Halogeno atomai pritraukia elektronus daug lengviau nei vandenilio atomai. Kaip sako chemikai, halogeno atomai turi didelį elektronegatyvumą.

Todėl daugelio elementų atomai gali atiduoti daugiau nei keturis elektronus halogeno atomams (sunku pasakyti, savo noru ar per prievartą). Pavyzdžiui, fosforo pentachlorido PCL fosforo atomas „paskolina“ 5 elektronus chloro atomams, o šiame junginyje jis yra penkiavalentis.

Be to, čia svarbu ne tik jėga, kuria halogeno atomas „traukia“ elektronus, bet ir jo dydis. Taigi iš halogenų fluoras turi mažiausią atomą, o jodas – didžiausią.

Atitinkamai, aplink fosforo atomą gali tilpti 5 fluoro, chloro arba bromo atomai (susidaro PF5, PCL5 ir PBg5), tačiau junginio P15 nėra. Sieros heksafluoridas SF6 yra gerai žinomas (sieros atomų valentingumas yra 6), tačiau panašių junginių su kitais halogenais (net ir su chloru) nėra.

Halogeno atomai taip pat gali sudaryti cheminius ryšius vienas su kitu.

Taigi fluoro atomai gali pasiskolinti elektronus iš jodo atomų.

Šiuo atveju aplink didelį jodo atomą gali tilpti 7 fluoro atomai: susidaro IF7, kuriame jodas yra septyniavalentis (fluoras visada yra vienavalentinis).

Didžiausias galimas elemento valentingumas yra 8. Aštuoniems vienvalentiems fluoro atomams, net ir mažiems, sunku tilpti aplink vieną aštuonių valentingą atomą, tačiau keturi dvivalentys deguonies atomai gali tai padaryti, pavyzdžiui, junginiuose (oksiduose) reti platinos metalai osmis (OsO4) ir rutenis (RuO4).

Atrodo, kad išsiaiškinome, kaip susidaro joniniai ryšiai tokiose medžiagose kaip natrio chloridas NaCl arba kalcio oksidas CaO: cheminė jungtis jose susidaro dėl elektronų perkėlimo iš vieno atomo į kitą. Atitinkamai, mes kalbėjome apie joninį valentingumą (elektrovalentiškumą), kurį lėmė duotų ar gautų elektronų skaičius.

Tačiau chemikai žino daugybę medžiagų, kurių atomų ryšio niekaip negalima paaiškinti elektronų pernešimu.

Štai paprastas pavyzdys. Chloro dujose yra C12 molekulių, kuriose du chloro atomai yra glaudžiai tarpusavyje susiję.

Kaip susiformuoja šis ryšys?

Jei vienas atomas atiduoda savo elektroną kitam taip, kad jis sudarytų aštuonių elektronų apvalkalą, tai pirmajam išoriniame elektronų sluoksnyje liks tik šeši elektronai! Du visiškai identiški atomai negali sutikti su tokia „nelygybe“.

Kaip jiems išeiti iš šios situacijos? Cheminio jungimo teorija, sukurta XX amžiaus XX amžiaus XX amžiaus dešimtmetyje amerikiečių fizikinio chemiko Herberto Newtono Lewiso (1875–1946) ir vokiečių fiziko Walterio Kosselio (1888–1956) darbuose, tai paaiškina taip. Kiekvienas „draugiškas“ chloro atomas atiduoda vieną iš savo valentinių elektronų bendrai nuosavybei.

Dabar abu atomai „laiko“ savo šešis likusius elektronus ir du dalijasi. Tai reiškia, kad kiekvienas išoriniame apvalkale vis dar turi aštuonis elektronus!

Socializuoti elektronai (beje, tai yra oficialiai priimtas terminas) yra tiksliai viduryje tarp dviejų C1 atomų. Ši elektronų pora elektrostatinės sąveikos būdu sujungia du chloro atomus, pritraukdama jų teigiamai įkrautus branduolius. Taigi formulėje C1-C1 linija tarp atomų reiškia ne tik ryšį tarp jų, bet ir elektronų porą (kartais tokia pora iš tikrųjų nubrėžiama kaip du taškai aukščiau ir žemiau linijos). Remiantis Lewiso-Kosselio teorija, atomo valentingumą lemia jo elektronų, dalyvaujančių formuojant bendras elektronų poras su kitais atomais, skaičius.

Todėl šis valentingumo tipas vadinamas kovalentiškumu - iš lotyniško priešdėlio co (con) - „kartu“, „su“. Kovalentiniai ryšiai ypač paplitę organiniuose junginiuose. Pavyzdžiui, metano dujų CH4 molekulėje anglies atomas atiduoda visus keturis savo valentinius elektronus bendram keturių vandenilio atomų naudojimui.

Taigi CH4 molekulėje yra keturios paprastos (jos vadinamos viengubais) kovalentinės CH jungtys. Etileno dujų C2H4 molekulėje kiekvienas anglies atomas yra sujungtas su dviem vandenilio atomais dviem paprastomis (vienkartinėmis) C-H jungtimis, o du anglies atomai yra sujungti vienas su kitu dviguba C=C jungtimi. Ir kiekviena linija yra elektronų pora.

Taigi šioje molekulėje vienas (vienas) kiekvieno vandenilio atomo elektronas ir keturi elektronai, esantys ant kiekvieno anglies atomo išorinio apvalkalo, dalyvauja formuojant ryšius tarp atomų. Šiuo atveju visi anglies atomai yra keturvalenčiai, o vandenilio atomai – vienavalenčiai: nuo kiekvieno atomo tęsiasi viena linija.

Pabandykite nupiešti savo Lewiso „elektroninę formulę“ etileno molekulei su ryšio linijomis ir elektronų taškais. Beje, kas yra molekulė?

Keistas klausimas, ar ne? Tačiau dažnai ne visada pavyksta atsakyti į tokius „paprastus“ klausimus ir pateikti griežtą daugelio esminių sąvokų apibrėžimą (pabandykite nustatyti, pavyzdžiui, kas yra laikas, erdvė, ilgis...). Molekulė dažnai apibrėžiama kaip mažiausia medžiagos dalelė, kuri išlaiko savo savybes.

Kokias vandens savybes išlaiko H2O molekulė? Jis neturi lydymosi ar virimo temperatūros, tankio, klampumo ar kitų vandens fizikinių savybių masės.

808 problema.
Remdamiesi halogeno atomų struktūra, nurodykite, kurios valentinės būsenos būdingos fluorui, chlorui, bromui ir jodui. Kokias oksidacijos būsenas turi halogenai savo junginiuose?
Sprendimas:
Išoriniame elektronų sluoksnyje halogeno atomuose yra septyni elektronai – du s- ir penki p-orbitalėse (ns 2 np 5). Kol išorinis elektronų sluoksnis nėra visiškai užbaigtas, halogeno atomams trūksta vieno elektrono, todėl visų halogenų atomai lengvai prideda po vieną elektroną, sudarydami vieno krūvio neigiamus jonus (G - ). Halogenų valentingumas yra lygus vienetui, o oksidacijos būsena lygi -1.

