الهالوجينات: الخصائص الفيزيائية ، الخواص الكيميائية. استخدام الهالوجينات ومركباتها

2024 مؤلف: Angel Austin | [email protected]. آخر تعديل: 2024-01-18 03:56

الهالوجينات في الجدول الدوري تقع على يسار الغازات النبيلة. هذه العناصر الخمسة غير المعدنية السامة موجودة في المجموعة 7 من الجدول الدوري. وتشمل الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين. على الرغم من أن الأستاتين مشع ولا يحتوي إلا على نظائر قصيرة العمر ، إلا أنه يتصرف مثل اليود وغالبًا ما يُصنف على أنه هالوجين. نظرًا لأن عناصر الهالوجين تحتوي على سبعة إلكترونات تكافؤ ، فإنها تحتاج فقط إلى إلكترون إضافي واحد لتكوين ثماني بتات كاملة. هذه الخاصية تجعلهم أكثر تفاعلًا من المجموعات الأخرى من اللافلزات.

الخصائص العامة

الهالوجينات تشكل جزيئات ثنائية الذرة (من النوع X₂، حيث تشير X إلى ذرة هالوجين) - شكل ثابت لوجود الهالوجينات في شكل عناصر حرة. روابط هذه الجزيئات ثنائية الذرة غير قطبية وتساهمية وحيدة. تسمح الخصائص الكيميائية للهالوجينات لها بالاندماج بسهولة مع معظم العناصر ، بحيث لا تحدث أبدًا غير مرتبطة في الطبيعة. الفلور هو الهالوجين الأكثر نشاطًا والأقل نشاطًا.

جميع الهالوجينات تشكل أملاح المجموعة الأولى مع مماثلةملكيات. في هذه المركبات ، توجد الهالوجينات كأنيونات هاليد بشحنة -1 (على سبيل المثال ، Cl^-، Br^-). تشير النهاية -id إلى وجود أنيونات الهاليد ؛ على سبيل المثال Cl^-يسمى "كلوريد".

بالإضافة إلى ذلك ، تسمح الخصائص الكيميائية للهالوجينات لها بالعمل كعوامل مؤكسدة - لأكسدة المعادن. معظم التفاعلات الكيميائية التي تحتوي على الهالوجينات هي تفاعلات الأكسدة والاختزال في محلول مائي. تشكل الهالوجينات روابط مفردة مع الكربون أو النيتروجين في المركبات العضوية حيث تكون حالة الأكسدة (CO) هي -1. عندما يتم استبدال ذرة هالوجين بذرة هيدروجين مرتبطة تساهميًا في مركب عضوي ، يمكن استخدام البادئة halo- بالمعنى العام ، أو البادئات fluoro- ، chloro- ، bromine- ، اليود- للهالوجينات المحددة. يمكن ربط عناصر الهالوجين بشكل متقاطع لتشكيل جزيئات ثنائية الذرة بروابط تساهمية قطبية مفردة.

الكلور (Cl₂) هو أول هالوجين تم اكتشافه في 1774 ، يليه اليود (I₂) ، البروم (Br₂) ، الفلور (F₂) والأستاتين (في ، اكتشف أخيرًا ، في عام 1940). يأتي اسم "هالوجين" من الجذور اليونانية hal- ("ملح") و -gen ("to form"). تعني هذه الكلمات معًا "تكوين الملح" ، مما يؤكد حقيقة أن الهالوجينات تتفاعل مع المعادن لتشكيل الأملاح. الهاليت هو اسم الملح الصخري ، وهو معدن طبيعي يتكون من كلوريد الصوديوم (NaCl). وأخيرًا ، تستخدم الهالوجينات في الحياة اليومية - يوجد الفلورايد في معجون الأسنان ، والكلور يطهر مياه الشرب ، واليود يعزز إنتاج الهرمونات.الغدة الدرقية.

