Галоген химический элемент: Галогены. Химия галогенов и их соединений

Содержание

Галогены — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

(Перенаправлено с Галоген) Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 18 августа 2011; проверки требуют 2 правки.

Группа →

17 (VIIA)

↓ Период

85	Астат

4f¹⁴5d¹⁰6s²6p⁵

117	Унунсептий

5f¹⁴6d¹⁰7s²7p⁵

Галоге́ны (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение; иногда употребляется неправильное название гало́иды) — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы)^[1].

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻

, Br⁻, I⁻ уменьшается.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At. Полученный в Объединённом институте ядерных исследований в Дубне, Россия в 2009—2010 годах 117-й элемент, унунсептий Uus, также находится формально в группе галогенов, однако по химическим свойствам может существенно отличаться от них, как и астат. Представляют собой:

Фтор — зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционноспособен, попытка получить в свободном виде в больших количествах чревата последствиями.

Хлор — зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат — сине-чёрные кристаллы. Очень радиоактивен, поэтому о нём сравнительно мало известно. Период полураспада астата-211 равен 8,1 часов.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Иод I

Неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Могут быть и восстановителями (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами.

[править] Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и иод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF

2).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы E_o(F₂/F⁻) = +2,87 В и E_o(Cl₂/Cl⁻) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F⁻ и Cl⁻ можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF

2 и безводной плавиковой кислоты.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O₂, чем к Cl₂ (таким материалом оказался RuO

2).

В современных электролизёрах катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na⁺ переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl⁻ в Cl₂) и накапливаются у катода (образование OH⁻). Перемещение OH⁻ в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH⁻ реагировал бы с Cl₂ и сводил на нет весь результат.

Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I

−. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br₂ и I₂ удаляются из раствора потоком воздуха.

[править] Физические свойства галогенов

Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи(151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов(Cl₂ 243, Br₂ 199, I₂ 150.7, At₂ 117 кДж/моль). От хлора к иоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеет и температуры кипения (плавления).

(F₂ −223(-187), Cl₂ −100.98(-34.15), Br₂ −7.2(58.75), I₂ 311.5(184.5), At₂ 411(299) C^o)

[править] Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ + 2989 кДж,

2Fe + 3F₂ = 2FeF

3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (h3, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н₂ + F₂ = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F₂ = SiF₄(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal₂ + F₂ = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F₂ = XeF₂ + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl₂ = SiCl₄(Ж) + 662 кДж,

Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl₂ + hν → 2Cl,

Cl + Н₂ → HCl + Н,

Н + Cl₂ → HCl + Cl,

Cl + Н₂ → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv), которые вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂

и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН₃-СН₃ + Cl₂ → СН₃-СН₂Cl + HCl,

СН₂=СН₂ + Cl₂ → СН₂Cl — СН₂Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂,

Cl₂ + 2HI = 2HCl + I₂,

Cl₂ + 2KBr = 2KCl + Br₂,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl₂ + Н₂О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде),

ЗCl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + ЗН₂О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si +2Br₂ = SiBr₄(ж) + 433 кДж,

Н₂ + Br₂ = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н₂ + I₂ = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к иоду. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат реагирует с металлами(например с литием):

2Li+At₂ = 2LiAt — астатид лития

С водородом,образуя астатоводород:

H₂+At₂ = 2HAt.

Астат диссоциирует не только на ионы, но и на протоны, чего нет у других галогеноводородных кислот. Межгалогенные соединения:At₂+I₂=2AtI-иодид астата. При электролизе водного раствора астатид лития астат выделяется на аноде: LiAt катод Li⁺+e⁻=Li⁰ анод 2At⁻-2e⁻=At₂ LiOH катод Li⁺+e⁻=Li⁰ 4OH⁻-4e⁻=2H₂O+O₂.

Галогены ⚗️ электронная конфигурация элементов, общая характеристика, химические и физические свойства, способы получения и применения, взаимодействие с другими веществами

Не все знают, что под пугающим названием «галогены» зачастую скрываются распространенные в быту вещества. Не в чистом виде, но все-таки. Отдельными представителями «семейства» ежедневно пользуется каждый человек.

Приведём примеры:

На упаковке любой зубной пасты имеется словосочетание со словом «фтор». Полезен для зубной эмали.
Хлор знаком любой домохозяйке и сотруднику клининговой компании. А уж его запах знают все, кто посещал бассейн или лечебные учреждения России. Не пустой звук для советских школьников. Даже не из курса химии, а из уроков химзащиты в рамках начальной военной подготовки (НВП).
Про «бром» ходили легенды среди военнослужащих СССР. Насколько сведения достоверны – неизвестно.
Темно-коричневая бутылочка с «йодом» – постоянный спутник любителя поиграть с котенком и непоседливого ребенка. Распространенный антисептик.

Что такое галогены

Определяют, как элементы 17-ой группы таблицы Менделеева. Сторонники «старой школы» выразились бы: «главной подгруппы VII группы».

Название представляет собой компиляцию греческих слов. Означает приблизительно «солерождающий». Такое определение было дано в XIX веке британским ученым Гэмфри Дэви.

Перечень и общая характеристика галогенов

С первыми четырьмя элементами из списка некоторое знакомство имеется. Надо заметить, что вещества хоть и достаточно распространенные, но в чистом виде в природе не встречаются. Только в составе соединений.

Астат – элемент не просто редкий, а самый редкий из всех встречающихся на планете. Его «запасы» оцениваются в 1 г. Свойства доподлинно не известны. Так как из-за радиоактивности и мизерной «продолжительности жизни» в достаточных количествах выделить не получилось.

Теннессин существует скорее теоретически. На Земле, по крайней мере, не нашли. Рекордное зафиксированное (и признанное) в лаборатории количество – 6 ядер. Включая изотоп.

Зато точно известен общий принцип построения наружного энергетического уровня: ns²np⁵. Под «n» понимается период расположения элемента.

Легко заметить, что до «идеальных» инертов не хватает всего-то электрончика. А так хочется. Не удивительно, что так агрессивны.

Физические свойства

Галогены – ярко выраженные неметаллы. Летучи, с характерно едким «ароматом». Причем для йода (I₂) жидкое агрегатное состояние вообще не характерно. При разогреве просто испаряется фиолетовым дымком.

Хлор – настоящее боевое отравляющее вещество. И применялось в таком качестве. Попадая в незащищенные глаза и органы, образует кислоты. С соответствующими последствиями. Для летального исхода достаточно концентрации в воздухе 2 мг/л.

Насыщенность цветов с «утяжелением» ядер возрастает. Активность, напротив, падает.

В воде растворимость ограничена. Лучше ведёт себя с органическими растворителями. Растворы оригинально окрашены: от слабо желтого до фиолетового.

Химические свойства галогенов

Галогены (Hal) — мощные окислители, а фтор агрессивен настолько, что вступает в реакцию с собратьями. Происходит это при подогреве. Степень окисления «пострадавших» оказывается +1.

Общее уравнение:

Можно сказать, что F реагирует со всеми простыми субстанциями, кроме отдельных благородных газов. А так (с облучением):

Остальные элементы ряда не взаимодействуют с:

С неметаллами

Водород окисляет фтор при любых условиях, со взрывом. Cl с подсветкой УФ или подогревом. Но тоже громко. Остальные только с нагреванием. Но уравнение едино:

С фосфором взаимодействуют совершенно по-разному:

∗ F до получения пентафторида. Единственный, без нагревания:

∗ хлор и бром, в зависимости от концентрации:

∗ йод – недостаточно мощный окислитель:

∗ с серой также не все очевидно. Но только не с фтором. Окисление максимально, но с нагревом:

∗ бром и хлор реагируют нетипично и «неохотно»:

С металлами

Перед фтором ничто не устоит. Даже благородный класс, хоть и с нагревом:

Остальные металлы прочим галогенам по силам. Не без подогрева:

Реакции замещения

Агрессивные вытесняют «тяжелых» соседей по группе:

И с неметаллами не церемонятся:

Хлор, как более активный, ведет себя несколько по-другому:

С водой

Фтор в своем репертуаре. Вода будет пылать синим пламенем и норовить плюнуть плавиковой кислотой:

Хлор с бромом гораздо спокойнее. Да и процессы нестабильны, обратимы:

Йод с водой в видимые взаимодействия не вступает.

С растворами щелочей

И в этом случае фтор проявляется как резкий окислитель:

Остальные ведут себя, как с водой. Но процесс при разных температурах проходит по разным сценариям:

Йод реагирует только по второму варианту.