Fluoro atomuose nėra laisvų d-orbitalių, todėl s- ir p-elektronų perėjimas į d-orbitales yra neįmanomas. Taigi fluoras jo junginiuose visada yra oksidacijos būsenoje -1 ir tuo pačiu metu jo valentingumas yra lygus vienetui. Likę halogenai turi laisvas d-orbitales, todėl galimas vieno s- ir dviejų p-elektronų perėjimas į d-sublygius. Fluoro, chloro, bromo ir jodo atomų išorinio elektroninio lygio elektronų pasiskirstymas kvantinėse ląstelėse yra toks:

Normali fluoro atomo būsena:

Normali halogeno atomo (chloro, bromo ir jodo) būsena:

Halogeno atomų (chloro, bromo ir jodo) būsena sužadinant:

Todėl chloro, bromo ir jodo atomai turi skirtingas oksidacijos būsenas nuo -1 iki 0, taip pat nuo +1 iki +7. Jų būdingos oksidacijos laipsniai yra -1, 0, +3, +5, +7. Oksidacijos būsena -1 būdinga visiems halogenams, nes jų nesužadintoje būsenoje esantys atomai turi vieną nesuporuotą elektroną, kuris kovalentiniu mechanizmu gali dalyvauti formuojant vieną ryšį. Oksidacijos būsena +1 atsiranda, kai halogeno atomas atiduoda vienintelį nesuporuotą p elektroną labiau elektroneigiamam elementui, pavyzdžiui, deguoniui. Išimtis yra fluoras, nes jis yra labiausiai elektronegatyvus elementas. Chloro, bromo ir jodo oksidacijos būsenos jų atomų sužadinimo būsenoje gali turėti reikšmes, kurias apibūdina trys, penki ir septyni nesuporuoti elektronai (+3, +5, +7).

Išskyrus kai kuriuos oksidus (ClO 2, Cl 2 O 6), kitų halogenų, išskyrus fluorą (-1), junginių oksidacijos būsenos yra keistos.

809 problema.
Pateikite lyginamąjį halogeno atomų aprašymą, nurodydami: a) pirmųjų jonizacijos potencialų kitimo pobūdį; 6) elektronų giminingumo energijos pobūdis.
Sprendimas:
a) Pirmieji halogeno atomų jonizacijos potencialai natūraliai mažėja didėjant elemento atominiam skaičiui, o tai rodo metalinių savybių padidėjimą. Taigi fluoro jonizacijos potencialas I yra 17,42 eV, chloro – 12,97 eV, bromo – 11,48 eV, jodo – 10,45 eV. Šis modelis yra susijęs su atomų spindulių padidėjimu, nes padidėjus elemento atominiam skaičiui, atsiranda naujų elektroninių sluoksnių. Tarpinių elektroninių sluoksnių, esančių tarp atomo branduolio ir išorinių elektronų, skaičiaus padidėjimas lemia stipresnį branduolio ekranavimą, ty jo efektyvaus krūvio sumažėjimą. Abu šie veiksniai (padidėjęs išorinių elektronų pašalinimas iš branduolio ir jo efektyvaus krūvio pašalinimas) lemia išorinių elektronų jungties su branduoliu susilpnėjimą ir atitinkamai jonizacijos potencialo sumažėjimą.

b) Elektronų giminingumo energija – tai energija, išsiskirianti prisijungus prie laisvo atomo. Halogeno atomams, didėjant elemento atominiam skaičiui, elektronų afinitetas natūraliai mažėja eilėje: F, Cl, Br, I. Chloro atomas turi didesnį elektronų giminingumą nei fluoras, nes chloras turi d polygį. išorinis energijos lygis. Elektronų afiniteto energijos sumažėjimas didėjant atomo branduolio krūviui paaiškinamas padidėjus elemento atomo spinduliui ir atitinkamai sumažėjus efektyviam branduolio krūviui.

810 problema.
Lyginamasis halogenų suformuotų paprastų medžiagų savybių aprašymas, nurodant pokyčio pobūdį: a) standartinės G2 molekulių disociacijos entalpijos; b) paprastų medžiagų agregacijos būsena esant įprastai temperatūrai ir slėgiui; c) redokso savybės. Įvardykite šių pokyčių priežastis.
Sprendimas:
a) Eilėje Cl 2 - Br 2 - I 2 ryšio stiprumas tarp molekulės atomų palaipsniui mažėja, o tai atsispindi G 2 molekulių disociacijos į atomus entalpijos mažėjimu. To priežastis galima paaiškinti tuo, kad didėjant sąveikaujančių atomų išorinių elektronų debesų dydžiui, mažėja jų persidengimo laipsnis, o persidengimo sritis yra vis toliau nuo atomo branduolių. Todėl, pereinant nuo chloro prie bromo ir jodo, halogeno atomų branduolių trauka į elektronų debesų persidengimo sritį mažėja. Be to, serijoje: Cl - Br - I didėja tarpinių elektronų sluoksnių, apsaugančių branduolį, skaičius, o tai taip pat susilpnina atomų branduolių sąveiką su elektronų debesų persidengimo sritimi. Tačiau fluoras neįtraukiamas į šiuos duomenis: jungties stiprumas tarp fluoro atomų F 2 molekulėje yra mažesnis nei chloro. Tai galima paaiškinti tuo, kad išoriniame elektroniniame fluoro atomo sluoksnyje nėra d sublygio. Kitų halogenų molekulėse yra laisvų d-orbitalių, todėl tarp atomų vyksta papildoma donoro-akceptoriaus sąveika, kuri sustiprina ryšį tarp atomų.

b) Normaliomis sąlygomis fluoras ir chloras yra dujinės medžiagos, bromas – skystis, o jodas – kristalinė medžiaga. Halogenų lydymosi ir virimo temperatūra natūraliai didėja serijose F - Cl - Br - I. Tai paaiškinama tuo, kad didėjant atomų spinduliui, didėja molekulių poliarizuotumas. Dėl to didėja tarpmolekulinės dispersijos sąveika, dėl kurios paprastų halogeninių medžiagų lydymosi ir virimo temperatūra padidėja.

c) Halogenų redoksinės savybės natūraliai kinta eilėje F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2. Oksidacinės savybės mažėja halogenų serijoje nuo fluoro iki jodo, silpniausias oksidatorius yra jodas. Redukuojančios savybės halogenų serijoje didėja, silpniausia reduktorius yra fluoras. Taip atsitinka todėl, kad grupėje, didėjant elemento atominiam skaičiui, atomų ir anijonų spinduliai G- nuosekliai didėja, o elementų elektronų giminingumas ir elektronegatyvumas mažėja. Todėl nuosekliai didėja gebėjimas dovanoti elektronus, o gebėjimas priimti mažėja
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2.

811 problema.
Halogeno molekulių disociacijos energija pagal schemą Г 2 ↔ 2Г yra atitinkamai 155, 243, 190, 149 kJ/mol fluorui, chlorui, bromui ir jodui. Paaiškinkite didžiausią chloro molekulių stiprumą.
Sprendimas:
Eilėje C l2 - Br 2 - I 2 jungties stiprumas tarp molekulės atomų palaipsniui mažėja, o tai atsispindi G 2 molekulių disociacijos į atomus entalpijos mažėjimu. To priežastis galima paaiškinti tuo, kad didėjant sąveikaujančių atomų išorinių elektronų debesų dydžiui, mažėja jų persidengimo laipsnis, o persidengimo sritis yra vis toliau nuo atomo branduolių. Todėl, pereinant nuo chloro prie bromo ir jodo, halogeno atomų branduolių trauka į elektronų debesų persidengimo sritį mažėja. Be to, serijoje: Cl - Br - I didėja tarpinių elektronų sluoksnių, apsaugančių branduolį, skaičius, o tai taip pat susilpnina atomų branduolių sąveiką su elektronų debesų persidengimo sritimi. Tačiau fluoras neįtraukiamas į šiuos duomenis: jungties stiprumas tarp fluoro atomų F 2 molekulėje yra mažesnis nei chloro. Tai galima paaiškinti tuo, kad išoriniame elektroniniame fluoro atomo sluoksnyje nėra d sublygio. Kitų halogenų molekulėse yra laisvų d-orbitalių, todėl tarp atomų vyksta papildoma donoro-akceptoriaus sąveika, kuri sustiprina ryšį tarp atomų. Be to, chloro atominis spindulys vis dar yra palyginti mažas, tik šiek tiek didesnis nei fluoro, bet žymiai mažesnis nei bromo ir jodo. Todėl surišimo energija Cl2 molekulėje yra žymiai didesnė nei F 2. Vadinamos papildomos donoro-akceptoriaus jungtys datatyvas.

