Atomet halogjene tërheqin elektronet shumë më lehtë se atomet e hidrogjenit. Siç thonë kimistët, atomet halogjene kanë elektronegativitet të lartë.

Prandaj, atomet e shumë elementeve mund t'u japin më shumë se katër elektrone atomeve halogjene (është e vështirë të thuhet, vullnetarisht ose nën presion). Për shembull, në pentaklorurin e fosforit PCL, atomi i fosforit "huazon" 5 elektrone në atomet e klorit, dhe në këtë përbërje është pesëvalent.

Për më tepër, ajo që është e rëndësishme këtu nuk është vetëm forca me të cilën atomi halogjen "tërheq" elektronet, por edhe madhësia e tij. Kështu, nga halogjenet, fluori ka atomin më të vogël, dhe jodi ka atomin më të madh.

Prandaj, 5 atome fluori, klori ose bromi mund të përshtaten rreth një atomi fosfori (formohen PF5, PCL5 dhe PBg5), por përbërja P15 nuk ekziston. Heksafluoridi i squfurit SF6 është i njohur (valenca e atomeve të squfurit është 6), por komponime të ngjashme me halogjenët e tjerë (madje edhe me klorin) nuk ekzistojnë.

Atomet halogjene gjithashtu mund të krijojnë lidhje kimike me njëri-tjetrin.

Kështu, atomet e fluorit mund të huazojnë elektrone nga atomet e jodit.

Në këtë rast, 7 atome fluori mund të përshtaten rreth një atomi të madh jodi: formohet IF7, në të cilin jodi është shtatëvalent (fluori është gjithmonë njëvalent).

Valenca maksimale e mundshme e një elementi është 8. Është e vështirë për tetë atome fluori monovalente, qoftë edhe ato të vogla, të përshtaten rreth një atomi tetëvalent, por katër atome dyvalente të oksigjenit mund ta bëjnë këtë, për shembull, në përbërjet (oksidet) e metalet e rralla të platinit osmium (OsO4) dhe rutenium (RuO4).

Duket se kemi kuptuar formimin e lidhjeve jonike në substanca të tilla si kloruri i natriumit NaCl ose oksidi i kalciumit CaO: një lidhje kimike në to formohet si rezultat i transferimit të elektroneve nga një atom në tjetrin. Prandaj, folëm për valencën jonike (elektrovalencë), e cila përcaktohej nga numri i elektroneve të dhëna ose të marra.

Por kimistët njohin shumë substanca në të cilat lidhja midis atomeve nuk mund të shpjegohet në asnjë mënyrë me transferimin e elektroneve.

Ja një shembull i thjeshtë. Gazi i klorit përmban molekula C12 në të cilat dy atome klori janë të lidhur ngushtë me njëri-tjetrin.

Si krijohet kjo lidhje?

Nëse një atom i jep elektronin e tij një tjetri në mënyrë që të formojë një shtresë me tetë elektrone, atëherë i pari do të ketë vetëm gjashtë elektrone të mbetura në shtresën e jashtme elektronike! Dy atome absolutisht identike nuk mund të pajtohen me një "pabarazi" të tillë.

Si dalin nga kjo situatë? Teoria e lidhjes kimike, e zhvilluar në vitet 20 të shekullit të 20-të në veprat e kimistit fizik amerikan Herbert Newton Lewis (1875-1946) dhe fizikanit gjerman Walter Kossel (1888-1956), e shpjegon atë në këtë mënyrë. Çdo atom klori "miqësor" i jep zotërimit të përbashkët një nga elektronet e tij të valencës.

Tani të dy atomet "konsiderojnë" gjashtë elektronet e tyre të mbetura dhe dy ato që ndajnë. Kjo do të thotë, të gjithë kanë ende tetë elektrone në shtresën e tyre të jashtme!

Elektronet e socializuara (nga rruga, ky është një term i pranuar zyrtarisht) ndodhen saktësisht në mes midis dy atomeve C1. Ky çift elektronik lidh dy atome klori me njëri-tjetrin përmes ndërveprimit elektrostatik, duke tërhequr bërthamat e tyre të ngarkuara pozitivisht. Pra, në formulën C1-C1, linja midis atomeve nënkupton jo vetëm lidhjen midis tyre, por edhe një palë elektronesh (nganjëherë një çift i tillë vizatohet në të vërtetë si dy pika sipër dhe poshtë vijës). Sipas teorisë Lewis-Kossel, valenca e një atomi përcaktohet nga numri i elektroneve të tij që marrin pjesë në formimin e çifteve të përbashkëta elektronike me atomet e tjerë.

Prandaj, ky lloj valence quhet kovalencë - nga parashtesa latine co (con) - "së bashku", "me". Lidhjet kovalente janë veçanërisht të zakonshme në përbërjet organike. Për shembull, në një molekulë të gazit të metanit CH4, atomi i karbonit heq dorë nga të katër elektronet e tij valente ndaj përdorimit të përbashkët të katër atomeve të hidrogjenit.

Pra, në molekulën CH4 ka katër lidhje kovalente C-H të thjeshta (quhen të vetme). Në një molekulë të gazit etilen C2H4, çdo atom karboni është i lidhur me dy atome hidrogjeni me dy lidhje të thjeshta (të vetme) C-H dhe dy atome karboni lidhen me njëri-tjetrin me një lidhje të dyfishtë C=C. Dhe çdo rresht është një palë elektronesh.

Kështu, në këtë molekulë, një elektron (i vetëm) i secilit atom hidrogjeni dhe katër elektrone që ndodhen në shtresën e jashtme të çdo atomi të karbonit marrin pjesë në formimin e lidhjeve midis atomeve. Në këtë rast, të gjithë atomet e karbonit janë katërvalente, dhe atomet e hidrogjenit janë njëvalente: një rresht shtrihet nga secili atom.

Përpiquni të vizatoni "formulën tuaj elektronike" të Lewis për një molekulë etileni me linja lidhjesh dhe pika elektronike. Nga rruga, çfarë është një molekulë?

Pyetje e çuditshme, apo jo? Megjithatë, shpesh nuk është gjithmonë e mundur t'u përgjigjemi pyetjeve të tilla "të thjeshta" dhe të jepni një përkufizim të rreptë të shumë koncepteve themelore (përpiquni të përcaktoni, për shembull, çfarë është koha, hapësira, gjatësia...). Një molekulë shpesh përkufizohet si grimca më e vogël e një substance që ruan vetitë e saj.

Cilat veti të ujit ruan molekula H2O? Nuk ka pikë shkrirjeje ose pikë vlimi, dendësi, viskozitet ose masë të vetive të tjera fizike të ujit.

Problemi 808.
Bazuar në strukturën e atomeve të halogjenit, tregoni se cilat gjendje valente janë karakteristike për fluorin, klorin, bromin dhe jodin. Çfarë gjendjesh oksidimi shfaqin halogjenet në përbërjet e tyre?
Zgjidhja:
Në shtresën e jashtme të elektroneve, atomet halogjene përmbajnë shtatë elektrone - dy në s- dhe pesë në orbitale p (ns 2 np 5). Derisa shtresa e jashtme e elektroneve të përfundojë plotësisht, atomeve të halogjenit u mungon një elektron, kështu që atomet e të gjithë halogjenëve shtojnë lehtësisht nga një elektron secili, duke formuar jone negative të vetëm të ngarkuar (G - ). Valenca e halogjeneve është e barabartë me një, dhe gjendja e oksidimit është e barabartë me -1.

