VALENTS(lad. valentia - tugevus) - aatomite moodustumise võime keemilised sidemed. V. võib pidada aatomi võimeks anda või kinnitada teatud. elektronide arv. V. on positiivne, kui aatom loovutab elektrone, ja negatiivne, kui aatom neid vastu võtab. V. kvantitatiivseks mõõduks peetakse valentslöökide arvu in struktuurne kuju molekulid, mis ühendavad antud aatomit molekuli teiste aatomitega (löökide arv võrdub keemilise sideme kordsusega).

Täielik pilt erinevate klasside ja keemiliste molekulide struktuurist. seosed neis on äärmiselt keerulised ja mitmekesised, seetõttu puudub V. ühest ja kõikehõlmavat määratlust. Kuid valdaval enamusel juhtudel võib piirduda kahe valentsitüübi – kovalentsuse ja ioonse valentsiga (viimast nimetatakse ka elektrovalentsiks või heterovalentsiks). Kovalents on võrdne korduste summaga kovalentsed sidemed, mille moodustab antud aatom ehk elektronpaaride sotsialiseerumise tõttu tekkivad sidemed (ükssideme puhul on selleks üks paar, kaksiksideme puhul kaks paari jne). Iooniline V. määratakse elektronide arvu järgi, mille antud aatom ioonsideme moodustumisel andis või vastu võttis. Mõnel juhul mõistetakse V.-na koordinatsiooni. arv, mis on võrdne vahetus läheduses olevate aatomite arvuga. lähedus antud aatomile molekulis, kompleksühendis või kristallis.

Aatomi V. on seotud selle elektroonilise struktuuriga ja järelikult selle asukohaga elementide perioodiline tabel, t, to., andes või sidudes elektrone, kipub aatomil olema täidetud, max. stabiilne väli. elektrooniline kest. Jah, max. C-aatomi, mille välises (valents)kihis on 4 elektroni, V. on 4, seetõttu on ta näiteks metaani molekulis (CH 4) seotud kovalentsete sidemetega 4 vesinikuaatomiga, tema kovalentsus on 4. Na aatom annab ühtsuse. ext. elektron (valentsus Na + 1) F-aatomile, millel on väline. 7 elektronist koosnev kest (valents F -1), mille tulemusena moodustub NaF molekul. Seega võib järeldada, et leelismetalli aatomite valents on +1, leelismuldmetallide aatomite valents on +2, halogeeni aatomite valents on -1, N aatomil on valents . 5 elektronist koosnev kest peab olema kolmevalentne ja O-aatom, millel on 6 välist. elektronid – kahevalentsed.

Ajalooliselt on V. mõiste kujunenud alguses sõnastatu põhjal. 19. sajand J. Dalton (J. Dalton) mitmekordse suhte seadus. Kõik R. 19. sajand sai teatavaks, et kaugeltki kõik võimalikud mitmekordsed suhted ei ole lubatud; näiteks F-aatom võib ühineda ainult ühe H-aatomiga, O-aatom kahe, N-aatom kolmega, C-aatom nelja H-aatomiga See võime siduda või asendada teatud. aatomite arv ja sai nimeks V. Pärast esimese aatomiteooria tekkimist sõnastas G. Lewis (G. Lewis) aastatel 1916-17 reegli, mille kohaselt iga element kipub lagunema. ühendused täidetud väljast. elektronkihti ja teoreetiliselt põhjendatud kovalentsust ning W. Kossel andis ioonse kesta teooria. kvantkeemia ja ebatavaliste omadustega ühendite süntees.

Kvantkeemias on laialt levinud mõiste suunatud V. Seega arvatakse, et aatom C, millel on koordinatsioon. arv 4 (4 lähimat naabrit, millega see aatom moodustab kovalentsed sidemed), V. on suunatud tetraeedri tippudele (eeldusel, et aatom ise asub tetraeedri keskmes); C-aatomi juures koos koordinatsiooniga. number 3 (üks kovalentsetest sidemetest on topelt) B. asuvad samal tasapinnal ja moodustavad omavahel 120° nurgad jne. Joonisel kujutatud tüüpi kompleksides, kus M on Fe, Cr, Ti jne aatom, on seotud kahe pentadienüültsükliga C 5 H 5, B. suunatakse metalliaatomilt penta moodustavatele aatomitele. -dienüülrõngad. Selliste komplekside puhul tekkisid ideed delokaliseeritud sõjapidamisest (kuna sellistes rõngastes olevad elektronid on kogu tsükli jooksul ümber paigutatud – "sotsialiseerunud") ja grupisõjast (kuna me räägime metalliaatomi interaktsioonist aatomirühmaga).

Praeguseks on sünteesitud inertgaaside ühendeid (XeF 2, XeF 4, XeO 3 jne), V. to-rykh loeti nulliks. Lõpuks on avastatud väga suur hulk ühendeid, milles sama aatom ühineb teise elemendi aatomitega dets. stöhhiomeetriline suhted olenevad välisest. tingimused. Seega annab gaasiline ühend PCl 5 kondenseerudes kompleksid + ja ~ koos koordineerimisega. vastavalt numbrid 4 ja 6. Temperatuuri tõustes tekivad ühendid PCl 3, PCl 2, PCl ja ioonid jne mõned max. väärtused.

T. o. rangelt võttes ei ole V. konkreetne. elemendi omadused; saame rääkida ainult elemendi kalduvusest avalduda raal. chem. ühe või teise B ühendid.

V. mõiste on mõistega tihedalt seotud aatomi valentsseisund st selline hüpoteetiline olekud, milles aatom on molekulis. Selle oleku määrab hõivatud ja vaba valentsi tüüp ja arv aatomi orbitaalid(st sellised, to-rukis vastavad välistele elektronkihtidele), iga aatomiorbitaali asustavate elektronide arv ja seosed. elektronide spinnide orientatsioon. Ilmselgelt muutub ülaltoodud P-st ja Cl-st koosnevate ühendite seerias P-aatomi valentsolek ühendist ühendiks.

Lit.: Pauling L., üldine keemia, per. inglise keelest, M., 1974; Cartmell E., Fowles G., Molekulide valents ja struktuur, trans. inglise keelest, M., 1979. V. G. Daševski.

Ülesanne 808.
Märkige halogeeniaatomite struktuuri põhjal, millised valentsseisundid on iseloomulikud fluorile, kloorile, broomile ja joodile. Millised on halogeenide oksüdatsiooniastmed nende ühendites?
Otsus:
Välimisel elektronikihil sisaldavad halogeeniaatomid seitset elektroni – kaks s- ja viis p-orbitaalides (ns 2 np 5). Kuni välise elektronkihi täieliku valmimiseni puudub halogeeni aatomitel üks elektron, mistõttu kõikide halogeenide aatomid lisavad kergesti ühe elektroni korraga, moodustades ühe laenguga negatiivseid ioone (Г - ). Halogeenide valents on võrdne ühega ja oksüdatsiooniaste on -1.

Fluori aatomid ei sisalda vabu d-orbitaale, mistõttu s- ja p-elektronide üleminek d-orbitaalidele on võimatu. Seega on fluor alati oma ühendites oksüdatsiooniastmes -1 ja on samal ajal valentsus. võrdne ühega. Ülejäänud halogeenidel on vabad d-orbitaalid, mistõttu on võimalik ühe s- ja kahe p-elektroni üleminek d-alatasanditele. Fluori, kloori, broomi ja joodi aatomite väliselektroonilise taseme elektronide jaotus kvantrakkude vahel on järgmine:

Fluori aatomi normaalne olek:

Halogeeni aatomi (kloor, broom ja jood) normaalne olek:

Halogeeni aatomite (kloor, broom ja jood) olek ergastamisel:

Seetõttu on kloori, broomi ja joodi aatomitel erinev oksüdatsiooniaste vahemikus -1 kuni 0, samuti +1 kuni +7. Nende jaoks on iseloomulikud oksüdatsiooniastmed -1, 0, +3, +5, +7. Oksüdatsiooniaste -1 on iseloomulik kõigile halogeenidele, kuna nende ergastamata olekus aatomitel on üks paaritu elektron, mis võib kovalentse mehhanismi kaudu osaleda ühe sideme moodustamises. Oksüdatsiooniaste +1 tekib siis, kui halogeeniaatom loovutab oma ainsa paaritu p-elektroni elektronegatiivsemale elemendile, näiteks hapnikule. Erandiks on fluor, kuna see on kõige elektronegatiivsem element. Kloori, broomi ja joodi oksüdatsiooniastmed nende aatomite ergastatud olekus võivad omandada väärtused, mida iseloomustavad kolm, viis ja seitse paarimata elektroni (+3, +5, +7).

Välja arvatud mõned oksiidid (ClO 2 , Cl 2 O 6 ), on halogeenidel peale fluori (-1) oma ühendites veider oksüdatsiooniaste.