Получение

Выделить вещество настолько активное, что норовит прореагировать со всем окружающим, не так просто.

Фтор

Обычно получают из сложных солей. При интенсивном нагреве (термолиз) провоцируется распад на более простые и нужный газ.

Или электролизом KF*3HF. Аналогичный метод применяется в промышленности.

Хлор

Из соляной кислоты. Неприятно и опасно даже в условиях лаборатории:

Индустриально добывают из распространенной поваренной соли при помощи электролиза:

Бром и йод

«На коленке» – из солей. Окислителями, в кислом же окружении:

Химзаводам за сырьем ходить не надо. Морская вода, скважные жидкости. Остатки сожженных океанских/морских водорослей – настоящая йодная руда.

Применение галогенов

Как уже упоминалось, фтор применяется в лечебных и профилактических средствах. Соединения необходимы для изготовления алюминия.

Основная часть производимого хлора используется для синтеза соляной кислоты. Необходим в химической индустрии. Для сельскохозяйственных, бытовых ядохимикатов, чистящих средств, отбеливателей. Для очистителей воды.

Бром и йод применяются для медикаментов и в химической отрасли.

Заключение

О свойствах галогенов можно писать бесконечно. В данной статье не затрагивались темы взаимодействий с органическими веществами, например.

А ведь без них невозможен, скажем, фотосинтез. Одна из основ жизни. Без соляной кислоты невозможно пищеварение высших животных. Об этом мы расскажем в следующих публикациях.

Галогены — это… Соединения галогенов

Здесь читатель найдет сведения о галогенах, химических элементах периодической таблицы Д. И. Менделеева. Содержание статьи позволит вам ознакомиться с их химическими и физическими свойствами, нахождением в природе, способах применения и др.

Общие сведенья

Галогены – это все элементы химической таблицы Д. И. Менделеева, находящиеся в семнадцатой группе. По более строму способу классификации это все элементы седьмой группы, главной подгруппы.

Галогены – это элементы, способные вступать в реакции практически со всеми веществами простого типа за исключением некоторого количества неметаллов. Все они являются энергетическими окислителями, потому в условиях природы, как правило, находятся в смешанной форме с другими веществами. Показатель химической активности галогенов уменьшается с возрастанием их порядковой нумерации.

Галогенами считаются следующие элементы: фтор, хлор, бром, йод, астат и искусственно созданный теннесин.

Как говорилось ранее, все галогены – это окислители с ярко выраженными свойствами, к тому же все они являются неметаллами. Внешний энергетический уровень имеет семь электронов. Взаимодействие с металлами приводит к образованию ионной связи и солей. Почти все галогены, за исключением фтора, могут проявлять себя в качестве восстановителя, достигая высшей окислительной степени +7, однако для этого необходимо, чтобы они взаимодействовали с элементами, имеющими большую степень электроотрицательности.

Особенности этимологии

В 1841 г. шведский ученый-химик Й. Берцелиус предложил ввести термин галогенов, относя к ним известные в то время F, Br, I. Однако до введения этого термина по отношению ко всей группе таких элементов, в 1811 г., немецкий ученый И. Швейггер этим же словом назывался хлор, сам термин переводился с греческого языка как «солерод».

Атомное строение и окислительные степени

Конфигурация электронов внешней атомной оболочки галогенов имеет следующий вид: астат – 6s²6p⁵, йод – 5s²5p⁵, бром 4s²4p⁵, хлор – 3s²3p⁵, фтор 2s²2p⁵.

Галогены – это элементы, имеющие на электронной оболочке внешнего типа семь электронов, что позволяет им «без особых усилий» присоединять электрон, которого недостаточно для завершения оболочки. Обычно степень окисления проявляется в виде -1. Cl, Br, I и At вступая в реакцию с элементами, имеющими более высокую степень, начинают проявлять положительную окислительную степень: +1, +3, +5, +7. Фтор имеет постоянную окислительную степень -1.

Распространение

Ввиду своей высокой степени реакционной способности галогены обычно находятся в виде соединений. Уровень распространения в коре земли убывает в соответствии с увеличением атомного радиуса от F к I. Астат в коре земли измеряется вовсе в граммах, а теннессин создается искусственно.

Галогены встречаются в природе чаще всего в соединениях галогенидов, а йод также может принимать форму йодата калия или натрия. В связи со своей растворимостью в воде присутствуют в океанических водах и рассолах природного происхождения. F – малорастворимый представитель галогенов и чаще всего обнаруживается в породах осадочного типа, а его главный источник – это фторид кальция.

Физические качественные характеристики

Галогены между собой могут сильно отличаться, и они имеют следующие физические свойства:

Фтор (F2) – это газ светло-желтого цвета, имеет резкий и раздражающий запах, а также не подвергается сжатию в обычных температурных условиях. Температура плавления равна -220 °С, а кипения -188 °С.
Хлор (Cl₂) представляет собой газ, не сжимающийся при обычной температуре, даже находясь под воздействием давления, имеет удушливый, резкий запах и зелено-желтый окрас. Плавиться начинает при -101 °С, а кипеть при -34 °С.
Бром (Br₂) – это летучая и тяжелая жидкость с буро-коричневым цветом и резким зловонным запахом. Плавится при -7 °С, а кипит при 58 °С.
Йод (I₂) – это вещество твердого типа имеет тёмно-серый окрас, и ему свойственен металлический блеск, запах довольно резкий. Процесс плавления начинается при достижении 113,5 °С, а кипит при 184,885 °С.
Редкий галоген – это астат (At₂), который является твердым веществом и имеет черно-синий цвет с металлическим блеском. Температура плавления соответствует отметке в 244 °С, а кипение начинается после достижения 309 °С.

Химическая природа галогенов

Галогены – это элементы с очень высокой окислительной активностью, которая ослабевает в направлении от F к At. Фтор, будучи самым активным представителем галогенов, реагировать может со всеми видами металлов, не исключая ни один известный. Большинство представителей металлов, попадая в атмосферу фтора, подвергаются самовоспламенению, при этом выделяя теплоту в огромных количествах.

Без подвергания фтора нагреванию он может реагировать с большим количеством неметаллов, например h3, C, P, S, Si. Тип реакций в таком случае является экзотермическим и может сопровождаться взрывом. Нагреваясь, F принуждает окисляться остальные галогены, а подвергаясь облучению, этот элемент способен и вовсе реагировать с тяжелыми газами инертной природы.

Вступая во взаимодействие с веществами сложного типа, фтор вызывает высоко энергетические реакции, например, окисляя воду, он может вызывать взрыв.

Реакционноспособным может быть и хлор, особенно в свободном состоянии. Уровень активности его меньше, чем у фтора, но он способен реагировать почти со всеми простыми веществам, но азот, кислород и благородные газы в реакцию не вступают с ним. Взаимодействуя с водородом, при нагревании или хорошем освещении хлор создает бурнопротекающую реакцию, сопровождаемую взрывом.

В реакциях присоединения и замещения Cl может реагировать с большим количеством веществ сложного типа. Способен вытеснять Br и I в результате нагревания из соединений, созданных ими с металлом или водородом, а также может вступать в реакцию со щелочными веществами.

Бром химически менее активный, чем хлор или фтор, но все же весьма ярко себя проявляет. Это обусловлено тем, что чаще всего бром Br используется в качестве жидкости, ведь в таком состоянии исходная степень концентрации при остальных одинаковых условиях выше, чем у Cl. Широко используется в химии, особенно органической. Может растворяться в H₂O и реагировать с ней частично.

Галоген-элемент иод образует простое вещество I₂и способен вступать в реакции с H₂O, растворяется в йодидах растворов, образуя при этом комплексные анионы. От большинства галогенов I отличается тем, что он не вступает в реакции с большинством представителей неметаллов и не спеша реагирует с металлами, при этом его необходимо нагревать. С водородом реагирует, лишь подвергаясь сильному нагреванию, а реакция является эндотермической.

Редкий галоген астат (At) проявляет реакционные способности меньше йода, однако может реагировать с металлами. В результате диссоциации возникают как анионы, так и катионы.

Области применения

Соединения галогенов широко применяются человеком в самых разнообразных областях деятельности. Природный криолит (Na₃AlF₆) используют для получения Al. Бром и йод в качестве простых веществ часто используют фармацевтические и химические компании. При производстве запчастей для машин часто используют галогены. Фары – это одна из таких деталей. Качественно выбрать материал для данной составной части машины очень важно, так как фары освещают дорогу в ночное время и являются способом обнаружения как вас, так и других автомобилистов. Одним из лучших составных материалов для создания фар считается ксенон. Галоген тем не менее ненамного уступает по качеству этому инертному газу.