Atomet e fluorit nuk përmbajnë d-orbitale të lira, kështu që kalimi i elektroneve s dhe p në orbitale d është i pamundur. Prandaj, fluori në përbërjet e tij është gjithmonë në gjendje oksidimi -1 dhe, në të njëjtën kohë, shfaq një valencë të barabartë me një. Halogjenët e mbetur kanë d-orbitale të lira, kështu që kalimi i një s dhe dy elektroneve p në nënnivelet d është i mundur. Shpërndarja e elektroneve të nivelit të jashtëm elektronik të atomeve të fluorit, klorit, bromit dhe jodit mbi qelizat kuantike ka formën:

Gjendja normale e atomit të fluorit:

Gjendja normale e atomit të halogjenit (klor, brom dhe jod):

Gjendja e atomeve të halogjenit (klor, brom dhe jod) pas ngacmimit:

Prandaj, atomet e klorit, bromit dhe jodit shfaqin gjendje të ndryshme oksidimi nga -1 në 0, si dhe nga +1 në +7. Gjendjet e tyre karakteristike të oksidimit janë -1, 0, +3, +5, +7. Gjendja e oksidimit -1 është karakteristikë për të gjithë halogjenët, pasi atomet e tyre në një gjendje të pangacmuar kanë një elektron të paçiftuar, i cili mund të marrë pjesë në formimin e një lidhjeje përmes mekanizmit kovalent. Gjendja e oksidimit +1 ndodh kur një atom halogjen jep elektronin e vetëm p të paçiftuar tek një element më elektronegativ, siç është oksigjeni. Përjashtim bën fluori, pasi është elementi më elektronegativ. Gjendjet e oksidimit të klorit, bromit dhe jodit në gjendjen e ngacmuar të atomeve të tyre mund të marrin vlera të karakterizuara nga tre, pesë dhe shtatë elektrone të paçiftëzuara (+3, +5, +7).

Me përjashtim të disa oksideve (ClO 2, Cl 2 O 6), halogjenet përveç fluorit (-1) shfaqin gjendje të çuditshme oksidimi në përbërjet e tyre.

Problemi 809.
Jepni një përshkrim krahasues të atomeve të halogjenit, duke treguar: a) natyrën e ndryshimit të potencialeve të para të jonizimit; 6) natyra e energjisë së afinitetit të elektroneve.
Zgjidhja:
a) Potencialet e para të jonizimit të atomeve të halogjenit natyrshëm zvogëlohen me rritjen e numrit atomik të elementit, gjë që tregon një rritje të vetive metalike. Pra, për fluorin potenciali jonizues I është 17,42 eV, për klorin – 12,97 eV, për bromin – 11,48 eV, për jodin – 10,45 eV. Ky model shoqërohet me një rritje të rrezeve të atomeve, pasi me një rritje të numrit atomik të një elementi, shfaqen shtresa të reja elektronike. Një rritje në numrin e shtresave elektronike të ndërmjetme të vendosura midis bërthamës atomike dhe elektroneve të jashtme çon në një mbrojtje më të fortë të bërthamës, d.m.th., në një ulje të ngarkesës së saj efektive. Të dy këta faktorë (heqja në rritje e elektroneve të jashtme nga bërthama dhe heqja e ngarkesës efektive të saj) çojnë në një dobësim të lidhjes së elektroneve të jashtme me bërthamën dhe, për rrjedhojë, në një ulje të potencialit jonizues.

b) Energjia e afinitetit të elektronit është energjia e çliruar kur lidhet me një atom të lirë. Për atomet e halogjenit, me rritjen e numrit atomik të elementit, afiniteti i elektroneve zvogëlohet natyrshëm në seritë: F, Cl, Br, I. Atomi i klorit ka një afinitet elektronik më të madh se fluori, sepse klori ka një nënnivel d në niveli i jashtëm i energjisë. Ulja e energjisë së afinitetit të elektroneve me rritjen e ngarkesës së bërthamës atomike shpjegohet me një rritje të rrezes së atomit të elementit dhe, rrjedhimisht, një ulje të ngarkesës efektive të bërthamës.

Problemi 810.
Jepni një përshkrim krahasues të vetive të substancave të thjeshta të formuara nga halogjenet, duke treguar natyrën e ndryshimit: a) entalpitë standarde të disociimit të molekulave G2; b) gjendjen e grumbullimit të substancave të thjeshta në temperaturë dhe presion të zakonshëm; c) vetitë redoks. Emërtoni arsyet që i shkaktojnë këto ndryshime.
Zgjidhja:
a) Në serinë Cl 2 - Br 2 - I 2, forca e lidhjes midis atomeve në një molekulë zvogëlohet gradualisht, gjë që reflektohet në një ulje të entalpisë së shpërbërjes së molekulave G2 në atome. Arsyet për këtë mund të shpjegohen me faktin se me rritjen e madhësisë së reve të jashtme elektronike të atomeve ndërvepruese, shkalla e mbivendosjes së tyre zvogëlohet, dhe zona e mbivendosjes ndodhet gjithnjë e më larg bërthamave atomike. Prandaj, kur kaloni nga klori në brom dhe jod, tërheqja e bërthamave të atomeve halogjene në rajonin e mbivendosjes së reve elektronike zvogëlohet. Përveç kësaj, në seritë: Cl - Br - I, rritet numri i shtresave të ndërmjetme elektronike që mbrojnë bërthamën, gjë që gjithashtu dobëson ndërveprimin e bërthamave atomike me rajonin e mbivendosjes së reve elektronike. Sidoqoftë, fluori përjashtohet nga këto të dhëna: forca e lidhjes midis atomeve të fluorit në molekulën F 2 është më e vogël se ajo e klorit. Kjo mund të shpjegohet me mungesën e nënnivelit d në shtresën e jashtme elektronike të atomit të fluorit. Në molekulat e halogjenëve të tjerë ka d-orbitale të lira dhe për këtë arsye ekziston një ndërveprim shtesë dhurues-pranues midis atomeve, i cili forcon lidhjen midis atomeve.

b) Në kushte normale, fluori dhe klori janë substanca të gazta, bromi është një lëng dhe jodi është një substancë kristalore. Pikat e shkrirjes dhe të vlimit të halogjeneve rriten natyrshëm në serinë F - Cl - Br - I. Kjo shpjegohet me faktin se me rritjen e rrezes së atomeve rritet polarizueshmëria e molekulave. Si rezultat, ndërveprimi i dispersionit ndërmolekular rritet, gjë që shkakton një rritje të pikave të shkrirjes dhe vlimit të substancave të thjeshta halogjene.

c) Vetitë redoks të halogjeneve ndryshojnë natyrshëm në seritë F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2. Vetitë oksiduese zvogëlohen në serinë e halogjeneve nga fluori në jod, agjenti oksidues më i dobët është jodi. Vetitë reduktuese në serinë e halogjeneve rriten, agjenti reduktues më i dobët është fluori. Kjo ndodh sepse në një grup, me një rritje të numrit atomik të një elementi, rrezet e atomeve dhe anioneve G- rriten vazhdimisht dhe afiniteti elektronik dhe elektronegativiteti i elementeve zvogëlohen. Prandaj, aftësia për të dhuruar elektrone rritet dhe aftësia për të pranuar zvogëlohet në seri
F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2.

Problemi 811.
Energjia e disociimit të molekulave të halogjenit sipas skemës Г 2 ↔ 2Г është përkatësisht 155, 243, 190, 149 kJ/mol për fluorin, klorin, bromin dhe jodin. Shpjegoni forcën më të madhe të molekulave të klorit.
Zgjidhja:
Në serinë C l2 - Br 2 - I 2, forca e lidhjes midis atomeve në një molekulë zvogëlohet gradualisht, gjë që reflektohet në një ulje të entalpisë së shpërbërjes së molekulave G2 në atome. Arsyet për këtë mund të shpjegohen me faktin se me rritjen e madhësisë së reve të jashtme elektronike të atomeve ndërvepruese, shkalla e mbivendosjes së tyre zvogëlohet, dhe zona e mbivendosjes ndodhet gjithnjë e më larg bërthamave atomike. Prandaj, kur kaloni nga klori në brom dhe jod, tërheqja e bërthamave të atomeve halogjene në rajonin e mbivendosjes së reve elektronike zvogëlohet. Përveç kësaj, në seritë: Cl - Br - I, rritet numri i shtresave të ndërmjetme elektronike që mbrojnë bërthamën, gjë që gjithashtu dobëson ndërveprimin e bërthamave atomike me rajonin e mbivendosjes së reve elektronike. Sidoqoftë, fluori përjashtohet nga këto të dhëna: forca e lidhjes midis atomeve të fluorit në molekulën F 2 është më e vogël se ajo e klorit. Kjo mund të shpjegohet me mungesën e nënnivelit d në shtresën e jashtme elektronike të atomit të fluorit. Në molekulat e halogjenëve të tjerë ka d-orbitale të lira dhe për këtë arsye ekziston një ndërveprim shtesë dhurues-pranues midis atomeve, i cili forcon lidhjen midis atomeve. Përveç kësaj, rrezja atomike e klorit është ende relativisht e vogël, vetëm pak më e madhe se ajo e fluorit, por dukshëm më e vogël se ajo e bromit dhe jodit. Prandaj, energjia e lidhjes në molekulën Cl 2 është dukshëm më e lartë se ajo e F 2. Quhen lidhje shtesë donator-pranues dhanore.