العناصر الكيميائية

الفلور عنصر برقم ذري 9 ، يُشار إليه بالرمز F. تم اكتشاف الفلور العنصري لأول مرة في عام 1886 عن طريق عزله عن حمض الهيدروفلوريك. في حالته الحرة ، يوجد الفلور كجزيء ثنائي الذرة (F₂) وهو أكثر الهالوجين وفرة في قشرة الأرض. الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية في الجدول الدوري. في درجة حرارة الغرفة ، إنه غاز أصفر شاحب. يحتوي الفلور أيضًا على نصف قطر ذري صغير نسبيًا. CO هو -1 ، باستثناء الحالة ثنائية الذرة ، حيث تكون حالة الأكسدة صفر. الفلور شديد التفاعل ويتفاعل مباشرة مع جميع العناصر باستثناء الهيليوم (He) والنيون (Ne) والأرجون (Ar). في محلول H₂O ، حمض الهيدروفلوريك (HF) هو حمض ضعيف. على الرغم من أن الفلور كهرسلبي بقوة ، إلا أن كهرسلبيته لا تحدد الحموضة ؛ HF هو حمض ضعيف بسبب حقيقة أن أيون الفلور أساسي (pH> 7). بالإضافة إلى ذلك ، ينتج الفلور مؤكسدات قوية جدًا. على سبيل المثال ، يمكن أن يتفاعل الفلور مع غاز الزينون الخامل لتشكيل عامل مؤكسد قوي ثنائي فلوريد الزينون (XeF₂). للفلور استخدامات عديدة.

الكلور عنصر برقم ذري 17 ورمز كيميائي Cl. اكتشف عام 1774 عن طريق عزله عن حمض الهيدروكلوريك. في حالته الأولية ، فإنه يشكل جزيء ثنائي الذرة Cl₂. يحتوي الكلور على العديد من COs: -1 ، +1 ، 3 ، 5 و7. في درجة حرارة الغرفة ، إنه غاز أخضر فاتح. نظرًا لأن الرابطة التي تتكون بين ذرتين من الكلور ضعيفة ، فإن جزيء Cl₂لديه قدرة عالية جدًا على الدخول في المركبات. يتفاعل الكلور مع المعادن لتكوين أملاح تسمى الكلوريدات. أيونات الكلور هي الأيونات الأكثر شيوعًا الموجودة في مياه البحر. يحتوي الكلور أيضًا على نظيرين:³⁵Cl و³⁷Cl. كلوريد الصوديوم هو الأكثر شيوعًا بين جميع الكلوريدات.

البروم عنصر كيميائي برقم ذري 35 ورمز Br. تم اكتشافه لأول مرة في عام 1826. البروم في شكله الأولي هو جزيء ثنائي الذرة Br₂. في درجة حرارة الغرفة ، هو سائل بني محمر. ثاني أكسيد الكربون الخاص به هو -1 ، +1 ، 3 ، 4 و 5. البروم أكثر نشاطًا من اليود ، ولكنه أقل نشاطًا من الكلور. بالإضافة إلى ذلك ، يحتوي البروم على نظيرين:⁷⁹Br و⁸¹Br. يحدث البروم في صورة أملاح البروميد المذابة في مياه البحر. في السنوات الأخيرة ، زاد إنتاج البروميد في العالم بشكل كبير بسبب توفره وطول عمره. مثل الهالوجينات الأخرى ، البروم عامل مؤكسد و شديد السمية.

اليود عنصر كيميائي برقم ذري 53 ورمزه I. يحتوي اليود على حالات أكسدة: -1 ، +1 ، +5 و +7. موجود كجزيء ثنائي الذرة ، أنا₂. في درجة حرارة الغرفة هو مادة صلبة أرجوانية. يحتوي اليود على نظير واحد مستقر ،¹²⁷أنا. تم اكتشافه لأول مرة في عام 1811مع الأعشاب البحرية وحمض الكبريتيك. حاليًا ، يمكن عزل أيونات اليود في مياه البحر. على الرغم من أن اليود ليس شديد الذوبان في الماء ، إلا أنه يمكن زيادة قابليته للذوبان باستخدام اليود المنفصل. يلعب اليود دورًا مهمًا في الجسم ، حيث يساهم في إنتاج هرمونات الغدة الدرقية.