Ülesanne 809.
Andma võrdlev omadus halogeeniaatomid, mis näitavad: a) esimeste ionisatsioonipotentsiaalide muutumise olemust; 6) elektronide afiinsusenergia olemus.
Otsus:
a) Halogeeni aatomite esimesed ionisatsioonipotentsiaalid vähenevad loomulikult koos elemendi aatomarvu suurenemisega, mis viitab metalliliste omaduste suurenemisele. Seega on fluori ionisatsioonipotentsiaal I 17,42 eV, kloori puhul 12,97 eV, broomi puhul 11,48 eV, joodi puhul 10,45 eV. Seda mustrit seostatakse aatomite raadiuste suurenemisega, kuna elemendi järjekorranumbri suurenemisega ilmuvad uued elektroonilised kihid. Aatomituuma ja välimiste elektronide vahel paiknevate elektronide vahekihtide arvu suurenemine toob kaasa tuuma tugevama sõelumise, st selle efektiivse laengu vähenemise. Mõlemad tegurid (väliselektronide kasvav eemaldamine tuumast ja selle efektiivse laengu eemaldamine) toovad kaasa välise elektronide ja tuuma vahelise sideme nõrgenemise ning sellest tulenevalt ionisatsioonipotentsiaali vähenemise.

b) Elektronide afiinsusenergia on vaba aatomiga liitumisel vabanev energia. Halogeeni aatomite puhul väheneb elemendi järgarvu suurenemisel elektronide afiinsus loomulikult reas: F, Cl, Br, I. Klooriaatomil on suurem elektronafiinsus kui fluoril, kuna klooril on d-alamtase väline energiatase. Elektroni afiinsusenergia vähenemine aatomituuma laengu suurenemisega on seletatav elemendi aatomi raadiuse suurenemisega ja sellest tulenevalt ka tuuma efektiivse laengu vähenemisega.

Ülesanne 810.
Andke halogeenidest moodustunud lihtainete omaduste võrdlev kirjeldus, näidates ära muutuse olemuse: a) G2 molekulide dissotsiatsiooni standardentalpiad; b) lihtainete agregatsiooni olek tavalisel temperatuuril ja rõhul; c) redoksomadused. Nimetage nende muudatuste põhjused.
Otsus:
a) Seerias Cl 2 - Br 2 - I 2 väheneb molekulis aatomitevahelise sideme tugevus järk-järgult, mis väljendub G 2 molekulide aatomiteks dissotsiatsiooni entalpia vähenemises. Selle põhjused on seletatavad asjaoluga, et interakteeruvate aatomite väliste elektronpilvede suuruse suurenemisega nende kattumise aste väheneb ja kattumispiirkond asub aatomituumadest üha kaugemal. Seetõttu väheneb kloorilt broomile ja joodile üleminekul halogeeni aatomite tuumade külgetõmme kattuvate elektronpilvede piirkonda. Lisaks suureneb seerias: Cl - Br - I tuuma sõeluvate elektronide vahekihtide arv, mis nõrgendab ka aatomituumade vastasmõju kattuvate elektronpilvede piirkonnaga. Kuid fluor on nendest andmetest välja jäetud: F 2 molekuli fluori aatomite vahelise sideme tugevus on väiksem kui klooril. Seda saab seletada d alamtaseme puudumisega fluori aatomi välises elektronkihis. Teiste halogeenide molekulidel on vabad d-orbitaalid ja seetõttu toimub aatomite vahel täiendav doonor-aktseptor interaktsioon, mis tugevdab aatomite vahelist sidet.

b) Normaaltingimustes on fluor ja kloor gaasilised ained, broom on vedelik ja jood kristalne aine. Halogeenide sulamis- ja keemistemperatuur tõusevad loomulikult reas F - Cl - Br - I. See on seletatav asjaoluga, et aatomiraadiuse suurenemisega suureneb molekulide polariseeritavus. Selle tulemusena paraneb molekulidevaheline dispersiooni interaktsioon, mis toob kaasa lihtsate halogeenainete sulamis- ja keemistemperatuuri tõusu.

c) Halogeenide redoksomadused muutuvad loomulikult reas F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2. Oksüdeerivad omadused vähenevad halogeenide reas fluorist joodiks, nõrgim oksüdeerija on jood. Redutseerivad omadused halogeenide seerias suurenevad, nõrgim redutseerija on fluor. See juhtub seetõttu, et rühmas, kus elemendi järgarv suureneb, kasvavad järjestikku aatomite ja anioonide raadiused Г- ning vähenevad elementide elektronafiinsus ja elektronegatiivsus. Seetõttu suureneb seerias võime elektrone loovutada ja vastu võtta - väheneb
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2.

Ülesanne 811.
Halogeenmolekulide dissotsiatsioonienergia vastavalt skeemile Г 2 ↔ 2Г on fluori, kloori, broomi ja joodi puhul vastavalt 155, 243, 190, 149 kJ/mol. Selgitage kloori molekulide suurimat tugevust.
Otsus:
C l2 - Br 2 - I 2 seerias väheneb molekulis aatomitevahelise sideme tugevus järk-järgult, mis väljendub G 2 molekulide aatomiteks dissotsiatsiooni entalpia vähenemises. Selle põhjused on seletatavad asjaoluga, et interakteeruvate aatomite väliste elektronpilvede suuruse suurenemisega nende kattumise aste väheneb ja kattumispiirkond asub aatomituumadest üha kaugemal. Seetõttu väheneb kloorilt broomile ja joodile üleminekul halogeeni aatomite tuumade külgetõmme kattuvate elektronpilvede piirkonda. Lisaks suureneb seerias: Cl - Br - I tuuma sõeluvate elektronide vahekihtide arv, mis nõrgendab ka aatomituumade vastasmõju kattuvate elektronpilvede piirkonnaga. Kuid fluor on nendest andmetest välja jäetud: F 2 molekuli fluori aatomite vahelise sideme tugevus on väiksem kui klooril. Seda saab seletada d alamtaseme puudumisega fluori aatomi välises elektronkihis. Teiste halogeenide molekulidel on vabad d-orbitaalid ja seetõttu toimub aatomite vahel täiendav doonor-aktseptor interaktsioon, mis tugevdab aatomite vahelist sidet. Lisaks on kloori aatomiraadius endiselt suhteliselt väike, vaid veidi suurem kui fluoril, kuid oluliselt väiksem kui broomil ja joodil. Seetõttu on sidumisenergia Cl 2 molekulis palju suurem kui F 2 oma. Nimetatakse täiendavaid doonor-aktseptor sidemeid daativ.

Sidemete moodustumise skeem F 2 ja Cl 2 molekulides.

Valentselektronid asuvad aatomi väliskestas. Nende arv määrab võimalike keemiliste ühendite arvu, mida aatom võib moodustada. Parim viis määrake valentselektronide arv - kasutage Mendelejevi perioodilisustabelit.

Sammud

1. osa

intransition metallid

Nummerdage perioodilisustabeli iga veerg vahemikus 1 kuni 18 (alustades esimesest vasakpoolsest veerust). Reeglina on perioodilisuse tabeli ühe veeru kõigil elementidel sama arv valentselektrone. Veerud on rühmad, millesse keemilised elemendid on jagatud.

• Näiteks vesiniku (H) kohale kirjutage arv 1, kuna esimene veerg algab sellega, ja heeliumi (He) kohale arv 18, kuna kaheksateistkümnes veerg algab sellega.

1. Nüüd leidke perioodilisuse tabelist element, mille valentselektronide arvu soovite leida. Seda saate teha elemendi sümboli (igas lahtris olevad tähed), selle aatomnumbri (iga lahtri vasakus ülanurgas olev number) või muu teile kättesaadava teabe abil.

   • Näiteks määrame süsiniku (C) valentselektronide arvu. Selle aatomnumber on 6 ja neljateistkümnes rühm algab sellega.
   • Selles alapeatükis me ei käsitle siirdemetalle, mis paiknevad rühmades 3 kuni 12. Need elemendid erinevad pisut ülejäänutest, mistõttu siin kirjeldatud meetodid nende puhul ei kehti. Siirdemetallidest tuleb juttu järgmises alapeatükis.

2. Valentselektronide arvu määramiseks mittesiirdemetallides kasutage rühmanumbreid. Arv rühmanumbris ühikunumbris määrab valentselektronide arvu elementide aatomites. Teisisõnu:

   • 1. rühm: 1 valentselektron
   • 2. rühm: 2 valentselektroni
   • Rühm 13: 3 valentselektroni
   • Rühm 14: 4 valentselektroni
   • Rühm 15: 5 valentselektroni
   • Rühm 16: 6 valentselektroni
   • Rühm 17: 7 valentselektroni
   • Rühm 18: 8 valentselektroni (välja arvatud heelium, millel on 2 valentselektroni)
   • Meie näites, kuna süsinik on rühmas 14, võime järeldada, et ühel süsinikuaatomil on neli valentselektroni.

   siirdemetallid

   1. Leidke element rühmadest 3 kuni 12. Need rühmad sisaldavad siirdemetalle. Selles alapeatükis kirjeldame, kuidas määrata valentselektronide arvu selliste elementide aatomites. Pange tähele, et mõnes elemendis ei saa valentselektronide arvu määrata.