Skema e formimit të lidhjes në molekulat F 2 dhe Cl 2.

VALENCA(nga latinishtja valentia - forca) - aftësia e atomeve për t'u formuar lidhjet kimike. V. mund të konsiderohet si aftësia e një atomi për të dhënë ose bashkangjitur një përkufizim. numri i elektroneve. V. është pozitive nëse atomi heq dorë nga elektronet, dhe negative nëse atomi i fiton ato. Masa sasiore e valencës zakonisht konsiderohet të jetë numri i linjave të valencës në strukturën strukturore të një molekule, që lidh një atom të caktuar me atome të tjera të molekulës (numri i linjave është i barabartë me shumësinë e lidhjes kimike).

Një pamje e plotë e strukturës së molekulave të klasave të ndryshme dhe kimike. Lidhjet në to janë jashtëzakonisht komplekse dhe të larmishme, prandaj nuk ka një përkufizim të vetëm dhe gjithëpërfshirës të V. Sidoqoftë, në shumicën dërrmuese të rasteve, ne mund të kufizohemi në marrjen në konsideratë të dy llojeve të valencës - kovalencës dhe valencës jonike (kjo e fundit quhet edhe elektrovalencë ose heterovalencë). Kovalenca është e barabartë me shumën e shumësive të lidhjeve kovalente të formuara nga një atom i caktuar, d.m.th., lidhjet që lindin për shkak të ndarjes së çifteve të elektroneve (në rastin e një lidhjeje të vetme kjo është një palë, në rastin e një lidhjeje të dyfishtë - dy çifte, etj.). Energjia jonike përcaktohet nga numri i elektroneve që një atom i caktuar hoqi dorë ose mori gjatë formimit të një lidhjeje jonike. Në disa raste, V. kuptohet si koordinim. një numër i barabartë me numrin e atomeve të vendosura drejtpërdrejt. afërsia me një atom të caktuar në një molekulë, përbërje komplekse ose kristal.

V. e një atomi lidhet me strukturën e tij elektronike, dhe për rrjedhojë me pozicionin e tij në tabela periodike e elementeve, sepse, duke dhuruar ose shtuar elektrone, atomi tenton të ketë një të mbushur, max. e jashtme e qëndrueshme guaskë elektronike. Po, max. V. e një atomi C, i cili ka 4 elektrone në shtresën e jashtme (valente), është 4, prandaj, për shembull, në një molekulë metani (CH 4) është i lidhur me lidhje kovalente me 4 atome hidrogjeni, kovalenca e tij është 4. Atomi Na jep unitet. ext. elektron (valencë Na+1) në atomin F, i cili ka një të jashtme guaska ka 7 elektrone (valencë F-1), duke rezultuar në formimin e një molekule NaF. Kështu, mund të konkludojmë se atomet e metaleve alkaline kanë një valencë +1, atomet e elementeve të tokës alkaline kanë një valencë +2, atomet e halogjenit kanë një valencë prej -1, atomi N, i cili ka një valencë të jashtme guaska ka 5 elektrone, duhet të jetë trevalente, dhe atomi O, ka 6 të jashtëm. elektrone - dyvalente.

Historikisht koncepti i V. u zhvillua në bazë të atij të formuluar në fillim. Shekulli i 19 Ligji i raporteve të shumëfishta i J. Dalton. Të gjithë R. Shekulli i 19 u bë e ditur se jo të gjitha raportet e mundshme të shumëfishta janë të pranueshme; për shembull, atomi F është në gjendje të lidhet vetëm me një atom H, atomi O me dy, atomi N me tre dhe atomi C me katër atome H Kjo aftësi për të lidhur ose zëvendësuar disa. numri i atomeve dhe u emërua V. Pas shfaqjes së teorisë së parë të atomit, G. Lewis në vitet 1916-17 formuloi një rregull sipas të cilit çdo element tenton të ketë në të ndryshme. lidhjet e mbushura me të jashtme mbështjellës elektronik, dhe kovalencë e vërtetuar teorikisht, dhe W. Kossel dha teorinë e lëkundjes jonike kimia kuantike dhe sinteza e komponimeve me veti të pazakonta.

Në kiminë kuantike, koncepti i B-së së drejtuar është bërë i përhapur. Kështu, besohet se atomi C, i cili ka një koordinim. numri 4 (4 fqinjët më të afërt, me të cilët një atom i caktuar formon lidhje kovalente), V. drejtohen në kulmet e tetraedrit (me kusht që vetë atomi të jetë i vendosur në qendër të tetraedrit); në atomin C me koordinim. numri 3 (njëra nga lidhjet kovalente është e dyfishtë) V. shtrihen në të njëjtin rrafsh dhe formojnë kënde 120° me njëri-tjetrin etj. Komplekset in-të tipit të paraqitur në Fig., ku M është një atom i Fe, Cr, Ti, etj., i lidhur me dy unaza pentadienil C 5 H 5, V. drejtohen nga atomi metalik në atomet duke formuar unaza pentadienil . Për komplekse të tilla, lindën idetë për dridhjet e delokalizuara (pasi elektronet në unaza të tilla janë të delokalizuara gjatë gjithë ciklit - "socializohen") dhe dridhje grupore (pasi po flasim për ndërveprimin e një atomi metalik me një grup atomesh).

Aktualisht janë sintetizuar komponime gazesh inerte (XeF 2, XeF 4, XeO 3 etj.), V. e të cilëve konsiderohej e barabartë me zero. Më në fund, janë zbuluar një numër shumë i madh i komponimeve në të cilat i njëjti atom kombinohet me atomet e një elementi tjetër në një mënyrë të ndryshme. stoikiometrike raportet në varësi të jashtme kushtet. Kështu, përbërja e gaztë PCl 5, duke u kondensuar, jep komplekse + dhe ~ me koordinim. numrat përkatësisht 4 dhe 6. Me rritjen e temperaturës, formohen komponimet PCl 3, PCl 2, PCl dhe jonet, etj. Për më tepër, rezultoi se shumica dërrmuese e elementeve mund të shfaqin V. "të ndryshueshme", duke formuar një numër komponimesh të pangopura me valencë. nga 1 në një maksimum. kuptimet.

Kështu, në mënyrë rigoroze, V. nuk është specifike. karakteristikat e elementit; mund të flasim vetëm për prirjen e elementit të manifestohet në raal. kimi. lidhjet e një ose një tjetër V.

I lidhur ngushtë me konceptin e V. është koncepti gjendja valore e atomit, pra një hipotetike e tillë. gjendjet në të cilat një atom ndodhet në një molekulë. Kjo gjendje përcaktohet nga lloji dhe numri i valencës së zënë dhe të lirë orbitalet atomike(d.m.th., ato që korrespondojnë me shtresat e jashtme të elektroneve), numri i elektroneve që zënë çdo orbitale atomike dhe lidhet. orientimi i rrotullimeve të elektroneve. Natyrisht, në serinë e komponimeve që përbëhen nga P dhe Cl të diskutuar më sipër, gjendja valore e atomit P ndryshon nga një përbërës në tjetrin.

Lit.: Pauling L., Kimi e përgjithshme, përkth. nga anglishtja, M., 1974; Cartmell E., Fowles G., Valence and structure of molecules, trans. nga anglishtja, M., 1979. V. G. Dashevsky.

