Halogeni u periodnom sistemu nalaze se lijevo od plemenitih plinova. Ovih pet toksičnih nemetalnih elemenata nalazi se u grupi 7 periodnog sistema. To uključuje fluor, hlor, brom, jod i astatin. Iako je astat radioaktivan i ima samo kratkotrajne izotope, ponaša se kao jod i često se klasifikuje kao halogen. Budući da halogeni elementi imaju sedam valentnih elektrona, potreban im je samo jedan dodatni elektron da formiraju puni oktet. Ova karakteristika ih čini reaktivnijim od drugih grupa nemetala.
Opšte karakteristike
Halogeni formiraju dvoatomne molekule (tipa X2, gdje X označava atom halogena) - stabilan oblik postojanja halogena u obliku slobodnih elemenata. Veze ovih dvoatomskih molekula su nepolarne, kovalentne i jednostruke. Hemijska svojstva halogena omogućavaju im da se lako kombinuju sa većinom elemenata, tako da se u prirodi nikada ne pojavljuju nepovezani. Fluor je najaktivniji halogen, a najmanje astatin.
Svi halogeni čine soli grupe I sa sličnimsvojstva. U ovim jedinjenjima, halogeni su prisutni kao halogeni anjoni sa nabojem od -1 (na primjer, Cl-, Br-). Završetak -id označava prisustvo halogenih anjona; npr. Cl- se naziva "hlorid".
Pored toga, hemijska svojstva halogena omogućavaju im da deluju kao oksidacioni agensi - da oksidiraju metale. Većina hemijskih reakcija koje uključuju halogene su redoks reakcije u vodenom rastvoru. Halogeni formiraju jednostruke veze sa ugljikom ili dušikom u organskim jedinjenjima gdje je njihovo oksidacijsko stanje (CO) -1. Kada je atom halogena zamijenjen kovalentno vezanim atomom vodika u organskom spoju, prefiks halo- može se koristiti u opštem smislu, ili prefiksi fluor-, hloro-, brom-, jod- za specifične halogene. Halogeni elementi mogu biti umreženi kako bi formirali dvoatomske molekule sa polarnim kovalentnim jednostrukim vezama.
Hlor (Cl2) je bio prvi halogen otkriven 1774. godine, praćen jodom (I2), bromom (Br 2), fluor (F2) i astatin (At, otkriven posljednji, 1940.). Naziv "halogen" dolazi od grčkih korijena hal- ("sol") i -gen ("formirati"). Zajedno, ove riječi znače "formiranje soli", naglašavajući činjenicu da halogeni reagiraju s metalima i formiraju soli. Halit je naziv kamene soli, prirodnog minerala koji se sastoji od natrijum hlorida (NaCl). I na kraju, halogeni se koriste u svakodnevnom životu - fluor se nalazi u pasti za zube, hlor dezinficira vodu za piće, a jod potiče proizvodnju hormona.štitnjača.
Hemijski elementi
Fluor je element sa atomskim brojem 9, označen simbolom F. Elementarni fluor je prvi put otkriven 1886. izolacijom iz fluorovodonične kiseline. U svom slobodnom stanju, fluor postoji kao dvoatomski molekul (F2) i najzastupljeniji je halogen u zemljinoj kori. Fluor je najelektronegativniji element u periodnom sistemu. Na sobnoj temperaturi, to je blijedožuti plin. Fluor takođe ima relativno mali atomski radijus. Njegov CO je -1, osim elementarnog dvoatomskog stanja, u kojem je njegovo oksidacijsko stanje nula. Fluor je izuzetno reaktivan i ima direktnu interakciju sa svim elementima osim helijuma (He), neona (Ne) i argona (Ar). U rastvoru H2O, fluorovodonična kiselina (HF) je slaba kiselina. Iako je fluor jako elektronegativan, njegova elektronegativnost ne određuje kiselost; HF je slaba kiselina zbog činjenice da je jon fluora bazičan (pH> 7). Osim toga, fluor proizvodi vrlo moćne oksidatore. Na primjer, fluor može reagovati sa inertnim gasom ksenonom da formira jak oksidacioni agens ksenon difluorid (XeF2). Fluor ima mnogo upotreba.