Ryšio susidarymo F 2 ir Cl 2 molekulėse schema.

VALENCIJA(iš lot. valentia – stiprumas) – atomų gebėjimas formuotis cheminiai ryšiai. V. gali būti laikomas atomo gebėjimu duoti ar pridėti apibrėžimą.

Išsamus skirtingų klasių ir cheminių medžiagų molekulių struktūros vaizdas. Juose esantys ryšiai itin sudėtingi ir įvairūs, todėl vieno ir išsamaus V apibrėžimo nėra. Tačiau daugeliu atvejų galime apsiriboti dviejų tipų valentiškumu – kovalentiškumu ir joniniu valentiškumu (pastarasis dar vadinamas elektrovalencija arba heterovalentiškumu). Kovalencija yra lygi kovalentinių ryšių, kuriuos sudaro tam tikras atomas, dauginių sumai, t. y. ryšiams, atsirandantiems dėl elektronų porų pasidalijimo (viengubo ryšio atveju tai yra viena pora, dvigubos jungties atveju - dvi poros ir pan.). Jonų energiją lemia elektronų skaičius, kurį tam tikras atomas atsisakė arba gavo susidarant joniniam ryšiui. Kai kuriais atvejais V. suprantamas kaip koordinavimas. skaičius lygus tiesiogiai esančių atomų skaičiui. arti tam tikro atomo molekulėje, kompleksiniame junginyje ar kristale.

Atomo V. yra susijęs su jo elektronine struktūra, taigi ir su jo padėtimi periodinė elementų lentelė, nes, dovanojant ar pridedant elektronus, atomas linkęs turėti užpildytą, maks. stabilus išorinis elektroninis apvalkalas. Taip, maks. C atomo, kurio išoriniame (valentingame) apvalkale yra 4 elektronai, V. yra 4, todėl, pavyzdžiui, metano molekulėje (CH 4) jis yra surištas kovalentiniais ryšiais su 4 vandenilio atomais, jo kovalentiškumas yra 4. Na atomas suteikia vienybę.

Istoriškai V. samprata išsivystė remiantis pradžioje suformuluota. XIX a J. Daltono kelių santykių dėsnis. Viduryje. XIX a tapo žinoma, kad ne visi galimi daugybiniai santykiai yra priimtini; pavyzdžiui, F atomas gali prisijungti tik su vienu H atomu, O atomas su dviem, N atomas su trimis, o C atomas su keturiais H atomais Šis gebėjimas susieti arba pakeisti tam tikrus. atomų skaičiumi ir buvo pavadintas V. Atsiradus pirmajai atomo teorijai, G. Lewisas 1916-17 m. suformulavo taisyklę, pagal kurią kiekvienas elementas turi skirtingą. jungtys užpildytos išorinėmis elektronų apvalkalas, ir teoriškai pagrįsta kovalentiškumas, o W. Kosselis davė joninio valentingumo teoriją Svyravimo samprata įgavo naują turinį, kuri vėliau dėl raidos gerokai praturtėjo ir komplikavosi kvantinė chemija ir neįprastų savybių junginių sintezė.

Kvantinėje chemijoje plačiai paplito nukreipto B sąvoka. Taigi manoma, kad C atomas, turintis koordinaciją. skaičius 4 (4 artimiausi kaimynai, su kuriais duotas atomas sudaro kovalentinius ryšius), V. nukreipti į tetraedro viršūnes (su sąlyga, kad pats atomas yra tetraedro centre); prie C atomo su koordinavimu. skaičius 3 (vienas iš kovalentinių ryšių yra dvigubas) V. guli toje pačioje plokštumoje ir sudaro 120° kampus vienas su kitu ir kt. Pavaizduoto tipo kompleksuose, kur M yra Fe, Cr, Ti ir kt. atomas, sujungti su dviem pentadienilo žiedais C 5 H 5, V. nukreipiami iš metalo atomo į atomus, sudarančius pentadienilo žiedus. . Tokiems kompleksams kilo idėjos apie delokalizuotą vibraciją (kadangi elektronai tokiuose žieduose delokalizuojami per visą ciklą – „socializuoti“) ir grupinę vibraciją (kadangi kalbame apie metalo atomo sąveiką su atomų grupe).

Šiuo metu yra susintetinti inertinių dujų junginiai (XeF 2, XeF 4, XeO 3 ir kt.), kurių V. buvo laikomas lygiu nuliui. Galiausiai buvo atrasta labai daug junginių, kuriuose vienas ir tas pats atomas kitaip jungiasi su kito elemento atomais. stechiometrinis santykiai priklauso nuo išorės sąlygas. Taigi, dujinis junginys PCl 5, kondensuodamasis, sudaro kompleksus + ir ~ su koordinavimu. atitinkamai 4 ir 6 numeriai. Didėjant temperatūrai, susidaro junginiai PCl 3, PCl 2, PCl ir jonai ir kt. nuo 1 iki kai kurių maks. reikšmės.

Taigi, griežtai žiūrint, V. nėra konkretus. elemento charakteristikos; galime kalbėti tik apie stichijos polinkį reikštis raal. chem. jungia vienokius ar kitokius V.

Su V. sąvoka glaudžiai susijusi sąvoka atomo valentinė būsena, t.y. tokia hipotetinė. būsenos, kuriose atomas yra molekulėje. Šią būseną lemia užimtų ir laisvų valentų tipas ir skaičius atominės orbitalės(t. y. tie, kurie atitinka išorinius elektronų apvalkalus), elektronų, užimančių kiekvieną atominę orbitą, skaičių ir yra susiję. elektronų sukinių orientacija. Akivaizdu, kad pirmiau aptartoje junginių, susidedančių iš P ir Cl, serijoje P atomo valentinė būsena skiriasi priklausomai nuo junginio.

Lit.: Pauling L., Bendroji chemija, vert. iš anglų k., M., 1974; Cartmell E., Fowles G., Valence ir molekulių struktūra, trans. iš anglų k., M., 1979 m. V. G. Daševskis.

VIIA grupės p elementų bendrosios charakteristikos. Halogenai.

Elementai fluoras F, chloras Cl, bromas Br, jodas I, astatinas At, įtraukti į VIIA grupę, vadinami halogenai(bendras žymėjimas G). Išvertus iš graikų kalbos. halogenai reiškia „gaminanti druską“. Šiai grupei dažnai priskiriamas ir vandenilis H, tačiau jo savybės gerokai skiriasi nuo halogenų savybių, todėl patartina atskirai vertinti vandenilio chemines savybes.

Halogeno atomų valentinėse orbitalėse yra septyni elektronai – du s-orbitalėse ir penki p-orbitalėse. Elektroninė valentinio apvalkalo formulė ps 2 prieš 5, Kur n- laikotarpio numeris.

Trūksta vieno elektrono, kad užbaigtų tauriųjų dujų apvalkalą. Todėl halogenai turi didelį elektronų afinitetą ir yra stiprūs oksidatoriai. Halogeno atomai, pridedant elektroną, sudaro vieną krūvį turinčius halogenidų jonus, turinčius atitinkamų tauriųjų dujų elektroninę struktūrą (ps 2 prieš 6).

Ši tendencija įgyti elektronų apibūdina halogenus kaip tipiškus nemetalus. Halogenidų jonai, ypač Cl -, yra stabilūs biologinėje terpėje.

