Галогени – це група хімічних елементів, що входять до 17-ї групи періодичної таблиці, включаючи фтор, хлор, бром, йод та астат. Вони мають унікальні властивості, такі як висока реакційна здатність, низькі температури плавлення та кипіння, а також відомі своєю здатністю утворювати стабільні сполуки з іншими елементами. Їхні молекулярні структури характеризуються наявністю семи валентних електронів, що робить їх високоелектронегативними. Галогени широко використовуються в різних сферах застосування, таких як виробництво хімічних речовин, ліків, мийних засобів, дезінфікуючих засобів та напівпровідникова промисловість. У цій статті ми докладніше розглянемо властивості, структури та використання галогенів.
Хімічні характеристики галогенів: виділено основні властивості.
Галогени – це група хімічних елементів, до якої входять фтор, хлор, бром, йод та астат. Вони мають унікальні хімічні характеристики, що відрізняють їх від інших елементів періодичної таблиці.
Однією з головних властивостей галогенів є їхня висока реакційна здатність. Вони схильні легко утворювати сполуки, головним чином шляхом утворення ковалентних зв'язків. Ця реакційна здатність зумовлена їхньою високою електронегативністю, що робить їх здатними притягувати електрони від інших атомів.
Ще однією вражаючою характеристикою галогенів є їхній колір. Фтор і хлор — зеленувато-жовті гази, бром — темно-червона рідина, йод — фіолетова тверда речовина, а астат — чорна тверда речовина. Це своєрідне забарвлення є одним із способів ідентифікації галогенів.
Крім того, галогени відомі своєю токсичністю. Фтор, наприклад, є дуже отруйним у чистому вигляді та може завдати серйозної шкоди при потраплянні всередину. Хлор, з іншого боку, використовується як дезінфікуючий засіб у басейнах та системах очищення води завдяки своїм антимікробним властивостям.
Коротко кажучи, галогени – це хімічні елементи з унікальними властивостями, такими як висока реакційна здатність, характерне забарвлення та токсичність. Вони відіграють важливу роль у різних хімічних процесах і мають різноманітне застосування в різних галузях промисловості.
Основні галогенні хімічні агенти, що використовуються в промислових процесах та очищенні води.
Галогени – це хімічні елементи 17-ї групи періодичної таблиці, відомі своїми реакційними властивостями та універсальністю в різних промислових процесах та процесах очищення води. Основними галогенованими хімічними агентами, що використовуються, є хлор, фтор, бром та йод.
O хлор Хлор є одним із найпоширеніших галогенів у промисловості, який використовується у виробництві хімікатів, очищенні води та відбілюванні паперу та текстилю. Крім того, хлор є важливим у процесі дезінфекції води, знищуючи мікроорганізми та забезпечуючи безпеку для споживання людиною.
O фтору Він також відіграє важливу роль у промислових процесах, використовується у виробництві хімічних сполук, у виробництві скла та в стоматології, шляхом фторування води та використання фторвмісних зубних паст для запобігання карієсу.
O бром Його переважно використовують у виробництві хімічних речовин, таких як антипірени, пестициди та ліки. Бром також використовується для обробки води в басейнах та спа-центрах, діючи як ефективний дезінфікуючий засіб та окислювач.
O йод Його використовують у фармацевтичній промисловості, виробництві барвників та хімічному виробництві. Крім того, йод використовується для очищення води для знищення бактерій, вірусів та паразитів, забезпечуючи якість води для споживання людиною.
Підсумовуючи, галогеновані хімічні речовини відіграють фундаментальну роль у промислових процесах та процесах очищення води, сприяючи здоров'ю та безпеці населення, а також розвитку різних видів виробничої діяльності.
Ідентифікація галогенів: прості методи розпізнавання хімічних елементів у родині галогенів.
Галогени – це група хімічних елементів, що складається з фтору, хлору, брому, йоду та астата. Вони мають унікальні властивості, такі як висока реакційна здатність та спорідненість до електрона. Для ідентифікації галогенів можна використовувати кілька простих методів.