      • Näiteks vaatleme tantaali (Ta); selle aatomnumber on 73. Järgmiseks leiame selle valentselektronide arvu (või vähemalt proovime seda teha).
      • Pange tähele, et siirdemetallide hulka kuuluvad lantaniidid ja aktiniidid (nimetatakse ka haruldasteks muldmetallideks), kaks rida elemente, mis kipuvad olema põhitabeli all ja algavad lantaanist ja aktiiniumist. Kõik need elemendid kuuluvad perioodilisuse tabeli 3. rühma.

   2. Et mõista, miks on raske määrata valentselektronide arvu siirdemetallides, on vaja anda väike selgitus elektronide paigutuse kohta aatomites.

   3. Siirdemetallide valentselektronide arvu määramiseks kasutage rühmanumbreid. Siin vastab rühma number üldiselt valentselektronide võimaliku arvu vahemikule.

      • 3. rühm: 3 valentselektroni
      • 4. rühm: 2–4 valentselektroni
      • 5. rühm: 2–5 valentselektroni
      • 6. rühm: 2–6 valentselektroni
      • 7. rühm: 2–7 valentselektroni
      • 8. rühm: 2 või 3 valentselektroni
      • 9. rühm: 2 või 3 valentselektroni
      • Rühm 10: 2 või 3 valentselektroni
      • Rühm 11: 1 või 2 valentselektroni
      • Rühm 12: 2 valentselektroni
      • Meie näites asub tantaal 5. rühmas, seega võime järeldada, et selle aatomil on kaks kuni viis valentselektroni (olenevalt olukorrast).

   2. osa

   Valentselektronide leidmine elektronide konfiguratsiooni abil

   1. Elektrooniline konfiguratsioon on valem elektronide paiknemiseks keemilise elemendi aatomi elektronorbitaalidel. Teisisõnu, see on lihtne ja visuaalne viis aatomi elektronorbitaalide kujutamiseks tähtede ja numbrite abil.

      • Näiteks kaaluge naatriumi (Na) elektroonilist konfiguratsiooni: 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 1
      • Pange tähele, et elektrooniline konfiguratsioon on üles ehitatud järgmise valemi järgi: (number)(täht) (ülaindeksi number) (number)(täht) (ülaindeksi number) ...
      • ... jne. Siin (number)(täht) on elektronide orbitaali tähis ja (ülaindeks) on elektronide arv sellel orbitaalil.
      • Meie näites on naatriumi aatomil 2 elektroni 1s orbitaalil pluss 2 elektroni 2s orbitaalil pluss 6 elektroni 2p orbitaalil pluss 1 elektron 3s orbitaalil. Kokku on 11 elektroni, mis on õige, kuna naatriumi aatomarv on 11.
      • Pange tähele, et elektronkihtide alamtasanditel on teatud arv elektrone. Maksimaalne summa elektronid järgmiste orbitaalide jaoks:
        • s: 2 elektroni
        • p: 6 elektroni
        • d: 10 elektroni
        • f: 14 elektroni

   2. Nüüd teate, kuidas elektroonilist konfiguratsiooni dešifreerida, ja saate leida konkreetse elemendi valentselektronide arvu (välja arvatud muidugi siirdemetallid). Kui ülesandes on elektrooniline konfiguratsioon antud, minge järgmise sammu juurde. Kui ei, siis loe edasi.

      • Siin on oganessoni (Og; aatomnumber 118) täielik elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3p 10 4p 6 5s 2 4p 10 5p 6 6s 2 4p 14 5p 10 6p 6 7s 2 5f 14 6p 60
      • Nüüd, mis tahes elemendi elektroonilise konfiguratsiooni määramiseks peate lihtsalt selle malli täitma (kuni teil pole enam elektrone). See on lihtsam kui tundub. Näiteks määrake kloori elektronkonfiguratsioon (Cl; aatomnumber 17), mille aatomis on 17 elektroni: 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5
      • pane tähele seda koguarv elektronide arv on 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Peate muutma elektronide arvu viimasel orbitaalil, kuna eelmised orbitaalid on samad, mis mallis (kuna need on täielikult elektronidega täidetud).
      • Täpsema teabe saamiseks elektrooniliste konfiguratsioonide kohta lugege .

   3. Orbitaalid täidetakse elektronidega vastavalt oktetireeglile: kaks esimest elektroni täidavad 1s orbitaali, järgmised kaks elektroni täidavad 2s orbitaali, järgmised kuus elektroni täidavad 2p orbitaali (ja nii edasi). Kui me käsitleme mittesiirdemetallide aatomeid, siis ütleme, et need orbitaalid moodustavad aatomi ümber "orbitaalkestad", kusjuures iga järgnev kest on kaugemal kui eelmine. Ainult esimene kest sisaldab kahte elektroni ja kõik teised kestad sisaldavad igaüks kaheksat elektroni (välja arvatud jällegi siirdemetallide aatomid). Seda nimetatakse oktetireegliks.

      • Näiteks kaaluge puurit (B). Selle aatomnumber on 5, mis tähendab, et boori aatomil on viis elektroni ja selle elektronkonfiguratsioon näeb välja selline järgmisel viisil: 1s 2 2s 2 2p 1 . Kuna esimesel orbitaalkihil on ainult kaks elektroni, võib järeldada, et booril on ainult kaks kesta: esimene kahe elektroniga (1s orbitaalidel) ja teine ​​kolmega (2s ja 2p orbitaalidel).
      • Teise näitena vaatleme kloori (Cl), millel on kolm orbitaalikest: esimene kahe elektroniga 1s orbitaalil, teine ​​kahe elektroniga 2s orbitaalil ja kuue elektroniga 2p orbitaalil, kolmas kahe elektroniga orbitaalil 3s orbitaal ja viis elektroni 3p orbitaalil.

   4. Leidke elektronide arv väliskihis. See on konkreetse elemendi valentselektronide arv. Kui välimine kest on täielikult täidetud (teisisõnu, kui sellel on kaheksa elektroni või esimese kesta puhul kaks elektroni), on element inertne ega reageeri kergesti teiste elementidega. Jällegi, need reeglid ei kehti siirdemetallide kohta.

      • Mõelge näiteks boorile. Kuna boori väliskihis on kolm elektroni, võib järeldada, et booril on kolm valentselektroni.

   5. Kasutage perioodilisustabeli ridu, et määrata orbiidi kestade arv. Keemiliste elementide perioodilisuse tabeli ridu nimetatakse perioodideks. Iga periood vastab aatomite elektronkihtide arvule. Selle abil saate määrata elemendi valentselektronide arvu – lihtsalt loendage elemendi aatomnumber perioodis, alustades vasakult. Pange tähele, et see meetod ei kehti siirdemetallide puhul.

      • Näiteks teame, et seleenil on neli orbitaalset kesta, kuna see element asub neljandas perioodis. Kuna tegemist on neljanda perioodi kuuenda elemendiga (vasakul) (v.a siirdemetallid), võime järeldada, et välimine neljas kest sisaldab kuut elektroni ja seega on seleenil kuus valentselektroni.

Halogeenid asuvad perioodilisustabelis väärisgaasidest vasakul. Need viis mürgist mittemetallilist elementi kuuluvad perioodilisuse tabeli 7. rühma. Nende hulka kuuluvad fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Kuigi astatiin on radioaktiivne ja sellel on vaid lühiealised isotoobid, käitub see nagu jood ja liigitatakse sageli halogeenideks. Kuna halogeenelementidel on seitse valentselektroni, vajavad nad täisokteti moodustamiseks ainult ühte lisaelektroni. See omadus muudab need aktiivsemaks kui teised mittemetallide rühmad.

üldised omadused

Halogeenid moodustavad kaheaatomilisi molekule (vorm X 2, kus X tähistab halogeeniaatomit) - halogeenide olemasolu stabiilne vorm vabade elementide kujul. Nende kaheaatomiliste molekulide sidemed on mittepolaarsed, kovalentsed ja üksikud. võimaldavad neil hõlpsasti kombineerida enamiku elementidega, nii et need ei esine kunagi looduses kombineerimata kujul. Fluor on kõige aktiivsem halogeen, astatiin aga kõige vähem.

Kõik halogeenid moodustavad sarnaste omadustega I rühma sooli. Nendes ühendites esinevad halogeenid halogeniidi anioonidena laenguga -1 (näiteks Cl - , Br -). Lõpp -id näitab halogeniidi anioonide olemasolu; näiteks Cl - nimetatakse "kloriidiks".