Хороший галоген – это фтор, добавка, широко используемая при производстве зубных паст. Он помогает предотвращать возникновение заболевания зубов – кариеса.

Такой элемент-галоген, как хлор (Cl), находит свое применение в получении HCl, часто используется при синтезе органических веществ, таких как пластмасса, каучук, синтетические волокна, красители и растворители и т. д. А также соединения хлора используют в качестве отбеливателей льняного и хлопчатобумажного материала, бумаги и как средство для борьбы с бактериями в питьевой воде.

Внимание! Токсично!

Ввиду наличия очень высокой реакционной способности галогены по праву называются ядовитыми. Наиболее ярко способность к вступлению в реакции выражена у фтора. Галогены имеют ярко выраженные удушающие свойства и способны поражать ткани при взаимодействии.

Фтор в парах и аэрозолях считается одним из самых потенциально опасных форм галогенов, вредоносных для окружающих живых существ. Это связано с тем, что он слабо воспринимается обонянием и ощущается лишь по достижении большой концентрации.

Подводя итоги

Как мы видим, галогены являются очень важной частью периодической таблицы Менделеева, они имеют множество свойств, отличаются между собой по физическим и химическим качествам, атомному строению, степени окисления и способности реагировать с металлами и неметаллами. В промышленности используются разнообразным образом, начиная от добавок в средства личной гигиены и заканчивая синтезом веществ органической химии или отбеливателями. Несмотря на то что одним из лучших способов поддержания и создания света в фаре автомобиля является ксенон, галоген тем не менее ему практически не уступает и также широко используется и имеет свои преимущества.

Теперь вы знаете, что такое галоген. Сканворд с любыми вопросами об этих веществах для вас уже не помеха.

Что такое галогены в химии и каково их биологическое значение в жизни человека

Элементы, которые относятся к 17-й группе периодической системы, применяются во многих отраслях народного хозяйства, а вещества, содержащие их соединения, широко используются в быту. Вряд ли можно представить жизнь без этих химических элементов. Хотя все они являются токсичными, без микроскопических количеств галогенов в воде и продуктах невозможно нормальное существование организмов. Рассмотрим, что такое галогены, и каково их значение в химии и биологии.

Что такое галогены

Пожалуй, многих не раз интересовал вопрос, что такое галогены в химии. Это элементы, относящиеся к XVII группе таблицы Менделеева. Раньше их причисляли к главной подгруппе VII группы. К галогенам относят фтор, хлор, бром, йод, астат.

Некоторые химики причисляют к ним искусственно синтезированное вещество теннесин с номером 117. Это пример галогена, который обладает радиоактивностью.

Вещества этой группы причисляют к неметаллам. Они считаются сильнейшими окислителями, причем это химическое свойство галогенов изменяется по мере уменьшения порядкового номера. Наиболее активным окислителем является фтор, который способен взаимодействовать даже с кислородом с образованием фторида. Способны проявлять свойства восстановителя со степенью окисления +7 (высшая). Недаром раньше таблица Менделеева помещала галогены в 7 группу.

В процессе химического взаимодействия с металлами образуют соли (отсюда и название). На внешней оболочке содержится 7 электронов. Атомы присоединяют недостающий электрон и таким образом заполняют ее. Следовательно, степень их окисления равна -1. Однако хлор, бром, йод, астат могут иметь степени окисления 1, 3, 5, 7 со знаком плюс (являясь восстановителем).

В этом кроется ответ на вопрос, с чем взаимодействует галоген. Особенности строения этих веществ таковы, что они реагируют практически со всеми элементами.

Интересно! Название «фтор» происходит от греческого «разрушение». Это сильнейший окислитель, который взаимодействует почти с любыми веществами. Атомы фтора не реагируют с неоном, гелием и аргоном и некоторыми фторидами.

Характеристика веществ

Узнаем, что такое галогены в химии. Характеристика списка галогенов следующая:

строение внешнего слоя электронов — nS2nP5,
по мере роста номера в таблице радиус атома становится больше, электроотрицательность падает, свойства неметалла снижаются,
являются выраженными окислителями, причем эта способность элементов снижается по мере увеличения массы атома (единственное, с чем не реагирует галоген, — это благородные газы),
все молекулы содержат 2 атома,
сила кислот увеличивается по мере роста относительной массы атома.

Периодическая таблица показывает, что чем выше находится элемент, тем сильнее его окислительные способности.

Окислительные свойства атомов

Фтор

При нормальных условиях является бледно-желтым газом. Можно получить путем электролиза КНF2. Реагирует с водой с образованием фтороводорода и кислорода. Реакция водорода и фтора происходит очень активно. Взаимодействует с металлами и неметаллами.

Хлористоводородная кислота является слабой, фтороводород обратимо диссоциирует в воде с выходом ионов Н+ и F-.

Фтороводородная кислота способна растворить стекло:

SiO2 + 4НF → SiF4 + 2Н2О.

Хлор

Является газом зеленоватого цвета с удушающим запахом. Примеры реакций, с помощью которых можно его получить:

МnO2 + 4НCl → МnСl2 + Сl2+ 2Н2O,
2КМnO4 + 16НCl → 2МnСl2 + 5Сl2 + 2КСl + 8Н2O.

Узнаем, каковы химические свойства хлора:

Взаимодействие с металлами: 2К + Сl2 → 2КСl.
Реакция с неметаллами: 2Р + 3Сl2 → 2РСlЗ.
Реакции с щелочами: Сl2 + Сa(ОH)2 → CaОCl2 + h3O.
Вытеснение йода: Cl2 + 2→ 2 + I2.

Список распространенных кислот:

хлорноватистая кислота HClO (степень окисления хлора +1),
хлористая кислота HClO2 (степень окисления +3),
хлорноватая кислота HClO3 (степень окисления +5),
хлорная кислота HClO4 (степень окисления +7).

Это интересно! Для чего делают и что это такое гидролиз солей

Бром

Бром представляет собой тяжелую темную жидкость с плохим запахом. Многих интересует, с чем он реагирует. Этот элемент вступает в реакцию с:

металлами: 2Nа + Вr2 → 2NаВr,
неметаллами: Н2 + Вr2 → 2НВr,
водой: Н2 + h3O → НВr + НВrO,
восстановителями: Вr2 + Н2S → S + 2НВr.

Бромистый водород хорошо реагирует с солями, основаниями, окисями металлов.

Галогены

Йод

Йод — кристаллическое вещество темного фиолетового оттенка. Растворяется в спирте, четыреххлористом углероде. Молекулы взаимодействуют с:

металлами: К + I → KI,
водородом: h3 + I2 → 2HI,
основаниями: 3I2 + 6КOH → 5КI + КIO3 + 3h3O.

Йодистоводородная кислота является сильнейшим восстановителем. При реакции солей с ляписом образуется нерастворимое йодистое серебро. Йодная кислота является очень сильным окислителем (степень окисления йода +7).

Что касается астата, его можно получить только искусственным путем. Восстанавливается с помощью диоксида серы, осаждается сероводородом. Реагирует с йодом и бромом. Растворяется слабой соляной и азотной кислотой.

Физические и химические свойства элемента теннесин изучены мало ввиду малой продолжительности существования его изотопов. Предполагается, что тяжелые радиоактивные элементы могут обладать восстановительной активностью.

Полезное видео: урок химии галогены

Биологическая роль

Биологическое значение галогенов велико: без них не могут происходить важнейшие жизненные процессы.

Фтор встречается в составе костной и зубной ткани. Значительная часть его находится в эмали зубов, отчего она является крепкой. Поступает в организм с жидкостью. Дефицит этого элемента способствует развитию кариеса, а избыток — флюороз.

Встречается в курином желтке, овсе, молоке, перьях, шерсти, костях. Максимум фтора накапливается в листьях. Повышение количества фтора в воздухе способно вызвать тяжелое отравление.

Без такого элемента как хлор невозможна деятельность организмов. Поступает в виде хлористого натрия (кухонной соли). Наличие его в плазме крови способствует сохранению электролитного равновесия. Без хлора невозможно образование хлористоводородной кислоты сока желудка. Практически все продукты содержат это вещество. В жизни применяются многие химические вещества, содержащие хлор. Газ обладает удушающим действием, в больших концентрациях смертельно опасен для живых организмов.