Karakteristikat e përgjithshme të p-elementeve të grupit VIIA. Halogjenet.

Elementet fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatine At, te perfshira ne grupin VIIA quhen. halogjenet(emërtimi i përgjithshëm G). Përkthyer nga greqishtja. halogjenet do të thotë "kripë-prodhues". Hidrogjeni H gjithashtu shpesh përfshihet në këtë grup, por vetitë e tij ndryshojnë ndjeshëm nga vetitë e halogjeneve, dhe për këtë arsye këshillohet që të merren parasysh veçmas vetitë kimike të hidrogjenit.

Orbitalet e valencës së atomeve të halogjenit përmbajnë shtatë elektrone - dy në orbitalet s dhe pesë në orbitalet p. Formula elektronike e guaskës së valencës ps 2 pr 5, Ku P- numri i periudhës.

Një elektron mungon për të plotësuar shtresën e gazrave fisnike. Prandaj, halogjenet kanë afinitet të lartë elektronik dhe janë agjentë të fortë oksidues. Atomet halogjene, duke shtuar një elektron, formojnë jone halogjene të ngarkuar vetëm me strukturën elektronike të gazit fisnik përkatës. (ps 2 pr 6).

Kjo tendencë për të fituar elektrone i karakterizon halogjenet si jometale tipike. Jonet halide, veçanërisht Cl-, janë të qëndrueshme në mjediset biologjike.

Struktura identike e shtresës së jashtme elektronike të atomeve të halogjenit përcakton ngjashmërinë e madhe në vetitë kimike të substancave të thjeshta dhe komplekse të formuara nga halogjenet.

Megjithatë, një krahasim i vetive të komponimeve të ngjashme halogjene tregon se ka dallime domethënëse midis tyre. Këto të fundit shoqërohen me ndryshime në rrezet atomike dhe struktura të ndryshme të predhave të brendshme të elektroneve. Për shembull, në klor, elektroneve të valencës paraprihen nga një shtresë 8-elektronike, ndërsa në brom dhe jod ka një shtresë më të lirshme 18-elektronike që është e prirur për deformim. Prandaj, mund të pritet që vetitë e përbërjeve të klorit të ndryshojnë nga vetitë e përbërjeve të bromit dhe jodit, veçanërisht në rastet kur orbitalet e jashtme atomike marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike.

Ndërsa ngarkesa bërthamore në grup rritet nga F në At: rrezet e atomeve rriten. Kjo reflektohet në një rënie në serinë F-At në energjinë e jonizimit dhe afinitetin e elektroneve, elektronegativitetin dhe potencialin standard të reduktimit.

Ulja e energjisë së jonizimit, përveç rritjes së rrezes atomike, shpjegohet me rritjen (me mbushjen e predhave të elektroneve) të skanimit të ngarkesës bërthamore nga elektronet e shtresave të brendshme. Ekziston gjithashtu një rënie natyrore në energjinë e afinitetit të elektroneve në serinë Cl-At. Kjo është për shkak të dobësimit të tërheqjes së një elektroni të lirë në bërthamë për shkak të rritjes së rrezes atomike dhe shqyrtimit. Si rezultat, si në grupet e tjera të elementeve p, me një rritje të numrit të predhave të mbushura të elektroneve, vetitë jometalike dobësohen.

Afiniteti më i ulët elektronik i fluorit (328 kJ/mol) se ai i klorit (349 kJ/mol) shpjegohet me zmbrapsje të konsiderueshme ndërelektronike. Rritja e zmbrapsjes së një elektroni të lirë nga një atom fluori është për shkak të madhësisë më të vogël të atomit. Meqenëse në serinë F-Cl-Br-I-At, energjia e afinitetit përgjithësisht zvogëlohet, aktiviteti oksidativ në këtë seri gjithashtu zvogëlohet.

Duhet të theksohet se megjithëse fluori ka një afinitet elektronik më të ulët se klori, fluori elementar është megjithatë agjenti oksidues më i fuqishëm midis halogjenëve. Kjo mund të shpjegohet si më poshtë: Energjia e nevojshme për të reduktuar gazrat e fluorit dhe klorit në jone të ngarkuar negativisht përbëhet nga energjia e thyerjes së lidhjes midis atomeve të halogjenit G dhe afinitetit të elektroneve.

Meqenëse lidhja kimike në molekulën e klorit është shumë më e fortë, energjia e thyerjes së lidhjes në molekulën e fluorit është dukshëm më e vogël se në molekulën e klorit. Fitimi i lehtë në afinitetin elektronik të atomit të klorit nuk kompenson shpenzimin e madh të energjisë që kërkohet për të thyer lidhjen kimike në molekulën e klorit. Si rezultat, fluori rezulton të jetë një agjent oksidues më i fortë.

Halogjenet karakterizohen nga një sërë përbërjesh kimike. Halogjenet elementare (gjendja e oksidimit zero) janë molekula diatomike jopolare G2. Shfaqja e gjendjeve të rastësishme të oksidimit +1, +3, +5, +7 të atomeve Cl, Br, I, At shoqërohet me kalimin e elektroneve në orbitale d. Për shembull, një atom klori ka një elektron të paçiftuar në gjendje normale dhe 5 d-orbitale boshe me energji të ulët.

Një atom i tillë mund të transferohet, në varësi të energjisë së përthithur, në një gjendje të ngacmuar me tre, pesë ose shtatë elektrone të paçiftuara.

Përjashtim është fluori. Mungesa e nënniveleve d të ulëta në atomin e tij çon në faktin se procesi i ngacmimit rezulton të jetë i pafavorshëm. Kalimi i një elektroni në një nënnivel të lartë 3D kërkon një shpenzim shumë të madh të energjisë. Prandaj, fluori karakterizohet nga një valencë konstante e barabartë me unitetin.

Të gjithë halogjenët shfaqin një gjendje oksidimi prej -1 në halogjenët e hidrogjenit NG (për shembull, HF, HCl) dhe në kripërat halogjene EG (NaF, NaCl, etj.).

Halidet e hidrogjenit (HH) janë gazra që janë shumë të tretshëm në ujë. Tretësirat ujore të NG sillen si acide. Forca e acideve NG rritet me zvogëlimin e elektronegativitetit të halogjenëve nga lart poshtë grupit. Kjo natyrë e ndryshimit të forcës së acideve NG shpjegohet me një ulje të forcës së lidhjes NG në serinë HF-HCl-HBr-HI dhe një rënie në energjinë e hidratimit të joneve G-.

Përbërjet e oksigjenit të halogjeneve (oksidet, acidet) janë termikisht të paqëndrueshme. Stabiliteti i përbërjeve të oksigjenit të halogjeneve në serinë F-At përgjithësisht rritet.

Halogjenet dhe halogjenet. Halogjenet elementare janë substanca të formulës së përgjithshme G2, d.m.th. përbëhet nga molekula diatomike: F 2, Cl 2 , Br 2, unë 2, në 2. Lidhja G-G formohet për shkak të një orbitale molekulare të lidhjes σ të marrë nga mbivendosja e orbitaleve atomike np. Orbitalet e mbetura molekulare të lidhjes (π-orbitalet) korrespondojnë me ato antilidhëse të mbushura me elektrone:

Formimi i molekulave diatomike halogjene nga atomet neutrale shoqërohet me çlirimin e energjisë së konsiderueshme. Në serinë Cl 2 - Br 2 -I 2 - Në 2, me rritjen e distancës ndërbërthamore, forca e lidhjes midis atomeve zvogëlohet. Prandaj, entalpia e disociimit të molekulave G2 zvogëlohet në këtë seri. Arsyeja e uljes së forcës së lidhjes në një seri është ulja e shkallës së mbivendosjes së orbitaleve të lidhjes np. Forca më e ulët e lidhjes G-G në molekulat e fluorit në krahasim me halogjenët e tjerë mund të shpjegohet me faktin se orbitalet d nuk marrin pjesë në formimin e lidhjes G-G.