Pealegi, Keemilised omadused halogeenid võimaldavad neil toimida oksüdeerivate ainetena – oksüdeerida metalle. Enamus keemilised reaktsioonid, milles osalevad halogeenid – redoks vesilahuses. Halogeenid moodustavad süsiniku või lämmastikuga üksiksidemeid, kus nende oksüdatsiooniaste (CO) on -1. Kui halogeeniaatom asendatakse orgaanilises ühendis kovalentse sidemega vesinikuaatomiga, võib eesliidet halo- kasutada üldises tähenduses või eesliiteid fluoro-, kloro-, broomi-, jood-- konkreetsete halogeenide puhul. Halogeenelemendid võivad olla ristseotud, moodustades polaarsete kovalentsete üksiksidemetega kaheaatomilisi molekule.

Kloor (Cl 2) oli esimene 1774. aastal avastatud halogeen, millele järgnesid jood (I 2), broom (Br 2), fluor (F 2) ja astatiin (At, avastati viimati, 1940). Nimetus "halogeen" pärineb kreeka sõnadest hal- ("sool") ja -gen ("moodustada"). Need sõnad koos tähendavad "soola moodustamist", rõhutades tõsiasja, et halogeenid reageerivad metallidega, moodustades soolasid. Haliit on kivisoola nimi, looduslik mineraal, mis koosneb naatriumkloriidist (NaCl). Ja lõpuks kasutatakse halogeene igapäevaelus – fluori leidub hambapastas, kloor desinfitseerib joogivett ja jood soodustab kilpnäärmehormoonide tootmist.

Keemilised elemendid

Fluor on element aatomnumbriga 9, mida tähistatakse sümboliga F. Elementaarne fluor avastati esmakordselt 1886. aastal, eraldades selle vesinikfluoriidhappest. AT vaba riik Fluor eksisteerib kaheaatomilise molekulina (F2) ja on maakoores kõige levinum halogeen. Fluor on perioodilisuse tabeli kõige elektronegatiivsem element. Toatemperatuuril on see kahvatukollane gaas. Fluoril on ka suhteliselt väike aatomiraadius. Selle CO on -1, välja arvatud elemendi kaheaatomiline olek, kus selle oksüdatsiooniaste on null. Fluor on äärmiselt reaktiivne ja interakteerub otseselt kõigi elementidega, välja arvatud heelium (He), neoon (Ne) ja argoon (Ar). H 2 O lahuses on vesinikfluoriidhape (HF) nõrk hape. Kuigi fluor on tugevalt elektronegatiivne, ei määra selle elektronegatiivsus happesust; HF on nõrk hape, kuna fluoriioon on aluseline (pH > 7). Lisaks toodab fluor väga võimsaid oksüdeerijaid. Näiteks võib fluor reageerida inertgaasi ksenooniga, moodustades tugeva oksüdeeriva aine, ksenoondifluoriidi (XeF 2 ). Fluoril on palju kasutusvõimalusi.

Kloor on element, mille aatomnumber on 17 ja keemiline sümbol Cl. Avastati 1774. aastal, eraldades selle vesinikkloriidhappest. Elementaarses olekus moodustab see kaheaatomilise Cl 2 molekuli. Klooril on mitu CO-d: -1, +1, 3, 5 ja 7. Toatemperatuuril on see heleroheline gaas. Kuna kahe klooriaatomi vahel tekkiv side on nõrk, on Cl 2 molekulil väga suur võime ühenditesse siseneda. Kloor reageerib metallidega, moodustades sooli, mida nimetatakse kloriidideks. Klooriioonid on kõige levinumad merevees leiduvad ioonid. Klooril on ka kaks isotoopi: 35 Cl ja 37 Cl. Naatriumkloriid on kõigist kloriididest kõige levinum ühend.

broom - keemiline element aatomnumbriga 35 ja sümboliga Br. See avastati esmakordselt aastal 1826. Oma elementaarsel kujul on broom kaheaatomiline molekul Br 2 . Toatemperatuuril on see punakaspruun vedelik. Selle CO on -1, +1, 3, 4 ja 5. Broom on aktiivsem kui jood, kuid vähem aktiivne kui kloor. Lisaks on broomil kaks isotoopi: 79 Br ja 81 Br. Broomi leidub merevees lahustunud bromiidis. Taga viimased aastad Maailma bromiidi tootmine on selle kättesaadavuse ja pika kasutusaja tõttu oluliselt suurenenud. Nagu teised halogeenid, on broom oksüdeeriv aine ja väga mürgine.

Jood on keemiline element aatomnumbriga 53 ja sümboliga I. Joodil on oksüdatsiooniastmed: -1, +1, +5 ja +7. Esineb kaheaatomilise molekulina, I 2 . Toatemperatuuril on tahke aine lilla. Joodil on üks stabiilne isotoop, 127 I. See avastati esmakordselt 1811. aastal merevetikate ja väävelhappe abil. Praegu saab joodiioone eraldada mereveest. Kuigi jood ei lahustu vees väga hästi, saab selle lahustuvust suurendada eraldi jodiidide kasutamisega. Jood mängib kehas olulist rolli, osaledes kilpnäärme hormoonide tootmises.

Astatiin on radioaktiivne element aatomnumbriga 85 ja sümboliga At. Selle võimalikud oksüdatsiooniastmed on -1, +1, 3, 5 ja 7. Ainus halogeen, mis ei ole kaheaatomiline molekul. Tavatingimustes on see must metallik tahke aine. Astatiin on väga haruldane element, nii et sellest teatakse vähe. Lisaks on astatiini poolväärtusaeg väga lühike, mitte kauem kui paar tundi. Sai 1940. aastal sünteesi tulemusena. Arvatakse, et astatiin on sarnane joodiga. On erinev

Allolev tabel näitab halogeeni aatomite ehitust, elektronide väliskihi ehitust.

Elektronide väliskihi sarnane struktuur määrab, et halogeenide füüsikalised ja keemilised omadused on sarnased. Kuid nende elementide võrdlemisel täheldatakse ka erinevusi.

Perioodilised omadused halogeenrühmas

Lihtsate halogeenainete füüsikalised omadused muutuvad elementide aatomarvu suurenedes. Parema assimilatsiooni ja suurema selguse huvides pakume teile mitmeid tabeleid.

Rühma sulamis- ja keemistemperatuur suurenevad molekuli suuruse järgi (F

Tabel 1. Halogeenid. Füüsikalised omadused: sulamis- ja keemistemperatuur

• Aatomi raadius suureneb.

Kerneli suurus suureneb (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.

Tabel 2. Halogeenid. Füüsikalised omadused: aatomiraadiused

• Ionisatsioonienergia väheneb.

Kui välimised valentselektronid ei asu tuuma lähedal, ei kulu nende eemaldamiseks palju energiat. Seega ei ole välise elektroni väljatõukamiseks vajalik energia elemendirühma põhjas nii kõrge, kuna seal on rohkem energiatasemeid. Lisaks põhjustab kõrge ionisatsioonienergia elemendil mittemetallilisi omadusi. Joodi ja astatiini ekraanil on metallilised omadused, kuna ionisatsioonienergia väheneb (At< I < Br < Cl < F).

Tabel 3. Halogeenid. Füüsikalised omadused: ionisatsioonienergia

• Elektronegatiivsus väheneb.

Valentselektronide arv aatomis suureneb energiatasemete suurenemisega järk-järgult madalamatel tasemetel. Elektronid kaugenevad tuumast järk-järgult; Seega ei tõmba tuum ja elektronid mõlemad teineteise poole. Täheldatakse varjestuse suurenemist. Seetõttu elektronegatiivsus väheneb perioodi suurenedes (At< I < Br < Cl < F).

Tabel 4. Halogeenid. Füüsikalised omadused: elektronegatiivsus

• Elektronide afiinsus väheneb.

Kuna aatomi suurus suureneb perioodi jooksul, kipub elektronide afiinsus vähenema (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tabel 5. Halogeenide elektronafiinsus

• Elementide reaktsioonivõime väheneb.

Halogeenide reaktsioonivõime väheneb perioodi suurenedes (At

Vesinik + halogeenid

Halogeniid tekib siis, kui halogeen reageerib teise, vähem elektronegatiivse elemendiga, moodustades binaarse ühendi. Vesinik reageerib halogeenidega, moodustades HX-halogeniidid:

• vesinikfluoriid HF;
• vesinikkloriid HCl;
• vesinikbromiid HBr;
• vesinikjodiid HI.

Vesinikhalogeniidid lahustuvad vees kergesti, moodustades vesinikhalogeniidi (vesinikfluoriid-, vesinikkloriid-, vesinikbromiid-, vesinikjodiid) happeid. Nende hapete omadused on toodud allpool.

Happed tekivad järgmisel reaktsioonil: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

Kõik vesinikhalogeniidid, välja arvatud HF, moodustavad tugevaid happeid.

Vesinikhalogeniidhapete happesus suureneb: HF

Vesinikfluoriidhape suudab pikka aega graveerida klaasi ja mõningaid anorgaanilisi fluoriide.

