- Fizikālās un ķīmiskās īpašības
- Atomu svari
- Fiziskais stāvoklis
- Krāsa
- Kušanas punkti
- Viršanas punkti
- Blīvums 25º C temperatūrā
- Šķīdība ūdenī
- Jonizācijas enerģija
- Elektronegativitāte
- Reaģētspēja
- Stāvoklis dabā
- Molekulārās struktūras
- Starpmolekulārā mijiedarbība
- Halīdi
- Lietojumprogrammas
- Hlors
- Rūpniecībā
- Medicīnā
- Citi
- Broms
- Jods
- Fluors
- Astatus
- Atsauces
The halogēni nav metāla, kas pieder pie grupas VII A vai 17. periodiskās tabulas. Viņiem ir elektronegativitāte un augsta elektroniskā saistība, kas lielā mērā ietekmē to saišu ar metāliem jonu raksturu. Vārds “halogēni” ir grieķu izcelsmes un nozīmē “sāls veidotāji”.
Bet kas ir šie halogēni? Fluors (F), hlors (Cl), broms (Br), jods (I) un radioaktīvais un īslaicīgais elements astatīns (At). Tie ir tik reaģējoši, ka reaģē viens ar otru, veidojot diatomiskas molekulas: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 un At 2 . Šīm molekulām ir raksturīgas līdzīgas strukturālās īpašības (lineāras molekulas), kaut arī ar atšķirīgiem fizikāliem stāvokļiem.
Avots: Autore W. Oelen, izmantojot Wikimedia Commons
Augšējā attēlā ir parādīti trīs halogēni. No kreisās puses: hlors, broms un jods. Stikla traukos nevar uzglabāt ne fluoru, ne astatīnu, jo pēdējie to pretestību neiztur. Ņemiet vērā, kā mainās halogēnu organoleptiskās īpašības, pārvietojoties pa viņu grupām uz joda elementu.
Fluors ir gāze ar dzeltenīgām nokrāsām; arī hlors, bet zaļgani dzeltens; broms ir tumši sarkanīgs šķidrums; jods, melna cieta viela ar violetu virsskaņu; un astatīns, tumša, spīdīga metāla cieta viela.
Halogēni spēj reaģēt ar gandrīz visiem periodiskās tabulas elementiem, pat ar dažām cēlgāzēm (piemēram, ksenonu un kriptonu). Kad viņi to dara, tie var oksidēt atomus vispozitīvākajos oksidācijas stāvokļos, pārvēršot tos par spēcīgiem oksidētājiem.
Viņi arī piešķir īpašas īpašības molekulām, kad tās saista vai aizvieto dažus no to atomiem. Šos savienojumu veidus sauc par halogenīdiem. Faktiski halogēni ir galvenais dabīgais halogēnu avots, un daudzi no tiem ir izšķīduši jūrā vai ir minerāla sastāvdaļa; tāds ir fluora (CaF 2 ) gadījums .
Gan halogēniem, gan halogenīdiem ir plašs pielietojums; sākot ar rūpniecisko vai tehnoloģisko, lai vienkārši izceltu noteiktu pārtikas produktu, piemēram, akmens sāls (nātrija hlorīda) aromātu.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības
Atomu svari
Fluors (F) 18,99 g / mol; Hlors (Cl) 35,45 g / mol; Broms (Br) 79,90 g / mol; Jods (I) 126,9 g / mol un astats (at) 210 g / mol,
Fiziskais stāvoklis
Gāzveida fāze; Cl gāze; Šķidrums br; Es ciets un pie ciets.
Krāsa
F, gaiši dzeltenbrūna; Cl, gaiši zaļš; Br, sarkanbrūns; Es, violets un At, metāliski melns * * (pieņemts)
Kušanas punkti
F –219,6 ° C; Cl -101,5 ° C; Br -7,3 ° C; I 113,7º C un pie 302º C.
Viršanas punkti
F -118,12 ° C; Cl -34,04 ° C; Br 58,8 ° C; I 184,3º C un? Pie 337º C.
Blīvums 25º C temperatūrā
F- 0,0017 g / cm 3 ; Cl 0,0032 g / cm 3 ; Br- 3,102 g / cm 3 ; I - 4,93 g / cm 3 un At - 6,2-6,5 g / cm 3
Šķīdība ūdenī
Cl 0,091 mmol / cm 3 ; Br - 0,21 mmol / cm 3 un I - 0,0013 mmol / cm 3 .