Halogjenet elementare G2, si komponime jopolare, janë pak të tretshëm në ujë. Në 20°C, tretshmëria e Cl 2 është 0,091 mol/l, Br 2 - 0,22 mol/l, I 2 - 0,001 mol/l. Megjithatë, ekuilibri Г 2 (g) ⇄ Г 2 (р) zhvendoset djathtas për shkak të reaksioneve të halogjeneve me ujin (parimi i Le Chatelier).

Fluori reagon fuqishëm me ujin:

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

Kur halogjenët e tjerë reagojnë me ujin, përveç halogjenit përkatës të hidrogjenit, formohet një acid që përmban oksigjen. Për shembull, klori reagon si më poshtë:

Cl 2 + H 2 O ⇄ H + + Cl - + HClO

Këtu ndodh oksidimi - reduktimi i klorit (disproporcioni). Ky reagim ndodh kur uji klorohet.

Bromi dhe jodi treten shumë më mirë sesa në ujë në tretës organikë: etanol, benzen, eter dietil. Kjo veti përdoret për nxjerrjen e bromit dhe jodit nga tretësirat ujore.

Në praktikën mjekësore, tretësirat e jodit ujore-alkool (w(I 2) = 5%) dhe alkool (w(I 2) = 10%) përdoren si dezinfektues.

Halogjenet elementare karakterizohen nga reaksione redoks. Këto reaksione shoqërohen me shkëputjen e lidhjes H-G me shtimin e elektroneve në atomet e halogjenit dhe formimin e joneve halogjene.

Halogjenet elementare janë agjentë të fortë oksidues dhe reagojnë me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta - metale dhe jometale, duke formuar halogjene. Halogjenet nuk ndërveprojnë drejtpërdrejt me oksigjenin dhe azotin. Reagimi i halogjeneve me metalet ndodh më shpejt, duke lëshuar një sasi të madhe nxehtësie. Për shembull, metali i natriumit, i vendosur në një atmosferë klori, digjet për të formuar klorur natriumi:

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

Klori reagon drejtpërdrejt me shumë jometale (fosfor, arsenik, antimoni dhe silikon) edhe në temperatura të ulëta. Kështu, fosfori i bardhë ndizet në një atmosferë klori në temperaturën e dhomës:

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

Në mënyrë të ngjashme, bromi dhe jodi reagojnë me metale dhe jometale. Megjithatë, aktiviteti kimik i bromit dhe jodit është më i ulët se ai i klorit

Fluori shfaq një aktivitet kimik veçanërisht të lartë. Kështu, metalet alkaline, hekuri, plumbi, si dhe jometalet S dhe P ndizen në një atmosferë fluori edhe në temperaturën e dhomës. Kur nxehen, edhe gazet fisnike ksenon dhe kripton reagojnë me fluorin:

Xe + 2F 2 = XeF 4

Duke qenë elementi më elektronegativ, fluori formon komponime me elementë të grupit IIA, qëndrueshmëria e të cilave zvogëlohet në serinë BeF 2 - MgF 2 - CaF 2 - SrF 2 -BaF 2. Në shumë procese biokimike, fluori vepron si një frenues, duke bllokuar qendrat aktive të enzimave që përmbajnë Mg 2+, Ca 2+ dhe jone të tjerë metalikë.

Një krahasim i vetive të halogjeneve elementare tregon se aktiviteti i tyre kimik zvogëlohet në serinë F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 - Në 2. Për shembull, fluori reagon në mënyrë shpërthyese me hidrogjenin edhe në errësirë. Klori nuk reagon me hidrogjenin pa dritë, por kur nxehet ose në dritë të ndritshme, reagimi ndodh në mënyrë shpërthyese (nëpërmjet një mekanizmi zinxhir). Bromi ndërvepron me hidrogjenin vetëm kur nxehet, dhe jodi vetëm kur nxehet fort, madje edhe atëherë jo plotësisht, pasi fillon të ndodhë reaksioni i kundërt i dekompozimit të jodidit të hidrogjenit.

Vetitë e ndryshme oksiduese të halogjeneve manifestohen edhe në efektin e tyre në substancat bioorganike dhe indet e organizmave të gjallë. Kështu, Cl 2 i gaztë, i cili është një agjent i fortë oksidues, është një substancë toksike që shkakton acarim të mukozës së syve, hundës, laringut dhe dëmtime të rënda të mushkërive. Ndryshe nga klori, jodi është një agjent i butë oksidues me një efekt antiseptik. Por me përqendrime të larta të jodit dhe përdorim afatgjatë, simptomat e jodizmit janë të mundshme (rrufë, urtikarie, skuqje të lëkurës, etj.).

Halidet e hidrogjenit . Ndër komponimet halogjene në të cilat ata shfaqin një gjendje oksidimi prej -1, një nga më të rëndësishmet në aspektin praktik dhe teorik janë halogjenet e hidrogjenit. Lidhja kimike në NG të gaztë është kovalente polare. Çifti elektronik që kryen lidhjen është fort i njëanshëm drejt elementit më elektronegativ - halogjenit.

Nga pikëpamja e metodës BC, lidhja kimike në NG ka të njëjtin karakter.

Meqenëse struktura elektronike e të gjitha halogjeneve të hidrogjenit është e njëjtë, me rritjen e rrezes jonike të halogjenit, vetitë e NG në serinë F - I ndryshojnë në mënyrë monotonike (me përjashtim të HF). Një rënie në forcën e lidhjes kimike në molekulat NG në serinë HF - HCl - HBr - HI reflektohet në një ulje të entalpisë së shpërbërjes së molekulave të NG në atome dhe në një rritje të energjisë entalpi dhe Gibbs të formimit të molekulat e NG.

Ashtu si në rastin e halogjenëve të lirë, arsyeja e uljes së forcës së lidhjes në serinë HF-HCl-HBr-HI është një rënie në shkallën e mbivendosjes së orbitaleve të atomeve të hidrogjenit dhe halogjenit.

Momenti dipol, i cili karakterizon polaritetin e lidhjes në serinë HF-HCl-HBr-HI, zvogëlohet nga 6.4 në 1.3. Bazuar në polaritetin maksimal të HF, mund të supozojmë: 1) tretshmëria e halogjenëve të hidrogjenit në ujë duhet të ulet në këtë seri; 2) forca e acideve hidrohalike që rezultojnë: HF (hidrofluorik - hidrofluorik), HCl (klorhidrik - klorhidrik), HBr (hidrobromik), HI (hidriodik) gjithashtu duhet të bjerë.

Sidoqoftë, nga të dhënat eksperimentale rezulton se shkalla e jonizimit, përkatësisht, dhe forca e acideve H-G në serinë nga F në I, përkundrazi, rriten. Tretshmëria zvogëlohet nga HF në HCl, por rritet nga HCl në HI.

Arsyeja për ndryshimin e vërejtur në tretshmërinë dhe forcën e acideve të halogjenit të hidrogjenit është një rritje në rrezen e joneve G - nga F - në I - dhe një rënie në hidratimin e tyre.

Kur NG-ja e gaztë tretet në ujë, ndodh hidratimi në këtë rast, lidhja polare e NG-së prishet dhe vërehet formimi i joneve të hidratuar. Protonet e hidratuar H + dhe anionet I - janë të izoluara nga njëri-tjetri. Ndërveprimi i tyre bëhet thjesht elektrostatik. Por meqenëse rrezet jonike në serinë F - - Cl - - Br - - I - rriten, ndërveprimi i Kulombit midis jonit të hidroniumit H 3 O + dhe joneve halidi në këtë seri zvogëlohet, gjë që çon në një rritje të shkallës së jonizimi i acideve hidrohalike në serinë HF-HCl-HBr-HI. Bazuar në të njëjtat konsiderata, mund të shpjegohet edhe ndryshimi në tretshmërinë e NG në këtë seri.

Shembulli i shqyrtuar tregon se një parashikim i saktë teorik i vetive fiziko-kimike të substancave të tretura është i mundur vetëm kur merren parasysh jo vetëm karakteristikat e molekulave të këtyre substancave, por edhe ndërveprimi i tyre me tretësin.