Võib tunduda vastuoluline, et HF on nõrgim vesinikhalogeniidhape, kuna fluoril on kõrgeim elektronegatiivsus. H-F side on aga väga tugev, mille tulemuseks on väga nõrk hape. Tugeva sideme määrab sideme lühike pikkus ja kõrge dissotsiatsioonienergia. Kõigist vesinikhalogeniididest on HF-l lühim sideme pikkus ja suurim sideme dissotsiatsioonienergia.

Halogeen-oksohapped

Halogeenoksohapped on vesiniku, hapniku ja halogeeni aatomitega happed. Nende happesust saab määrata struktuurianalüüsi abil. Halogeenoksohapped on loetletud allpool:

• Hüpokloorhape HOCl.
• Kloorhape HClO 2 .
• Perkloorhape HClO 3 .
• Perkloorhape HClO 4 .
• hüpobromohape HOBr.
• Broomhape HBrO 3.
• Broomhape HBrO4.
• Joodhape HOI.
• Joodhape HIO 3 .
• Metajoodhape HIO4, H5IO6.

Kõigis neis hapetes on prooton seotud hapnikuaatomiga, seega on prootonsideme pikkuste võrdlemine siin kasutu. Siin mängib domineerivat rolli elektronegatiivsus. Happe aktiivsus suureneb koos keskse aatomiga seotud hapnikuaatomite arvu suurenemisega.

Aine välimus ja olek

Halogeenide peamised füüsikalised omadused saab kokku võtta järgmises tabelis.

Välimuse selgitus

Halogeenide värvus tuleneb nähtava valguse neeldumisest molekulide poolt, mis põhjustab elektronide ergastamist. Fluor neelab violetset valgust ja tundub seetõttu helekollane. Jood seevastu neelab kollast valgust ja tundub lilla (kollane ja lilla on üksteist täiendavad värvid). Halogeenide värvus muutub perioodi pikenedes tumedamaks.

Suletud anumates on vedel broom ja tahke jood tasakaalus oma aurudega, mida võib vaadelda värvilise gaasina.

Kuigi astiini värvus on teadmata, eeldatakse, et see peab vastavalt vaadeldud mustrile olema joodist tumedam (st must).

Nüüd, kui teilt küsitakse: "Iseloomustage halogeenide füüsikalisi omadusi", on teil midagi öelda.

Halogeenide oksüdatsiooniaste ühendites

Mõiste "halogeenvalents" asemel kasutatakse sageli oksüdatsiooni olekut. Reeglina on oksüdatsiooniaste -1. Kuid kui halogeen on seotud hapniku või mõne muu halogeeniga, võib see omandada teisi olekuid: hapniku-2 CO on ülimuslik. Kui kaks erinevat halogeeniaatomit on omavahel seotud, domineerib elektronegatiivsem aatom ja võtab vastu CO-1.

Näiteks joodkloriidis (ICl) on klooril CO -1 ja joodil +1. Kloor on elektronegatiivsem kui jood, seega on selle CO -1.

Broomhappes (HBrO 4) on hapnikus CO -8 (-2 x 4 aatomit = -8). Vesiniku üldine oksüdatsiooniaste on +1. Nende väärtuste lisamine annab CO -7. Kuna ühendi lõplik CO peab olema null, on broomi CO +7.

Kolmas erand reeglist on halogeeni oksüdatsiooniaste elementaarses vormis (X 2), kus selle CO on null.

Miks on fluori SD alati -1?

Elektronegatiivsus suureneb perioodi suurenedes. Seetõttu on fluoril kõigist elementidest kõrgeim elektronegatiivsus, mida tõendab selle asukoht perioodilisuse tabelis. Selle elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 5 . Kui fluor saab juurde ühe elektroni, on äärepoolseimad p-orbitaalid täielikult täidetud ja moodustavad täisokteti. Kuna fluoril on kõrge elektronegatiivsus, võib see kergesti varastada elektroni naaberaatomilt. Fluor on sel juhul inertgaasi suhtes isoelektrooniline (kaheksa valentselektroniga), kõik selle välimised orbitaalid on täidetud. Selles olekus on fluor palju stabiilsem.

Halogeenide tootmine ja kasutamine

Looduses on halogeenid anioonide olekus, seega saadakse vabu halogeene oksüdatsiooni teel elektrolüüsi teel või oksüdeerivaid aineid kasutades. Näiteks kloori toodetakse soolalahuse hüdrolüüsil. Halogeenide ja nende ühendite kasutusala on mitmekesine.

• Fluor. Kuigi fluor on väga reaktsioonivõimeline, kasutatakse seda paljudes tööstuslikes rakendustes. Näiteks on see polütetrafluoroetüleeni (teflon) ja mõnede teiste fluoropolümeeride põhikomponent. CFC-d on orgaanilised ained, mida varem kasutati külmutusagensite ja propellentidena aerosoolides. Nende kasutamine on lõpetatud nende võimaliku keskkonnamõju tõttu. Need on asendatud osaliselt halogeenitud klorofluorosüsivesinikega. Hammaste lagunemise vältimiseks lisatakse fluoriidi hambapastale (SnF2) ja joogiveele (NaF). Seda halogeeni leidub savis, mida kasutatakse teatud tüüpi keraamika (LiF) tootmiseks, mida kasutatakse tuumaenergias (UF 6), fluorokinolooni antibiootikumi, alumiiniumi (Na 3 AlF 6) tootmiseks, et isoleerida kõrget pingeseadmed (SF 6).
• Kloor leidnud ka erinevaid kasutusviise. Seda kasutatakse joogivee ja basseinide desinfitseerimiseks. (NaClO) on pleegitusainete peamine koostisosa. Vesinikkloriidhapet kasutatakse laialdaselt tööstuses ja laborites. Kloori leidub polüvinüülkloriidis (PVC) ja teistes polümeerides, mida kasutatakse juhtmete, torude ja elektroonika isoleerimiseks. Lisaks on kloor osutunud kasulikuks farmaatsiatööstuses. Kloori sisaldavaid ravimeid kasutatakse infektsioonide, allergiate ja diabeedi raviks. Neutraalne vesinikkloriidi vorm on paljude ravimite komponent. Kloori kasutatakse ka haiglaseadmete steriliseerimiseks ja desinfitseerimiseks. Põllumajanduses on kloor paljude kaubanduslike pestitsiidide koostisosa: DDT-d (diklorodifenüültrikloroetaan) kasutati põllumajandusliku insektitsiidina, kuid selle kasutamine on lõpetatud.

• Broom, oma põlematuse tõttu kasutatakse põlemise mahasurumiseks. Seda leidub ka metüülbromiidis, pestitsiidis, mida kasutatakse põllukultuuride säilitamiseks ja bakterite tõrjumiseks. Ülekasutamine on aga osoonikihile avalduva mõju tõttu järk-järgult lõpetatud. Broomi kasutatakse bensiini, fotofilmide, tulekustutite, kopsupõletiku ja Alzheimeri tõve raviks kasutatavate ravimite tootmisel.
• Jood mängib olulist rolli kilpnäärme õiges toimimises. Kui organism ei saa piisavalt joodi, suureneb kilpnääre. Struuma vältimiseks lisatakse seda halogeeni lauasoolale. Joodi kasutatakse ka antiseptikuna. Joodi leidub nii lahtiste haavade puhastamiseks kasutatavates lahustes kui ka desinfitseerivates pihustites. Lisaks on hõbejodiid fotograafias hädavajalik.
• Astatiin- radioaktiivne ja haruldaste muldmetallide halogeen, seetõttu seda mujal ei kasutata. Siiski arvatakse, et see element võib aidata joodil kilpnäärmehormoone reguleerida.

VIIA-rühma p-elementide üldised omadused. Halogeenid.

VIIA rühma kuuluvad elemendid fluor F, kloor Cl, broom Br, jood I, astatiin At on nn. halogeenid(üldnimetus G). Kreeka keelest tõlgitud. halogeen tähendab "soola tootvat". Tihti kuulub sellesse rühma ka vesinik H, kuid selle omadused erinevad oluliselt halogeenide omadest ja seetõttu on soovitav vesiniku keemilisi omadusi eraldi käsitleda.

Halogeeni aatomite valentsorbitaalid sisaldavad seitset elektroni – kaks s- ja viis p-orbitaalides. Valentskesta elektrooniline valem ps 2 pr 5, kus P- perioodi number.

Enne väärisgaasi kesta valmimist on puudu üks elektron. Seetõttu on halogeenidel kõrge elektronafiinsus ja nad on tugevad oksüdeerivad ained. Halogeeni aatomid moodustavad elektroni sidudes ühe laetud halogeniidiioone vastava väärisgaasi elektronstruktuuriga (ps 2 pr 6).

Selline kalduvus elektronide sidumiseks iseloomustab halogeene kui tüüpilisi mittemetalle. Haliidioonid, eriti Cl, on bioloogilises keskkonnas stabiilsed.

