşmələrinin xassələri brom və yod birləşmələrinin xassələrindən, xüsusən də xarici atom orbitallarının kimyəvi bağların yaranmasında iştirak etdiyi hallarda.

Qrupdakı nüvənin yükünün F-dən At-a qədər artması ilə: atomların radiusları artır. Bu, F-At seriyasının ionlaşma enerjisi və elektron yaxınlığı, elektronmənfilik və standart reduksiya potensialının azalmasında əks olunur.

İonlaşma enerjisinin azalması, atom radiusunun artması ilə yanaşı, daxili təbəqələrin elektronları tərəfindən nüvə yükünün artması (elektron qabıqları doldurulduqca) ilə izah olunur. Həmçinin təbii olaraq, Cl-At seriyasında elektron yaxınlıq enerjisinin azalması baş verir. Bu, atomun radiusunun artması və skrininq nəticəsində sərbəst elektronun nüvəyə cəlb edilməsinin zəifləməsi ilə əlaqədardır. Nəticədə, p-elementlərin digər qruplarında olduğu kimi, doldurulmuş elektron qabıqların sayının artması ilə qeyri-metal xüsusiyyətlər zəifləyir.

Flüorun (328 kJ/mol) xlordan (349 kJ/mol) aşağı elektron yaxınlığı əhəmiyyətli elektronlararası itələmə ilə izah olunur. Sərbəst elektronun bir flüor atomu tərəfindən itələnməsinin artması atomun ölçüsünün kiçik olması ilə əlaqədardır. F-Cl-Br-I-At seriyasında yaxınlıq enerjisi ümumiyyətlə azaldığından, bu seriyada oksidləşdirici aktivlik də azalır.

Qeyd etmək lazımdır ki, flüorun elektron yaxınlığı xlordan aşağı olsa da, elementar flüor halogenlər arasında ən güclü oksidləşdirici maddədir. Bunu aşağıdakı kimi izah etmək olar.Qaz halında olan flüor və xlorun mənfi yüklü ionlara çevrilməsi üçün tələb olunan enerji halogen atomları Г arasında əlaqənin qırılması enerjisinin və elektron yaxınlığının cəminə bərabərdir.

Xlor molekulunda kimyəvi bağ çox güclü olduğundan, flüor molekulunda rabitənin qırılma enerjisi xlor molekulundan çox azdır. Xlor atomunun elektron yaxınlığının cüzi artımı xlor molekulunda kimyəvi əlaqəni pozmaq üçün böyük enerji sərfini kompensasiya etmir. Nəticədə flüor daha güclü oksidləşdirici maddədir.

Halojenlər müxtəlif kimyəvi birləşmələrlə xarakterizə olunur. Elementar halogenlər (sıfır oksidləşmə vəziyyəti) iki atomlu qeyri-qütblü G 2 molekullarıdır. Cl, Br, I, At atomlarının +1, +3, +5, +7 tək müsbət oksidləşmə hallarının yaranması elektronların d-orbitallara keçidi ilə əlaqədardır. Məsələn, xlor atomunun normal vəziyyətdə bir qoşalaşmamış elektronu və 5 sərbəst aşağı enerjili d-orbitalı var.

Belə bir atom udulmuş enerjidən asılı olaraq üç, beş və ya yeddi qoşalaşmamış elektronla həyəcanlanmış vəziyyətə keçirilə bilər.

İstisna flüordur. Atomunun aşağı səviyyəli d-alt səviyyələrinin olmaması həyəcanlanma prosesinin əlverişsiz olmasına səbəb olur. Bir elektronun yüksək 3D alt səviyyəyə keçməsi çox böyük enerji xərcləri tələb edir. Buna görə də, flüor birə bərabər sabit valentliklə xarakterizə olunur.

Bütün halogenlər NG hidrogen halidlərində (məsələn, HF, HCl) və EG halogen duzlarında (NaF, NaCl və s.) -1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirirlər.

Hidrogen halidləri (NH) suda çox həll olunan qazlardır. NG-nin sulu məhlulları turşular kimi davranır. Qrupda yuxarıdan aşağıya doğru halogenlərin elektronmənfiliyinin azalması ilə NG turşularının gücü artır. NG turşularının gücünün dəyişməsinin bu xarakteri HF-HCl-HBr-HI seriyasında NG bağının möhkəmliyinin azalması və G - ionlarının hidratasiya enerjisinin azalması ilə izah olunur.