Один з найпоширеніших способів ідентифікації галогенів – це тест на полум’я. Під час нагрівання сполуки, що містить галоген, полум’я випромінює характерний колір, який змінюється залежно від присутнього елемента. Наприклад, фтор утворює блідо-жовте полум’я, тоді як хлор випромінює насичений зелений колір.
Іншим методом ідентифікації галогенів є тест з бромною водою. Коли бромну воду додають до невідомої речовини, відбувається специфічна зміна кольору, якщо присутні галогени. Наприклад, бром утворює помаранчевий розчин при контакті з водою.
Крім того, галогени також можна ідентифікувати за допомогою спеціальних хімічних тестів, таких як реакції осадження. Наприклад, додавання нітрату срібла до розчину, що містить галоген, призведе до утворення осаду, характерного для кожного елемента з родини галогенів.
Підсумовуючи, до простих методів ідентифікації галогенів належать полум'яний тест, тест з бромною водою та специфічні хімічні тести. Ці стратегії корисні для розпізнавання хімічних елементів родини галогенів і можуть бути застосовані в лабораторіях та хімічних дослідженнях.
Чому галогени є дуже реакційноздатними та окислювальними елементами в періодичній таблиці?
Галогени – це група високореактивних та окислювальних хімічних елементів періодичної таблиці. Це пов'язано з їхньою електронною конфігурацією, зокрема з наявністю на один електрон менше у валентній оболонці. До галогенів належать фтор, хлор, бром, йод та астат, і всі вони мають цю відмінну характеристику.
Оскільки на їхній валентній оболонці бракує лише одного електрона, галогени постійно шукають електрони для досягнення стабільності. Це робить їх дуже реакційною здатністю, оскільки вони готові реагувати з іншими елементами, щоб отримувати або ділитися електронами. Ця схильність до отримання електронів робить їх чудовими окислювачами, здатними виривати електрони в інших елементів у хімічних реакціях.
Крім того, галогени мають високу електронегативність, тобто вони сильно притягуються до електронів. Це робить їх ще більш схильними до утворення іонних або ковалентних зв'язків з іншими елементами, що призводить до стабільних хімічних сполук. Ця здатність утворювати різноманітні сполуки робить їх надзвичайно універсальними з точки зору їх застосування в промисловості та наукових дослідженнях.
Таким чином, галогени є високореактивними та окислювальними речовинами через їхню електронну конфігурацію, електронегативність та схильність до приєднання електронів для досягнення стабільності. Ці унікальні характеристики роблять їх важливими елементами в сучасній хімії та різноманітних промислових та наукових застосуваннях.
Галогени: властивості, структура та використання
Os галогени Галогени – це неметалеві елементи, що належать до VIIA або 17 групи періодичної таблиці. Вони мають високу електронегативність та високу спорідненість до електрона, що суттєво впливає на іонну природу їхніх зв'язків з металами. Слово «галогени» грецького походження та означає «солеутворювальний».
Але що ж це за галогени? Фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) та ефемерний радіоактивний елемент ацетат (At). Вони настільки реакційноздатні, що реагують один з одним, утворюючи двоатомні молекули: F 2 , Cl 2 , Br 2 , Я 2 і в 2 Ці молекули характеризуються подібними структурними властивостями (лінійні молекули), хоча й мають різні фізичні стани.
На зображенні вище показано три галогени. Зліва направо: хлор, бром та йод. Ні фтор, ні астат не можна зберігати у скляних контейнерах, оскільки останні не можуть протистояти їхнім корозійним властивостям. Зверніть увагу, як змінюються органолептичні властивості галогенів, коли ви рухаєтесь вниз по групі до елемента йоду.
Фтор — жовтуватий газ; хлор — також жовто-зелений газ; бром — темно-червонувата рідина; йод — чорна тверда речовина з фіолетовими очима; а астатик — темна, блискуча металева тверда речовина.
Галогени здатні реагувати майже з усіма елементами періодичної таблиці, навіть з деякими благородними газами (такими як ксенон і криптон). При цьому вони можуть окислювати атоми в їх найпозитивних ступенях окислення, перетворюючи їх на потужні окислювачі.