Jonizācijas enerģija
F- 1,681 kJ / mol; Cl-1,251 kJ / mol; Br- 1.140 kJ / mol; I- 1,008 kJ / mol un At- 890 kJ / mol.
Elektronegativitāte
F- 4,0; Cl- 3,0; Br- 2,8; I- 2,5 un At- 2,2.
Halogēniem valences apvalkā ir 7 elektroni, līdz ar to viņu lielā vēlme iegūt elektronu. Arī halogēniem ir augsta elektronegativitāte, pateicoties to mazajiem atomu rādiusiem un lielajai pievilcībai, ko kodols izdara valences elektroniem.
Reaģētspēja
Halogēni ir ļoti reaģējoši, kas tad izskaidro to toksicitāti. Turklāt tie ir oksidētāji.
Samazinošā reaģētspējas secība ir: F> Cl> Br> I> At.
Stāvoklis dabā
Lielās reaģētspējas dēļ halogēna atomiem nav brīva rakstura; drīzāk tie tiek atrasti veidojot agregātus vai kā diatomiskas molekulas, kas savienotas ar kovalentām saitēm.
Molekulārās struktūras
Halogēni dabā neeksistē kā elementāri atomi, bet gan kā diatomiskas molekulas. Tomēr viņiem visiem ir kopīgs, ka tiem ir lineāra molekulārā uzbūve, un vienīgā atšķirība ir to saišu garums un to starpmolekulārā mijiedarbība.
Lineārajām molekulām XX (X 2 ) ir raksturīga nestabilitāte, jo abi atomi spēcīgi piesaista elektronu pāri. Kāpēc? Tā kā tā ārējie elektroni piedzīvo ļoti augstu efektīvo kodola lādiņu, Zef. Jo augstāks ir Zefs, jo mazāks ir saites XX attālums.
Kad viens pārvietojas pa grupu, Zefs kļūst vājāks un šo molekulu stabilitāte palielinās. Tādējādi samazinās reaģētspējas secība: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 . Tomēr nav pareizi salīdzināt astatīnu ar fluoru, jo tā radioaktivitātes dēļ nav zināmi pietiekami stabili izotopi.
Starpmolekulārā mijiedarbība
No otras puses, tā molekulām trūkst dipola momenta, kas ir apolāri. Šis fakts ir atbildīgs par viņu vājo starpmolekulāro mijiedarbību, kuras vienīgais latentais spēks ir izkliedes jeb Londonas spēks, kas ir proporcionāls atoma masai un molekulārajam laukumam.
Tādā veidā mazajai F 2 molekulai nav pietiekami daudz masas vai elektronu, lai veidotu cietu vielu. Atšķirībā no I 2 , joda molekula, kas tomēr paliek cieta viela, kas izdala purpura tvaikus.
Broms ir starpposma piemērs starp abām galējībām: Br 2 molekulas mijiedarbojas pietiekami, lai parādītos šķidrā stāvoklī.
Astatīns, iespējams, tā pieaugošā metāla rakstura dēļ neparādās kā pie 2, bet kā par atomiem, kas veido metāliskas saites.
Attiecībā uz krāsām (dzeltenīgi zaļgani dzeltenīgi sarkani purpursarkanā) vispiemērotākais skaidrojums ir balstīts uz molekulārās orbītas teoriju (TOM). Enerģētiskais attālums starp pēdējo pilno molekulāro orbitāli un nākamo, kurā ir vislielākā enerģija (pretsaite), tiek pārvarēts, absorbējot fotonu ar pieaugošiem viļņu garumiem.
Halīdi
Halogēni reaģē, veidojot neorganiskus vai organiskus halogenīdus. Vispazīstamākie ir ūdeņraža halogenīdi: fluorūdeņradis (HF), hlorūdeņradis (HCl), bromūdeņražs (HBr) un jodūdeņradis (HI).
Visi no tiem, kas izšķīdināti ūdenī, rada skābes šķīdumus; tik skābs, ka HF var noārdīt jebkuru stikla trauku. Turklāt tos uzskata par izejmateriāliem īpaši stipru skābju sintēzei.