Ndërsa distanca ndërbërthamore rritet në serinë HF-HCl-HBr-HI, rritet aktiviteti reduktues i halogjeneve të hidrogjenit dhe acideve hidrohalike.

Kështu, O 2 reduktohet nga acidi hidrojodik tashmë në temperaturë të zakonshme:

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

Acidi hidrobromik reagon me dioksinë më ngadalë, dhe acidi klorhidrik nuk oksidohet fare nga dioksigjeni. Indiferenca e anionit Cl-në një mjedis acid është shumë domethënëse nga pikëpamja e fiziologjisë dhe mjekësisë.

Duke përdorur indiferencën e jonit të klorurit, ai futet në shumë preparate medicinale. Zgjidhjet hyrëse të klorurit të natriumit - izotonik (fraksioni masiv 0.9%) dhe hipertonik (fraksioni masiv 3-5-10%) përdoren gjerësisht në praktikën mjekësore. Përdorimi i solucioneve hipertonike bazohet në ligjet e osmozës.

Joni i klorurit është i pranishëm në trup në makro sasi. Në formën e acidit klorhidrik, është një përbërës i domosdoshëm i lëngut gastrik. Acidi klorhidrik luan një rol të rëndësishëm në procesin e tretjes.

Lëngu gastrik (pH nga 1 në 3) përmban kationin H + dhe anionet Cl -, H 2 PO 4 -, HSO 4 -. Sidoqoftë, përqendrimi i joneve të klorurit Cl - dukshëm tejkalon përqendrimin e anioneve të tjera. Prandaj, ata thonë se acidi klorhidrik gjendet në lëngun e stomakut dhe fraksioni i tij masiv është rreth 0.3%.

Për të prodhuar acid klorhidrik në stomak, nevojitet NaCl - kripa e tryezës. Lëshimi i acidit klorhidrik nga qelizat e mukozës (Fig. 8.10) të stomakut mund të përshkruhet me ekuacionin e mëposhtëm:

H 2 CO 3 (gjak) + Cl - = HCO 3 - (gjak) + HCl (stomak)

Acidi klorhidrik nga lëngu i stomakut është i nevojshëm për kalimin e enzimës së pepsinës në formën e saj aktive. Pepsina siguron tretjen e proteinave me ndarje hidrolitike të lidhjeve peptide (prandaj edhe emri i enzimës).

Acidet e oksigjenit të klorit dhe kripërat e tyre. Ndër përbërjet e oksigjenit të halogjenëve, acidet e oksigjenit të klorit dhe kripërat e tyre kanë rëndësi më të madhe për aplikim praktik. Acidet e oksigjenit të klorit janë shumë më pak të qëndrueshme se kripërat e tyre.

Një acid me përbërje HClO, ku atomet e klorit shfaqin një gjendje oksidimi +1. jo të izoluar në shtetin e lirë. Quhet hipoklor(hipoklor) dhe kripërat e tij - hipokloritet. Acidi hipoklorik prodhohet duke reaguar klorit me ujë:

Cl 2 + H 2 O ⇄ Cl - + HClO + H + .

Në këtë rast, një nga atomet e molekulës së klorit bashkon një elektron nga një atom tjetër dhe zvogëlohet, dhe atomi tjetër i klorit, duke hequr dorë nga një elektron, oksidohet:

Reaksioni i hidrolizës së klorit është i kthyeshëm dhe i zhvendosur fuqishëm në të majtë.

Acidi HClO është aq i dobët sa që edhe acidi karbonik zhvendoset nga tretësirat e hipokloritit:

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

Shkalla e hidrolizës së klorit varet nga hollimi. Një ndryshim në përqendrimin total të klorit nga 100 në 20 mmol/l çon në një rritje të shkallës së hidrolizës nga 0.33 në 0.73. Kështu, uji i klorit përmban gjithmonë, së bashku me molekulat Cl 2, një sasi të konsiderueshme të HClO.

Acidi hipoklor është i paqëndrueshëm dhe madje edhe në tretësirë ​​ujore shpërbëhet kur ekspozohet ndaj dritës. Mekanizmi i dekompozimit mund të përfaqësohet në dy faza:

HClO + hν = HCl + [O]

ku [O] është monooksigjen, forma aktive e oksigjenit.

Acidi hipoklorik është një agjent shumë i fortë oksidues, është formimi i tij që shpjegon efektin baktericid dhe zbardhues të ujit me klor. Monoksigjeni i çliruar gjatë dekompozimit të HClO zbardh ngjyrat dhe vret mikroorganizmat.

Acidi hipoklor është i aftë të reagojë me përbërjet organike RN (R është një radikal organik) sipas skemave të mëposhtme:

RH + HClO= ROH + HCl

RН + НClO = RСl + Н 2 O

ato. si agjent oksidues dhe si agjent klorinues.

Për shembull, HClO shkatërron (denatyron) proteinat që përbëjnë mikroorganizmat. Në këtë rast, klori zëvendëson atomet e hidrogjenit të lidhjeve peptide proteinike:

R-СО-NН-R 1 + HClO → R-СО-NСl-R 1 + H 2 O

Si rezultat, struktura sekondare e proteinave prishet, gjë që çon në vdekjen e mikroorganizmave. Prandaj, klorinimi mund të përdoret për dezinfektimin e ujit. Nga kjo rrjedh se efekti baktericid i solucioneve ujore të klorit shoqërohet si me formimin e monooksigjenit ashtu edhe me efektin klorinues të acidit hipoklorik. Sasia e vogël e acidit klorhidrik të formuar në ujin e klorur është e padëmshme dhe një ujë i tillë është i përshtatshëm për konsum.

Acidi hipoklor është një agjent oksidues më i fortë se Cl 2 i gaztë. Kjo mund të vërtetohet eksperimentalisht: klori i thatë zbardh pëlhurat në mënyrë më pak efektive sesa klori "i papërpunuar" që përmban HClO.

Bromi dhe jodi, duke shfaqur një gjendje oksidimi +1, gjithashtu formojnë acidet e oksigjenit HBrO (hipobromid) dhe NIO (hipojoz).

Forca e acideve që përmbajnë oksigjen në serinë Cl-Br-I zvogëlohet për shkak të rritjes së rrezes kovalente të atomeve të halogjenit në këtë seri, e cila shoqërohet me një dobësim të lidhjes kovalente O-G.

Vetitë oksiduese të OJQ-së në serinë nga Cl në I gjithashtu zvogëlohen, dhe stabiliteti relativ rritet. Kështu, gjatë ngrohjes së OJQ-ve apo ekspozimit të tyre në dritë

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

Kimia e veprimit antiseptik dhe dezinfektues të jodit është në shumë mënyra e ngjashme me veprimin e klorit. Kështu, jodi, si klori, zëvendëson atomet e hidrogjenit nga atomet e azotit në molekulat e proteinave të mikroorganizmave, gjë që çon në vdekjen e tyre:

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

Në praktikën mjekësore, në jetën e përditshme dhe industrinë, përdoren kripërat e acidit hipoklorik, si dhe preparatet e klorit dhe jodit që eliminojnë format aktive të halogjeneve.

Nëse alkali i shtohet ujit me klor, ekuilibri i hidrolizës së klorit do të zhvendoset në të djathtë (parimi i Le Chatelier) për shkak të neutralizimit të acideve hipoklorik dhe klorhidrik:

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

ose në formë jonike:

HClO + OH - = OCl - + H 2 O

Tretësira e klorurit të kaliumit dhe hipokloritit të përftuar në këtë mënyrë quhet Uji i Javelit. Përdoret për zbardhjen e pëlhurave. Vetitë e tij zbardhuese janë për shkak të faktit se hipokloriti i kaliumit ndërvepron me monoksidin e karbonit (IV) në prani të ujit:

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

ose në formë jonike:

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

ato. Formohet acid hipoklorik, i cili shkatërron ngjyrat.