Аналогічно, вони надають молекулам специфічних властивостей, коли зв'язуються або заміщують деякі з їхніх атомів. Такі типи сполук називаються галогенідами. Фактично, галогеніди є основним природним джерелом галогенів, і багато з них розчинені в морі або входять до складу мінералів, таких як флюорит (CaF 2 ).
Галогени та галогеніди мають широкий спектр застосування; від промислового чи технологічного до простого покращення смаку певних продуктів, як і кам'яна сіль (хлорид натрію).
Propriedades físicas e químicas
Атомні ваги
Фтор (F) 18,99 г/моль; Хлор (Cl) 35,45 г/моль; Бром (Br) 79,90 г/моль; Йод (I) 126,9 г/моль та Астат (At) 210 г/моль,
Фізичний стан
Газоподібний газ; газоподібний Cl; рідкий Br; твердий та твердий Eu.
Cor
F, блідо-жовто-коричневий; Cl, блідо-зелений; Br, червонувато-коричневий; I, фіолетовий; та At, металево-чорний * * (припускається)
Температури плавлення
F -219,6ºC; Cl -101,5ºC; Br -7,3°C; I 113,7ºC та 302ºC.
Точки кипіння
F -118,12°C; Cl -34,04°C; Br 58,8°C; I 184,3ºC та? При 337ºC.
Густина при 25°C
F- 0,0017 г/см 3 Cl 0,0032 г/см 3 Br — 3,102 г/см³ 3 ; I- 4,93 г/см 3 та At- 6,2-6,5 г/см 3
Розчинність у воді
0,091 ммоль Cl/см 3 Br≈ 0,21 ммоль/см³ 3 та I₃₀ 0,0013 ммоль/см⁻¹ 3 .
Енергія іонізації
F – 1.681 кДж/моль; Cl – 1.251 кДж/моль; Br – 1.140 кДж/моль; I – 1.008 кДж/моль та At – 890 кДж/моль.
Електронегативність
F-4.0; Cl-3,0; Br-2,8; I-2.5 та At-2.2.
Галогени мають сім валентних електронів, звідси їхнє велике бажання отримати електрон. Крім того, галогени мають високу електронегативність через малі атомні радіуси та сильне притягання ядра до валентних електронів.
Реактивність
Галогени є дуже реакційноздатними, що пояснює їхню токсичність. Крім того, вони є окислювачами.
Порядок спадання реакційної здатності: F > Cl > Br > I > At.
Стан у природі
Через свою високу реакційну здатність атоми галогенів не є вільними за своєю природою; вони утворюють агрегати або двоатомні молекули, пов'язані ковалентними зв'язками.
Молекулярні структури
Галогени існують у природі не як елементарні атоми, а як двоатомні молекули. Однак усі вони мають спільну лінійну молекулярну структуру, єдиними відмінностями є довжина їхніх зв'язків та міжмолекулярні взаємодії.
Лінійні молекули XX (X 2 ) характеризуються нестабільністю, оскільки обидва атоми сильно притягують до себе електронну пару. Оскільки їхні зовнішні електрони зазнають дуже високого ефективного заряду ядра, Zef. Чим вищий Zef, тим коротша довжина зв'язку XX.
У міру просування вниз по групі Zef слабшає, а стабільність цих молекул зростає. Таким чином, порядок спадання реакційної здатності такий: F 2 > Кл 2 > Бр 2 > Я 2 Однак порівнювати астат з фторидом недоречно, оскільки через їхню радіоактивність відомо недостатньо стабільних ізотопів.
Міжмолекулярні взаємодії
З іншого боку, їхні молекули не мають дипольного моменту, будучи неполярними. Цей факт пояснює їх слабкі міжмолекулярні взаємодії, єдиною латентною силою яких є лондонівська дисперсія, пропорційна атомній масі та площі молекули.
Таким чином, мала молекула F 2 не має достатньої маси чи електронів для утворення твердого тіла. На відміну від I 2 , молекула йоду, яка залишається твердою речовиною, що випромінює фіолетові пари.
Бром являє собою проміжний приклад між двома крайнощами: молекули Br 2 взаємодіють достатньо, щоб перебувати в рідкому стані.