Это интересно! Основные факторы влияющие на скорость химической реакции

Бром оказывает влияние на процессы возбудимости нервной системы. В сравнительно значительном количестве находится в морской воде. Каждый год из воды морей в воздух поступает до 4 миллионов тонн брома. В больших количествах элемент проявляет раздражающее действие.

Без йода невозможна выработка гормонов щитовидки. Играет важнейшую роль в организме, влияя на процессы слаженной деятельности нервной системы. Под контролем этого вещества находятся:

работа мышц,
сердцебиение,
аппетит,
процессы пищеварения,
работа мозга.

Проникает в организм с многими продуктами, особенно дарами моря. Особенно много этого микроэлемента в морской капусте. Значительное количество элемента поступает в организм с морским воздухом.

Биологическая роль астата изучена недостаточно.

Токсичность

Фтор, йод, бром, хлор в чистом виде и высокой концентрации ядовиты. Контакт газа с кожей в течение 2 секунд приводит к сильному ожогу. Даже в малых концентрациях фтор раздражает слизистые оболочки.

При попадании хлора в легкие происходит ожог, в результате чего у человека развивается удушье. Причем концентрация элемента в воздухе, при которой начинается поражение легочной ткани, лишь немногим больше порога ощущения неприятного хлорного запаха.

Обратите внимание! Фосген — соединение углерода, кислорода и хлора обладает чрезвычайно сильным удушающим действием, вызывающим необратимый отек легких и неизбежный летальный исход. Противоядия против фосгена не существует.

Пары брома очень ядовиты. Смертельная доза при пероральном приеме составляет 14 мг на килограмм веса. При попадании на кожу вещество вызывает очень болезненные ожоги.

Вдыхание паров йода приводит к сильному удушью. При попадании его внутрь развиваются сильные ожоги пищевода и желудка.

Попадание в организм астата вызывает удушье и сильное радиоактивное облучение.

Использование

Значение любого галогена в жизни человека огромно.

Без фтора невозможно представить себе зубную пасту. Практически все ее виды содержат соединения этого элемента. Основной потребитель фтора — ядерная промышленность. Не меньше фтора потребляет и электротехника. В жизни все чаще применяются фторсодержащие пластмассы — тефлоны.

Хлор используют для отбеливания бумаги, ткани. Без него невозможен синтез пластмасс, каучука, почти всех видов красителей, клеев и растворителей. Большинство хлорсодержащих соединений ядовиты, поэтому их применяют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями. До недавнего времени хлор использовали для хлорирования воды. К сожалению, история знает случаи применения хлора в качестве отравляющих веществ.

Это интересно! Уроки химии: катионы и анионы – что это такое

Без брома сложно представить развитие фотографии. Фотобумага содержит слой бромида серебра, которое под воздействием света разлагается. В ходе этой реакции серебро выпадает в осадок.

Йод широко применяется в медицине в качестве обеззараживающего средства в виде настойки на спирту. Входит в состав большого количества лекарственных препаратов. Используется и при получении фотоматериалов высокой светочувствительности.

Изотоп астата применяется в медицине для проведения специальных исследований для определения рака. Существуют способы применения галогенов в медицине для лечения рака.

Полезное видео: биологическое значение и применение галогенов

Вывод

Знание, какие элементы относят к галогенам, очень важно. Они находят применение практически во всех сферах человеческой деятельности. Без них невозможно функционирование любого живого организма. В то же время обладают чрезвычайно высокой химической активностью, могут вызвать тяжелые отравления даже при небольших концентрациях, так что работать с такими веществами нужно очень осторожно.

Что такое галоген в химической таблице

К галогенам относятся хлор (Cl), фтор (F), иод (I), бром (Br) и астат (At), разработанный в институте ядерных исследований Дубны. Фтор представляет собой ядовитый и реакционноспособный бледно-желтый газ. Хлор – тяжелый ядовитый с неприятным запахом хлорки светло-зеленый газ. Бром – ядовитая красно-бурая жидкость, способная поражать обонятельный нерв, содержится в ампулах, т.к. имеет свойство летучести. Йод – легко возгоняющиеся ядовитые фиолетово-черные кристаллы. Астат – радиоактивные сине-черные кристаллы, период полураспада астата самого долгого изотопа равен 8,1 часа.Все галогены реагируют практически со всеми простыми веществами, за исключением нескольких неметаллов. Являются энергичными окислителями, поэтому в природе их можно встретить только в виде соединений. Химическая активность галогенов с увеличением порядкового номера уменьшается.Галогены имеют высокую активность окисления, уменьшающуюся при переходе от фтора к иоду. Самый активный галоген – фтор, реагирующий со всеми металлами. Многие из металлов в атмосфере этого элемента самовоспламеняются и выделяют большое количество теплоты. Без нагревания фтор может реагировать и со многими неметаллами, при этом все реакции – экзотермические. Фтор реагирует с благородными (инертными) газами при облучении.Свободный хлор, несмотря на то, что его активность меньше, чем у фтора, тоже очень реакционноспособен. Хлор может реагировать со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота и инертных газов. Этот элемент вступает в реакцию и со многими сложными веществами, замещения и присоединения с углеводородами. При нагревании хлор вытесняет бром, а также йод, из их соединений с металлами или водородом.Химическая активность брома также достаточно велика, хотя и меньше, чем у фтора или хлора, поэтому бром в основном используется в жидком состоянии и его исходные концентрации при остальных равных условиях больше, чем у хлора. Этот элемент, аналогично хлору, растворяется в воде и, частично реагируя с ней, создает «бромную воду».Йод отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не может реагировать с большинством неметаллов, а с металлами реагирует только при нагревании и очень медленно. Реакция является сильно обратимой и эндотермической. Йод же в воде нерастворим и даже при нагревании не сможет ее окислить, поэтому «йодной воды» не существует. Йод может растворяться в растворах йодидов с образованием комплексных анионов.Астат реагирует с водородом и металлами.Химическая активность галогенов от фтора к йоду последовательно уменьшается. Каждый галоген вытесняет последующий из его соединений с металлами или водородом, т.е. каждый галоген в виде простого вещества может окислить галоген-ион любого из следующих галогенов.

Урок 16. Галогены – HIMI4KA

Строение атома и свойства галогенов

Галогены — общее название химических элементов, которые образуют главную подгруппу седьмой группы.

Задание 16.1. Назовите эти химические элементы.

Вопрос. Что общего в строении атомов этих элементов?

Атомы галогенов — F, Cl, Вr, I, At — имеют на внешнем уровне семь электронов:

где n — номер внешнего энергетического уровня (совпадает по величине с номером периода, в котором находится химический элемент), поэтому типичным процессом для всех галогенов в химических реакциях будет приём недостающих электронов до восьми (в данном случае одного электрона):

Таким образом, для этих атомов характерны свойства окислителей, и они легко реагируют с металлами (восстановителями), образуя соли:

Собственно, отсюда и возникло название «галоген»: «галос» — соль, «генес» — рождаю; галогены — образующие соли.

Вопрос. Чем различаются галогены по строению атомов?

Сравнив строение атомов любых двух галогенов:

легко видеть, что чем ниже в Периодической системе Менделеева находится данный галоген, тем дальше от ядра находятся его валентные электроны.

Вопрос. Влияет ли это на активность галогена как неметалла?

Поэтому сверху вниз (от фтора к астату) способность принимать электроны уменьшается, а значит, уменьшается окислительная и неметаллическая активность. В результате более активные галогены могут вытеснять менее активные галогены из их солей:

В таких реакциях атом галогена, входящий в состав соли, должен иметь низшую степень окисления –1.

Молекулы простых веществ-галогенов двухатомны. С увеличением их молярной массы увеличиваются температуры кипения и плавления этих веществ. Поэтому:

F₂ и Сl₂ — газы;
Br₂ — бурая жидкость;
I₂ — тёмно-фиолетовые кристаллы, которые легко испаряются, если йод находится в открытой посуде.

Являясь сильными окислителями, все галогены сильно ядовиты. Но в виде соединений некоторые из них полезны. Например, простое вещество бром Br₂ — ядовито, а соединения брома (бромиды) успокаивают. Именно их выписывают врачи, чтобы успокоить человека, уменьшить приступ кашля.

Рассмотрим некоторые свойства галогенов на примере хлора.

