Halogene stehen im Periodensystem links von den Edelgasen. Diese fünf giftigen nichtmetallischen Elemente gehören zur Gruppe 7 des Periodensystems. Dazu gehören Fluor, Chlor, Brom, Jod und Astat. Obwohl Astat radioaktiv ist und nur kurzlebige Isotope hat, verhält es sich wie Jod und wird oft als Halogen eingestuft. Da die Halogenelemente sieben Valenzelektronen haben, brauchen sie nur ein zusätzliches Elektron, um ein volles Oktett zu bilden. Diese Eigenschaft macht sie reaktiver als andere Gruppen von Nichtmetallen.
Allgemeine Merkmale
Halogene bilden zweiatomige Moleküle (vom Typ X2, wobei X ein Halogenatom bezeichnet) - eine stabile Form der Existenz von Halogenen in Form freier Elemente. Die Bindungen dieser zweiatomigen Moleküle sind unpolar, kovalent und einfach. Die chemischen Eigenschaften von Halogenen ermöglichen es ihnen, sich leicht mit den meisten Elementen zu verbinden, sodass sie in der Natur nie ungebunden vorkommen. Fluor ist das aktivste Halogen und Astat das am wenigsten.
Alle Halogene bilden mit ähnlichen Salze der Gruppe IEigenschaften. In diesen Verbindungen liegen Halogene als Halogenidanionen mit einer Ladung von -1 vor (z. B. Cl-, Br-). Die Endung -id zeigt das Vorhandensein von Halogenidanionen an; B. Cl- heißt "Chlorid".
Außerdem erlauben die chemischen Eigenschaften von Halogenen, dass sie als Oxidationsmittel wirken - um Metalle zu oxidieren. Die meisten chemischen Reaktionen mit Halogenen sind Redoxreaktionen in wässriger Lösung. Halogene bilden Einfachbindungen mit Kohlenstoff oder Stickstoff in organischen Verbindungen, deren Oxidationsstufe (CO) -1 ist. Wenn in einer organischen Verbindung ein Halogenatom durch ein kovalent gebundenes Wasserstoffatom ersetzt wird, kann die Vorsilbe Halo- im allgemeinen Sinn verwendet werden, oder die Vorsilben Fluor-, Chlor-, Brom-, Jod- für spezielle Halogene. Halogenelemente können zu zweiatomigen Molekülen mit polaren kovalenten Einfachbindungen vernetzt werden.
Chlor (Cl2) war das erste Halogen, das 1774 entdeckt wurde, gefolgt von Jod (I2), Brom (Br 2), Fluor (F2) und Astatin (At, zuletzt entdeckt, 1940). Der Name „Halogen“kommt von den griechischen Wurzeln hal- („Salz“) und -gen („bilden“). Zusammen bedeuten diese Wörter "salzbildend" und betonen die Tatsache, dass Halogene mit Metallen reagieren, um Salze zu bilden. Halit ist der Name von Steinsalz, einem natürlichen Mineral, das aus Natriumchlorid (NaCl) besteht. Und schließlich kommen Halogene im Alltag zum Einsatz – Fluorid findet sich in Zahnpasta, Chlor desinfiziert Trinkwasser und Jod fördert die Hormonproduktion. Schilddrüse.
Chemische Elemente
Fluor ist ein Element mit der Ordnungszahl 9, gekennzeichnet durch das Symbol F. Elementares Fluor wurde erstmals 1886 durch Isolierung aus Flusssäure entdeckt. In freiem Zustand existiert Fluor als zweiatomiges Molekül (F2) und ist das am häufigsten vorkommende Halogen in der Erdkruste. Fluor ist das elektronegativste Element im Periodensystem. Bei Raumtemperatur ist es ein hellgelbes Gas. Fluor hat auch einen relativ kleinen Atomradius. Sein CO ist -1, mit Ausnahme des elementaren zweiatomigen Zustands, in dem sein Oxidationszustand null ist. Fluor ist extrem reaktiv und interagiert direkt mit allen Elementen außer Helium (He), Neon (Ne) und Argon (Ar). In H2O-Lösung ist Flusssäure (HF) eine schwache Säure. Obwohl Fluor stark elektronegativ ist, bestimmt seine Elektronegativität nicht den Säuregeh alt; HF ist eine schwache Säure, da das Fluorion basisch ist (pH> 7). Außerdem erzeugt Fluor sehr starke Oxidationsmittel. Beispielsweise kann Fluor mit dem Edelgas Xenon zu einem starken Oxidationsmittel Xenondifluorid (XeF2) reagieren. Fluor hat viele Verwendungsmöglichkeiten.