Identiška išorinio elektroninio halogeno atomų sluoksnio struktūra lemia didelį halogenų suformuotų paprastų ir sudėtingų medžiagų cheminių savybių panašumą.

Tačiau palyginus panašių halogeninių junginių savybes matyti, kad tarp jų yra didelių skirtumų. Pastarieji yra susiję su atomų spindulių pokyčiais ir skirtingomis vidinių elektronų apvalkalų struktūromis. Pavyzdžiui, chloro valentinių elektronų priekyje yra 8 elektronų apvalkalas, o brome ir jode yra laisvesnis 18 elektronų apvalkalas, kuris yra linkęs deformuotis. Todėl galima tikėtis, kad chloro junginių savybės skirsis nuo bromo ir jodo junginių savybių, ypač tais atvejais, kai formuojant cheminius ryšius dalyvauja išorinės atominės orbitalės.

Branduoliniam krūviui grupėje didėjant nuo F iki At: didėja atomų spinduliai. Tai atsispindi F-At serijos jonizacijos energijos ir elektronų afiniteto, elektronegatyvumo ir standartinio redukcijos potencialo sumažėjimu.

Jonizacijos energijos sumažėjimas, be atominio spindulio padidėjimo, paaiškinamas didėjančiu (užsipildžius elektronų apvalkalams) branduolinio krūvio ekranavimu vidinių sluoksnių elektronais. Taip pat yra natūralus elektronų giminingumo energijos sumažėjimas Cl-At serijoje. Taip yra dėl laisvojo elektrono pritraukimo prie branduolio susilpnėjimo dėl atomo spindulio padidėjimo ir ekranavimo. Dėl to, kaip ir kitose p elementų grupėse, didėjant užpildytų elektronų apvalkalų skaičiui, nemetalinės savybės susilpnėja.

Mažesnis fluoro (328 kJ/mol) elektronų afinitetas nei chloro (349 kJ/mol) paaiškinamas reikšminga tarpelektronų atstūmimu. Fluoro atomo laisvojo elektrono atstūmimo padidėjimas atsiranda dėl mažesnio atomo dydžio. Kadangi serijoje F-Cl-Br-I-At afiniteto energija paprastai mažėja, oksidacinis aktyvumas šioje serijoje taip pat mažėja.

Reikėtų pažymėti, kad nors fluoras turi mažesnį elektronų afinitetą nei chloras, elementinis fluoras vis dėlto yra galingiausias oksidatorius tarp halogenų. Tai galima paaiškinti taip: Energija, reikalinga fluoro ir chloro dujoms redukuoti į neigiamo krūvio jonus, susideda iš jungties nutraukimo energijos tarp halogeno atomų G ir elektronų giminingumo.

Kadangi cheminis ryšys chloro molekulėje yra daug stipresnis, jungties nutraukimo energija fluoro molekulėje yra žymiai mažesnė nei chloro molekulėje. Nedidelis chloro atomo afiniteto elektronų padidėjimas nekompensuoja didelių energijos sąnaudų, reikalingų cheminei jungties chloro molekulėje nutraukimui. Dėl to fluoras yra stipresnis oksidatorius.

Halogenams būdingi įvairūs cheminiai junginiai. Elementiniai halogenai (nulinės oksidacijos būsena) yra dviatominės nepolinės G2 molekulės. Nelyginių teigiamų Cl, Br, I, At atomų oksidacijos būsenų +1, +3, +5, +7 atsiradimas yra susijęs su elektronų perėjimu į d-orbitales. Pavyzdžiui, chloro atomas turi vieną nesuporuotą normalios būsenos elektroną ir 5 tuščias mažos energijos d-orbitales.

Toks atomas, priklausomai nuo sugertos energijos, gali būti perkeltas į sužadintą būseną su trimis, penkiais ar septyniais nesuporuotais elektronais.

Išimtis yra fluoras. Žemai esančių d-po lygių nebuvimas jo atome lemia tai, kad sužadinimo procesas pasirodo nepalankus. Elektrono perėjimas į aukštai esantį 3d polygį reikalauja labai didelių energijos sąnaudų. Todėl fluorui būdingas pastovus valentingumas, lygus vienybei.

Visų halogenų oksidacijos būsena yra -1 NG vandenilio halogeniduose (pavyzdžiui, HF, HCl) ir EG halogenidų druskose (NaF, NaCl ir kt.).

Vandenilio halogenidai (HH) yra dujos, kurios gerai tirpsta vandenyje. Vandeniniai NG tirpalai elgiasi kaip rūgštys. NG rūgščių stiprumas didėja mažėjant halogenų elektronegatyvumui iš viršaus į apačią grupėje. Toks NG rūgščių stiprumo pokyčio pobūdis paaiškinamas sumažėjusiu NG jungties stiprumu serijoje HF-HCl-HBr-HI ir sumažėjusia G - jonų hidratacijos energija.

Halogenų deguonies junginiai (oksidai, rūgštys) yra termiškai nestabilūs. F-At serijos halogenų deguonies junginių stabilumas paprastai padidėja.

Halogenai ir halogenidai. Elementariniai halogenai – tai medžiagos, kurių bendra formulė G2, t.y. susideda iš dviatominių molekulių: F 2, Cl 2 , Br 2, aš 2, 2. G-G ryšys susidaro dėl vienos σ-jungimosi molekulinės orbitalės, gautos perdengiant atomines np orbitales. Likusios jungiamosios molekulinės orbitalės (π-orbitalės) atitinka antirišančias, užpildytas elektronais:

Dviatominių halogenų molekulių susidarymą iš neutralių atomų lydi didelės energijos išsiskyrimas. Eilėje Cl 2 - Br 2 -I 2 - ties 2, didėjant tarpbranduoliniam atstumui, ryšio stiprumas tarp atomų mažėja. Atitinkamai šioje serijoje mažėja G 2 molekulių disociacijos entalpija. Ryšio stiprumo sumažėjimo serijoje priežastis yra surišimo np orbitalių persidengimo laipsnio sumažėjimas. Mažesnis G-G jungties stiprumas fluoro molekulėse, palyginti su kitais halogenais, gali būti paaiškintas tuo, kad d-orbitalės nedalyvauja formuojant G-G ryšį.

Elementiniai halogenai G2, kaip nepoliniai junginiai, blogai tirpsta vandenyje. 20°C temperatūroje Cl 2 tirpumas yra 0,091 mol/l, Br 2 - 0,22 mol/l, I 2 - 0,001 mol/l. Tačiau pusiausvyra Г 2 (g) ⇄ Г 2 (р) pasislenka į dešinę dėl halogenų reakcijų su vandeniu (Le Chatelier principas).

Fluoras intensyviai reaguoja su vandeniu:

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.

Kai kiti halogenai reaguoja su vandeniu, be atitinkamo vandenilio halogenido susidaro deguonies turinti rūgštis. Pavyzdžiui, chloras reaguoja taip:

Cl 2 + H 2 O ⇄ H + + Cl - + HClO

Čia vyksta oksidacija – chloro redukcija (disproporcija). Ši reakcija atsiranda, kai vanduo chloruojamas.

Bromas ir jodas daug geriau nei vandenyje tirpsta organiniuose tirpikliuose: etanolyje, benzene, dietilo eteryje. Ši savybė naudojama bromui ir jodui išgauti iš vandeninių tirpalų.

Medicinos praktikoje kaip dezinfekavimo priemonė naudojami vandeniniai alkoholio (w(I 2) = 5%) ir alkoholio (w(I 2) = 10%) jodo tirpalai.

Elementiniams halogenams būdingos redokso reakcijos. Šias reakcijas lydi H-G jungties skilimas, prie halogeno atomų pridedant elektronų ir susidaro halogenidų jonai.