Задание 16.2. Изобразите строение атома хлора, определите его высшую и низшую степени окисления.

Все галогены, кроме фтора, могут проявлять в соединениях и отрицательные, и положительные степени окисления:

Задание 16.3. Составьте формулы соединений хлора, в которых атом хлора имеет эти степени окисления.

Простое вещество хлор — газ жёлто-зелёного цвета. Очень ядовит. Как и у других галогенов, молекула хлора двухатомна: Cl₂. Являясь типичным и очень активным неметаллом, хлор может и принимать, и отдавать электроны, т. е. быть и окислителем, и восстановителем. Но окислительные свойства преобладают. Хлор реагирует с различными металлами и неметаллами:

а также с водой:

Задание 16.4. Определите, какие свойства проявляют атомы хлора в этих окислительно-восстановительных реакциях.

Раствор хлора в воде — хлорная вода — содержит слабую хлорноватистую кислоту НClO, которая довольно быстро разлагается, образуя атомарный кислород:

Хлорноватистая кислота и атомарный кислород — сильнейшие окислители, они разрушают красители, убивают микроорганизмы. Поэтому раствор хлора в воде используют для отбеливания тканей; при помощи хлора дезинфицируют воду.

Аналогичные процессы происходят при пропускании хлора в раствор щёлочи:

Обратите внимание. Щёлочь как бы нейтрализует те кислоты, которые получались в водном растворе в ходе реакции (1).

Если эта же реакция идёт при нагревании, то состав продуктов реакции изменяется:

Полученная соль — хлорат калия (Бертолетова соль) — является сильным окислителем. Так, она окисляет фосфор даже при слабом трении:

Эта реакция происходит всякий раз, когда вы чиркаете спичкой (в состав спичечной «головки» входит Бертолетова соль) о спичечный коробок (в его намазку входит фосфор).

Задание 16.5. Расставьте коэффициенты в последних двух уравнениях реакций методом электронного баланса. (В случае затруднений см. урок 7.)

Бертолетова соль входит в состав пиротехнических составов, например бенгальских огней.

Соляная кислота

Водородное соединение хлора — хлороводород — газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Газ «хлороводород» не проявляет свойств кислоты, например не реагирует с металлами и твёрдыми щелочами. Раствор хлороводорода в воде называется «соляная кислота» и проявляет все свойства сильной кислоты.

Задание 16.6. Составьте уравнения реакций, которые характерны для сильной кислоты.

Поэтому соляная кислота реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями, солями слабых кислот, образуя соли хлориды:

Задание 16.7. Закончить эти уравнения реакций.

В реакции с металлами HCl проявляет свойства окислителя, поскольку в процессе окисления участвует атом водорода в высшей степени окисления:

Вопрос. Какие свойства будет проявлять атом хлора, входящий в состав соляной кислоты в окислительно-восстановительных реакциях?

Соляная кислота HCl проявляет свойства восстановителя, если в реакции участвует атом хлора, так как этот атом находится в низшей степени окисления. Это свойство используется для получения хлора в лаборатории:

Сам хлороводород получается в больших количествах из газообразных простых веществ:

или в лабораторных условиях — действием концентрированной серной кислоты на сухую поваренную соль NaСl:

В данном случае при минимальном содержании влаги в смеси хлороводород выделяется в виде газа, и поэтому эта реакция возможна.

Задание 16.8. Составьте ионно-молекулярное уравнение аналогичной реакции, происходящей в растворе, и установите, возможна ли она.

В растворе реакция невозможна, поскольку все вещества — сильные и растворимые электролиты.

Качественной реакцией на хлорид-анион является взаимодействие растворов хлоридов, соляной кислоты с нитратом серебра:

Выпадает белый творожистый осадок AgCl.

Задание 16.9. Составьте краткое ионно-молекулярное уравнение этой реакции и убедитесь, что в ней участвуют ионы хлора.

Соляная кислота применяется для получения различных солей, для удаления накипи, оксидов и других отложений на различных поверхностях. Хлор и хлороводород широко применяются при синтезе органических соединений (см. следующий раздел).

Выводы

Галогены — сильные окислители, которые окисляют даже воду! Так, в струе фтора она горит синим пламенем. Все галогены реагируют не только с водой, но и с большинством металлов и неметаллов, кроме кислорода. Этот факт ещё раз подтверждает истину: похожие по свойствам вещества не реагируют: галоген (окислитель) + кислород (окислитель) → реакция не идёт. А с восстановителями реагируют очень интенсивно. Такими восстановителями являются органические вещества, свойства которых будут рассмотрены в следующем разделе.

Химический элемент, галоген 5 букв

элементов и периодическая таблица: галогены

Во втором столбце с правой стороны таблицы Менделеева вы найдете семнадцатую группу (группа XVII). Эта колонна является домом для галогенных элементов семейства . Кто в этой семье? Включенные элементы включают фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At).
Когда вы посмотрите на наши описания элементов фтора и хлора, вы увидите, что у них обоих по семь электронов на внешней оболочке.Эта семиэлектронная черта применима ко всем галогенам. Все они всего на один электрон не дотягивают до полных оболочек . Поскольку они так близки к счастью, у них есть черта сочетания со многими различными элементами. Они очень реактивны. Вы часто обнаружите, что они связаны с металлами и элементами первой группы периодической таблицы. Каждый элемент в столбце слева имеет по одному электрону, который они хотели бы подарить.

Мы только что рассказали вам, насколько реактивных галогенов.Не все галогены реагируют с одинаковой интенсивностью или энтузиазмом. Фтор является наиболее активным и соединяется с большинством элементов периодической таблицы. Реактивность уменьшается по мере продвижения вниз по столбцу. По мере того, как вы узнаете больше о таблице, вы обнаружите, что этот образец справедлив и для других семей. По мере увеличения атомного номера атомы становятся больше. Их химические свойства немного меняются по сравнению с элементом прямо над ними на столе.

Элементы, о которых мы говорим в этом разделе, называются галогенами.Когда галоген соединяется с другим элементом, полученное соединение называется галогенидом . Одним из лучших примеров галогенида является хлорид натрия (NaCl). Не думайте, что галогены всегда образуют ионные соединения и соли. Некоторые галогениды мира входят в состав молекул с ковалентными связями.

Науки о Земле: Соль Земли (Видео НАСА / GSFC)

Физико-химические свойства галогенов

Элементы, которые присутствуют в группе 17, — это фтор, хлор, бром, йод и астат. Их называют галогенами, поскольку они реагируют с металлами с образованием солей.

ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ

Электронная конфигурация внешней оболочки элементов группы 17: ns ² и np ⁵. Следовательно, есть 7 электронов во внешней оболочке. Есть 7 электронов во внешней оболочке элементов, принадлежащих к группе 17.Самая внешняя оболочка коротка на один электрон, чтобы получить октет. Этим элементам требуется еще один электрон для достижения октетной или идеальной газовой конфигурации. Галогены являются наиболее реактивными неметаллами. Это связано с их тенденцией улавливать или совместно использовать электрон для достижения октетной или ближайшей конфигурации инертного газа.

OCCURRENCE

Галогены не существуют в свободном состоянии. Галогены существуют во всех трех различных состояниях материи.

Астатин радиоактивен по природе и существует в твердом состоянии при комнатной температуре.Фтор — 13-й элемент в земной коре по весу. Он существует в газообразном состоянии при комнатной температуре. Обычно он существует в виде нерастворимых фторидов, криолитов, плавикового шпата и фторапатита. Фтор также содержится в почве, растениях речной воды, костях и зубах существ. Хлор — 20-й по весу элемент земной коры. Он существует в газообразном состоянии при комнатной температуре. Вода в океане содержит 1,5% по весу хлорида натрия. Сухое дно океана содержит хлорид натрия.Йод существует в твердом виде при комнатной температуре. Хлор, бром и йод присутствуют в океанской воде в виде хлоридов, бромидов и йодидов. Бром существует в жидком виде при комнатной температуре.

Атомные свойства 17-й группы, которые будут обсуждаться, следующие: 1) Ионный и атомный радиусы
2) Энтальпия ионизации
3) Энтальпия усиления электронов
4) Электроотрицательность

ТЕНДЕНЦИИ В АТОМНЫХ И ИОННЫХ РАДИАЦИЯХ

Атомные радиусы — это мера расстояния от центра атома до внешней оболочки, содержащей электроны.Ионные радиусы являются мерой размера иона атома.