Chlor ist ein Element mit der Ordnungszahl 17 und dem chemischen Symbol Cl. 1774 durch Isolierung aus Salzsäure entdeckt. In seinem elementaren Zustand bildet es ein zweiatomiges Molekül Cl2. Chlor hat mehrere COs: -1, +1, 3, 5 und7. Bei Raumtemperatur ist es ein hellgrünes Gas. Da die Bindung, die zwischen zwei Chloratomen gebildet wird, schwach ist, hat das Cl2-Molekül eine sehr hohe Fähigkeit, Verbindungen einzugehen. Chlor reagiert mit Metallen, um Salze zu bilden, die Chloride genannt werden. Chlorionen sind die am häufigsten vorkommenden Ionen im Meerwasser. Chlor hat auch zwei Isotope: 35Cl und 37Cl. Natriumchlorid ist das häufigste aller Chloride.
Brom ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 35 und dem Symbol Br. Es wurde erstmals 1826 entdeckt. In seiner elementaren Form ist Brom ein zweiatomiges Molekül Br2. Bei Raumtemperatur ist es eine rotbraune Flüssigkeit. Sein CO ist -1, +1, 3, 4 und 5. Brom ist aktiver als Jod, aber weniger aktiv als Chlor. Darüber hinaus hat Brom zwei Isotope: 79Br und 81Br. Brom kommt als im Meerwasser gelöstes Bromidsalz vor. In den letzten Jahren hat die weltweite Produktion von Bromid aufgrund seiner Verfügbarkeit und langen Lebensdauer erheblich zugenommen. Brom ist wie andere Halogene ein Oxidationsmittel und hochgiftig.
Jod ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 53 und dem Symbol I. Jod hat Oxidationsstufen: -1, +1, +5 und +7. Existiert als zweiatomiges Molekül, I2. Bei Raumtemperatur ist es ein violetter Feststoff. Jod hat ein stabiles Isotop, 127I. 1811 erstmals entdecktmit Algen und Schwefelsäure. Derzeit können Jodionen in Meerwasser isoliert werden. Obwohl Jod in Wasser nicht sehr löslich ist, kann seine Löslichkeit durch die Verwendung separater Jodide erhöht werden. Jod spielt eine wichtige Rolle im Körper und ist an der Produktion von Schilddrüsenhormonen beteiligt.
Astatin ist ein radioaktives Element mit der Ordnungszahl 85 und dem Symbol At. Seine möglichen Oxidationsstufen sind -1, +1, 3, 5 und 7. Das einzige Halogen, das kein zweiatomiges Molekül ist. Unter normalen Bedingungen ist es ein schwarzer metallischer Feststoff. Astatin ist ein sehr seltenes Element, daher ist wenig darüber bekannt. Darüber hinaus hat Astat eine sehr kurze Halbwertszeit, nicht länger als ein paar Stunden. 1940 als Ergebnis der Synthese erh alten. Es wird angenommen, dass Astat Jod ähnlich ist. Weist metallische Eigenschaften auf.
Die folgende Tabelle zeigt die Struktur von Halogenatomen, die Struktur der äußeren Elektronenschicht.
| Halogen | Elektronenkonfiguration |
| Fluor | 1s2 2s2 2p5 |
| Chlor | 3s2 3p5 |
| Brom | 3d10 4s2 4p5 |
| Jod | 4d10 5s2 5p5 |
| Astatin | 4f14 5d106s2 6p5 |
Ähnliche Struktur der äußeren Elektronenschicht bestimmt, dass die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Halogenen ähnlich sind. Beim Vergleich dieser Elemente werden jedoch auch Unterschiede beobachtet.
Periodische Eigenschaften in der Halogengruppe
Physikalische Eigenschaften einfacher Substanzen Halogene ändern sich mit steigender Elementzahl. Zum besseren Verständnis und zur größeren Übersichtlichkeit bieten wir Ihnen mehrere Tabellen an.