Hlor je element sa atomskim brojem 17 i hemijskim simbolom Cl. Otkriven 1774. izolacijom iz hlorovodonične kiseline. U svom elementarnom stanju, formira dvoatomski molekul Cl2. Klor ima nekoliko CO: -1, +1, 3, 5 i7. Na sobnoj temperaturi, to je svijetlozeleni plin. Pošto je veza koja se formira između dva atoma hlora slaba, molekul Cl2 ima veoma visoku sposobnost da uđe u jedinjenja. Hlor reaguje sa metalima i formira soli koje se nazivaju hloridi. Joni hlora su najčešći ioni koji se nalaze u morskoj vodi. Hlor takođe ima dva izotopa: 35Cl i 37Cl. Natrijum hlorid je najčešći od svih hlorida.
Brom je hemijski element sa atomskim brojem 35 i simbolom Br. Prvi put je otkriven 1826. U svom elementarnom obliku, brom je dvoatomski molekul Br2. Na sobnoj temperaturi, to je crvenkasto-braon tečnost. Njegov CO je -1, +1, 3, 4 i 5. Brom je aktivniji od joda, ali manje aktivan od hlora. Pored toga, brom ima dva izotopa: 79Br i 81Br. Brom se javlja kao bromidne soli otopljene u morskoj vodi. Posljednjih godina proizvodnja bromida u svijetu značajno je porasla zbog njegove dostupnosti i dugog vijeka trajanja. Kao i drugi halogeni, brom je oksidant i veoma je toksičan.
Jod je hemijski element sa atomskim brojem 53 i simbolom I. Jod ima oksidaciona stanja: -1, +1, +5 i +7. Postoji kao dvoatomski molekul, I2. Na sobnoj temperaturi je ljubičasta čvrsta supstanca. Jod ima jedan stabilan izotop, 127I. Prvi put otkriven 1811sa morskim algama i sumpornom kiselinom. Trenutno se jodni joni mogu izolovati u morskoj vodi. Iako jod nije jako rastvorljiv u vodi, njegova rastvorljivost se može povećati upotrebom odvojenih jodida. Jod igra važnu ulogu u tijelu, učestvujući u proizvodnji hormona štitnjače.
Astatin je radioaktivni element sa atomskim brojem 85 i simbolom At. Njegova moguća oksidaciona stanja su -1, +1, 3, 5 i 7. Jedini halogen koji nije dvoatomski molekul. U normalnim uslovima, to je crna metalna čvrsta materija. Astatin je vrlo rijedak element, tako da se o njemu malo zna. Osim toga, astat ima vrlo kratko vrijeme poluraspada, ne duže od nekoliko sati. Primljen 1940. kao rezultat sinteze. Vjeruje se da je astat sličan jodu. Odlikuje se metalnim svojstvima.
Tabela ispod pokazuje strukturu atoma halogena, strukturu vanjskog sloja elektrona.
| Halogen | Electron configuration |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| hlor | 3s2 3p5 |
| brom | 3d10 4s2 4p5 |
| jod | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatine | 4f14 5d106s2 6p5 |
Slična struktura spoljašnjeg sloja elektrona određuje da su fizička i hemijska svojstva halogena slična. Međutim, prilikom poređenja ovih elemenata uočavaju se i razlike.
Periodična svojstva u halogenoj grupi
Fizička svojstva jednostavnih supstanci halogena se mijenjaju sa povećanjem broja elemenata. Za bolje razumijevanje i veću jasnoću nudimo vam nekoliko tabela.