Астатичний, ймовірно, через його зростаючий металевий характер, не проявляється як At 2, але як атоми, що утворюють металеві зв'язки.
Щодо кольорів (жовтий-зеленуватий-жовтий-червоний-фіолетовий-чорний), найбільш доречне пояснення ґрунтується на теорії молекулярних орбіталей (МОО). Енергетична відстань між останньою повною молекулярною орбіталлю та наступною за величиною енергією (ланки) долається поглинанням фотона зі все більшими довжинами хвиль.
Галіди
Галогени реагують з утворенням галогенідів, неорганічних або органічних. Найбільш відомими є галогеніди водню: фторид водню (HF), хлористий водень (HCl), бромід водню (HBr) та йодид водню (HI).
Усі вони, розчиняючись у воді, утворюють кислі розчини — настільки кислі, що HF може пошкодити будь-яку скляну ємність. Крім того, вони вважаються вихідними матеріалами для синтезу надзвичайно сильних кислот.
Існують також так звані галогеніди металів, хімічні формули яких залежать від валентності металу. Наприклад, галогеніди лужних металів мають формулу MX, і до них належать: NaCl – хлорид натрію; KBr – бромід калію; CsF – фторид цезію; та LiI – йодид літію.
Галогеніди лужноземельних металів, перехідних металів або металів p-блоку мають формулу MX n , що є позитивним зарядом металу. Таким чином, деякі приклади: FeCl 3 , трихлорид заліза; MgBr 2 , бромід магнію; AlF 3 , трифторид алюмінію; та Cul 2 , йодид міді.
Однак, галогени також можуть утворювати зв'язки з атомами вуглецю, таким чином втручаючись у складний світ органічної хімії та біохімії. Ці сполуки називаються органічними галогенідами та мають загальну хімічну формулу RX, де X — будь-який галоген.
Використання
хлор
У промисловості
-Бром і хлор використовуються в текстильній промисловості для відбілювання та обробки вовни, запобігаючи усадці при намоканні.
Його використовують як дезінфікуючий засіб для відходів, а також для очищення питної води та басейнів. Сполуки, отримані на основі хлору, також використовуються в пральнях та паперовій промисловості.
-Його використовують у виробництві спеціальних акумуляторів та хлорованих вуглеводнів. Також його використовують у переробці м'яса, овочів, риби та фруктів. Хлор також діє як бактерицидний засіб.
Його використовують для очищення та відбілювання шкіри, а також для відбілювання целюлози. Раніше трихлористий азот використовували як відбілювач та кондиціонер для борошна.
-Фосфеновий газ (COCl 2 ) використовується в численних промислових процесах синтезу, а також у виробництві військових газів. Фосфен є високотоксичним і був причиною численних смертей під час Першої світової війни, де цей газ використовувався.
-Цей газ також міститься в інсектицидах та фумігантах.
NaCl – це дуже поширена сіль, яка використовується для приправлення їжі та консервування м’яса й птиці. Її також використовують у пероральних та внутрішньовенних регідратаційних рідинах.
У медицині
-Атоми галогенів, що зв'язуються з ліками, роблять їх більш ліпофільними. Це дозволяє лікам легше проникати через клітинні мембрани, розчиняючись у ліпідах, що їх утворюють.
Хлор дифундує в нейрони центральної нервової системи через іонні канали, пов'язані з рецепторами нейромедіаторів ГАМК, спричиняючи седативний ефект. Це механізм дії кількох анксіолітиків.
HCl присутній у шлунку, де він діє, створюючи відновне середовище, що сприяє переробці їжі. Крім того, HCl активує пепсин, фермент, який ініціює гідроліз білка, стадію, що передує всмоктуванню білкової речовини в кишечнику.
Інший
-Солатна кислота (HCl) використовується для чищення туалетів, у навчальних та дослідницьких лабораторіях, а також у багатьох галузях промисловості.
ПВХ (полівінілхлорид) – це полімер вінілхлориду, який використовується в одязі, підлогових покриттях, електричних кабелях, гнучких трубах, надувних конструкціях та покрівельній черепиці. Хлор також використовується як проміжний продукт у виробництві інших пластикових матеріалів.