Duke reaguar hidroksidin e kalciumit (II) me klorin, një përzierje quhet zbardhues ose zbardhues:

2Ca(OH) 2 + 2Cl 2 = Ca(ClO) 2 + 2H 2 O + CaCl 2

Mund të konsiderohet si një kripë e përzier e acideve klorhidrik dhe hipoklorik, e cila ka formulën strukturore të mëposhtme:

Kloruri i gëlqeres është pluhur i bardhë me erë të fortë, është një agjent i fortë oksidues dhe përdoret si dezinfektues, zbardhues dhe degazues.

Në ajrin e lagësht, CaOCl 2 ndërvepron me monoksidin e karbonit (IV), duke lëshuar gradualisht acidin hipoklor, i cili, siç u diskutua më parë, dekompozohet për të formuar monooksigjen. HClO gjithashtu lirohet si rezultat i hidrolizës:

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

Kur zbardhuesi ekspozohet ndaj acidit klorhidrik, lirohet klori i lirë:

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

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

Kur acidi hipoklorik nxehet, dekompozohet lehtësisht dhe formohet acid perklorik HClO 3:

3HOСl = 2HCl + HClO 3

Në molekulën e acidit perklorik, atomi i klorit shfaq një gjendje oksidimi prej +5 klorate. Nëse kaloni klorin përmes një tretësire të nxehtë alkali, për shembull KOH, jo në të ftohtë, atëherë në vend të KClO, formohet KClO 3:

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

Produktet e reaksionit janë kloruri i kaliumit dhe klorati i kaliumit - KClO 3 (kripa Berthollet). Acidi hipoklorik nuk është izoluar në gjendje të lirë, por ndryshe nga HClO dhe HClO 2, tretjet e tij të përqendruara (deri në 40%) janë të njohura. Acidi hipoklorik është një acid i fortë). Për sa i përket aktivitetit oksidativ, HClO 3 është inferior ndaj HClO 2.

Në sasi të mëdha, kloratet janë toksike.

Acidi perklorik (perklorik). HClO 4 (atomi i klorit ka një gjendje oksidimi +7) është një lëng pa ngjyrë që mund të shpërthejë, por tretësirat ujore të tij janë mjaft të qëndrueshme. Acidi perklorik është më i forti nga të gjithë acidet e njohur.

Aktiviteti oksidativ i HClO 4 është më i vogël se ai i HClO 3, dhe vetitë e tij acidike janë më të theksuara. Kripërat e acidit perklorik - perkloratet në gjendje të thatë janë agjentë të fuqishëm oksidues dhe përdoren për mineralizimin e biomaterialeve të ndryshme në përcaktimin e përbërësve inorganik që ato përmbajnë.

Duke krahasuar vetitë e acideve të klorit të oksigjenit, mund të nxjerrim përfundimet e mëposhtme: me rritjen e shkallës së oksidimit të klorit në serinë HClO-HClO 2 -HClO 3 -HClO 4, forca e acideve rritet.

Kjo natyrë e ndryshimit të vetive acide shpjegohet me faktin se me rritjen e numrit të atomeve të oksigjenit në seritë HO-Cl, HO-ClO, HO-ClO 2, HO-ClO 3, forca e lidhjes O-H dobësohet. Rritja e mprehtë e forcës së acideve me një rritje të numrit të atomeve të oksigjenit (rritja e numrit të lidhjeve Cl-O) mund të shpjegohet me tërheqjen e densitetit të elektroneve nga lidhja H-O në lidhjen Cl-O.

Krahasimi i vetive oksiduese të acideve të oksigjenit të klorit tregon se në serinë e anioneve ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - zvogëlohet aftësia oksiduese. Kjo natyrë e ndryshimit në aktivitetin oksidativ mund të shpjegohet me një rritje të stabilitetit në serinë e treguar të anioneve, për shkak të një rritje të numrit të elektroneve që marrin pjesë në formimin e lidhjeve σ- dhe π.

Komponimet komplekse të halogjeneve. Halogjenet përfshihen në komponimet komplekse si ligandë ashtu edhe si agjentë kompleksues. Elementet e grupit VIIA janë më të prirur ndaj formimit kompleks si ligandë me jone metalike. Në mënyrë tipike, qëndrueshmëria e komplekseve halide zvogëlohet në rendin F>Cl>Br>I, por për disa jone metalike vërehet rendi i kundërt.

Formimi i halideve komplekse ndodh edhe në organizmat e gjallë. Kështu, efekti toksik i joneve të tepërta të fluorit në trup shoqërohet me formimin e komplekseve të fluorit me katione metalike të përfshira në qendrat aktive të enzimave E:

E-M n + + F - → [E-M-F] n -1

Si rezultat i bllokimit të orbitalit të lirë të metalit, aktiviteti i enzimës shtypet.

Komponimet komplekse halogjene të rëndësishme të përdorura në mjekësi janë barnat antitumorale (kimioterapia). Cis-diaminedikloroplatinum (II) [Pt(NH 3) 2 Cl 2 ] dhe cis-diamintetrachloroplatinum (IV) [Pt(NH 3) 2 Cl 4] konsiderohen aktive.

Komplekset janë të njohura ku agjenti kompleks është një jon halogjen, dhe ligandët janë molekula halogjene. Komplekse të tilla të përbërjes [Г∙(Г 2) x] quhen polihalide. Kështu, një rritje në tretshmërinë e jodit molekular në ujë në prani të jodidit të kaliumit shoqërohet me formimin e një joni kompleks:

I - + I 2 ⇄ -

Disociimi i kompleksit (reaksioni i kthyeshëm) siguron praninë e jodidit elementar në tretësirë, i cili ka veti baktericid. Prandaj, në praktikën mjekësore, përdoret një zgjidhje jodi me shtimin e CI.

Elektronet e valencës gjenden në shtresën e jashtme të një atomi. Numri i tyre përcakton numrin e komponimeve kimike të mundshme që mund të formojë një atom. Mënyra më e mirë për të përcaktuar numrin e elektroneve të valencës është përdorimi i tabelës periodike.

Hapat

Pjesa 1

Metalet jo kalimtare

Numëroni secilën kolonë të tabelës periodike nga 1 në 18 (duke filluar me kolonën e parë në të majtë). Si rregull, të gjithë elementët në të njëjtën kolonë të tabelës periodike kanë të njëjtin numër elektronesh valente. Kolonat janë grupet në të cilat ndahen elementet kimike.

• Për shembull, mbi hidrogjen (H) shkruani numrin 1, pasi kolona e parë fillon me të, dhe mbi helium (He) shkruani numrin 18, pasi kolona e tetëmbëdhjetë fillon me të.

1. Tani në tabelën periodike, gjeni elementin, numrin e elektroneve të valencës së të cilit dëshironi të gjeni. Ju mund ta bëni këtë me simbolin e elementit (shkronjat në secilën qelizë), numrin e tij atomik (numrin në këndin e sipërm të majtë të secilës qelizë) ose çdo informacion tjetër që keni në dispozicion.

   • Për shembull, le të përcaktojmë numrin e elektroneve valente të karbonit (C). Numri atomik i tij është 6 dhe grupi i katërmbëdhjetë fillon me të.
   • Në këtë nënseksion, ne nuk i konsiderojmë metalet në tranzicion, të cilat ndodhen në grupet 3 deri në 12. Këta elementë janë paksa të ndryshëm nga pjesa tjetër, kështu që metodat e përshkruara këtu nuk vlejnë për to. Metalet e tranzicionit do të diskutohen në nënseksionin e ardhshëm.

2. Përdorni numrat e grupeve për të përcaktuar numrin e elektroneve të valencës në metalet jo-kalimtare. Numri në njësitë e vendosura në numrin e grupit përcakton numrin e elektroneve të valencës në atomet e elementeve. Me fjale te tjera:

   • Grupi 1: 1 elektron valent
   • Grupi 2: 2 elektrone valente
   • Grupi 13: 3 elektrone valente
   • Grupi 14: 4 elektrone valente
   • Grupi 15: 5 elektrone valente
   • Grupi 16: 6 elektrone valente
   • Grupi 17: 7 elektrone valente
   • Grupi 18: 8 elektrone valente (përveç heliumit, i cili ka 2 elektrone valence)
   • Në shembullin tonë, meqenëse karboni është në grupin 14, mund të konkludojmë se një atom karboni ka katër elektrone valente.