Halojenlərin oksigen birləşmələri (oksidlər, turşular) istilik cəhətdən qeyri-sabitdir. F-At seriyasındakı halogenlərin oksigen birləşmələrinin sabitliyi ümumiyyətlə artır.

Halojenlər və halidlər. Elementar halogenlər G 2 ümumi formulunun maddələridir, yəni. iki atomlu molekullardan ibarətdir: F 2, Cl 2 , Br 2 , I 2 , At 2 . G-G rabitəsi atom np-orbitallarının üst-üstə düşməsi nəticəsində əldə edilən bir σ-bağlayıcı molekulyar orbital hesabına formalaşır. Qalan bağlanan molekulyar orbitallar (π-orbitallar) elektronlarla dolu boşalma orbitallarına uyğundur:

Neytral atomlardan iki atomlu halogen molekullarının əmələ gəlməsi əhəmiyyətli enerjinin ayrılması ilə müşayiət olunur. Cl 2 - Br 2 -I 2 - seriyasında 2-də nüvələrarası məsafənin artması ilə atomlar arasındakı əlaqənin gücü azalır. Müvafiq olaraq, bu seriyada G2 molekullarının dissosiasiya entalpiyaları azalır. Ardıcıl olaraq bağlanma gücünün azalmasının səbəbi bağlanan np orbitallarının üst-üstə düşmə dərəcəsinin azalmasıdır. Flüor molekullarında G-G bağının digər halogenlərlə müqayisədə daha aşağı möhkəmliyi d-orbitalların G-G rabitəsinin əmələ gəlməsində iştirak etməməsi ilə izah edilə bilər.

Elementar halogenlər G 2, qeyri-qütblü birləşmələr kimi suda zəif həll olunur. 20°C-də Cl 2-nin həllolma qabiliyyəti 0,091 mol/l, Br 2 - 0,22 mol/l, I 2 - 0,001 mol/l-dir. Bununla belə, tarazlıq G 2 (g) ⇄ G 2 (p) halogenlərin su ilə reaksiyalarına görə sağa sürüşür (Le Chatelier prinsipi).

Flüor su ilə güclü reaksiya verir:

2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.

Digər halogenlər su ilə reaksiya verdikdə, müvafiq hidrogen halidinə əlavə olaraq, oksigen tərkibli turşu əmələ gəlir. Məsələn, xlor aşağıdakı kimi reaksiya verir:

Cl 2 + H 2 O ⇄ H + + Cl - + HclO

Oksidləşmə - burada xlorun azalması (disproporsiya) baş verir. Bu reaksiya suyun xlorlandığı zaman baş verir.

Sudan daha yaxşı, brom və yod üzvi həlledicilərdə həll olunur: etanol, benzol, dietil efir. Bu xüsusiyyət sulu məhlullardan brom və yodu çıxarmaq üçün istifadə olunur.

Tibbi praktikada dezinfeksiyaedici olaraq su-spirt (w (I 2) \u003d 5%) və spirt (w (I 2) \u003d 10%) yodun məhlulları istifadə olunur.

Elementar halogenlər redoks reaksiyaları ilə xarakterizə olunur. Bu reaksiyalar halogen atomlarına elektronların əlavə edilməsi və halid ionlarının əmələ gəlməsi ilə G-G bağının qırılması ilə müşayiət olunur.

Elementar halogenlər güclü oksidləşdirici maddələrdir və demək olar ki, bütün sadə maddələrlə - metallar və qeyri-metallarla qarşılıqlı əlaqədə olur, halogenidlər əmələ gətirir. Halojenlər oksigen və azotla birbaşa qarşılıqlı təsir göstərmir. Halojenlərin metallarla reaksiyası böyük miqdarda istilik buraxmaqla ən sürətlə gedir. Beləliklə, məsələn, xlor atmosferinə yerləşdirilən metal natrium natrium xlorid əmələ gətirmək üçün yanır:

2Na (t) + Cl 2 (g) \u003d 2NaCl (t)

Xlor hətta aşağı temperaturda da bir çox qeyri-metallarla (fosfor, arsen, sürmə və silisium) birbaşa qarşılıqlı təsir göstərir. Beləliklə, ağ fosfor otaq temperaturunda xlor atmosferində alovlanır:

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

Eynilə, brom və yod metallar və qeyri-metallarla reaksiya verir. Bununla belə, brom və yodun reaktivliyi xlordan daha aşağıdır.