Elementariniai halogenai yra stiprūs oksidatoriai ir reaguoja su beveik visomis paprastomis medžiagomis – metalais ir nemetalais, sudarydami halogenidus. Halogenai tiesiogiai nesąveikauja su deguonimi ir azotu. Halogenų reakcija su metalais vyksta greičiausiai, išskirdama daug šilumos. Pavyzdžiui, natrio metalas, patalpintas į chloro atmosferą, dega ir susidaro natrio chloridas:

2Na (t) + Cl2 (g) = 2NaCl (t)

Chloras tiesiogiai reaguoja su daugeliu nemetalų (fosforu, arsenu, stibiu ir siliciu) net esant žemai temperatūrai. Taigi baltas fosforas užsidega chloro atmosferoje kambario temperatūroje:

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

Panašiai bromas ir jodas reaguoja su metalais ir nemetalais. Tačiau bromo ir jodo cheminis aktyvumas yra mažesnis nei chloro

Fluoras pasižymi ypač dideliu cheminiu aktyvumu. Taigi šarminiai metalai, geležis, švinas, taip pat nemetalai S ir P užsidega fluoro atmosferoje net kambario temperatūroje. Kaitinant, net tauriosios dujos ksenonas ir kriptonas reaguoja su fluoru:

Xe + 2F 2 = XeF 4

Būdamas elektronegatyviausias elementas, fluoras sudaro junginius su IIA grupės elementais, kurių stabilumas mažėja eilėje BeF 2 - MgF 2 - CaF 2 - SrF 2 -BaF 2. Daugelyje biocheminių procesų fluoras veikia kaip inhibitorius, blokuodamas aktyvius fermentų centrus, kuriuose yra Mg 2+, Ca 2+ ir kitų metalų jonų.

Palyginus elementinių halogenų savybes matyti, kad jų cheminis aktyvumas mažėja eilėje F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 -At 2. Pavyzdžiui, fluoras net ir tamsoje sprogstamai reaguoja su vandeniliu. Chloras nereaguoja su vandeniliu be šviesos, tačiau kaitinant arba ryškioje šviesoje reakcija vyksta sprogstamai (per grandininį mechanizmą). Bromas sąveikauja su vandeniliu tik kaitinamas, o jodas tik stipriai kaitinant, ir net tada ne visiškai, nes pradeda vykti atvirkštinė vandenilio jodido skilimo reakcija.

Skirtingos halogenų oksidacinės savybės pasireiškia ir jų poveikiu bioorganinėms medžiagoms bei gyvų organizmų audiniams. Taigi dujinis Cl 2, kuris yra stiprus oksidatorius, yra nuodinga medžiaga, sukelianti akių, nosies, gerklų gleivinės dirginimą ir stiprų plaučių pažeidimą. Skirtingai nuo chloro, jodas yra švelnus oksidatorius, turintis antiseptinį poveikį. Tačiau vartojant didelę jodo koncentraciją ir ilgą laiką, galimi jodizmo simptomai (sloga, dilgėlinė, odos bėrimas ir kt.).

Vandenilio halogenidai . Tarp halogeninių junginių, kurių oksidacijos būsena yra -1, vienas svarbiausių praktiniu ir teoriniu požiūriu yra vandenilio halogenidai. Cheminis ryšys dujinėse GD yra polinis kovalentinis. Ryšį atliekanti elektronų pora yra stipriai pakreipta link labiau elektroneigiamo elemento – halogeno.

BC metodo požiūriu cheminė jungtis GD turi tą patį pobūdį.

Kadangi visų vandenilio halogenidų elektroninė struktūra yra vienoda, didėjant halogeno joniniam spinduliui, NG savybės F - I serijoje keičiasi monotoniškai (išskyrus HF). Cheminio ryšio stiprumo sumažėjimas NG molekulėse serijoje HF - HCl - HBr - HI atsispindi NG molekulių disociacijos į atomus entalpijos sumažėjimu ir entalpijos bei Gibso energijos formavimosi padidėjimu. NG molekulės.

Kaip ir laisvųjų halogenų atveju, jungties stiprumo sumažėjimo serijoje HF-HCl-HBr-HI priežastis yra vandenilio ir halogeno atomų orbitų persidengimo laipsnio sumažėjimas.

Dipolio momentas, apibūdinantis jungties poliškumą serijoje HF-HCl-HBr-HI, sumažėja nuo 6,4 iki 1,3. Remiantis didžiausiu HF poliškumu, galime daryti prielaidą: 1) šioje serijoje vandenilio halogenidų tirpumas vandenyje turėtų sumažėti; 2) taip pat turėtų sumažėti susidariusių vandenilio halogeninių rūgščių stiprumas: HF (hidrofluoridas - fluoridas), HCl (hidrochloridas - vandenilio chloridas), HBr (hidrobrominis), HI (hidrojodinis).

Tačiau iš eksperimentinių duomenų matyti, kad jonizacijos laipsnis ir H-G rūgščių stiprumas serijoje nuo F iki I, atvirkščiai, didėja. Tirpumas mažėja nuo HF iki HCl, bet padidėja nuo HCl iki HI.

Stebėto vandenilio halogenidų rūgščių tirpumo ir stiprumo pokyčio priežastis yra G - jonų spindulio padidėjimas nuo F iki I ir jų hidratacijos sumažėjimas.

Kai dujinis GD ištirpsta vandenyje, įvyksta hidratacija. Šiuo atveju nutrūksta polinis GD ryšys ir susidaro hidratuoti jonai. Hidratuoti protonai H + ir anijonai I - yra izoliuoti vienas nuo kito. Jų sąveika tampa grynai elektrostatinė. Tačiau kadangi jonų spinduliai serijoje F - - Cl - - Br - - I - didėja, Kulono sąveika tarp hidronio jono H 3 O + ir halogenidų jonų šioje serijoje sumažėja, o tai padidina jonų laipsnį. vandenilio halogeninių rūgščių jonizacija serijoje HF-HCl-HBr-HI. Remiantis tais pačiais samprotavimais, taip pat galima paaiškinti NG tirpumo pokyčius šioje serijoje.

Nagrinėjamas pavyzdys rodo, kad teisingai teoriškai numatyti ištirpusių medžiagų fizikines ir chemines savybes galima tik įvertinus ne tik šių medžiagų molekulių charakteristikas, bet ir jų sąveiką su tirpikliu.

Didėjant tarpbranduoliniam atstumui serijoje HF-HCl-HBr-HI, didėja vandenilio halogenidų ir vandenilio halogenido rūgščių redukcinis aktyvumas.

Taigi, O 2 redukuojamas vandenilio jodo rūgštimi jau įprastoje temperatūroje:

O 2 + 4H + + 4I - = 2H 2 O + 2I 2.

Vandenilio chlorido rūgštis su dioksidu reaguoja lėčiau, o vandenilio chlorido rūgštis dioksidu visiškai neoksiduoja. Cl - anijono abejingumas rūgščioje aplinkoje yra labai reikšmingas fiziologijos ir medicinos požiūriu.

Naudojant chlorido jonų abejingumą, jis įtrauktas į daugelį vaistinių preparatų. Medicinos praktikoje plačiai naudojami įvadiniai natrio chlorido tirpalai - izotoniniai (masės dalis 0,9%) ir hipertoniniai (masės dalis 3-5-10%). Hipertoninių tirpalų naudojimas grindžiamas osmoso dėsniais.

Chlorido jonų organizme yra makrokiekiais. Vandenilio chlorido rūgšties pavidalu jis yra būtinas skrandžio sulčių komponentas. Vandenilio chlorido rūgštis vaidina svarbų vaidmenį virškinimo procese.