أستاتين عنصر مشع برقم ذري 85 ورمزه At. حالات الأكسدة الممكنة هي -1 و +1 و 3 و 5 و 7. الهالوجين الوحيد الذي ليس جزيء ثنائي الذرة. في ظل الظروف العادية ، هو مادة صلبة معدنية سوداء. الأستاتين عنصر نادر جدًا ، لذلك لا يُعرف الكثير عنه. بالإضافة إلى ذلك ، يتمتع الأستاتين بنصف عمر قصير جدًا ، لا يزيد عن بضع ساعات. وردت في عام 1940 نتيجة التوليف. يعتقد أن الأستاتين مشابه لليود. يتميز بخصائص معدنية

يوضح الجدول أدناه بنية ذرات الهالوجين ، وهيكل الطبقة الخارجية للإلكترونات.

هالوجين	تكوين الإلكترون
الفلور	1s22s22p5
الكلور	3s23p5
البروم	3d104s24p5
اليود	4d105s25p5
أستاتين	4f145d10 6 s26p5

يحدد هيكل مماثل للطبقة الخارجية للإلكترونات أن الخصائص الفيزيائية والكيميائية للهالوجينات متشابهة. ومع ذلك ، عند مقارنة هذه العناصر ، يتم ملاحظة الاختلافات أيضًا.

الخصائص الدورية في مجموعة الهالوجين

الخصائص الفيزيائية للمواد البسيطة تتغير الهالوجينات بزيادة عدد العناصر. من أجل فهم أفضل ووضوح أكبر ، نقدم لك عدة جداول.

نقاط الانصهار والغليان للمجموعة تزداد كلما زاد حجم الجزيء (F <Cl

الجدول 1. الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: نقطة الانصهار والغليان

هالوجين	ذوبان T (C)	نقطة الغليان (C)
الفلور	-220	-188
الكلور	-101	-35
البروم	-7.2	58.8
اليود	114	184
أستاتين	302	337

يزيد نصف القطر الذري

يزداد حجم النواة (F < Cl < Br < I < At) ، حيث يزداد عدد البروتونات والنيوترونات. بالإضافة إلى ذلك ، يتم إضافة المزيد والمزيد من مستويات الطاقة مع كل فترة. ينتج عن هذا مدار أكبر ، وبالتالي زيادة في نصف قطر الذرة.

الجدول 2.الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: نصف القطر الذري

هالوجين	نصف القطر التساهمي (م)	أيوني (X-) نصف قطر (م)
الفلور	71	133
الكلور	99	181
البروم	114	196
اليود	133	220
أستاتين	150

انخفاض طاقة التأين

إذا لم تكن إلكترونات التكافؤ الخارجي بالقرب من النواة ، فلن تأخذ الكثير من الطاقة لإزالتها منها. وبالتالي ، فإن الطاقة المطلوبة لدفع الإلكترون الخارجي ليست عالية في الجزء السفلي من مجموعة العناصر ، حيث يوجد المزيد من مستويات الطاقة. بالإضافة إلى ذلك ، تؤدي طاقة التأين العالية إلى إظهار العنصر صفات غير معدنية. تعرض شاشة اليود والأستاتين خصائص معدنية لأن طاقة التأين تقل (عند < I < Br < Cl < F).

الجدول 3. الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: طاقة التأين

هالوجين	طاقة التأين (كيلوجول / مول)
الفلور	1681
الكلور	1251
بروم	1140
اليود	1008
أستاتين	890 ± 40

تنخفض الكهربية

يزداد عدد إلكترونات التكافؤ في الذرة مع زيادة مستويات الطاقة عند المستويات المنخفضة تدريجيًا. تبتعد الإلكترونات تدريجياً عن النواة ؛ وبالتالي ، فإن النواة والإلكترونات لا تنجذب إلى بعضهما البعض. لوحظ زيادة في التدريع. لذلك ، تتناقص الكهربية مع زيادة الفترة (عند < I < Br < Cl < F).