Flüor xüsusilə yüksək kimyəvi aktivlik nümayiş etdirir. Beləliklə, qələvi metallar, dəmir, qurğuşun, eləcə də qeyri-metallar S, P, artıq otaq temperaturunda flüor atmosferində alovlanır. Flüorla qızdırıldıqda, hətta ksenon və kripton nəcib qazlar belə reaksiya verir:

Xe + 2F 2 = XeF 4

Ən elektronmənfi element olan flüor IIA qrupunun elementləri ilə birləşmələr əmələ gətirir, onların sabitliyi BeF 2 - MgF 2 - CaF 2 - SrF 2 -BaF 2 sıralarında azalır. Bir çox biokimyəvi proseslərdə flüor inhibitor kimi çıxış edir, tərkibində Mg 2+, Ca 2+ və digər metal ionları olan fermentlərin aktiv mərkəzlərini bloklayır.

Elementar halogenlərin xassələrinin müqayisəsi göstərir ki, onların kimyəvi aktivliyi F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 -At 2 seriyasında azalır. Məsələn, flüor hətta qaranlıqda da hidrogenlə partlayıcı reaksiya verir. Xlor işıqlandırmadan hidrogenlə reaksiya vermir, lakin qızdırıldıqda və ya parlaq işıqda reaksiya partlama ilə davam edir (zəncir mexanizminə görə). Brom yalnız qızdırıldıqda hidrogenlə, yod isə yalnız güclü qızdırıldığında və hətta tam olaraq deyil, çünki hidrogen yodidin parçalanmasının əks reaksiyası baş verməyə başlayır.

Halojenlərin müxtəlif oksidləşmə qabiliyyəti onların bioüzvi maddələrə və canlı orqanizmlərin toxumalarına təsirində də özünü göstərir. Belə ki, güclü oksidləşdirici maddə olan qaz halında olan Cl 2 göz, burun, qırtlaq selikli qişalarının qıcıqlanmasına, ağciyərlərin ciddi zədələnməsinə səbəb olan zəhərli maddədir. Xlordan fərqli olaraq, yod antiseptik təsiri olan yumşaq oksidləşdirici maddədir. Lakin yodun yüksək konsentrasiyası və uzun müddət istifadəsi ilə yodizm hadisələri mümkündür (burun axması, ürtiker, dəri döküntüsü və s.).

Hidrogen halidləri . -1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirdikləri halogen birləşmələr arasında praktiki və nəzəri baxımdan ən vaciblərindən biri hidrogen halidləridir. Qaz halında olan NG-lərdə kimyəvi bağ qütb kovalentdir. Əlaqəni yaradan elektron cütü daha çox elektronmənfi elementə, halogenə qarşı güclü meyllidir.

VS metodu nöqteyi-nəzərindən NG-də kimyəvi bağ eyni xarakter daşıyır.

Bütün hidrogen halidlərinin elektron quruluşu eyni olduğundan, halogenin ion radiusunun artması ilə F - I seriyasında NG-nin xüsusiyyətləri monoton şəkildə dəyişir (istisna HF). HF - HCl - HBr - HI seriyasında NG molekullarında kimyəvi bağın gücünün azalması NG molekullarının atomlara dissosiasiya entalpiyalarının azalmasında və entalpiyanın və Gibbs əmələ gəlməsi enerjisinin artmasında əks olunur. NG molekulları.

Sərbəst halogenlərdə olduğu kimi, HF-HCl-HBr-HI seriyasında bağlanma gücünün azalmasının səbəbi hidrogen və halogen atomlarının orbitallarının üst-üstə düşmə dərəcəsinin azalmasıdır.

HF-HCl-HBr-HI silsiləsində bağ polaritesini xarakterizə edən dipol momenti 6,4-dən 1,3-ə qədər azalır. HF-nin maksimum polaritesinə əsaslanaraq belə güman etmək olar: 1) hidrogen halogenidlərinin suda həllolma qabiliyyəti bu seriyada azalmalıdır; 2) yaranan hidrohalik turşuların gücü: HF (hidrofluorik - hidrofluorik), HCl (xlorid - hidroklorik), HBr (hidrobromik), NI (hidroiyodik) də düşməlidir.