Ir arī tā sauktie metālu halogenīdi, kuru ķīmiskās formulas ir atkarīgas no metāla valences. Piemēram, sārmu metālu halogenīdiem ir formula MX, un starp tiem ir: NaCl, nātrija hlorīds; KBr, kālija bromīds; CsF, cēzija fluorīds; un LiI, litija jodīds.
P-bloka sārmzemju metālu, pārejas metālu vai metālu halogenīdiem ir formula MX n , kur n ir metāla pozitīvā lādiņa. Daži no tiem ir šādi piemēri: FeCl 3 , dzelzs trihlorīds; MgBr 2 , magnija bromīds; AlF 3 , alumīnija trifluorīds; un vir 2 , vara jodīda.
Tomēr halogēni var veidot saites arī ar oglekļa atomiem; tāpēc viņi var iekļūt sarežģītajā organiskās ķīmijas un bioķīmijas pasaulē. Šos savienojumus sauc par organiskajiem halogenīdiem, un to vispārējā ķīmiskā formula ir RX, X ir jebkurš halogēns.
Lietojumprogrammas
Hlors
Rūpniecībā
-Broms un hlors tiek izmantoti tekstilrūpniecībā, lai balinātu un apstrādātu vilnu, tādējādi novēršot tās saraušanos mitrā stāvoklī.
-To lieto kā ditrīta dezinfekcijas līdzekli, kā arī dzeramā ūdens un peldbaseinu attīrīšanai. Turklāt savienojumus, kas iegūti no hlora, izmanto veļas mazgātavās un papīra rūpniecībā.
- To var izmantot īpašu akumulatoru un hlorētu ogļūdeņražu ražošanā. To izmanto arī gaļas, dārzeņu, zivju un augļu pārstrādē. Hlors darbojas arī kā baktericīds līdzeklis.
-To izmanto ādas tīrīšanai un dezinfekcijai, kā arī celulozes balināšanai. Slāpekļa trihlorīds agrāk tika izmantots kā miltu balinātājs un kondicionieris.
-Fosfēna gāzi (COCl 2 ) izmanto daudzos rūpnieciskās sintēzes procesos, kā arī militāro gāzu ražošanā. Fosfēns ir ļoti toksisks un ir atbildīgs par daudziem nāves gadījumiem Pirmajā pasaules karā, kur tika izmantota gāze.
-Šī gāze ir atrodama arī insekticīdos un fumigātos.
-NaCl ir ļoti bagātīgs sāls, ko izmanto ēdiena gatavošanai un mājlopu un mājputnu aizsardzībai. Turklāt to lieto ķermeņa rehidratācijas šķidrumos gan perorāli, gan intravenozi.
Medicīnā
-Halogenatomi, kas saistās ar narkotikām, padara tos lipofīlākus. Tas ļauj narkotikām vieglāk šķērsot šūnu membrānas, izšķīst lipīdos, kas veido to.
-Hlors difūzē centrālās nervu sistēmas neironos caur jonu kanāliem, kas saistīti ar neirotransmitera GABA receptoriem, tādējādi radot sedatīvu efektu. Tas ir vairāku anksiolītisko līdzekļu darbības mehānisms.
-HCl atrodas kuņģī, kur tas iejaucas, izveidojot reducējošu vidi, kas veicina pārtikas pārstrādi. Turklāt HCl aktivizē pepsīnu, fermentu, kas sāk olbaltumvielu hidrolīzi, pirms proteīna materiāla uzsūkšanās zarnās.
Citi
-Sālsskābi (HCl) izmanto vannas istabu tīrīšanā, mācību un pētniecības laboratorijās un daudzās nozarēs.
-PVC (polivinilhlorīds) ir vinilhlorīda polimērs, ko izmanto apģērbā, grīdas flīzēs, elektriskajos kabeļos, elastīgās caurulēs, caurulēs, piepūšamajās konstrukcijās un jumta dakstiņos. Turklāt hlors tiek izmantots kā starpprodukts citu plastmasas materiālu ražošanā.
-Hlors tiek izmantots broma ekstrahēšanā.
-Metilhlorīds veic anestēzijas funkciju. To izmanto arī noteiktu silikona polimēru ražošanā un tauku, eļļu un sveķu ekstrakcijā.
-Hloroforms (CHCl 3 ) ir šķīdinātājs, ko izmanto daudzās laboratorijās, īpaši organiskās ķīmijas un bioķīmijas laboratorijās, sākot no mācīšanas līdz pētniecībai.