Die Schmelz- und Siedepunkte der Gruppe steigen mit zunehmender Molekülgröße (F <Cl
Tabelle 1. Halogene. Physikalische Eigenschaften: Schmelz- und Siedepunkte
| Halogen | Schmelztemperatur (˚C) | Siedepunkt (˚C) |
| Fluor | -220 | -188 |
| Chlor | -101 | -35 |
| Brom | -7.2 | 58.8 |
| Jod | 114 | 184 |
| Astatin | 302 | 337 |
Atomradius nimmt zu
Die Kerngröße nimmt zu (F < Cl < Br < I < At), wenn die Zahl der Protonen und Neutronen zunimmt. Außerdem werden mit jeder Periode immer mehr Energiestufen hinzugefügt. Dies führt zu einem größeren Orbital und damit zu einer Vergrößerung des Atomradius.
Tabelle 2. Halogene. Physikalische Eigenschaften: Atomradien
| Halogen | Kovalenter Radius (pm) | Ionischer (X-) Radius (pm) |
| Fluor | 71 | 133 |
| Chlor | 99 | 181 |
| Brom | 114 | 196 |
| Jod | 133 | 220 |
| Astatin | 150 |
Ionisationsenergie nimmt ab
Wenn die äußeren Valenzelektronen nicht in der Nähe des Kerns sind, braucht es nicht viel Energie, um sie daraus zu entfernen. Daher ist die Energie, die benötigt wird, um das äußere Elektron herauszudrücken, am unteren Ende der Elementgruppe nicht so hoch, da es mehr Energieniveaus gibt. Außerdem bewirkt die hohe Ionisierungsenergie, dass das Element nichtmetallische Eigenschaften aufweist. Jod- und Astat-Display weisen metallische Eigenschaften auf, da die Ionisationsenergie reduziert ist (At < I < Br < Cl < F).
Tabelle 3. Halogene. Physikalische Eigenschaften: Ionisationsenergie
| Halogen | Ionisationsenergie (kJ/mol) |
| Fluor | 1681 |
| Chlor | 1251 |
| Brom | 1140 |
| Jod | 1008 |
| Astatin | 890±40 |
Die Elektronegativität nimmt ab
Die Zahl der Valenzelektronen in einem Atom steigt mit steigender Energie auf immer niedrigerem Niveau. Die Elektronen entfernen sich immer weiter vom Kern; Somit werden der Kern und die Elektronen nicht beide voneinander angezogen. Es wird eine Erhöhung der Abschirmung beobachtet. Daher nimmt die Elektronegativität mit zunehmender Periode ab (At < I < Br < Cl < F).
Tabelle 4. Halogene. Physikalische Eigenschaften: Elektronegativität
| Halogen | Elektronegativität |
| Fluor | 4.0 |
| Chlor | 3.0 |
| Brom | 2.8 |
| Jod | 2.5 |
| Astatin | 2.2 |
Elektronenaffinität sinkt
Wenn die Größe eines Atoms mit der Periode zunimmt, neigt die Elektronenaffinität dazu abzunehmen (B < I < Br < F < Cl). Eine Ausnahme ist Fluor, dessen Affinität geringer ist als die von Chlor. Dies kann durch die geringere Größe von Fluor im Vergleich zu Chlor erklärt werden.
Tabelle 5. Elektronenaffinität von Halogenen
| Halogen | Elektronenaffinität (kJ/mol) |
| Fluor | -328.0 |
| Chlor | -349.0 |
| Brom | -324.6 |
| Jod | -295.2 |
| Astatin | -270.1 |
Reaktivität der Elemente nimmt ab
Die Reaktivität von Halogenen nimmt mit zunehmender Dauer ab (At <I
Anorganische Chemie. Wasserstoff + Halogene
Ein Halogenid entsteht, wenn ein Halogen mit einem anderen, weniger elektronegativen Element zu einer binären Verbindung reagiert. Wasserstoff reagiert mit Halogenen zu HX-Halogeniden:
- Fluorwasserstoff HF;
- Chlorwasserstoff HCl;
- Bromwasserstoff HBr;
- Hydrojod HI.
Halogenwasserstoffe lösen sich leicht in Wasser unter Bildung von Halogenwasserstoffsäuren (Flusssäure, Salzsäure, Bromwasserstoffsäure, Iodwasserstoffsäure). Die Eigenschaften dieser Säuren sind unten angegeben.
Säuren entstehen durch folgende Reaktion: HX (aq) + H2O (l) → Х- (aq) + H 3O+ (aq).
Alle Halogenwasserstoffe außer HF bilden starke Säuren.
Azidität der Halogenwasserstoffsäuren steigt an: HF <HCl <HBr <HI.
Flusssäure kann Glas und einige anorganische Fluoride lange gravieren.