Bununla belə, eksperimental məlumatlardan belə çıxır ki, müvafiq olaraq ionlaşma dərəcəsi və F-dən I seriyasında H-G turşularının gücü, əksinə, artır. Həll qabiliyyəti HF-dən HCl-ə qədər azalır, lakin HCl-dən HI-yə qədər artır.

Hidrogen-halogen turşularının həllolma qabiliyyətinin və möhkəmliyinin müşahidə edilən dəyişməsinin səbəbi G - ionlarının radiusunun F -dən I-ə qədər artması və onların nəmləndirilməsinin azalmasıdır.

Qaz halında olan NG suda həll edildikdə hidratasiya baş verir.Bu zaman qütb NG bağının qırılması və hidratlı ionların əmələ gəlməsi müşahidə olunur. Hidratlanmış protonlar H + və anionlar I - bir-birindən təcrid olunur.Onların qarşılıqlı təsiri sırf elektrostatik olur. Lakin F - - Cl - - Br - - I - silsiləsində ion radiusları artdığından, bu seriyadakı hidroksonium ionu H 3 O + ilə halid ionları arasında Kulon qarşılıqlı təsiri azalır, bu da ionlaşma dərəcəsinin artmasına səbəb olur. HF-HCl-HBr-HI seriyasındakı hidrohalik turşuların. Eyni mülahizələrdən çıxış edərək, bu seriyada NG-lərin həllolma qabiliyyətinin dəyişməsini də izah etmək olar.

Baxılan nümunə göstərir ki, məhlulların fiziki-kimyəvi xassələrinin düzgün nəzəri proqnozu yalnız bu maddələrin molekullarının xüsusiyyətlərini deyil, həm də həlledici ilə qarşılıqlı təsirini nəzərə alaraq mümkündür.

HF-HCl-HBr-HI silsiləsində nüvələrarası məsafə artdıqca, hidrogen halogenidlərinin və hidrohalik turşuların azaldıcı aktivliyi artır.

Beləliklə, O 2 artıq adi temperaturda hidroyod turşusu ilə azaldılır:

O 2 + 4H + + 4I - \u003d 2H 2 O + 2I 2.

Hidrobrom turşusu dioksigenlə daha yavaş reaksiya verir, xlorid turşusu isə dioksigenlə ümumiyyətlə oksidləşmir. Turşu mühitdə Cl - anionunun laqeydliyi fiziologiya və tibb baxımından çox əhəmiyyətlidir.

Xlorid ionunun laqeydliyindən istifadə edərək, bir çox dərman preparatlarının tərkibinə daxil edilir. Tibb praktikasında natrium xloridin introduktiv məhlulları - izotonik (ağırlıq hissəsi 0,9%) və hipertonik (küt. fraksiya 3-5-10%) geniş istifadə olunur. Hipertonik məhlulların istifadəsi osmos qanunlarına əsaslanır.

Xlorid ionu bədəndə makro miqdarda olur. Xlorid turşusu şəklində mədə şirəsinin vacib komponentidir. Hidroklor turşusu həzm prosesində mühüm rol oynayır.

Mədə şirəsi (pH 1-dən 3-ə qədər) H + kationunu və Cl - , H 2 PO 4 - , HSO 4 - anionlarını ehtiva edir. Bununla belə, xlorid ionlarının konsentrasiyası Cl - digər anionların konsentrasiyasını əhəmiyyətli dərəcədə üstələyir. Buna görə də deyirlər ki, xlorid turşusu mədə şirəsində olur və onun kütlə payı təxminən 0,3% təşkil edir.

Mədədə xlorid turşusu istehsalı üçün NaCl lazımdır - süfrə duzu. Mədənin selikli qişasının hüceyrələrindən xlorid turşusunun sərbəst buraxılması (Şəkil 8.10) aşağıdakı tənliklə təsvir edilə bilər:

H 2 CO 3 (qan) + Cl - \u003d HCO 3 - (qan) + Hcl (mədə)

Mədə şirəsinin hidroklor turşusu pepsin fermentinin aktiv formasına keçməsi üçün lazımdır. Pepsin peptid bağlarının hidrolitik parçalanması yolu ilə zülalın həzmini təmin edir (fermentin adı da buna görədir).