Halogeeni aatomite välise elektroonilise kihi sama struktuur põhjustab halogeenidest moodustatud lihtsate ja keerukate ainete keemiliste omaduste suurt sarnasust.

Sarnaste halogeenühendite omaduste võrdlus näitab aga, et nende vahel on olulisi erinevusi. Viimaseid seostatakse aatomiraadiuste muutumise ja sisemiste elektronkihtide erineva struktuuriga. Näiteks klooris eelneb valentselektronidele 8-elektroniline kest, broomis ja joodis on aga lahtisem 18-elektroniline kest deformatsioonile kalduv. Seetõttu võib eeldada, et klooriühendite omadused erinevad broomi- ja joodiühendite omadustest, eriti neil juhtudel, kui keemiliste sidemete moodustumisel osalevad pre-välisaatomiorbitaalid.

Tuuma laengu suurenemisega rühmas F kuni At: aatomite raadiused suurenevad. See kajastub ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse, elektronegatiivsuse ja standardse redutseerimispotentsiaali F-At seeria vähenemises.

Ionisatsioonienergia vähenemine lisaks aatomiraadiuse suurenemisele on seletatav tuumalaengu suureneva (elektronikestade täitumisel) sõelumisega sisekihtide elektronide poolt. Samuti toimub Cl-At seerias loomulikult elektronide afiinsuse energia vähenemine. See on tingitud vaba elektroni tuuma külgetõmbe nõrgenemisest aatomi raadiuse suurenemise ja sõelumise tõttu. Selle tulemusena, nagu ka teistes p-elementide rühmades, nõrgenevad täidetud elektronkestade arvu suurenemisega mittemetallilised omadused.

Fluori (328 kJ/mol) madalam elektronafiinsus kui klooril (349 kJ/mol) on seletatav olulise elektronidevahelise tõukejõuga. Vaba elektroni tõrjumise suurenemine fluoriaatomi poolt on tingitud aatomi väiksemast suurusest. Kuna F-Cl-Br-I-At seerias afiinsusenergia üldiselt väheneb, väheneb ka oksüdatiivne aktiivsus selles seerias.

Tuleb märkida, et kuigi fluori elektronafiinsus on madalam kui klooril, on elementaarne fluor sellest hoolimata halogeenide seas võimsaim oksüdeerija. Seda saab seletada järgmiselt: Energia, mis on vajalik gaasilise fluori ja kloori redutseerimiseks negatiivselt laetud ioonideks, on halogeeni aatomite Г vahelise sideme katkemise energia ja elektronide afiinsuse summa.

Kuna keemiline side kloori molekulis on palju tugevam, on fluori molekulis sideme katkemise energia palju väiksem kui kloori molekulis. Klooriaatomi elektronafiinsuse kerge suurenemine ei kompenseeri suurt energiakulu kloorimolekulis keemilise sideme katkestamiseks. Selle tulemusena on fluor tugevam oksüdeerija.

Halogeene iseloomustavad mitmesugused keemilised ühendid. Elementaarsed halogeenid (null oksüdatsiooniaste) on kaheaatomilised mittepolaarsed G 2 molekulid. Cl, Br, I, At aatomite paaritute positiivsete oksüdatsiooniastmete +1, +3, +5, +7 ilmumine on seotud elektronide üleminekuga d-orbitaalidele. Näiteks klooriaatomil on normaalses olekus üks paaritu elektron ja 5 vaba madala energiaga d-orbitaali.

Sellise aatomi saab olenevalt neeldunud energiast viia kolme, viie või seitsme paaritu elektroniga ergastatud olekusse.

Erandiks on fluor. Selle aatomi madalate d-alamtasemete puudumine toob kaasa asjaolu, et ergastusprotsess on ebasoodne. Elektroni üleminek kõrgel asuvale 3d alamtasandile nõuab väga suurt energiakulu. Seetõttu iseloomustab fluori konstantne valentsus, mis on võrdne ühega.

Kõigi halogeenide oksüdatsiooniaste on maagaasi vesinikhalogeniidides (näiteks HF, HCl) ja EG halogeenisoolades (NaF, NaCl jne).

Vesinikhalogeniidid (NH) on vees hästi lahustuvad gaasid. Maagaasi vesilahused käituvad nagu happed. Maagaasi hapete tugevus suureneb halogeenide elektronegatiivsuse vähenemisega rühmas ülalt alla. Maagaasi hapete tugevuse muutuse iseloom on seletatav maagaasi sideme tugevuse vähenemisega HF-HCl-HBr-HI seerias ja ioonide G- hüdratsioonienergia vähenemisega.

Halogeenide (oksiidid, happed) hapnikuühendid on termiliselt ebastabiilsed. F-At seeria halogeenide hapnikuühendite stabiilsus üldiselt suureneb.

Halogeenid ja halogeniidid. Elementaarsed halogeenid on ained üldvalemiga G 2, s.o. koosnevad kaheaatomilistest molekulidest: F 2, Cl 2 , Br 2 , I 2 , Kell 2 . G-G side moodustub ühe σ-siduva molekulaarorbitaali tõttu, mis on saadud aatomi np-orbitaalide kattumisel. Ülejäänud siduvad molekulaarorbitaalid (π-orbitaalid) vastavad elektronidega täidetud lõdvenevatele orbitaalidele:

Kaheaatomiliste halogeenmolekulide moodustumisega neutraalsetest aatomitest kaasneb olulise energia vabanemine. Seerias Cl 2 - Br 2 -I 2 - 2 juures tuumadevahelise kauguse suurenemisega aatomitevahelise sideme tugevus väheneb. Vastavalt sellele vähenevad selles reas G2 molekulide dissotsiatsiooni entalpiad. Side tugevuse järjest vähenemise põhjuseks on siduva np orbitaalide kattumise astme vähenemine. Г-Г sideme väiksem tugevus fluori molekulides võrreldes teiste halogeenidega on seletatav sellega, et d-orbitaalid ei osale Г-Г sideme tekkes.

Elementaarsed halogeenid G 2 kui mittepolaarsed ühendid lahustuvad vees halvasti. 20°C juures on Cl2 lahustuvus 0,091 mol/l, Br 2 on 0,22 mol/l, I 2 on 0,001 mol/l. Tasakaal G 2 (g) ⇄ G 2 (p) nihkub aga paremale halogeenide reaktsioonide tõttu veega (Le Chatelier' printsiip).

Fluor reageerib intensiivselt veega:

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

Kui teised halogeenid reageerivad veega, tekib lisaks vastavale vesinikhalogeniidile hapnikku sisaldav hape. Näiteks kloor reageerib järgmiselt:

Cl 2 + H 2 O ⇄ H + + Cl - + HclO

Oksüdatsioon – siin toimub kloori redutseerimine (disproportsioneerimine). See reaktsioon toimub vee kloorimisel.

Broom ja jood lahustuvad palju paremini kui vees orgaanilistes lahustites: etanoolis, benseenis, dietüüleetris. Seda omadust kasutatakse broomi ja joodi ekstraheerimiseks vesilahustest.

Meditsiinipraktikas kasutatakse desinfektsioonivahendina vee-alkoholi (w (I 2) \u003d 5%) ja alkoholi (w (I 2) \u003d 10%) joodi lahuseid.

Elementaarseid halogeene iseloomustavad redoksreaktsioonid. Nende reaktsioonidega kaasneb G-G sideme katkemine koos elektronide lisandumisega halogeeniaatomitele ja halogeniidiioonide moodustumisega.

Elementaarsed halogeenid on tugevad oksüdeerivad ained ja interakteeruvad peaaegu kõigi lihtainetega – metallide ja mittemetallidega, moodustades halogeniide. Halogeenid ei interakteeru otseselt hapniku ja lämmastikuga. Halogeenide reaktsioon metallidega kulgeb kõige kiiremini suure soojushulga vabanemisega. Näiteks kloori atmosfääri asetatud metalliline naatrium põleb, moodustades naatriumkloriidi:

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

Kloor interakteerub otseselt paljude mittemetallidega (fosfor, arseen, antimon ja räni) isegi madalatel temperatuuridel. Niisiis süttib valge fosfor toatemperatuuril kloori atmosfääris:

2P + 5Cl2 = 2PCl 5

Samamoodi reageerivad broom ja jood metallide ja mittemetallidega. Broomi ja joodi reaktsioonivõime on aga madalam kui klooril.

Fluoril on eriti kõrge keemiline aktiivsus. Niisiis süttivad leelismetallid, raud, plii, aga ka mittemetallid S, P juba toatemperatuuril fluori atmosfääris. Fluoriga kuumutamisel reageerivad isegi väärisgaasid ksenoon ja krüptoon:

Xe + 2F 2 = XeF 4

Olles kõige elektronegatiivsem element, moodustab fluor IIA rühma elementidega ühendeid, mille stabiilsus väheneb reas BeF 2 - MgF 2 - CaF 2 - SrF 2 -BaF 2. Paljudes biokeemilistes protsessides toimib fluor inhibiitorina, blokeerides Mg 2+, Ca 2+ ja teisi metalliioone sisaldavate ensüümide aktiivsed keskused.