الجدول 4. الهالوجينات. الخصائص الفيزيائية: الكهربية

هالوجين	الكهربية
الفلور	4.0
الكلور	3.0
بروم	2.8
اليود	2.5
أستاتين	2.2

تقارب الإلكترون ينخفض

مع زيادة حجم الذرة مع زيادة الدورة ، يميل تقارب الإلكترون إلى الانخفاض (B < I < Br < F < Cl). الاستثناء هو الفلور ، الذي تقل تقاربته عن الكلور. يمكن تفسير ذلك بصغر حجم الفلور مقارنة بالكلور.

الجدول 5. تقارب الإلكترون للهالوجينات

هالوجين	تقارب الإلكترون (كيلوجول / مول)
الفلور	-328.0
الكلور	-349.0
بروم	-324.6
اليود	-295.2
أستاتين	-270.1

تنخفض تفاعلية العناصر

يتناقص تفاعل الهالوجينات مع زيادة الفترة (عند <I

كيمياء غير عضوية. الهيدروجين + الهالوجينات

يتكون الهاليد عندما يتفاعل الهالوجين مع عنصر آخر أقل كهرسلبية لتشكيل مركب ثنائي. يتفاعل الهيدروجين مع الهالوجينات لتكوين هاليدات HX:

• فلوريد الهيدروجين HF ؛
• كلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك ؛
• بروميد الهيدروجين HBr ؛
• اليود المائي مرحبا

تذوب هاليدات الهيدروجين بسهولة في الماء لتكوين أحماض هيدروليك (هيدروليكي ، هيدروكلوريك ، هيدروبروميك ، هيدروليدي). خصائص هذه الأحماض موضحة أدناه.

تتشكل الأحماض من خلال التفاعل التالي: HX (aq) + H₂O (l) → Х^-(aq) + H₃O⁺(aq).

كل هاليدات الهيدروجين تشكل أحماض قوية باستثناء HF

تزداد حموضة الأحماض المائية: HF <HCl <HBr <HI.

يمكن لحمض الهيدروفلوريك نقش الزجاج وبعض الفلوريدات غير العضوية لفترة طويلة.

قد يبدو من غير المنطقي أن HF هو أضعف حمض مائي ، حيث يحتوي الفلور على أعلى نسبةكهرسلبية. ومع ذلك ، فإن رابطة HF قوية جدًا ، مما يؤدي إلى حمض ضعيف جدًا. يتم تحديد الرابطة القوية من خلال طول الرابطة القصيرة وطاقة التفكك العالية. من بين كل هاليدات الهيدروجين ، يمتلك HF أقصر طول رابطة وأكبر طاقة تفكك للرابطة.

أكسواكس الهالوجين

أحماض أوكسو الهالوجين هي أحماض تحتوي على ذرات الهيدروجين والأكسجين والهالوجين. يمكن تحديد حموضتها باستخدام تحليل الهيكل. أكاسيد الهالوجين مذكورة أدناه:

• حمض هيبوكلوروس HOCl.
• حمض الكلوريك HClO₂.
• حمض الكلوريك HClO₃.
• حمض البيركلوريك HClO₄.
• حمض هيبوكلوروس HOBr.
• حمض البروميك HBrO₃.
• حمض البرومويك HBrO₄.
• HOI حمض الهيوديك
• حمض اليودونيك HIO₃.
• حمض الميثايوديك HIO4 ، H5IO6.

في كل من هذه الأحماض ، يرتبط البروتون بذرة أكسجين ، لذا فإن مقارنة أطوال روابط البروتون غير مجدية هنا. تلعب الكهربية دورًا مهيمنًا هنا. يزداد النشاط الحمضي مع زيادة عدد ذرات الأكسجين المرتبطة بالذرة المركزية.

المظهر وحالة المادة

يمكن تلخيص الخصائص الفيزيائية الرئيسية للهالوجينات في الجدول التالي.