Tačke topljenja i ključanja grupe rastu kako se veličina molekula povećava (F <Cl
Tabela 1. Halogeni. Fizička svojstva: tačke topljenja i ključanja
| Halogen | Topljenje T (˚C) | Tačka ključanja (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| hlor | -101 | -35 |
| brom | -7.2 | 58.8 |
| jod | 114 | 184 |
| Astatine | 302 | 337 |
Atomski radijus se povećava
Veličina jezgra raste (F < Cl < Br < I < At), kako se povećava broj protona i neutrona. Osim toga, sa svakim periodom se dodaje sve više i više nivoa energije. Ovo rezultira većom orbitalom, a samim tim i povećanjem radijusa atoma.
Tabela 2. Halogeni. Fizička svojstva: atomski radijusi
| Halogen | Kovalentni radijus (pm) | Jonski (X-) radijus (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| hlor | 99 | 181 |
| brom | 114 | 196 |
| jod | 133 | 220 |
| Astatine | 150 |
Energija ionizacije se smanjuje
Ako vanjski valentni elektroni nisu blizu jezgra, tada neće biti potrebno mnogo energije da se uklone iz njega. Dakle, energija potrebna za izbacivanje vanjskog elektrona nije tako visoka na dnu grupe elemenata, jer postoji više nivoa energije. Osim toga, visoka energija jonizacije uzrokuje da element pokazuje nemetalne kvalitete. Jod i astatin pokazuju metalna svojstva jer je energija jonizacije smanjena (Na < I < Br < Cl < F).
Tabela 3. Halogeni. Fizička svojstva: energija jonizacije
| Halogen | Energija ionizacije (kJ/mol) |
| fluor | 1681 |
| hlor | 1251 |
| brom | 1140 |
| jod | 1008 |
| astatin | 890±40 |
Elektronegativnost se smanjuje
Broj valentnih elektrona u atomu raste sa povećanjem nivoa energije na progresivno nižim nivoima. Elektroni se progresivno udaljuju od jezgra; Dakle, jezgro i elektroni se ne privlače jedno drugom. Uočeno je povećanje zaštite. Stoga se elektronegativnost smanjuje sa povećanjem perioda (Na < I < Br < Cl < F).
Tabela 4. Halogeni. Fizička svojstva: elektronegativnost
| Halogen | Elektronegativnost |
| fluor | 4.0 |
| hlor | 3.0 |
| brom | 2.8 |
| jod | 2.5 |
| astatin | 2.2 |
Elektronski afinitet se smanjuje
Kako se veličina atoma povećava sa periodom, afinitet prema elektronu ima tendenciju da se smanji (B < I < Br < F < Cl). Izuzetak je fluor, čiji je afinitet manji od afiniteta hlora. Ovo se može objasniti manjom veličinom fluora u poređenju sa hlorom.
Tabela 5. Elektronski afinitet halogena
| Halogen | Elektronski afinitet (kJ/mol) |
| fluor | -328.0 |
| hlor | -349.0 |
| brom | -324.6 |
| jod | -295.2 |
| astatin | -270.1 |
Reaktivnost elemenata se smanjuje
Reaktivnost halogena opada sa povećanjem perioda (na <I
Neorganska hemija. Vodik + halogeni
Halid nastaje kada halogen reaguje sa drugim, manje elektronegativnim elementom da bi se formiralo binarno jedinjenje. Vodik reaguje sa halogenima i formira HX halide:
- fluorovodonik HF;
- hlorovodonik HCl;
- bromovodonik HBr;
- hidrojod HI.
Hlogenidi vodonika se lako rastvaraju u vodi i formiraju halogenovodonične (fluorovodonične, hlorovodonične, bromovodične, jodovodične) kiseline. Svojstva ovih kiselina su data u nastavku.
Kiseline nastaju sljedećom reakcijom: HX (aq) + H2O (l) → H- (aq) + H 3O+ (aq).
Svi vodonik halogenidi formiraju jake kiseline osim HF.
Povećava se kiselost halogenovodoničnih kiselina: HF <HCl <HBr <HI.
Fluorovodonična kiselina može dugo vremena gravirati staklo i neke neorganske fluoride.