Elementaarsete halogeenide omaduste võrdlus näitab, et nende keemiline aktiivsus väheneb reas F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 -At 2. Näiteks fluor reageerib plahvatuslikult vesinikuga ka pimedas. Kloor ei reageeri vesinikuga ilma valgustuseta, kuid kuumutamisel või eredas valguses kulgeb reaktsioon plahvatusega (ahelmehhanismi järgi). Broom interakteerub vesinikuga ainult kuumutamisel ja jood - ainult tugeval kuumutamisel ja isegi mitte täielikult, kuna hakkab toimuma vesinikjodiidi lagunemise pöördreaktsioon.

Halogeenide erinev oksüdeerimisvõime avaldub ka nende toimes bioorgaanilistele ainetele ja elusorganismide kudedele. Seega on gaasiline Cl 2, mis on tugev oksüdeerija, mürgine aine, mis põhjustab silma, nina, kõri limaskestade ärritust ja raskeid kopsukahjustusi. Erinevalt kloorist on jood nõrgalt oksüdeeriv aine, millel on antiseptiline toime. Kuid kõrge joodi kontsentratsiooni ja pikaajalise kasutamise korral on võimalikud jodisminähtused (nohu, urtikaaria, nahalööve jne).

Vesinikhalogeniidid . Halogeenühendite hulgas, mille oksüdatsiooniaste on -1, on praktilises ja teoreetilises mõttes ühed olulisemad vesinikhalogeniidid. Gaasiliste maagaaside keemiline side on polaarne kovalentne. Ühenduse loov elektronpaar on tugevalt kallutatud elektronegatiivsema elemendi, halogeeni poole.

VS-meetodi seisukohalt on maagaasi keemiline side sama iseloomuga.

Kuna kõigi vesinikhalogeniidide elektrooniline struktuur on sama, muutuvad halogeeni ioonide raadiuse suurenemisega F - I seeria maagaasi omadused monotoonselt (erandiks on HF). Keemilise sideme tugevuse vähenemine maagaasi molekulides sarjas HF - HCl - HBr - HI peegeldub maagaasi molekulide aatomiteks dissotsiatsiooni entalpia vähenemises ning entalpia ja Gibbsi energia suurenemises. NG molekulid.

Nagu vabade halogeenide puhul, on ka seerias HF-HCl-HBr-HI sideme tugevuse vähenemise põhjuseks vesiniku- ja halogeeniaatomite orbitaalide kattumise astme vähenemine.

Sideme polaarsust iseloomustav dipoolmoment seerias HF-HCl-HBr-HI väheneb 6,4-lt 1,3-le. HF maksimaalse polaarsuse põhjal võib eeldada, et: 1) vesinikhalogeniidide lahustuvus vees peaks selles jadas vähenema; 2) langema peaks ka tekkivate vesinikhalogeniidhapete tugevus: HF (vesinikfluoriid - vesinikfluoriid), HCl (vesinikkloriid - vesinikkloriid), HBr (vesinikbromid), NI (vesinikjodiidhape).

Kuid eksperimentaalsetest andmetest järeldub, et vastavalt ionisatsiooniaste ja H-G hapete tugevus seerias F kuni I, vastupidi, suurenevad. Lahustuvus väheneb HF-lt HCl-le, kuid suureneb HCl-lt HI-le.

Vesinik-halogeenhapete lahustuvuse ja tugevuse täheldatud muutuse põhjuseks on G-ioonide raadiuse suurenemine F-lt I-le ja nende hüdratatsiooni vähenemine.

Gaasilise maagaasi vees lahustamisel toimub hüdratatsioon, mille puhul täheldatakse polaarse maagaasi sideme katkemist ja hüdraatunud ioonide moodustumist. Hüdreeritud prootonid H + ja anioonid I - on üksteisest eraldatud.Nende vastastikmõju muutub puhtalt elektrostaatiliseks. Kuid kuna ioonraadiused reas F - - Cl - - Br - - I - suurenevad, väheneb Coulombi interaktsioon hüdroksooniumiooni H 3 O + ja halogeniidiioonide vahel selles seerias, mis viib ionisatsiooniastme tõusuni. vesinikhalogeniidhapete seerias HF-HCl-HBr-HI. Samadest kaalutlustest lähtudes saab selgitada ka NG-de lahustuvuse muutust selles seerias.

Vaadeldav näide näitab, et lahustunud ainete füüsikalis-keemiliste omaduste õige teoreetiline ennustamine on võimalik ainult siis, kui võtta arvesse mitte ainult nende ainete molekulide omadusi, vaid ka nende koostoimet lahustiga.

Kuna tuumadevaheline kaugus suureneb HF-HCl-HBr-HI seerias, suureneb vesinikhalogeniidide ja vesinikhalogeniidhapete redutseeriv aktiivsus.

Niisiis redutseeritakse O 2 vesinikjodiidhappega juba tavalisel temperatuuril:

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

Vesinikbromiidhape reageerib dihapnikuga aeglasemalt, samas kui vesinikkloriidhape ei oksüdeeru dihapniku toimel üldse. Cl - aniooni ükskõiksus happelises keskkonnas on füsioloogia ja meditsiini seisukohalt väga oluline.

Kasutades kloriidiooni ükskõiksust, lisatakse see paljude ravimpreparaatide koostisesse. Meditsiinipraktikas kasutatakse laialdaselt naatriumkloriidi sissejuhatavaid lahuseid - isotoonilisi (massifraktsioon 0,9%) ja hüpertoonilised (massifraktsioon 3-5-10%). Hüpertooniliste lahuste kasutamine põhineb osmoosiseadustel.

Kloriidioone leidub kehas makrokogustes. Vesinikkloriidhappe kujul on see maomahla oluline komponent. Vesinikkloriidhape mängib seedimisprotsessis olulist rolli.

Maomahl (pH 1 kuni 3) sisaldab H + katiooni ja anioone Cl - , H 2 PO 4 - , HSO 4 - . Kuid kloriidioonide kontsentratsioon Cl - ületab oluliselt teiste anioonide kontsentratsiooni. Seetõttu väidavad nad, et maomahl sisaldab vesinikkloriidhapet ja selle massiosa on umbes 0,3%.

Vesinikkloriidhappe tootmiseks maos on vaja NaCl - lauasoola. Vesinikkloriidhappe vabanemist mao limaskesta rakkudest (joonis 8.10) saab kirjeldada järgmise võrrandiga:

H 2 CO 3 (veri) + Cl - \u003d HCO 3 - (veri) + Hcl (mao)

Maomahla vesinikkloriidhape on vajalik pepsiini ensüümi üleminekuks selle aktiivsesse vormi. Pepsiin tagab valkude seedimise peptiidsidemete hüdrolüütilise lõhustamise teel (sellest ka ensüümi nimi).

Kloori hapnikhapped ja nende soolad. Halogeenide hapnikuühenditest on praktiliste rakenduste jaoks kõige olulisemad kloori oksühapped ja nende soolad. Kloori hapnikhapped on palju vähem stabiilsed kui nende soolad.

Hape koostisega HClO, kus klooriaatomite oksüdatsiooniaste on +1. ei ole isoleeritud vabas riigis. Seda nimetatakse hüpoklorit(hüpokloro) ja selle soolad - hüpokloritid. Hüpokloorhape saadakse kloori reageerimisel veega:

Cl 2 + H 2 O ⇄ Cl - + HclO + H +.

Sel juhul seob üks kloorimolekuli aatomitest elektroni teisest aatomist ja redutseerub ning teine ​​elektroni loovutav klooriaatom oksüdeerub:

Kloori hüdrolüüsi reaktsioon on pöörduv ja tugevalt nihkunud vasakule.

HClO hape on nii nõrk, et isegi süsihape tõrjub välja hüpokloriti lahustest:

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

Kloori hüdrolüüsi aste sõltub lahjendusest. Kloori üldkontsentratsiooni muutmine 100-lt 20 mmol/l-le toob kaasa hüdrolüüsiastme tõusu 0,33-lt 0,73-le. Seega sisaldab kloorivesi alati koos Cl 2 molekulidega märkimisväärses koguses HClO.

Hüpoklorohape on ebastabiilne ja laguneb isegi vesilahuses valguse mõjul. Lagunemismehhanismi saab esitada kahe etapina:

HClO + hν = HCl + [O]

kus [O] on monohapnik, hapniku aktiivne vorm.

Hüpokloorhape on väga tugev oksüdeerija, just selle teke selgitab kloorivee bakteritsiidset ja pleegitavat toimet. HClO lagunemisel vabanev monohapnik muudab värvaineid ja tapab mikroorganisme.