حالة المادة (في درجة حرارة الغرفة)	هالوجين	المظهر
صعب	اليود	بنفسجي
	أستاتين	أسود
سائل	بروم	أحمر-بني
غازي	الفلور	شاحب تان
	الكلور	أخضر شاحب

شرح المظهر

لون الهالوجينات هو نتيجة امتصاص الجزيئات للضوء المرئي مما يتسبب في إثارة الإلكترونات. يمتص الفلور الضوء البنفسجي وبالتالي يظهر باللون الأصفر الفاتح. من ناحية أخرى ، يمتص اليود الضوء الأصفر ويظهر بنفسجي (الأصفر والأرجواني لونان مكملان). يصبح لون الهالوجينات أغمق مع زيادة الدورة.

في الحاويات المغلقة ، يكون البروم السائل واليود الصلب في حالة توازن مع أبخرتهما ، والتي يمكن ملاحظتها كغاز ملون.

على الرغم من أن لون الأستاتين غير معروف ، فمن المفترض أنه يجب أن يكون أغمق من اليود (أي الأسود) وفقًا للنمط المرصود.

الآن ، إذا سئلت: "وصف الخصائص الفيزيائية للهالوجينات" ، سيكون لديك ما تقوله.

حالة أكسدة الهالوجينات في المركبات

حالة الأكسدة غالبًا ما تستخدم بدلاً من "تكافؤ الهالوجين". كقاعدة عامة ، حالة الأكسدة هي -1. ولكن إذا كان الهالوجين مرتبطًا بالأكسجين أو بهالوجين آخر ، فيمكن أن يأخذ حالات أخرى:ثاني أكسيد الكربون - 2 له الأولوية. في حالة وجود ذرتين هالوجين مختلفتين مرتبطتين ببعضهما البعض ، تسود ذرة كهربية أكثر وتأخذ ثاني أكسيد الكربون.

على سبيل المثال ، يحتوي الكلور في كلوريد اليود (ICl) على ثاني أكسيد الكربون ، واليود +1. الكلور كهرسلبي أكثر من اليود ، لذا فإن ثاني أكسيد الكربون فيه هو -1.

في حمض البروميك (HBrO₄) يحتوي الأكسجين على CO -8 (-2 × 4 ذرات=-8). الهيدروجين له حالة أكسدة شاملة +1. إضافة هذه القيم يعطي CO -7. نظرًا لأن ثاني أكسيد الكربون النهائي للمركب يجب أن يكون صفرًا ، فإن ثاني أكسيد الكربون من البروم هو + 7.

الاستثناء الثالث للقاعدة هو حالة أكسدة الهالوجين في شكل عنصري (X₂) ، حيث يكون CO هو صفر.

هالوجين	CO في المركبات
الفلور	-1
الكلور	-1 ، +1 ، +3 ، +5 ، + 7
بروم	-1 ، +1 ، +3 ، +4 ، + 5
اليود	-1 ، +1 ، +5 ، + 7
أستاتين	-1 ، +1 ، +3 ، +5 ، + 7

لماذا SD للفلور دائمًا -1؟

تزداد الكهربية مع مرور الوقت. لذلك ، يحتوي الفلور على أعلى كهرسلبية لجميع العناصر ، كما يتضح من موقعه في الجدول الدوري. التكوين الإلكتروني الخاص به هو 1s²2s²2p⁵. إذا اكتسب الفلور إلكترونًا آخر ، فإن المدارات p الخارجية تمتلئ بالكامل وتشكل ثماني بتات كاملة. لأن الفلور لهعالية الكهربية ، يمكن أن تأخذ إلكترونًا بسهولة من ذرة مجاورة. يكون الفلور في هذه الحالة متساويًا إلكترونيًا بالنسبة للغاز الخامل (بثمانية إلكترونات تكافؤ) ، ويتم ملء جميع مداراته الخارجية. في هذه الحالة ، يكون الفلور أكثر استقرارًا.