– Хлор використовується для добування брому.
Метилхлорид має анестезуючу функцію. Його також використовують у виробництві деяких силіконових полімерів та в екстракції жирів, олій та смол.
– Хлороформ (CHCl 3 ) – розчинник, який використовується в багатьох лабораторіях, особливо в лабораторіях органічної хімії та біохімії, від навчання до досліджень.
-І нарешті, щодо хлору, трихлоретилен використовується для знежирення металевих деталей.
Бромо
Бром використовується у видобутку золота та бурінні нафти й газу. Його також використовують як сповільнювач горіння в промисловості пластмас та газу. Бром ізолює вогонь від кисню, що призводить до його гасіння.
Він є проміжним продуктом у виробництві гідравлічних рідин, охолоджувальних та осушувальних агентів, а також засобів для укладання волосся. Бромід калію використовується у виробництві фотопластинок та паперу.
Бромід калію також використовується як протисудомний засіб, але через потенційну здатність солі викликати неврологічну дисфункцію, його використання скоротилося. Ще одне поширене застосування — як таблетка для вимірювань зразків за допомогою інфрачервоної спектроскопії твердого тіла.
Сполуки брому присутні в ліках, що використовуються для лікування пневмонії. Сполуки брому також присутні в ліках, що використовуються в клінічних випробуваннях для лікування хвороби Альцгеймера.
Бром використовується для зменшення забруднення ртуттю на вугільних електростанціях. Його також використовують у текстильній промисловості для створення барвників різних кольорів.
-Метилбром використовувався як пестицид для фумігації ґрунту та житлових приміщень, але його шкідливий вплив на озоновий шар обмежує його використання.
-Галогенні лампи - це лампи розжарювання, а додавання невеликої кількості брому та йоду дозволяє зменшити розмір ламп.
Йодо
-Йод бере участь у функціонуванні щитовидної залози, гормону, який регулює метаболізм організму. Щитовидна залоза виділяє гормони Т3 і Т4, які впливають на органи-мішені. Наприклад, гормональна дія на серцевий м'яз викликає підвищення артеріального тиску та частоти серцевих скорочень.
-Йод також використовується для визначення наявності крохмалю. Йодид срібла – це реагент, який використовується у фотопроявленні.
Фтор
Деякі сполуки фтору додають до зубних паст для запобігання карієсу. Похідні фтору присутні в різних анестетиках. Фармацевтична промисловість включає фтор до складу ліків для вивчення потенційного покращення їхнього впливу на організм.
Плавикова кислота використовується для травлення скла. Її також використовують у виробництві галонів (газів для гасіння, таких як фреон). Сполука фтору використовується в електролізі алюмінію для його очищення.
Антиблікові покриття містять сполуку фтору. Вона використовується у виробництві плазмових дисплеїв, плоских дисплеїв та мікроелектромеханічних систем. Фтор також присутній у глині, яка використовується в деяких керамічних виробах.
astato
Вважається, що астадо може сприяти йоду в регулюванні функціонування щитовидної залози. Крім того, його радіоактивний ізотоп ( 210 At) використовувався в дослідженнях раку на мишах.
Список літератури
- Енциклопедія охорони праці та техніки безпеки. Галогени та їх сполуки. [PDF]. Взято з:
- Employment.gob.es
- Хімія LibreTexts. Група 17: Загальні властивості галогенів. Отримано з: chem.libretexts.org
- Вікіпедія (2018). Галоген. Отримано з: en.wikipedia.org
- Джим Кларк (травень 2015 р.). Атомні та фізичні властивості елементів 7 групи (галогени). Отримано з: chemguide.co.uk
- Віттен, К. В., Девіс, Р. Е., Пек, М. Л. та Стенлі, Г. Г. Хімія (2003), 8-е видання. Cengage Learning
- Галогенні елементи. Взято з: elements.org.es
- Браун Лаурел. (24 квітня 2017 р.). Характеристики галогенів. Sciencing. Отримано з: sciencing.com