- Un visbeidzot, attiecībā uz hloru, metālu detaļu attaukošanai izmanto trihloretilēnu.
Broms
-Bromīnu izmanto zelta ieguves procesā un naftas un gāzes urbumu urbšanā. To izmanto kā liesmas slāpētāju plastmasas un gāzes rūpniecībā. Broms izolē uguni no skābekļa, izraisot tā izdzēšanu.
-Tas ir starpnieks hidraulisko šķidrumu, dzesēšanas un sausināšanas līdzekļu, kā arī matu veidošanas līdzekļu ražošanā. Kālija bromīdu izmanto fotoplāksnīšu un papīra ražošanā.
-Kālija bromīdu lieto arī kā pretkrampju līdzekli, taču, tā kā iespēja, ka sāls var izraisīt neiroloģiskas disfunkcijas, tā lietošana ir samazināta. Turklāt vēl viens no tā pielietojumiem ir mikroshēma cieto paraugu mērījumiem no infrasarkanās spektroskopijas.
-Bromīni ir sastopami medikamentos, ko lieto pneimonijas ārstēšanai. Turklāt broma savienojumus iekļauj medikamentos, ko izmanto izmēģinājumos, kas veikti Alcheimera slimības ārstēšanai.
-Bromīnu izmanto, lai samazinātu dzīvsudraba piesārņojumu elektrostacijās, kurās kā kurināmo izmanto ogles. To izmanto arī tekstilrūpniecībā, lai izveidotu dažādu krāsu krāsvielas.
- Metilbroms tika izmantots kā pesticīds augsnes un māju fumigācijai, taču tā kaitīgā ietekme uz ozonu ir ierobežojusi tā izmantošanu.
-Halogenās spuldzes ir kvēlspuldzes, un neliela broma un joda daudzuma pievienošana ļauj samazināt spuldžu izmēru.
Jods
-Jods ir iesaistīts vairogdziedzera darbībā, kas ir organisma metabolisma regulējošais hormons. Vairogdziedzeris izdala hormonus T3 un T4, kas iedarbojas uz tā mērķa orgāniem. Piemēram, hormonālā darbība uz sirds muskuli izraisa asinsspiediena un sirdsdarbības ātruma palielināšanos.
-Arī cietes klātbūtnes noteikšanai izmanto jodu. Sudraba jodīds ir reaģents, ko izmanto fotogrāfiju izstrādē.
Fluors
-Daži fluora savienojumi tiek pievienoti zobu pastās, lai novērstu dobumus. Dažādos anestēzijas līdzekļos ir fluora atvasinājumi. Farmaceitiskajā rūpniecībā fluoru iekļauj narkotikās, lai izpētītu iespējamos uzlabojumus tā iedarbībā uz ķermeni.
- Stikla kodināšanai izmanto hidroflurskābi. Arī halonu ražošanā (ugunsdzēšanas gāzes, piemēram, freons). Lai panāktu tā attīrīšanu, alumīnija elektrolīzē izmanto fluora savienojumu.
-Atstarojošie pārklājumi satur fluora savienojumu. To izmanto plazmas ekrānu, plakano ekrānu un mikroelektromehānisko sistēmu ražošanā. Fluors ir arī mālā, ko izmanto dažos keramikas izstrādājumos.
Astatus
Tiek uzskatīts, ka astatīns var palīdzēt jodam regulēt vairogdziedzera darbību. Arī tā radioaktīvais izotops ( 210 At) ir izmantots vēža pētījumos ar pelēm.
Atsauces
- Darba drošības un veselības enciklopēdija. Halogēni un to savienojumi. . Paņemts no:
- Employment.gob.es
- Ķīmija LibreTexts. 17. grupa: Halogēnu vispārīgās īpašības. Paņemts no: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Halogēns. Iegūts no: en.wikipedia.org
- Džims Klarks. (2015. gada maijs). 7. grupas elementu (halogēni) atomu un fizikālās īpašības. Paņemts no: chemguide.co.uk
- Vaits, KW, Deiviss, RE, Peks, ML un Stenlijs, GG Chemistry (2003), 8. ed. Cengage mācīšanās.
- Elementi. Halogēni Paņemts no: elements.org.es
- Brauns, Laurels. (2017. gada 24. aprīlis). Halogēna raksturojums. Zinātne. Atgūts no: sciencing.com