إنتاج واستخدام الهالوجينات

في الطبيعة ، الهالوجينات في حالة الأنيونات ، لذلك يتم الحصول على الهالوجينات الحرة عن طريق الأكسدة عن طريق التحليل الكهربائي أو بمساعدة العوامل المؤكسدة. على سبيل المثال ، ينتج الكلور عن طريق التحلل المائي لمحلول ملحي. يتنوع استخدام الهالوجينات ومركباتها.

• الفلور. على الرغم من أن الفلور شديد التفاعل ، إلا أنه يستخدم في العديد من التطبيقات الصناعية. على سبيل المثال ، هو مكون رئيسي في polytetrafluoroethylene (Teflon) وبعض البوليمرات الفلورية الأخرى. مركبات الكلوروفلوروكربون هي مواد كيميائية عضوية كانت تستخدم سابقًا كمبردات ووقود دفع في الهباء الجوي. توقف استخدامها بسبب تأثيرها المحتمل على البيئة. تم استبدالها بمركبات الكربون الهيدروكلورية فلورية. يضاف الفلورايد إلى معجون الأسنان (SnF₂) ومياه الشرب (NaF) لمنع تسوس الأسنان. يوجد هذا الهالوجين في الطين المستخدم في صناعة أنواع معينة من السيراميك (LiF) ، المستخدم في الطاقة النووية (UF₆) ، لإنتاج الفلوروكينولون المضاد الحيوي والألمنيوم (Na₃AlF₆) ، لعزل الجهد العالي (SF₆).
• وجد الكلور أيضًا مجموعة متنوعة من الاستخدامات. يستخدم لتطهير مياه الشرب وحمامات السباحة. هيبوكلوريت الصوديوم (NaClO)هو المكون الرئيسي للمبيضات. يستخدم حمض الهيدروكلوريك على نطاق واسع في الصناعة والمختبرات. الكلور موجود في البولي فينيل كلوريد (PVC) والبوليمرات الأخرى التي تستخدم لعزل الأسلاك والأنابيب والإلكترونيات. بالإضافة إلى ذلك ، فقد ثبت أن الكلور مفيد في صناعة الأدوية. الأدوية التي تحتوي على الكلور تستخدم لعلاج الالتهابات والحساسية والسكري. الشكل المحايد للهيدروكلوريد هو أحد مكونات العديد من الأدوية. يستخدم الكلور أيضًا في تعقيم معدات المستشفيات وتطهيرها. في الزراعة ، يعتبر الكلور مكونًا في العديد من مبيدات الآفات التجارية: تم استخدام DDT (ثنائي كلورو ثنائي الفينيل ثلاثي كلورو الإيثان) كمبيد حشري زراعي ، ولكن تم إيقاف استخدامه.

• البروم ، بسبب عدم قابليته للاحتراق ، يستخدم لقمع الاحتراق. يوجد أيضًا في بروميد الميثيل ، وهو مبيد حشري يستخدم للحفاظ على المحاصيل وقمع البكتيريا. ومع ذلك ، فقد تم التخلص التدريجي من الاستخدام المفرط لبروميد الميثيل بسبب تأثيره على طبقة الأوزون. يستخدم البروم في إنتاج البنزين وأفلام التصوير وطفايات الحريق وأدوية علاج الالتهاب الرئوي ومرض الزهايمر.
• يلعب اليود دورًا مهمًا في حسن سير عمل الغدة الدرقية. إذا لم يحصل الجسم على كمية كافية من اليود ، تتضخم الغدة الدرقية. لمنع تضخم الغدة الدرقية ، يضاف هذا الهالوجين إلى ملح الطعام. يستخدم اليود أيضًا كمطهر. يوجد اليود في المحاليل المستخدمةتنظيف الجروح المفتوحة وكذلك البخاخات المطهرة. بالإضافة إلى ذلك ، فإن يوديد الفضة ضروري في التصوير الفوتوغرافي.
• الأستاتين هو هالوجين أرضي مشع ونادر ، لذلك لم يتم استخدامه في أي مكان بعد. ومع ذلك ، يُعتقد أن هذا العنصر قد يساعد اليود في تنظيم هرمونات الغدة الدرقية.