По мере того, как мы спускаемся по группе, атомный и ионный радиусы имеют тенденцию увеличиваться, поскольку добавляется дополнительная энергетическая оболочка. Причина, по которой элементы, принадлежащие к этой группе, имеют меньшие атомные радиусы по сравнению с другими элементами, заключается в высоком атомном заряде.

Энергия, необходимая для удаления электрона из его валентной оболочки, известна как энергия ионизации. По мере продвижения вниз по группе 17 энергия ионизации уменьшается.Это связано с тем, что по мере продвижения вниз по группе размер атома увеличивается, что снижает притяжение валентных электронов и валентных электронов, поэтому требуется лишь небольшая энергия ионизации для удаления электрона с валентной оболочки из любых галогенов. Энергия ионизации фтора сравнительно выше, чем у любого другого галогена, что связано с его малым размером, из-за которого сильнее будет притяжение между ядром и валентной оболочкой. Там выше энергия ионизации.

ЭНТАЛЬПИЯ ЭЛЕКТРОННОГО УСИЛЕНИЯ

-324

Энтальпия электронного усиления	кДж моль-1
F	-333
CI	-348
I	-295

Энергия, выделяемая при добавлении электрона к изолированному газообразному атому, известна как энтальпия усиления электронов. Галогены имеют отрицательную энтальпию усиления электронов.Однако при движении вниз по группе энтальпия усиления электронов оказывается менее отрицательной.

Исключение: хлор имеет больший прирост энтальпии по сравнению с фтором. Это объясняется небольшим размером фтора, из-за которого существует более высокое межэлектронное отталкивание на малых 2p-орбиталях и меньшее притяжение для падающих электронов. у хлора более отрицательная энтальпия захвата электронов, чем у фтора. То есть среди всех хлор имеет самую экстремальную отрицательную энтальпию захвата электронов.Это результат небольшого размера и уменьшенной 2p подоболочки атома фтора. Из-за небольшого размера частицы фтора приближающийся электрон сталкивается с более примечательной мерой отталкивания от электронов, которые сейчас присутствуют.

Тенденция атома притягивать электрон или связывать пару электронов, известная как электроотрицательность. Галогены обладают высокой электроотрицательностью. Электроотрицательность уменьшается по мере продвижения вниз по группе 17 из-за увеличения ядерных радиусов.В группе 17 фтор является наиболее электроотрицательным элементом.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Физические свойства элементов включают:

1) Физическое состояние
2) Цвет
3) Растворимость
4) Металлический характер
5) Плотность
6) Температура плавления и кипения
7) Энергия диссоциации связи

1. ФИЗИЧЕСКОЕ СОСТОЯНИЕ

Фтор и хлор находятся в газообразном состоянии. Бром присутствует в жидком состоянии. Йод присутствует в твердом состоянии.Все эти элементы существуют в виде диатомовых водорослей.

2. ЦВЕТ

Элементы группы 17 имеют разные цвета.
Фтор имеет бледно-желтый цвет. Хлор имеет зеленовато-желтый цвет. Бром имеет красновато-коричневый цвет. Йод имеет темно-фиолетовый цвет.

3. РАСТВОРИМОСТЬ

Фтор и хлор растворимы в воде. Бром и йод растворяются в органических растворителях.

Галоген	Цвет в воде	Органический растворитель
Фтор	Per Yellow	Желтый
Хлор	Зеленовато-желтый	Зеленый
Бром	Красновато-коричневый	Коричневый
Йод	Коричневый	Фиолетовый
Астатин

Галоген	Плотность
Фтор	0.0017
Хлор	0,0032
Бром	3,1028
Йод	4,933
Астатин

4. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ ПРИРОДА

По мере того, как мы движемся вниз по группе характер элементов увеличивается. Эти элементы неметаллические по своей природе из-за высокой энтальпии ионизации.

5. ПЛОТНОСТЬ

По мере увеличения молекулярной массы вниз по группе плотность уменьшается.

6. ТОЧКИ ПЛАВЛЕНИЯ И КИПЕНИЯ

По мере продвижения вниз по группе, температура плавления и кипения увеличивается. Это потому, что по мере того, как мы спускаемся по группе, размер атомов увеличивается, следовательно, сила притяжения стенок вандера также увеличивается.

7. ЭНЕРГИЯ ДИССОЦИАЦИИ СВЯЗИ

Энергия диссоциации связи — это энергия, необходимая для разрыва связи на атомы, каждый с одним электроном исходной общей пары. Энергия диссоциации связи уменьшается по мере продвижения вниз по группе, за исключением фтора.Фтор имеет низкую энергию диссоциации связи из-за его малого атомного радиуса.

8. СОСТОЯНИЯ ОКИСЛЕНИЯ

Общая электронная конфигурация группы 17: ns ² np ⁵
Все элементы группы 17 имеют 7 электронов в валентной оболочке. Этим элементам требуется один электрон для завершения своего октета. Они могут завершить свой октет, подняв электрон или поделившись электроном. Степени окисления всех элементов, принадлежащих к этой группе, равны -1.

За исключением фтора, хлор и йод имеют свободные d-орбитали в валентных оболочках.Из-за этого они отображают разные степени окисления, такие как +1, +3, +5, +7 вместе с -1. Эти положительные степени окисления представляют собой оксикислоты, интергалогены и оксиды.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1. ОКИСЛЯЮЩАЯ СИЛА

Галогены — отличные окислители. Фтор может окислять все частицы галогенидов в растворе до галогена. Однако по мере продвижения вниз по группе окислительная способность уменьшается.
Хлор может окислять бромид до брома и йодид до йода.
Cl ₂ + 2Br¯ → Br ₂ + 2Cl¯
Cl ₂ + 2I¯ → I ₂ + 2Cl¯
Бром может окислять йодид до йода.
Br ₂ + 2 I¯ → I + 2Br¯

	Cl ₂ (водн.)	Br ₂ (водн.)	I ₂ (водн.)
Cl — (водн.)		Остается в виде желтого раствора (без реакции)	Остается в виде коричневого раствора (без реакции)
Br– (водн.)	Образуется желтый раствор (формы Br2) Cl ₂ + 2 Br- → 2 Cl- + Br ₂		Остается в виде коричневого раствора (без реакции)
I– (водн.)	Образуется коричневый раствор (формы I2) Cl ₂ + 2 I- → 2 Cl- + I ₂	Коричневые формы раствора (формы I2) Br ₂ + 2 I- → 2 Br- + I ₂

Галогенидные частицы также могут действовать как восстановители ,Снижающая сила уменьшается по мере того, как мы движемся вниз по группе.

2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОРОДОМ

Кислые галогениды водорода образуются при реакции галогенидов с водородом. Реактивность галогена по отношению к галогену снижается по мере продвижения вниз по группе 17. Следовательно, их кислотность также уменьшается по мере продвижения по группе.
В темноте
H ₂ + F ₂ → 2HF
На солнечном свете
H ₂ + Cl ₂ → 2HCl
Δ
H ₂ + Br ₂ → 2HBr
Δ
H ₂ + я ₂ → 2HI

3.РЕАКЦИЯ С КИСЛОРОДОМ

Галоген соединяется с кислородом с образованием оксидов галогенов, но они не стабильны. Общая формула для оксидов: от X ₂ O до X ₂ O ₇.

4. РЕАКЦИЯ С МЕТАЛЛАМИ

Галогены мгновенно реагируют с металлами из-за их высокой реакционной способности с образованием галогенидов металлов.
Натрий реагирует с хлором с образованием хлорида натрия, который выделяет большое количество тепловой энергии и желтый свет, поскольку это экзотермическая реакция. 2Na (s) + Cl ₂ (г) → 2NaCl (s)
Галогениды металлов являются ионными в природы из-за высокой электроотрицательности галогена и электроположительности металлов.Ионный характер снижается по группе.

5. РЕАКЦИЯ С ДРУГИМИ ГАЛОГЕНАМИ

Галогены образуют интергалогены, когда вступают в реакцию с другими галогенами. Общая формула интергалогенов — XYn, где n = 1, 3, 5 или 7. Здесь X — менее электроотрицательный галоген, а Y — более электроотрицательный галоген.

XY	XY ₃	XY5	XY7
ClF, BrF, BrCl, ICI, IBr, IF	CIF ₃ BrF ₃ IF _{3 _{, ICI 3}}	BrF5	IF7

АНОМАЛЬНОЕ ПОВЕДЕНИЕ ФТОРА
Фтор демонстрирует аномальное поведение таких свойств, как энергия диссоциации связи, энергия ионизации, электродные потенциалы, электроотрицательность, энтальпия усиления электронов, ионный и ковалентный радиусы, плавление точка и точка кипения из-за низкой энергии диссоциации связи, небольшого размера ядра.высокая электроотрицательность и отсутствие d-орбитали в валентной оболочке фтора.

ПРИМЕНЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ

1. ФТОР

• Фтор используется в питьевой воде и зубной пасте, поскольку он уменьшает разрушение зубов

• Он присутствует в глине, используемой в керамике

• Они присутствуют в хлорфторуглеродах, которые используются в качестве хладагентов

• Они используются для выработки ядерной энергии

2.Хлор

• Хлор используется для очистки питьевой воды и бассейнов

• Он присутствует в ПВХ (изоляция проводов

• Он используется для стерилизации больничного оборудования

• Это также ключевой фактор в некоторых случаях пестициды, такие как ДДТ (дихлордифенилтрихлорэтан)

3. Бром

• Бром обладает огнестойкими свойствами, поэтому его используют для подавления пламени, как огнетушитель.

• Он используется для лечения пневмонии и болезни Альцгеймера.

• Метилбромид — это пестицид, который используется для предотвращения распространения бактерий и позволяет хранить урожай

4. Йод

• Он играет важную роль в функционировании щитовидной железы нашего тела

• Растворы, используемые для очистки открытых ран, содержат йод

• В фотографиях используется йодид серебра

5. Астатин

• Астатин радиоактивен

• Он помог в исследовании рака

Физические и химические свойства галогенов

- Классы
  Класс 1-3
  Класс 4-5
  Класс 6-10
  Класс 11-12
- КОНКУРСНЫЙ ЭКЗАМЕН
  BNAT 000 NC
  000 NC Книги
  Книги NCERT для класса 5
  Книги NCERT для класса 6
  Книги NCERT для класса 7
  Книги NCERT для класса 8
  Книги NCERT для класса 9
  Книги NCERT для класса 10
  Книги NCERT для класса 11
  Книги NCERT для класса 12
  NCERT Exemplar
  NCERT Exemplar Class 8
  NCERT Exemplar Class 9
  NCERT Exemplar Class 10
  NCERT Exemplar Class 11
  NCERT 9000 9000
  NCERT Exemplar Class
  Решения RS Aggarwal, класс 12
  Решения RS Aggarwal, класс 11
  Решения RS Aggarwal, класс 10
  90 003 Решения RS Aggarwal класса 9
  Решения RS Aggarwal класса 8
  Решения RS Aggarwal класса 7
  Решения RS Aggarwal класса 6
  Решения RD Sharma
  RD Sharma Class 6 Решения
  Решения RD Sharma
  Решения RD Sharma Class 8
  Решения RD Sharma Class 9
  Решения RD Sharma Class 10
  Решения RD Sharma Class 11
  Решения RD Sharma Class 12
  PHYSICS
  Механика
  Оптика
  Термодинамика Электромагнетизм
  ХИМИЯ
  Органическая химия
  Неорганическая химия
  Периодическая таблица
  MATHS
  Теорема Пифагора
  0004
  000300030004
  Простые числа
  Взаимосвязи и функции
  Последовательности и серии
  Таблицы умножения
  Детерминанты и матрицы
  Прибыль и убыток
  Полиномиальные уравнения
  Деление фракций
  000
  000
  000
  000
  000
  000 Microology
  000
  000 Microology
  000 BIOG3000
  FORMULAS
  Математические формулы
  Алгебраические формулы
  Тригонометрические формулы
  Геометрические формулы
  КАЛЬКУЛЯТОРЫ
  Математические калькуляторы
  0003000 PBS4000
  000300030002 Примеры калькуляторов химии
  Класс 6
  Образцы бумаги CBSE для класса 7
  Образцы бумаги CBSE для класса 8
  Образцы бумаги CBSE для класса 9
  Образцы бумаги CBSE для класса 10
  Образцы бумаги CBSE для класса 11
  Образцы бумаги CBSE чел. для класса 12
  CBSE — вопросник за предыдущий год
  CBSE — вопросник за предыдущий год, класс 10
  CBSE — за предыдущий год — вопросник, класс 12
  HC Verma Solutions
  HC Verma Solutions Class 11 Physics
  Решения HC Verma, класс 12, физика
  Решения Лакмира Сингха
  Решения Лакмира Сингха, класс 9
  Решения Лакмира Сингха, класс 10
  Решения Лакмира Сингха, класс 8
  Заметки CBSE
  , класс
  CBSE Notes
  Примечания CBSE класса 7
  Примечания CBSE класса 8
  Примечания CBSE класса 9
  Примечания CBSE класса 10
  Примечания CBSE класса 11
  Примечания CBSE класса 12
  Примечания к редакции CBSE
  Примечания к редакции
  CBSE
  Примечания к редакции класса 10 CBSE
  Примечания к редакции класса 11 CBSE 9000 4
  Примечания к редакции класса 12 CBSE
  Дополнительные вопросы CBSE
  Дополнительные вопросы по математике класса 8 CBSE
  Дополнительные вопросы по науке 8 класса CBSE
  Дополнительные вопросы по математике класса 9 CBSE
  Дополнительные вопросы по науке класса 9 CBSE
  Дополнительные вопросы по математике для класса 10
  Дополнительные вопросы по науке, класс 10 по CBSE
  CBSE, класс
  , класс 3
  , класс 4
  , класс 5
  , класс 6
  , класс 7
  , класс 8
  , класс 9 Класс 10
  Класс 11
  Класс 12
  Учебные решения
  Решения NCERT
  Решения NCERT для класса 11
  Решения NCERT для класса 11 по физике
  Решения NCERT для класса 11 Химия
  Решения для биологии класса 11
  Решения NCERT для математики класса 11
  9 0003 NCERT Solutions Class 11 Accountancy
  NCERT Solutions Class 11 Business Studies
  NCERT Solutions Class 11 Economics
  NCERT Solutions Class 11 Statistics
  NCERT Solutions Class 11 Commerce
  NCERT Solutions For Class 12
  NCERT Solutions For Класс 12 по физике
  Решения NCERT для химии класса 12
  Решения NCERT для класса 12 по биологии
  Решения NCERT для класса 12 по математике
  Решения NCERT Класс 12 Бухгалтерия
  Решения NCERT, класс 12, бизнес-исследования
  Решения NCERT, класс 12 Экономика
  NCERT Solutions Class 12 Accountancy Part 1
  NCERT Solutions Class 12 Accountancy Part 2
  NCERT Solutions Class 12 Micro-Economics
  NCERT Solutions Class 12 Commerce
  NCERT Solutions Class 12 Macro-Economics
  NCERT Solutions For Класс 4
  Решения NCERT для математики класса 4
  Решения NCERT для класса 4 EVS
  Решения NCERT для класса 5
  Решения NCERT для математики класса 5
  Решения NCERT для класса 5 EVS
  Решения NCERT для класса 6
  Решения NCERT для математики класса 6
  Решения NCERT для науки класса 6
  Решения NCERT для социальных наук класса 6
  Решения NCERT для класса 6 Английский
  Решения NCERT для класса 7
  Решения NCERT для класса 7 Математика
  Решения NCERT для класса 7 Наука
  Решения NCERT для класса 7 по социальным наукам
  Решения NCERT для класса 7 Английский
  Решения NCERT для класса 8
  Решения NCERT для класса 8 Математика
  Решения NCERT для класса 8 Science
  Решения NCERT для социальных наук 8 класса
  Решение NCERT ns для класса 8 Английский
  Решения NCERT для класса 9
  Решения NCERT для социальных наук класса 9
  Решения NCERT для математики класса 9
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 1
  Решения NCERT для Математика класса 9 Глава 2
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 3
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 4
  Решения NCERT
  для математики класса 9 Глава 5
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 6
  Решения NCERT для Математика класса 9 Глава 7
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 8
  Решения NCERT
  для математики класса 9 Глава 9
  Решения NCERT
  для математики класса 9 Глава 10
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 11
  Решения NCERT для Математика класса 9 Глава 12
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 13
  Решения
  NCERT для математики класса 9 Глава 14
  Решения NCERT для математики класса 9 Глава 15
  Решения NCERT для науки класса 9
  Решения NCERT для науки класса 9 Глава 1
  Решения NCERT для науки класса 9 Глава 2
  Решения NCERT для класса 9 Наука Глава 3
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 4
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 5
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 6
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 7
  Решения NCERT для Класса 9 Наука Глава 8
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 9
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 10
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 12
  Решения NCERT для Науки Класса 9 Глава 11
  Решения NCERT для Класса 9 Наука Глава 13
  Решения NCERT для класса 9 Наука Глава 14
  Решения NCERT для класса 9 по науке Глава 15
  Решения NCERT для класса 10
  Решения NCERT для класса 10 по социальным наукам
  Решения NCERT для математики класса 10
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 1
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 2
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 3
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 4
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 5