Može izgledati kontraintuitivno da je HF najslabija halogenovodonična kiselina, jer fluor ima najvećuelektronegativnost. Međutim, H-F veza je vrlo jaka, što rezultira vrlo slabom kiselinom. Jaka veza je određena kratkom dužinom veze i visokom energijom disocijacije. Od svih halogenovodonika, HF ima najkraću dužinu veze i najveću energiju disocijacije veze.
Halogene oksokiseline
Halogene oksokiseline su kiseline sa atomima vodonika, kiseonika i halogena. Njihova kiselost se može odrediti analizom strukture. Halogene oksokiseline su navedene ispod:
- Hipohlorna kiselina HOCl.
- Hlorna kiselina HClO2.
- Hlorna kiselina HClO3.
- Perklorna kiselina HClO4.
- Hipohlorna kiselina HOBr.
- Bromomična kiselina HBrO3.
- Bromična kiselina HBrO4.
- Hijodna kiselina HOI.
- Jodonska kiselina HIO3.
- Metajodna kiselina HIO4, H5IO6.
U svakoj od ovih kiselina, proton je vezan za atom kiseonika, tako da je poređenje dužina protonskih veza ovde beskorisno. Elektronegativnost ovdje igra dominantnu ulogu. Aktivnost kiseline raste sa brojem atoma kiseonika vezanih za centralni atom.
Izgled i stanje materije
Glavna fizička svojstva halogena mogu se sažeti u sljedećoj tabeli.
| Stanje materije (na sobnoj temperaturi) | Halogen | Izgled |
| tvrdo | jod | ljubičasta |
| astatin | crna | |
| tečnost | brom | crveno-braon |
| gasoviti | fluor | bledo žuti |
| hlor | bledozeleno |
Objašnjenje izgleda
Boja halogena je rezultat apsorpcije vidljive svjetlosti od strane molekula, što uzrokuje pobudu elektrona. Fluor apsorbira ljubičastu svjetlost i stoga izgleda svijetlo žuto. Jod, s druge strane, apsorbira žutu svjetlost i izgleda ljubičasto (žuta i ljubičasta su komplementarne boje). Boja halogena postaje tamnija kako se period povećava.
U zatvorenim posudama, tečni brom i čvrsti jod su u ravnoteži sa svojim parama, što se može posmatrati kao obojeni gas.
Iako je boja astatina nepoznata, pretpostavlja se da mora biti tamniji od joda (tj. crne boje) u skladu sa uočenim uzorkom.
Sada, ako vas pitaju: "Okarakterizirajte fizička svojstva halogena", imat ćete nešto za reći.
Oksidacijsko stanje halogena u jedinjenjima
Oksidacijsko stanje se često koristi umjesto "halogene valencije". U pravilu, oksidacijsko stanje je -1. Ali ako je halogen vezan za kisik ili drugi halogen, može poprimiti druga stanja:CO kiseonik -2 ima prioritet. U slučaju dva različita atoma halogena povezana zajedno, elektronegativniji atom prevladava i uzima CO -1.
Na primjer, u jod hloridu (ICl) hlor ima CO -1, a jod +1. Klor je elektronegativniji od joda, tako da je njegov CO -1.
U bromovoj kiselini (HBrO4) kiseonik ima CO -8 (-2 x 4 atoma=-8). Vodonik ima ukupno stanje oksidacije +1. Dodavanje ovih vrijednosti daje CO -7. Pošto konačni CO u jedinjenju mora biti nula, CO broma je +7.
Treći izuzetak od pravila je stanje oksidacije halogena u elementarnom obliku (X2), gdje je njegov CO nula.
| Halogen | CO u kompleksima |
| fluor | -1 |
| hlor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| jod | -1, +1, +5, +7 |
| astatin | -1, +1, +3, +5, +7 |
Zašto je SD fluora uvijek -1?