Es mag widersprüchlich erscheinen, dass HF die schwächste Halogenwasserstoffsäure ist, da Fluor die stärkste hatElektronegativität. Die H-F-Bindung ist jedoch sehr stark, was zu einer sehr schwachen Säure führt. Eine starke Bindung wird durch eine kurze Bindungslänge und eine hohe Dissoziationsenergie bestimmt. Von allen Halogenwasserstoffen hat HF die kürzeste Bindungslänge und die größte Bindungsdissoziationsenergie.
Halogenoxosäuren
Halogenoxosäuren sind Säuren mit Wasserstoff-, Sauerstoff- und Halogenatomen. Ihr Säuregeh alt kann mittels Strukturanalyse bestimmt werden. Halogenoxosäuren sind unten aufgeführt:
- Hypochlorige Säure HOCl.
- Chlorsäure HClO2.
- Chlorsäure HClO3.
- Perchlorsäure HClO4.
- Hypochlorige Säure HOBr.
- Bromsäure HBrO3.
- Bromsäure HBrO4.
- Jodsäure HOI.
- Iodsäure HIO3.
- Methaiodsäure HIO4, H5IO6.
In jeder dieser Säuren ist ein Proton an ein Sauerstoffatom gebunden, daher ist ein Vergleich der Protonenbindungslängen hier nutzlos. Hier spielt die Elektronegativität eine dominierende Rolle. Die Säureaktivität steigt mit der Zahl der an das Zentralatom gebundenen Sauerstoffatome.
Aussehen und Aggregatzustand
Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Halogenen können in der folgenden Tabelle zusammengefasst werden.
| Aggregatzustand (bei Raumtemperatur) | Halogen | Aussehen |
| hart | Jod | lila |
| Astatin | schwarz | |
| flüssig | Brom | rotbraun |
| gasförmig | Fluor | hellbraun |
| Chlor | hellgrün |
Erklärung des Aussehens
Die Farbe von Halogenen ist das Ergebnis der Absorption von sichtbarem Licht durch Moleküle, die die Anregung von Elektronen bewirkt. Fluor absorbiert violettes Licht und erscheint daher hellgelb. Jod hingegen absorbiert gelbes Licht und erscheint violett (Gelb und Violett sind Komplementärfarben). Die Farbe von Halogenen wird mit zunehmender Periode dunkler.
In geschlossenen Behältern stehen flüssiges Brom und festes Jod im Gleichgewicht mit ihren Dämpfen, die als farbiges Gas beobachtet werden können.
Obwohl die Farbe von Astat unbekannt ist, wird angenommen, dass es gemäß dem beobachteten Muster dunkler als Jod (d.h. schwarz) sein muss.
Nun, wenn Sie gefragt werden: "Charakterisieren Sie die physikalischen Eigenschaften von Halogenen", werden Sie etwas zu sagen haben.
Die Oxidationsstufe von Halogenen in Verbindungen
Oxidationszustand wird oft anstelle von "Halogenwertigkeit" verwendet. In der Regel ist die Oxidationsstufe -1. Aber wenn ein Halogen an Sauerstoff oder ein anderes Halogen gebunden ist, kann es andere Zustände annehmen:CO Sauerstoff -2 hat Vorrang. Im Fall von zwei verschiedenen aneinander gebundenen Halogenatomen überwiegt das elektronegativere Atom und nimmt CO -1 auf.
Zum Beispiel hat Chlor in Jodchlorid (ICl) CO -1 und Jod +1. Chlor ist elektronegativer als Jod, also ist sein CO -1.
In Bromsäure (HBrO4) hat Sauerstoff CO -8 (-2 x 4 Atome=-8). Wasserstoff hat eine Gesamtoxidationsstufe von +1. Das Addieren dieser Werte ergibt CO -7. Da das endgültige CO der Verbindung Null sein muss, ist das CO von Brom +7.
Die dritte Ausnahme von der Regel ist die Oxidationsstufe von Halogen in elementarer Form (X2), bei der sein CO null ist.
| Halogen | CO in Verbindungen |
| Fluor | -1 |
| Chlor | -1, +1, +3, +5, +7 |
| Brom | -1, +1, +3, +4, +5 |
| Jod | -1, +1, +5, +7 |
| Astatin | -1, +1, +3, +5, +7 |
Warum ist die SD von Fluor immer -1?