Xlorun oksigen turşuları və onların duzları. Halojenlərin oksigen birləşmələri arasında xlorun oksi turşuları və onların duzları praktik tətbiqlər üçün ən vacibdir. Xlorun oksigen turşuları duzlarına nisbətən daha az dayanıqlıdır.

Xlor atomlarının +1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirdiyi HClO tərkibli bir turşu. sərbəst vəziyyətdə təcrid olunmur. Bu adlanır hipoxlorit(hipoxlor) və onun duzları - hipoxloritlər. Hipoklor turşusu xlorun su ilə reaksiyası nəticəsində əldə edilir:

Cl 2 + H 2 O ⇄ Cl - + HclO + H +.

Bu vəziyyətdə, xlor molekulunun atomlarından biri başqa bir atomdan bir elektron bağlayır və azalır, elektron verən digər xlor atomu isə oksidləşir:

Xlor hidroliz reaksiyası geri çevrilir və güclü şəkildə sola sürüşür.

HClO turşusu o qədər zəifdir ki, hətta karbon turşusu hipoklorit məhlullarından çıxarılır:

NaClO + H 2 O + CO 2 \u003d NaHCO 3 + HclO

Xlorun hidroliz dərəcəsi durulanmadan asılıdır. Xlorun ümumi konsentrasiyasının 100-dən 20 mmol/l-ə dəyişdirilməsi hidroliz dərəcəsinin 0,33-dən 0,73-ə qədər artmasına səbəb olur. Beləliklə, xlorlu su həmişə Cl 2 molekulları ilə birlikdə əhəmiyyətli miqdarda HClO ehtiva edir.

Hipoklor turşusu qeyri-sabitdir və hətta sulu məhlulda işığın təsiri altında parçalanır. Çürümə mexanizmi iki mərhələdə təqdim edilə bilər:

HClO + hν = HCl + [O]

burada [O] monooksigendir, oksigenin aktiv forması.

Hipoklor turşusu çox güclü oksidləşdirici maddədir, xlor suyunun bakterisid və ağardıcı təsirini izah edən onun əmələ gəlməsidir. HClO-nun parçalanması zamanı ayrılan monooksigen boyaların rəngini dəyişir və mikroorqanizmləri öldürür.

Hipoklor turşusu aşağıdakı sxemlərə uyğun olaraq RN (R üzvi radikaldır) üzvi birləşmələri ilə reaksiya verə bilir:

RN + HClO \u003d RON + HCl

RN + HClO = RCl + H 2 O

olanlar. həm oksidləşdirici, həm də xlorlaşdırıcı agent kimi.

Məsələn, HClO mikroorqanizmləri təşkil edən zülalları məhv edir (denaturasiya edir). Bu vəziyyətdə xlor zülalın peptid bağlarının hidrogen atomlarını əvəz edir:

R-CO-NH-R 1 + HClO → R-CO-NCl-R 1 + H 2 O

Nəticədə zülalların ikincil strukturu pozulur ki, bu da mikroorqanizmlərin ölümünə səbəb olur. Buna görə də suyu dezinfeksiya etmək üçün xlorlama istifadə edilə bilər. Buradan belə nəticə çıxır ki, xlorun sulu məhlullarının bakterisid təsiri həm monooksigenin əmələ gəlməsi, həm də hipoklor turşusunun xlorlaşdırıcı təsiri ilə əlaqələndirilir. Xlorlu suda əmələ gələn az miqdarda xlor turşusu zərərsizdir və belə su içməyə yararlıdır.

Hipoklor turşusu qaz Cl 2-dən daha güclü oksidləşdirici maddədir. Bunu eksperimental olaraq sübut etmək olar: quru xlor, tərkibində HClO olan "xam"dan daha az effektli ağardır.

Oksidləşmə vəziyyətini +1 göstərən brom və yod HBrO oksigen turşularını da əmələ gətirir. (hipobrom) və HIO (hipoioid).

Cl-Br-I seriyasında oksigen tərkibli turşuların gücü bu seriyada halogen atomlarının kovalent radiusunun artması səbəbindən azalır ki, bu da O-G kovalent bağının zəifləməsi ilə müşayiət olunur.

Cl-dən I-ə qədər olan sıralarda QHT-nin oksidləşdirici xüsusiyyətləri də azalır, nisbi dayanıqlığı artır. Beləliklə, QHT qızdırıldıqda və ya işığa məruz qaldıqda

2NGO (p) \u003d 2NG (p) + O 2 (g).