Skrandžio sultyse (pH nuo 1 iki 3) yra H + katijono ir anijonų Cl -, H 2 PO 4 -, HSO 4 -. Tačiau chlorido jonų koncentracija Cl – gerokai viršija kitų anijonų koncentraciją. Todėl jie sako, kad skrandžio sultyse yra druskos rūgšties ir jos masės dalis yra apie 0,3%.

Norint gaminti druskos rūgštį skrandyje, reikia NaCl – valgomosios druskos. Druskos rūgšties išsiskyrimą iš skrandžio gleivinės ląstelių (8.10 pav.) galima apibūdinti tokia lygtimi:

H 2 CO 3 (kraujas) + Cl - = HCO 3 - (kraujas) + HCl (skrandis)

Druskos rūgštis iš skrandžio sulčių yra būtina pepsino fermento perėjimui į aktyvią formą. Pepsinas užtikrina baltymų virškinimą hidroliziniu būdu skaidant peptidines jungtis (iš čia ir kilo fermento pavadinimas).

Chloro deguonies rūgštys ir jų druskos. Iš halogenų deguonies junginių praktiniam pritaikymui didžiausią reikšmę turi chloro deguonies rūgštys ir jų druskos. Chloro deguonies rūgštys yra daug mažiau stabilios nei jų druskos.

HClO sudėties rūgštis, kurioje chloro atomų oksidacijos laipsnis yra +1. nėra izoliuotas laisvoje valstybėje. Tai vadinama hipochlorinis(hipochloras) ir jo druskos - hipochloritai. Hipochloro rūgštis susidaro reaguojant chlorui su vandeniu:

Cl 2 + H 2 O ⇄ Cl - + HClO + H + .

Šiuo atveju vienas iš chloro molekulės atomų prijungia elektroną nuo kito atomo ir redukuojasi, o kitas chloro atomas, atsisakęs elektrono, oksiduojasi:

Chloro hidrolizės reakcija yra grįžtama ir stipriai pasislenka į kairę.

Rūgštis HClO yra tokia silpna, kad net anglies rūgštis ją išstumia iš hipochlorito tirpalų:

NaClO + H 2 O + CO 2 = NaHCO 3 + HClO

Chloro hidrolizės laipsnis priklauso nuo praskiedimo. Bendros chloro koncentracijos pokytis nuo 100 iki 20 mmol/l lemia hidrolizės laipsnio padidėjimą nuo 0,33 iki 0,73. Taigi chloro vandenyje kartu su Cl 2 molekulėmis visada yra nemažai HClO.

Hipochloro rūgštis yra nestabili ir net vandeniniame tirpale suyra veikiama šviesos. Skilimo mechanizmą galima pavaizduoti dviem etapais:

HClO + hν = HCl + [O]

kur [O] yra monodeguonis, aktyvioji deguonies forma.

Hipochloro rūgštis yra labai stiprus oksidatorius, būtent jos susidarymas paaiškina chloro vandens baktericidinį ir balinamąjį poveikį. HClO irimo metu išsiskiriantis monodeguonis pakeičia dažus ir naikina mikroorganizmus.

Hipochloro rūgštis gali reaguoti su organiniais junginiais RN (R yra organinis radikalas) pagal šias schemas:

RH + HClO= ROH + HCl

RН + HClO = RСl + H2O

tie. ir kaip oksidatorius, ir kaip chloruojantis agentas.

Pavyzdžiui, HClO sunaikina (denatūruoja) baltymus, sudarančius mikroorganizmus. Šiuo atveju chloras pakeičia baltymų peptidinių ryšių vandenilio atomus:

R-СО-NН-R 1 + HClO → R-СО-NСl-R1 + H2O

Dėl to sutrinka antrinė baltymų struktūra, o tai lemia mikroorganizmų mirtį. Todėl, norint dezinfekuoti vandenį, galima naudoti chloravimą. Iš to išplaukia, kad vandeninių chloro tirpalų baktericidinis poveikis yra susijęs ir su monodeguonies susidarymu, ir su hipochlorinės rūgšties chloruojančiu poveikiu. Chloruotame vandenyje susidaręs nedidelis druskos rūgšties kiekis yra nekenksmingas ir toks vanduo tinkamas vartoti.

Hipochloro rūgštis yra stipresnis oksidatorius nei dujinis Cl 2 . Tai gali būti įrodyta eksperimentiškai: sausas chloras balina audinius mažiau efektyviai nei „neapdorotas“ chloras, kuriame yra HClO.

Bromas ir jodas, kurių oksidacijos būsena yra +1, taip pat sudaro deguonies rūgštis HBrO (hipobromidas) ir NIO (hipoidinis).

Deguonies turinčių rūgščių stiprumas Cl-Br-I serijoje sumažėja dėl šios serijos halogeno atomų kovalentinio spindulio padidėjimo, kurį lydi O-G kovalentinio ryšio susilpnėjimas.

NVO oksidacinės savybės serijoje nuo Cl iki I taip pat mažėja, o santykinis stabilumas didėja. Taigi šildant NVO ar apšviečiant jas šviesa

2NGO(r) = 2NG(r) + O 2 (g).

Antiseptinio ir dezinfekuojančio jodo veikimo chemija daugeliu atžvilgių yra panaši į chloro veikimą. Taigi, jodas, kaip ir chloras, mikroorganizmų baltymų molekulėse pakeičia vandenilio atomus iš azoto atomų, o tai lemia jų mirtį:

R-СО-NН-R 1 + HIO → R-CO-NI-R 1 + H 2 O

Medicinos praktikoje, kasdieniame gyvenime ir pramonėje naudojamos hipochloro rūgšties druskos, taip pat chloro ir jodo preparatai, kurie pašalina aktyvias halogenų formas.

Jei į chloro vandenį pridedama šarmo, chloro hidrolizės pusiausvyra pasislinks į dešinę (Le Chatelier principas) dėl hipochloro ir druskos rūgščių neutralizavimo:

HCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H 2 O

arba jonine forma:

HClO + OH - = OCl - + H 2 O

Tokiu būdu gautas kalio chlorido ir hipochlorito tirpalas vadinamas Javelinis vanduo. Jis naudojamas audiniams balinti. Jo balinimo savybės atsiranda dėl to, kad kalio hipochloritas sąveikauja su anglies monoksidu (IV), esant vandeniui:

KClO + H 2 O + CO 2 = HClO + KHCO 3

arba jonine forma:

ClO - + H 2 O + CO 2 = HClO + HCO 3 -

tie. Susidaro hipochlorinė rūgštis, kuri sunaikina dažus.

Apdorojant kalcio (II) hidroksidą chloru, susidaro mišinys, vadinamas baliklis arba baliklis:

2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + 2H 2O + CaCl2

Jis gali būti laikomas mišria druskos ir hipochloro rūgščių druska, kurios struktūrinė formulė yra tokia:

Kalkių chloridas yra balti aštraus kvapo milteliai, yra stiprus oksidatorius ir naudojamas kaip dezinfekavimo, balinimo ir degazavimo priemonė.