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 6
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 7
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 8
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 9
  Решения NCERT
  для математики класса 10 Глава 10
  Решения
  NCERT для математики класса 10 Глава 11
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 12
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 13
  NCERT Sol Решения NCERT для математики класса 10 Глава 14
  Решения NCERT для математики класса 10 Глава 15
  Решения NCERT для науки класса 10
  Решения NCERT для науки класса 10 Глава 1
  Решения NCERT для науки класса 10 Глава 2
  Решения NCERT для науки класса 10, глава 3
  Решения NCERT для науки класса 10, глава 4
  Решения NCERT для науки класса 10, глава 5
  Решения NCERT для науки класса 10, глава 6
  Решения NCERT для науки класса 10, глава 7
  Решения NCERT для науки 10 класса, глава 8
  Решения NCERT для науки класса 10 Глава 9
  Решения NCERT для науки класса 10 Глава 10
  Решения NCERT для науки класса 10 Глава 11
  Решения NCERT для науки класса 10 Глава 12
  Решения NCERT для науки 10 класса Глава 13
  Решения NCERT для науки 10 класса Глава 14
  Решения NCERT для науки 10 класса Глава 15
  Решения NCERT для науки 10 класса Глава 16
  Программа NCERT
  NCERT
  Commerce
  Программа обучения 11 Commerce
  ancy Class
  Учебная программа по бизнесу, класс 11
  Учебная программа по экономике, класс 11
  Учебная программа по коммерции, класс 12
  ,
  Как элементы сгруппированы в Периодической таблице?
  В конце 19 века русский химик Дмитрий Менделеев опубликовал свою первую попытку сгруппировать химические элементы по их атомному весу. В то время было известно только около 60 элементов, но Менделеев понял, что, когда элементы были организованы по весу, определенные типы элементов возникали через равные промежутки времени или периоды.
  Сегодня, 150 лет спустя, химики официально признают 118 элементов (после добавления четырех новичков в 2016 году) и до сих пор используют периодическую таблицу элементов Менделеева для их организации.Таблица начинается с простейшего атома, водорода, а затем упорядочиваются остальные элементы по атомному номеру, который представляет собой количество протонов, содержащихся в каждом. За некоторыми исключениями порядок элементов соответствует возрастающей массе каждого атома.
  В таблице семь строк и 18 столбцов. Каждая строка представляет один период; номер периода элемента показывает, сколько из его энергетических уровней содержат электроны. Натрий, например, находится в третьем периоде, что означает, что атом натрия обычно имеет электроны на первых трех энергетических уровнях.Двигаясь вниз по таблице, периоды становятся длиннее, потому что для заполнения более крупных и сложных внешних уровней требуется больше электронов.
  Столбцы таблицы представляют группы или семейства элементов. Элементы в группе часто выглядят и ведут себя одинаково, потому что у них одинаковое количество электронов во внешней оболочке — лице, которое они показывают миру. Элементы группы 18, например, в крайней правой части таблицы, имеют полностью заполненные внешние оболочки и редко участвуют в химических реакциях.
  Элементы обычно классифицируются как металлические или неметаллические, но разделительная линия между ними нечеткая. Металлические элементы обычно хорошо проводят электричество и тепло. Подгруппы металлов основаны на схожих характеристиках и химических свойствах этих коллекций. Согласно данным Лос-Аламосской национальной лаборатории, в нашем описании периодической таблицы элементов используются общепринятые группы элементов.
  Щелочные металлы: Щелочные металлы составляют большую часть Группы 1, первого столбца таблицы.Эти блестящие и достаточно мягкие, чтобы разрезать ножом, эти металлы начинаются с лития (Li) и заканчиваются францием (Fr). Они также чрезвычайно реактивны и воспламеняются или даже взрываются при контакте с водой, поэтому химики хранят их в маслах или инертных газах. Водород с одним электроном также находится в группе 1, но газ считается неметаллом.
  Щелочно-земельные металлы: Щелочно-земельные металлы составляют 2-ю группу периодической таблицы, от бериллия (Be) до радия (Ra).Каждый из этих элементов имеет два электрона на внешнем энергетическом уровне, что делает щелочноземельные земли достаточно реактивными, поэтому их редко можно встретить в природе в одиночку. Но они не так реактивны, как щелочные металлы. Их химические реакции обычно протекают медленнее и выделяют меньше тепла по сравнению с щелочными металлами.
  Lanthanides: Третья группа слишком длинна, чтобы поместиться в третьем столбце, поэтому она вырывается и переворачивается боком, чтобы стать верхней строкой острова, плавающего в нижней части таблицы.Это лантаноиды, элементы с 57 по 71 — от лантана (La) до лютеция (Lu). Элементы этой группы имеют серебристо-белый цвет и тускнеют при контакте с воздухом.
  Актиниды: Актиниды выстилают нижний ряд острова и включают элементы от 89, актиний (Ac) до 103, лоуренсий (Lr). Из этих элементов только торий (Th) и уран (U) встречаются на Земле в значительных количествах. Все радиоактивны. Актиниды и лантаноиды вместе образуют группу, называемую внутренними переходными металлами.
  Переходные металлы: Возвращаясь к основной части таблицы, остатки групп с 3 по 12 представляют остальные переходные металлы. Твердые, но пластичные, блестящие и обладающие хорошей проводимостью, эти элементы — это то, о чем вы обычно думаете, когда слышите слово «металл». Здесь живут многие из лучших хитов металлического мира, в том числе золото, серебро, железо и платина.
  Постпереходные металлы: Перед прыжком в мир неметаллов общие характеристики не разделены аккуратно по вертикальным групповым линиям.Постпереходными металлами являются алюминий (Al), галлий (Ga), индий (In), таллий (Tl), олово (Sn), свинец (Pb) и висмут (Bi), и они охватывают группы с 13 по 17. Эти элементы обладают некоторыми из классических характеристик переходных металлов, но они, как правило, более мягкие и проводят хуже, чем другие переходные металлы. Во многих периодических таблицах жирным шрифтом будет выделена линия «лестницы» под диагональю, соединяющей бор с астатом. Металлы постпереходного типа расположены в нижнем левом углу этой линии.
  Металлоиды: Металлоиды: бор (B), кремний (Si), германий (Ge), мышьяк (As), сурьма (Sb), теллур (Te) и полоний (Po). Они образуют лестницу, символизирующую постепенный переход от металлов к неметаллам. Эти элементы иногда ведут себя как полупроводники (B, Si, Ge), а не как проводники. Металлоиды также называют «полуметаллами» или «бедными металлами».
  Неметаллы: Все остальное в правом верхнем углу лестницы — плюс водород (H), скрученный назад в Группе 1 — является неметаллом.К ним относятся углерод (C), азот (N), фосфор (P), кислород (O), сера (S) и селен (Se).
  Галогены: Четыре верхних элемента Группы 17, от фтора (F) до астата (At), представляют собой одно из двух подмножеств неметаллов. Галогены довольно химически активны и имеют тенденцию образовывать пары со щелочными металлами с образованием различных типов солей. Например, поваренная соль на вашей кухне — это смесь щелочного металла натрия и галогенового хлора.
  Благородные газы: Бесцветные, без запаха и почти полностью инертные, инертные или благородные газы завершают таблицу в группе 18.Многие химики ожидают, что оганессон, один из четырех недавно названных элементов, будет обладать этими характеристиками; однако, поскольку этот элемент имеет период полураспада в миллисекундах, никто не смог проверить его напрямую. Оганессон завершает седьмой период периодической таблицы, поэтому, если кому-то удастся синтезировать элемент 119 (а гонка за это уже начата), он перейдет в цикл, чтобы начать восьмую строку в столбце щелочного металла.
  Из-за цикличности, создаваемой периодичностью, которая дала название таблице, некоторые химики предпочитают визуализировать таблицу Менделеева в виде круга.
  Дополнительные ресурсы :
  ,
  No related posts.

Разное