Elektronegativnost se povećava sa periodom. Dakle, fluor ima najveću elektronegativnost od svih elemenata, o čemu svjedoči i njegova pozicija u periodnom sistemu. Njegova elektronska konfiguracija je 1s2 2s2 2p5. Ako fluor dobije još jedan elektron, najudaljenije p-orbitale su potpuno popunjene i čine cijeli oktet. Zato što ima fluorvisoka elektronegativnost, lako može uzeti elektron od susjednog atoma. Fluor je u ovom slučaju izoelektronski prema inertnom gasu (sa osam valentnih elektrona), sve njegove vanjske orbitale su popunjene. U ovom stanju, fluor je mnogo stabilniji.
Proizvodnja i upotreba halogena
U prirodi su halogeni u stanju anjona, pa se slobodni halogeni dobijaju oksidacijom elektrolizom ili uz pomoć oksidacionih sredstava. Na primjer, hlor se proizvodi hidrolizom otopine soli. Upotreba halogena i njihovih jedinjenja je raznolika.
- Fluor. Iako je fluor vrlo reaktivan, koristi se u mnogim industrijskim primjenama. Na primjer, ključna je komponenta politetrafluoroetilena (teflona) i nekih drugih fluoropolimera. Klorofluorougljici su organske hemikalije koje su se ranije koristile kao rashladna sredstva i potisni plinovi u aerosolima. Njihova upotreba je prestala zbog mogućeg uticaja na životnu sredinu. Zamijenjeni su hidroklorofluorougljikohidratima. Fluorid se dodaje pastama za zube (SnF2) i vodi za piće (NaF) kako bi se spriječilo karijes. Ovaj halogen se nalazi u glini koja se koristi za izradu određenih vrsta keramike (LiF), koja se koristi u nuklearnoj energiji (UF6), za proizvodnju antibiotika fluorokinolona, aluminijuma (Na 3 AlF6), za visokonaponsku izolaciju (SF6).
- Hlor je takođe pronašao razne upotrebe. Koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazena. natrijum hipohlorit (NaClO)je glavna komponenta izbjeljivača. Hlorovodonična kiselina se široko koristi u industriji i laboratorijama. Klor je prisutan u polivinil hloridu (PVC) i drugim polimerima koji se koriste za izolaciju žica, cijevi i elektronike. Osim toga, hlor se pokazao korisnim u farmaceutskoj industriji. Lijekovi koji sadrže hlor koriste se za liječenje infekcija, alergija i dijabetesa. Neutralni oblik hidroklorida je komponenta mnogih lijekova. Klor se također koristi za sterilizaciju bolničke opreme i dezinfekciju. U poljoprivredi, hlor je sastojak mnogih komercijalnih pesticida: DDT (dihlorodifeniltrikloretan) se koristio kao poljoprivredni insekticid, ali je njegova upotreba prestala.
- Brom se, zbog svoje nesagorivosti, koristi za suzbijanje sagorijevanja. Također se nalazi u metil bromidu, pesticidu koji se koristi za očuvanje usjeva i suzbijanje bakterija. Međutim, prekomjerna upotreba metilbromida je postupno ukinuta zbog njegovog utjecaja na ozonski omotač. Brom se koristi u proizvodnji benzina, fotografskog filma, aparata za gašenje požara, lijekova za liječenje upale pluća i Alchajmerove bolesti.
- Jod igra važnu ulogu u pravilnom funkcionisanju štitaste žlezde. Ako tijelo ne dobije dovoljno joda, štitna žlijezda se povećava. Za prevenciju gušavosti ovaj halogen se dodaje kuhinjskoj soli. Jod se koristi i kao antiseptik. Jod se nalazi u rastvorima koji se koriste začišćenje otvorenih rana, kao i u sprejevima za dezinfekciju. Osim toga, srebrni jodid je neophodan u fotografiji.
- Astatin je radioaktivni halogen rijetkih zemalja, tako da se još nigdje ne koristi. Međutim, vjeruje se da ovaj element može pomoći jodu u regulaciji hormona štitnjače.