   Metalet e tranzicionit

   1. Gjeni elementin në grupet 3 deri në 12. Në këto grupe ndodhen metalet kalimtare. Në këtë nënseksion do t'ju tregojmë se si të përcaktoni numrin e elektroneve të valencës në atomet e elementeve të tillë. Vini re se në disa elementë nuk mund të përcaktohet numri i elektroneve të valencës.

      • Për shembull, merrni parasysh tantalin (Ta); numri atomik i tij është 73. Më pas, do të gjejmë numrin e elektroneve të valencës së tij (ose të paktën të përpiqemi ta bëjmë këtë).
      • Vini re se metalet në tranzicion përfshijnë lantanide dhe aktinide (të quajtura edhe metale të rralla të tokës), dy rreshta elementësh që zakonisht ndodhen poshtë tabelës kryesore dhe që fillojnë me lantanin dhe aktiniumin. Të gjithë këta elementë i përkasin grupit 3 të tabelës periodike.

   2. Për të kuptuar pse është e vështirë të përcaktohet numri i elektroneve të valencës në metalet në tranzicion, është e nevojshme të japim një shpjegim të vogël rreth renditjes së elektroneve në atome.

   3. Përdorni numrat e grupeve për të përcaktuar numrin e elektroneve të valencës në metalet në tranzicion. Këtu numri i grupit zakonisht korrespondon me diapazonin e numrit të mundshëm të elektroneve të valencës.

      • Grupi 3: 3 elektrone valente
      • Grupi 4: 2–4 elektrone valente
      • Grupi 5: 2–5 elektrone valente
      • Grupi 6: 2–6 elektrone valente
      • Grupi 7: 2–7 elektrone valente
      • Grupi 8: 2 ose 3 elektrone valente
      • Grupi 9: 2 ose 3 elektrone valente
      • Grupi 10: 2 ose 3 elektrone valente
      • Grupi 11: 1 ose 2 elektrone valente
      • Grupi 12: 2 elektrone valente
      • Në shembullin tonë, tantali ndodhet në grupin 5, kështu që mund të konkludojmë se atomi i tij ka nga dy deri në pesë elektrone valente (në varësi të situatës).

   Pjesa 2

   Gjetja e elektroneve të valencës duke përdorur konfigurimin e elektroneve

   1. Konfigurimi elektronik është një formulë për rregullimin e elektroneve në orbitalet elektronike të një atomi të një elementi kimik. Me fjalë të tjera, është një mënyrë e thjeshtë dhe vizuale për të përfaqësuar orbitalet elektronike të një atomi duke përdorur shkronja dhe numra.

      • Për shembull, merrni parasysh konfigurimin elektronik të natriumit (Na): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
      • Ju lutemi vini re se konfigurimi elektronik është ndërtuar sipas formulës: (shifror) (shkronjë) (shifror mbishkrimi) (shifror) (shkronjë) (shifër mbishkrimi) ...
      • ... dhe kështu me radhë. Këtu (shifror) (shkronjë)është emërtimi për një orbitale elektronike dhe (mbishkrimi) është numri i elektroneve në atë orbitale.
      • Në shembullin tonë, atomi i natriumit ka 2 elektrone në orbitalën 1s plus 2 elektrone në orbitalën 2s plus 6 elektrone në orbitalën 2p plus 1 elektron në orbitalën 3s. Gjithsej janë 11 elektrone, që është e saktë pasi numri atomik i natriumit është 11.
      • Ju lutemi vini re se nënnivelet e predhave elektronike kanë një numër të caktuar elektronesh. Numri maksimal i elektroneve për orbitalet është si më poshtë:
        • s: 2 elektrone
        • p: 6 elektrone
        • d: 10 elektrone
        • f: 14 elektrone

   2. Tani ju e dini se si të deshifroni konfigurimin elektronik, mund të gjeni numrin e elektroneve valencë të një elementi të caktuar (përveç, natyrisht, për metalet në tranzicion). Nëse konfigurimi i elektroneve është dhënë në problem, shkoni në hapin tjetër. Nëse jo, lexoni më tej.

      • Këtu është konfigurimi i plotë elektronik i oganesson (Og; numri atomik 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 10
      • Tani, për të përcaktuar konfigurimin e elektroneve të çdo elementi, thjesht duhet të plotësoni këtë shabllon (derisa të mos keni asnjë elektrone). Është më e lehtë se sa duket. Për shembull, përcaktoni konfigurimin elektronik të klorit (Cl; numri atomik 17), atomi i të cilit ka 17 elektrone: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • Vini re se numri i përgjithshëm i elektroneve është 17: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Ju duhet të ndryshoni numrin e elektroneve në orbitalën e fundit, pasi orbitalet e mëparshme janë të njëjta si në shabllon (sepse ato janë të mbushura plotësisht me elektrone).
      • Për detaje mbi konfigurimet elektronike, lexoni.

   3. Orbitalet mbushen me elektrone sipas rregullit oktet: dy elektronet e para mbushin orbitalën 1s, dy elektronet e ardhshme mbushin orbitalën 2s, gjashtë elektronet e ardhshme mbushin orbitalën 2p (e kështu me radhë). Kur kemi të bëjmë me atomet e metaleve jo në tranzicion, themi se këto orbitale formojnë "predha orbitale" rreth atomit, ku çdo guaskë e njëpasnjëshme është më larg se ajo e mëparshme. Vetëm guaska e parë përmban dy elektrone, dhe të gjitha predha të tjera përmbajnë tetë elektrone (përveç, përsëri, atomet e metaleve në tranzicion). Ky quhet rregulli oktet.

      • Për shembull, merrni parasysh borin (B). Numri i tij atomik është 5, domethënë, atomi i borit përmban pesë elektrone, dhe konfigurimi i tij elektronik është si më poshtë: 1s 2 2s 2 2p 1. Meqenëse guaska e parë e orbitës ka vetëm dy elektrone, mund të konkludojmë se bori ka vetëm dy predha: e para me dy elektrone (në orbitalin 1s), dhe e dyta me tre (në orbitalet 2s dhe 2p).
      • Si shembull tjetër, merrni parasysh klorin (Cl), i cili ka tre predha orbitale: e para me dy elektrone në orbitalën 1s, e dyta me dy elektrone në orbitalën 2s dhe gjashtë elektrone në orbitalën 2p, e treta me dy elektrone në orbitalën 2s. Orbitale 3s dhe pesë elektrone në një orbitale 3p.

   4. Gjeni numrin e elektroneve në shtresën e jashtme. Ky do të jetë numri i elektroneve valente të një elementi të caktuar. Nëse shtresa e jashtme është plotësisht e mbushur (me fjalë të tjera, nëse ka tetë elektrone, ose dy elektrone në rastin e shtresës së parë), atëherë elementi është inerte dhe nuk do të reagojë lehtë me elementët e tjerë. Përsëri, këto rregulla nuk zbatohen për metalet në tranzicion.

      • Për shembull, merrni parasysh borin. Meqenëse ka tre elektrone në shtresën e jashtme të borit, mund të konkludojmë se bori ka tre elektrone valente.

   5. Përdorni rreshtat e tabelës periodike për të përcaktuar numrin e predhave orbitale. Rreshtat e tabelës periodike të elementeve kimike quhen perioda. Çdo periudhë korrespondon me numrin e predhave elektronike të atomeve. Ju mund ta përdorni këtë për të përcaktuar numrin e elektroneve të valencës që ka një element - thjesht numëroni numrin atomik të elementit në një periudhë, duke filluar nga e majta. Ju lutemi vini re se kjo metodë nuk zbatohet për metalet në tranzicion.

      • Për shembull, ne e dimë se seleni ka katër predha orbitale sepse elementi ndodhet në periudhën e katërt. Meqenëse është elementi i gjashtë (nga e majta) i periudhës së katërt (duke shpërfillur metalet në tranzicion), mund të konkludojmë se guaska e katërt e jashtme përmban gjashtë elektrone, dhe kështu seleniumi ka gjashtë elektrone valente.