Die Elektronegativität nimmt mit der Periode zu. Daher hat Fluor die höchste Elektronegativität aller Elemente, was durch seine Position im Periodensystem belegt wird. Seine elektronische Konfiguration ist 1s2 2s2 2p5. Nimmt Fluor ein weiteres Elektron auf, sind die äußersten p-Orbitale vollständig gefüllt und bilden ein volles Oktett. Weil Fluor hathohe Elektronegativität, kann es leicht ein Elektron von einem benachbarten Atom aufnehmen. Fluor ist in diesem Fall isoelektronisch zum Edelgas (mit acht Valenzelektronen), alle seine äußeren Orbitale sind gefüllt. In diesem Zustand ist Fluor viel stabiler.
Herstellung und Verwendung von Halogenen
Halogen liegen in der Natur als Anionen vor, freie Halogene werden also durch Oxidation durch Elektrolyse oder mit Hilfe von Oxidationsmitteln gewonnen. Beispielsweise wird Chlor durch die Hydrolyse einer Salzlösung hergestellt. Die Verwendung von Halogenen und ihren Verbindungen ist vielfältig.
- Fluor. Obwohl Fluor sehr reaktiv ist, wird es in vielen industriellen Anwendungen eingesetzt. Beispielsweise ist es eine Schlüsselkomponente von Polytetrafluorethylen (Teflon) und einigen anderen Fluorpolymeren. Fluorchlorkohlenwasserstoffe sind organische Chemikalien, die früher als Kühl- und Treibmittel in Aerosolen verwendet wurden. Ihre Verwendung wurde aufgrund ihrer möglichen Auswirkungen auf die Umwelt eingestellt. Sie wurden durch Fluorchlorkohlenwasserstoffe ersetzt. Fluorid wird Zahnpasta (SnF2) und Trinkwasser (NaF) zugesetzt, um Karies vorzubeugen. Dieses Halogen findet sich in dem Ton, der zur Herstellung bestimmter Arten von Keramik (LiF) verwendet wird, der in der Kernkraft verwendet wird (UF6), zur Herstellung des Antibiotikums Fluorchinolon, Aluminium (Na 3 AlF6, für Hochspannungsisolierung (SF6).
- Chlor hat auch eine Vielzahl von Anwendungen gefunden. Es wird zur Desinfektion von Trinkwasser und Schwimmbädern verwendet. Natriumhypochlorit (NaClO)ist der Hauptbestandteil von Bleichmitteln. Salzsäure ist in Industrie und Labors weit verbreitet. Chlor ist in Polyvinylchlorid (PVC) und anderen Polymeren vorhanden, die zur Isolierung von Drähten, Rohren und Elektronik verwendet werden. Darüber hinaus hat sich Chlor in der pharmazeutischen Industrie bewährt. Chlorh altige Arzneimittel werden zur Behandlung von Infektionen, Allergien und Diabetes eingesetzt. Die neutrale Form von Hydrochlorid ist Bestandteil vieler Medikamente. Chlor wird auch verwendet, um Krankenhausgeräte zu sterilisieren und zu desinfizieren. In der Landwirtschaft ist Chlor Bestandteil vieler kommerzieller Pestizide: DDT (Dichlordiphenyltrichlorethan) wurde als landwirtschaftliches Insektizid verwendet, seine Verwendung wurde jedoch eingestellt.
- Brom wird aufgrund seiner Unbrennbarkeit zur Unterdrückung der Verbrennung verwendet. Es kommt auch in Methylbromid vor, einem Pestizid, das zur Konservierung von Pflanzen und zur Unterdrückung von Bakterien verwendet wird. Die übermäßige Verwendung von Methylbromid wurde jedoch aufgrund seiner Wirkung auf die Ozonschicht eingestellt. Brom wird bei der Herstellung von Benzin, Fotofilmen, Feuerlöschern, Medikamenten zur Behandlung von Lungenentzündung und Alzheimer verwendet.
- Jod spielt eine wichtige Rolle für das reibungslose Funktionieren der Schilddrüse. Bekommt der Körper zu wenig Jod, vergrößert sich die Schilddrüse. Um Kropf vorzubeugen, wird dieses Halogen Kochsalz zugesetzt. Jod wird auch als Antiseptikum verwendet. Jod wird in Lösungen verwendet für gefundenReinigung offener Wunden sowie in Desinfektionssprays. Außerdem ist Silberiodid in der Fotografie unverzichtbar.
- Astatin ist ein radioaktives und seltenes Erdhalogen, daher wird es noch nirgendwo verwendet. Es wird jedoch angenommen, dass dieses Element Jod bei der Regulierung der Schilddrüsenhormone unterstützen kann.