Drėgname ore CaOCl 2 sąveikauja su anglies monoksidu (IV), palaipsniui išskirdamas hipochloro rūgštį, kuri, kaip buvo aptarta anksčiau, suyra ir susidaro monodeguonis. HClO taip pat išsiskiria dėl hidrolizės:

Ca(OCl)Cl + H 2 O ⇄ CaOH + + HClO + Cl -

Kai baliklis yra veikiamas druskos rūgšties, išsiskiria laisvas chloras:

Ca(OCl)Cl + 2HCl = CaCl 2 + Cl 2 + H 2 O

Ba(ClO 2) 2 + H 2 SO 4 = 2HClO 2 + BaSO 4

Kaitinant hipochloro rūgštį, ji lengvai suyra ir susidaro perchloro rūgštis HClO 3:

3HOСl = 2HCl + HClO 3

Perchloro rūgšties molekulėje chloro atomo oksidacijos būsena yra +5. Perchloro rūgšties druskos vadinamos chloratai. Jei chlorą praleidžiate per karštą šarmo tirpalą, pvz., KOH, o ne šaltai, tada vietoj KClO susidaro KClO 3:

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Reakcijos produktai yra kalio chloridas ir kalio chloratas - KClO 3 (Berthollet druska). Hipochloro rūgštis nebuvo išskirta laisvoje būsenoje, tačiau, skirtingai nei HClO ir HClO 2, jos koncentruoti tirpalai (iki 40%) yra žinomi. Hipochloro rūgštis yra stipri rūgštis). Oksidaciniu aktyvumu HClO 3 yra prastesnis už HClO 2.

Dideli kiekiai chloratai yra toksiški.

Perchloro (perchloro) rūgštis HClO 4 (chloro atomo oksidacijos laipsnis +7) yra bespalvis skystis, kuris gali sprogti, tačiau jo vandeniniai tirpalai yra gana stabilūs. Perchloro rūgštis yra stipriausia iš visų žinomų rūgščių.

HClO 4 oksidacinis aktyvumas yra mažesnis nei HClO 3, o rūgštinės jo savybės yra ryškesnės. Perchlorato rūgšties druskos – perchloratai, esantys sausoje būsenoje, yra galingi oksidatoriai ir naudojami įvairių biomedžiagų mineralizavimui, nustatant jose esančius neorganinius komponentus.

Palyginus chloro deguonies rūgščių savybes, galime padaryti tokias išvadas: didėjant chloro oksidacijos laipsniui serijoje HClO-HClO 2 -HClO 3 -HClO 4, didėja rūgščių stiprumas.

Toks rūgščių savybių pasikeitimo pobūdis paaiškinamas tuo, kad didėjant deguonies atomų skaičiui serijose HO-Cl, HO-ClO, HO-ClO 2, HO-ClO 3, O-H ryšio stiprumas silpnėja. Staigų rūgščių stiprumo padidėjimą, padidėjus deguonies atomų skaičiui (padidėjus Cl-O jungčių skaičiui), galima paaiškinti elektronų tankio trauka nuo H-O jungties iki Cl-O jungties.

Palyginus chloro deguonies rūgščių oksidacines savybes, matyti, kad anijonų eilėje ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - oksidacinis gebėjimas mažėja. Tokį oksidacinio aktyvumo pokyčio pobūdį galima paaiškinti nurodytos anijonų serijos stabilumo padidėjimu dėl padidėjusio elektronų, dalyvaujančių formuojant σ- ir π-jungtis, skaičiaus.

Sudėtiniai halogenų junginiai. Halogenai yra įtraukti į kompleksinius junginius ir kaip ligandai, ir kaip kompleksą sudarončios medžiagos. VIIA grupės elementai yra labiau linkę į kompleksų susidarymą kaip ligandai su metalo jonais. Paprastai halogenidų kompleksų stabilumas mažėja F>Cl>Br>I tvarka, tačiau kai kuriems metalų jonams stebima atvirkštinė tvarka.

Sudėtingi halogenidai susidaro ir gyvuose organizmuose. Taigi, toksinis fluoro jonų pertekliaus poveikis organizmui yra susijęs su fluoro kompleksų susidarymu su metalo katijonais, įtrauktais į aktyvius fermentų E centrus:

E-M n + + F - → [E-M-F] n -1

Dėl laisvos metalo orbitos blokavimo fermentų aktyvumas slopinamas.

Svarbūs kompleksiniai halogenų junginiai, naudojami medicinoje, yra priešnavikiniai vaistai (chemoterapija). Aktyviais laikomi cis-diaminodichlorplatina (II) [Pt(NH 3) 2 Cl 2 ] ir cis-diamintetrachlorplatina (IV) [Pt(NH 3) 2 Cl 4 ].

Yra žinomi kompleksai, kuriuose kompleksą sudaro halogeno jonai, o ligandai yra halogeno molekulės. Tokie kompozicijos [Г∙(Г 2) x ] kompleksai vadinami polihalogenidai. Taigi, molekulinio jodo tirpumo padidėjimas vandenyje, esant kalio jodidui, yra susijęs su sudėtingo jono susidarymu:

I - + I 2 ⇄ -

Komplekso disociacija (grįžtama reakcija) užtikrina elementinio jodido buvimą tirpale, kuris pasižymi baktericidinėmis savybėmis. Todėl medicinos praktikoje naudojamas jodo tirpalas su CI.

Valentinių elektronų yra išoriniame atomo apvalkale. Jų skaičius lemia galimų cheminių junginių, kuriuos gali sudaryti atomas, skaičių. Geriausias būdas nustatyti valentinių elektronų skaičių yra naudoti periodinę lentelę.

Žingsniai

1 dalis

Nepereinamieji metalai

Sunumeruokite kiekvieną periodinės lentelės stulpelį nuo 1 iki 18 (pradedant nuo pirmo stulpelio kairėje). Paprastai visi elementai, esantys toje pačioje periodinės lentelės stulpelyje, turi tą patį valentinių elektronų skaičių. Stulpeliai yra grupės, į kurias skirstomi cheminiai elementai.

• Pavyzdžiui, virš vandenilio (H) parašykite skaičių 1, nes juo prasideda pirmasis stulpelis, o virš helio (He) parašykite skaičių 18, nes juo prasideda aštuonioliktas stulpelis.

1. Dabar periodinėje lentelėje raskite elementą, kurio valentinių elektronų skaičių norite rasti. Tai galite padaryti naudodami elemento simbolį (raidės kiekviename langelyje), jo atominį numerį (skaičius viršutiniame kairiajame kiekvieno langelio kampe) arba bet kokią kitą jums prieinamą informaciją.

   • Pavyzdžiui, nustatykime anglies valentinių elektronų skaičių (C). Jo atominis skaičius yra 6 ir juo prasideda keturioliktoji grupė.
   • Šiame poskyryje mes nenagrinėjame pereinamųjų metalų, kurie yra 3–12 grupėse. Šie elementai šiek tiek skiriasi nuo kitų, todėl čia aprašyti metodai jiems netaikomi. Pereinamieji metalai bus aptariami kitame poskyryje.

2. Norėdami nustatyti valentinių elektronų skaičių nepereinamuose metaluose, naudokite grupių numerius. Skaičius, esantis vienetų vietoje grupės skaičiuje, lemia valentinių elektronų skaičių elementų atomuose. Kitaip tariant:

   • 1 grupė: 1 valentinis elektronas
   • 2 grupė: 2 valentiniai elektronai
   • 13 grupė: 3 valentiniai elektronai
   • 14 grupė: 4 valentiniai elektronai
   • 15 grupė: 5 valentiniai elektronai
   • 16 grupė: 6 valentiniai elektronai
   • 17 grupė: 7 valentiniai elektronai
   • 18 grupė: 8 valentiniai elektronai (išskyrus helią, kuris turi 2 valentingus elektronus)
   • Mūsų pavyzdyje, kadangi anglis yra 14 grupėje, galime daryti išvadą, kad vienas anglies atomas turi keturis valentinius elektronus.

   Pereinamieji metalai

   1. Raskite elementą grupėse nuo 3 iki 12.Šiose grupėse yra pereinamieji metalai. Šiame poskyryje mes jums pasakysime, kaip nustatyti valentinių elektronų skaičių tokių elementų atomuose. Atkreipkite dėmesį, kad kai kuriuose elementuose valentinių elektronų skaičius negali būti nustatytas.