Hüpoklorohape on võimeline reageerima orgaaniliste ühenditega RN (R on orgaaniline radikaal) vastavalt järgmistele skeemidele:

RN + HClO \u003d RON + HCl

RN + HClO = RCl + H 2 O

need. nii oksüdeeriva ainena kui ka klooriva ainena.

Näiteks HClO hävitab (denatureerib) mikroorganisme moodustavad valgud. Sel juhul asendab kloor valgu peptiidsidemete vesinikuaatomeid:

R-CO-NH-R 1 + HClO → R-CO-NCl-R1 + H2O

Selle tulemusena on häiritud valkude sekundaarne struktuur, mis põhjustab mikroorganismide surma. Seetõttu saab vee desinfitseerimiseks kasutada kloorimist. Sellest järeldub, et kloori vesilahuste bakteritsiidne toime on seotud nii monohapniku moodustumise kui ka hüpokloorhappe klooriva toimega. Klooritud vees tekkiv väike kogus soolhapet on kahjutu ja selline vesi sobib joomiseks.

Hüpoklorohape on tugevam oksüdeerija kui gaasiline Cl 2 . Seda saab katseliselt tõestada: kuiv kloor pleegitab kangaid vähem tõhusalt kui HClO-d sisaldav "toores".

Broom ja jood, mille oksüdatsiooniaste on +1, moodustavad samuti hapnikhappeid HBrO (hüpobromiin) ja HIO (hüpoioid).

Cl-Br-I seeria hapnikku sisaldavate hapete tugevus väheneb selle seeria halogeeni aatomite kovalentse raadiuse suurenemise tõttu, millega kaasneb O-G kovalentse sideme nõrgenemine.

Samuti vähenevad NGO oksüdeerivad omadused sarjas Cl kuni I ja suhteline stabiilsus suureneb. Niisiis, kui MTÜ on köetud või valguse käes

2 MTÜ (p) \u003d 2NG (p) + O 2 (g).

Joodi antiseptilise ja desinfitseeriva toime keemia on paljuski sarnane kloori omaga. Niisiis, jood, nagu ka kloor, asendab vesinikuaatomeid lämmastikuaatomites mikroorganismide valgumolekulides, mis põhjustab nende surma:

R-CO-NH-R 1 + HIO → R-CO-NI-R1 + H2O

Meditsiinipraktikas, igapäevaelus ja tööstuses kasutatakse hüpokloorhappe sooli, aga ka kloori- ja joodipreparaate, mis lõhustavad halogeenide aktiivseid vorme.

Kui klooriveele lisatakse leelist, nihkub kloori hüdrolüüsi tasakaal hüpokloor- ja vesinikkloriidhappe neutraliseerimise tõttu paremale (Le Chatelier' põhimõte):

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

või ioonsel kujul:

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

Sel viisil saadud kaaliumkloriidi ja hüpokloriti lahust nimetatakse hapuoblikas vesi. Seda kasutatakse kangaste pleegitamiseks. Selle pleegitavad omadused tulenevad asjaolust, et kaaliumhüpoklorit interakteerub vee juuresolekul õhu süsinikmonooksiidiga (IV):

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

või ioonsel kujul:

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

need. tekib hüpokloorhape, mis hävitab värvaineid.

Klooriga kaltsium(II)hüdroksiidil toimides saadakse segu, nn pleegitamine või valgendi:

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

Seda võib pidada vesinikkloriid- ja hüpokloorhappe segasoolaks, mis vastab järgmisele struktuurivalemile:

Kloorlubi on terava lõhnaga valge pulber, tugev oksüdeerija ning seda kasutatakse desinfitseeriva, pleegitava ja degaseeriva vahendina.

Niiskes õhus reageerib CaOCl 2 süsinikmonooksiidiga (IV), vabastades järk-järgult hüpokloorhappe, mis, nagu varem mainitud, laguneb, moodustades monohapniku. HClO vabaneb ka hüdrolüüsi tulemusena:

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

Kui vesinikkloriidhape toimib pleegitajale, vabaneb vaba kloor:

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

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

Kui hüpokloorhapet kuumutada, laguneb see kergesti ja moodustub kloorhape HClO 3:

3HOCl \u003d 2HCl + HClO 3

Kloorhappe molekulis on klooriaatomi oksüdatsiooniaste +5. Kloorhappe soolad on nn. kloraadid. Kui mitte külmas, vaid läbi kuuma leeliselahuse, näiteks KOH, juhitakse kloori, siis KClO asemel moodustub KClO 3:

3Cl2 + 6KOH = 5KSl + KClO3 + 3H2O

Reaktsiooniproduktid on kaaliumkloriid ja kaaliumkloraat - KClO 3 (bertoleti sool). Perkloorhapet ei ole eraldatud vabas olekus, kuid erinevalt HClO-st ja HClO 2-st on selle kontsentreeritud lahused (kuni 40%) teada. Perkloorhape on tugev hape). Oksüdatiivse aktiivsuse poolest on HClO 3 madalam kui HClO 2.

Suurtes kogustes on kloraadid mürgised.

Perkloorhape (perkloorhape). HClO 4 (klooriaatomi oksüdatsiooniaste on +7) on värvitu vedelik, mis võib plahvatada, kuid selle vesilahused on üsna stabiilsed. Perkloorhape on kõigist teadaolevatest hapetest tugevaim.

HClO 4 oksüdeeriv aktiivsus on väiksem kui HClO 3 oma ja happelised omadused on rohkem väljendunud. Perkloorhappe soolad - perkloraadid kuivas olekus on võimsad oksüdeerivad ained ja neid kasutatakse mitmesuguste biomaterjalide mineraliseerimiseks neis sisalduvate anorgaaniliste komponentide määramisel.

Kloori hapnikhapete omadusi võrreldes saame teha järgmised järeldused: kloori oksüdatsiooniastme tõustes reas HClO-HClO 2 -HClO 3 -HClO 4 suureneb hapete tugevus.

Happeliste omaduste muutumise selline iseloom on seletatav asjaoluga, et hapnikuaatomite arvu suurenedes reas HO-Cl, HO-ClO, HO-ClO 2, HO-ClO 3 O-H sideme tugevus nõrgeneb. Hapete tugevuse järsk tõus koos hapnikuaatomite arvu suurenemisega (Cl-O sidemete arvu suurenemine) on seletatav elektrontiheduse tõmbamisega H-O sidemelt Cl-O sidemele.

Kloori hapnikhapete oksüdeerivate omaduste võrdlus näitab, et anioonide reas СlО - - СlО 2 - - СlО 3 - - СlO 4 - oksüdeerimisvõime väheneb. Oksüdatiivse aktiivsuse muutuse iseloomu saab seletada näidatud anioonide seeria stabiilsuse suurenemisega, mis on tingitud σ- ja π-sidemete moodustumisel osalevate elektronide arvu suurenemisest.

Halogeenide komplekssed ühendid. Halogeenid sisalduvad kompleksühendites nii ligandide kui ka kompleksimoodustajatena. VIIA rühma elemendid on metalliioonidega ligandidena vastuvõtlikumad komplekside tekkele. Tavaliselt väheneb halogeniidkomplekside stabiilsus järjestuses F>Cl>Br>I, kuid mõne metalliiooni puhul täheldatakse vastupidist järjestust.

Komplekshalogeniidide moodustumine toimub ka elusorganismides. Seega on liigsete fluoriidioonide toksiline toime kehale seotud fluoriidikomplekside moodustumisega metallikatioonidega, mis on osa ensüümide E aktiivsetest keskustest:

E-M n + + F - → [E-M-F] n -1

Metalli vaba orbitaali blokeerimise tulemusena pärsitakse ensüümide aktiivsust.

Olulised meditsiinis kasutatavad halogeenide kompleksühendid on vähivastased ravimid (keemiaravi). Tsis-diamiinikloroplaatina (II) [Pt(NH 3) 2 Cl 2] ja cis-diamiintetrakloroplaatina (IV) [Pt(NH 3) 2 Cl 4] loetakse aktiivseks.

Tuntud on kompleksid, kus kompleksimoodustajaks on halogeniidiioon ja ligandideks halogeeni molekulid. Selliseid koostise komplekse [G ∙ (G 2) x] - nimetatakse polühalogeniidid. Seega on molekulaarse joodi vees lahustuvuse suurenemine kaaliumjodiidi juuresolekul seotud kompleksiooni moodustumisega:

I - + I 2 ⇄ -

Kompleksi dissotsiatsioon (pöörduv reaktsioon) tagab elementaarse joodi, millel on bakteritsiidsed omadused, olemasolu polüjodiidi lahuses. Seetõttu kasutatakse meditsiinipraktikas joodilahust, millele on lisatud KI.

Loe ka teemal:

1. Lihtsalt valmistatavad omatehtud lõhenenud juuksemaskid Toitev lõhestunud juuksemask
2. Meetodid karvade eemaldamiseks intiimsetel aladel
3. See lihtne protseduur tervendab kogu keha.
4. Lapse hooletus mänguasjade suhtes