Yodun antiseptik və dezinfeksiyaedici təsirinin kimyası bir çox cəhətdən xlorun kimyasına bənzəyir. Beləliklə, yod, xlor kimi, mikroorqanizmlərin zülal molekullarında azot atomlarında hidrogen atomlarını əvəz edir, bu da onların ölümünə səbəb olur:

R-CO-NH-R 1 + HIO → R-CO-NI-R 1 + H 2 O

Tibbi praktikada, gündəlik həyatda və sənayedə hipoklor turşusunun duzları, həmçinin halogenlərin aktiv formalarını ayıran xlor və yod preparatları istifadə olunur.

Xlorlu suya qələvi əlavə edilərsə, hipoklor və hidroklor turşularının neytrallaşdırılması səbəbindən xlor hidrolizinin tarazlığı sağa (Le Chatelier prinsipi) sürüşəcəkdir:

HCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H 2 O

və ya ion şəklində:

HclO + OH - \u003d OSl - + H 2 O

Bu üsulla alınan kalium xlorid və hipoxlorit məhlulu deyilir turşəng suyu. Parçaları ağartmaq üçün istifadə olunur. Onun ağartma xassələri kalium hipoxloritin suyun mövcudluğunda havanın karbonmonoksidi (IV) ilə qarşılıqlı əlaqədə olması ilə əlaqədardır:

KClO + H 2 O + CO 2 \u003d HclO + KHCO 3

və ya ion şəklində:

ClO - + H 2 O + CO 2 \u003d HclO + HCO 3 -

olanlar. boyaları məhv edən hipoklor turşusu əmələ gəlir.

Kalsium (II) hidroksid üzərində xlorla hərəkət edərək, bir qarışıq alınır, deyilir ağartma və ya ağartıcı:

2Ca (OH) 2 + 2Cl 2 \u003d Ca (ClO) 2 + 2H 2 O + CaCl 2

Aşağıdakı struktur düsturuna uyğun gələn xlorid və hipoklor turşularının qarışıq duzu hesab edilə bilər:

Xlorlu əhəng kəskin qoxulu ağ tozdur, güclü oksidləşdiricidir və dezinfeksiyaedici, ağardıcı və qazsızlaşdırıcı vasitə kimi istifadə olunur.

Rütubətli havada CaOCl 2 karbon monoksit (IV) ilə reaksiyaya girərək, tədricən hipoklor turşusunu buraxır, əvvəllər müzakirə edildiyi kimi, monooksigen əmələ gətirmək üçün parçalanır. HClO da hidroliz nəticəsində ayrılır:

Ca (OCl) Cl + H 2 O ⇄ CaOH + + HClO + Cl -

Xlorid turşusu ağartıcıya təsir etdikdə sərbəst xlor ayrılır:

Ca(OCl)Cl + 2HCl = CaCl 2 + Cl 2 + H 2 O

Ba (ClO 2) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2HClO 2 + BaSO 4

Hipoklor turşusu qızdırıldıqda, əmələ gəlmək üçün asanlıqla parçalanır xlor turşusu HClO 3:

3HOCl \u003d 2HCl + HClO 3

Xlor turşusu molekulunda xlor atomu +5 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir.Xlor turşusunun duzları adlanır. xloratlar. Soyuqda deyil, qələvi isti bir məhluldan, məsələn KOH, xlor keçirsə, KClO əvəzinə KClO 3 əmələ gəlir:

3Cl 2 + 6KOH = 5KSl + KClO 3 + 3H 2 O

Reaksiya məhsulları kalium xlorid və kalium xloratdır - KClO 3 (bertolet duzu). Perklor turşusu sərbəst vəziyyətdə təcrid olunmayıb, lakin HClO və HClO 2-dən fərqli olaraq onun konsentrat məhlulları (40%-ə qədər) məlumdur. Perklor turşusu güclü turşudur). Oksidləşdirici aktivliyə görə HClO 3 HClO 2-dən daha aşağıdır.

Böyük miqdarda xloratlar zəhərlidir.

Perklor turşusu (perklor turşusu). HClO 4 (xlor atomu +7 oksidləşmə vəziyyətinə malikdir) partlaya bilən rəngsiz mayedir, lakin onun sulu məhlulları kifayət qədər sabitdir. Perklor turşusu bütün məlum turşuların ən güclüsüdür.