      • Pavyzdžiui, apsvarstykite tantalą (Ta); jo atominis skaičius yra 73. Toliau rasime jo valentinių elektronų skaičių (arba bent jau pabandysime tai padaryti).
      • Atkreipkite dėmesį, kad pereinamieji metalai apima lantanidus ir aktinidus (taip pat vadinamus retųjų žemių metalais), dvi elementų eilutes, kurios paprastai yra po pagrindine lentele ir prasideda lantanu ir aktiniumi. Visi šie elementai priklauso 3 periodinės lentelės grupei.

   2. Norint suprasti, kodėl sunku nustatyti valentinių elektronų skaičių pereinamuosiuose metaluose, būtina šiek tiek paaiškinti elektronų išsidėstymą atomuose.

   3. Norėdami nustatyti valentinių elektronų skaičių pereinamuosiuose metaluose, naudokite grupių numerius.Čia grupės numeris dažniausiai atitinka galimo valentinių elektronų skaičiaus diapazoną.

      • 3 grupė: 3 valentiniai elektronai
      • 4 grupė: 2–4 valentiniai elektronai
      • 5 grupė: 2–5 valentiniai elektronai
      • 6 grupė: 2–6 valentiniai elektronai
      • 7 grupė: 2–7 valentiniai elektronai
      • 8 grupė: 2 arba 3 valentiniai elektronai
      • 9 grupė: 2 arba 3 valentiniai elektronai
      • 10 grupė: 2 arba 3 valentiniai elektronai
      • 11 grupė: 1 arba 2 valentiniai elektronai
      • 12 grupė: 2 valentiniai elektronai
      • Mūsų pavyzdyje tantalas yra 5 grupėje, todėl galime daryti išvadą, kad jo atomas turi nuo dviejų iki penkių valentinių elektronų (priklausomai nuo situacijos).

   2 dalis

   Valentinių elektronų radimas naudojant elektronų konfigūraciją

   1. Elektroninė konfigūracija – tai elektronų išsidėstymo cheminio elemento atomo elektronų orbitalėse formulė.

      • Kitaip tariant, tai paprastas ir vizualus būdas pavaizduoti atomo elektronų orbitales naudojant raides ir skaičius. Pavyzdžiui, apsvarstykite elektroninę natrio (Na) konfigūraciją:
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Atkreipkite dėmesį, kad elektroninė konfigūracija sukonstruota pagal formulę:
      • (skaitmuo)(raidė) (viršutinio indekso skaitmuo) (skaitmuo)(raidė) (viršutinio indekso skaitmuo) ... ... ir taip toliau. Čia(skaitmuo)(raidė)
      • yra elektronų orbitos žymėjimas, o (viršutinis indeksas) yra elektronų skaičius toje orbitoje.
      • Mūsų pavyzdyje natrio atomas turi 2 elektronus 1s orbitoje plius 2 elektronus 2s orbitoje plius 6 elektronus 2p orbitoje ir 1 elektroną 3s orbitoje. Iš viso yra 11 elektronų, tai yra teisinga, nes natrio atominis skaičius yra 11.
        • Atkreipkite dėmesį, kad elektronų apvalkalų polygiai turi tam tikrą elektronų skaičių. Didžiausias elektronų skaičius orbitose yra toks:
        • s: 2 elektronai
        • p: 6 elektronai
        • d: 10 elektronų

   2. Dabar žinote, kaip iššifruoti elektroninę konfigūraciją, galite rasti tam tikro elemento valentinių elektronų skaičių (išskyrus, žinoma, pereinamuosius metalus).

      • Jei elektronų konfigūracija nurodyta užduotyje, pereikite prie kito veiksmo. Jei ne, skaitykite toliau. Čia yra visa oganessono elektronų konfigūracija (Og; atominis skaičius 118):
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6p 60 Dabar, norėdami nustatyti bet kurio elemento elektronų konfigūraciją, tiesiog turite užpildyti šį šabloną (kol neliks elektronų). Tai lengviau nei atrodo. Pavyzdžiui, nustatykite chloro (Cl; atominis skaičius 17), kurio atomas turi 17 elektronų, elektroninę konfigūraciją:
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • Atkreipkite dėmesį, kad bendras elektronų skaičius yra 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Turite pakeisti elektronų skaičių paskutinėje orbitoje, nes ankstesnės orbitos yra tokios pat kaip šablone (nes jos yra visiškai užpildytas elektronais).

   3. Daugiau informacijos apie elektronines konfigūracijas skaitykite. Orbitalės užpildomos elektronais pagal okteto taisyklę:

      • pirmieji du elektronai užpildo 1s orbitalę, kiti du elektronai užpildo 2s orbitą, kiti šeši elektronai užpildo 2p orbitą (ir t.t.). Kai kalbame apie nepereinamuosius metalų atomus, sakome, kad šios orbitos sudaro „orbitinius apvalkalus“ aplink atomą, o kiekvienas einantis apvalkalas yra toliau nei ankstesnis. Tik pirmame apvalkale yra du elektronai, o visuose kituose apvalkaluose yra aštuoni elektronai (išskyrus, vėlgi, pereinamojo metalo atomus). Tai vadinama okteto taisykle.
      • Pavyzdžiui, apsvarstykite borą (B). Jo atominis skaičius yra 5, tai yra, boro atome yra penki elektronai, o jo elektroninė konfigūracija yra tokia: 1s 2 2s 2 2p 1. Kadangi pirmasis orbitinis apvalkalas turi tik du elektronus, galime daryti išvadą, kad boras turi tik du apvalkalus: pirmasis su dviem elektronais (1s orbitoje), o antrasis su trimis (2s ir 2p orbitose).

   4. Kaip kitą pavyzdį apsvarstykite chlorą (Cl), kuris turi tris orbitinius apvalkalus: pirmasis su dviem elektronais 1s orbitoje, antrasis su dviem elektronais 2s orbitoje ir šešiais elektronais 2p orbitoje, trečiasis su dviem elektronais orbitoje. 3s orbita ir penki elektronai 3p orbitoje. Tai bus tam tikro elemento valentinių elektronų skaičius. Jei išorinis apvalkalas yra visiškai užpildytas (kitaip tariant, jei jame yra aštuoni elektronai arba du elektronai pirmojo apvalkalo atveju), tada elementas yra inertiškas ir lengvai nereaguos su kitais elementais. Vėlgi, šios taisyklės netaikomos pereinamiesiems metalams.

      • Pavyzdžiui, apsvarstykite borą. Kadangi išoriniame boro apvalkale yra trys elektronai, galime daryti išvadą, kad boras turi tris valentinius elektronus.

   5. Norėdami nustatyti orbitinių apvalkalų skaičių, naudokite periodinės lentelės eilutes. Periodinės cheminių elementų lentelės eilutės vadinamos periodais. Kiekvienas periodas atitinka atomų elektronų apvalkalų skaičių. Tai galite naudoti norėdami nustatyti elemento valentinių elektronų skaičių – tiesiog suskaičiuokite elemento atominį skaičių per laikotarpį, pradedant nuo kairės. Atkreipkite dėmesį, kad šis metodas netaikomas pereinamiesiems metalams.

      • Pavyzdžiui, žinome, kad selenas turi keturis orbitinius apvalkalus, nes elementas yra ketvirtajame periode. Kadangi tai yra šeštasis ketvirtojo periodo elementas (iš kairės) (nekreipiant dėmesio į pereinamuosius metalus), galime daryti išvadą, kad išoriniame ketvirtajame apvalkale yra šeši elektronai, taigi selenas turi šešis valentinius elektronus.