HClO 4-ün oksidləşdirici fəaliyyəti HClO 3-dən daha azdır və turşu xüsusiyyətləri daha qabarıqdır. Perklor turşusunun duzları - quru vəziyyətdə olan perkloratlar güclü oksidləşdirici maddələrdir və onların tərkibində olan qeyri-üzvi komponentlərin təyini zamanı müxtəlif biomaterialların minerallaşması üçün istifadə olunur.

Xlor oksigen turşularının xassələrini müqayisə edərək aşağıdakı nəticələrə gəlmək olar: HClO-HClO 2 -HClO 3 -HClO 4 silsiləsində xlorun oksidləşmə dərəcəsi artdıqca turşuların gücü də artır.

Turşu xassələrinin dəyişməsinin bu xarakteri onunla izah olunur ki, HO-Cl, HO-ClO, HO-ClO 2, HO-ClO 3 silsiləsində oksigen atomlarının sayı artdıqca O-H rabitəsinin möhkəmliyi zəifləyir. Oksigen atomlarının sayının artması ilə turşuların gücündə kəskin artım (Cl-O bağlarının sayının artması) elektron sıxlığının H-O bağından Cl-O bağına çəkilməsi ilə izah edilə bilər.

Xlor oksigen turşularının oksidləşdirici xassələrinin müqayisəsi göstərir ki, SlО - - СlО 2 - - СlО 3 - - СlO 4 anionları silsiləsində oksidləşmə qabiliyyəti aşağı düşür. Oksidləşdirici aktivliyin dəyişməsinin bu xarakteri, σ- və π- bağlarının əmələ gəlməsində iştirak edən elektronların sayının artması ilə əlaqədar göstərilən anionlar seriyasında sabitliyin artması ilə izah edilə bilər.

Halojenlərin kompleks birləşmələri. Halogenlər həm liqandlar, həm də kompleksləşdirici maddələr kimi kompleks birləşmələrə daxildir. VIIA qrupunun elementləri metal ionları ilə liqandlar kimi kompleks əmələ gəlməyə daha çox meyllidirlər. Adətən, halogenid komplekslərinin sabitliyi F>Cl>Br>I qaydasında azalır, lakin bəzi metal ionları üçün tərs qayda müşahidə olunur.

Mürəkkəb halidlərin əmələ gəlməsi canlı orqanizmlərdə də baş verir. Beləliklə, artıq flüor ionlarının bədənə toksik təsiri E fermentlərinin aktiv mərkəzlərinin bir hissəsi olan metal kationları ilə ftorid komplekslərinin əmələ gəlməsi ilə əlaqələndirilir:

E-M n + + F - → [E-M-F] n -1

Metalın sərbəst orbitalının bağlanması nəticəsində fermentlərin fəaliyyəti dayandırılır.

Tibbdə istifadə edilən halogenlərin mühüm kompleks birləşmələri xərçəng əleyhinə dərmanlardır (kimyaterapiya). Cis-diamindichloroplatinum (II) [Pt(NH 3) 2 Cl 2 ] və cis-diamintetrachloroplatinum (IV) [Pt(NH 3) 2 Cl 4] aktiv hesab olunur.

Komplekslər məlumdur ki, burada kompleksləşdirici agent halid ionu, liqandlar isə halogen molekullarıdır. Belə tərkib kompleksləri [G ∙ (G 2) x] - adlanır polihalidlər. Beləliklə, kalium yodidin iştirakı ilə suda molekulyar yodun həllolma qabiliyyətinin artması kompleks bir ion meydana gəlməsi ilə əlaqələndirilir:

I - + I 2 ⇄ -

Kompleksin dissosiasiyası (reversiv reaksiya) poliiodid məhlulunda bakterisid xassələrə malik elementar yodun olmasını təmin edir. Buna görə tibbi praktikada KI əlavəsi ilə yod məhlulu istifadə olunur.

Mövzu haqqında da oxuyun:

1. Asanlıqla Evdə Hazırlanan Split Saç Maskaları Qidalandırıcı Split Saç Maskası
2. İntim bölgələrdə saçların çıxarılması üsulları
3. Bu sadə prosedur bütün bədəni sağaldacaq.
4. Uşağın oyuncaqlara etinasızlığı