Halojen atomları elektronları hidrojen atomlarına göre çok daha kolay çeker. Kimyagerlerin dediği gibi halojen atomları yüksek elektronegatifliğe sahiptir.

Bu nedenle birçok elementin atomları halojen atomlarına dörtten fazla elektron verebilir (bunu gönüllü olarak veya baskı altında söylemek zordur). Örneğin, fosfor pentaklorür PCL'de fosfor atomu, klor atomlarına 5 elektron "ödünç verir" ve bu bileşikte beş değerliklidir.

Üstelik burada önemli olan halojen atomunun elektronları "çektiği" kuvvetin yanı sıra büyüklüğünün ne olduğudur. Halojenler arasında flor en küçük atoma, iyot ise en büyük atoma sahiptir.

Buna göre, bir fosfor atomunun etrafına 5 atom flor, klor veya brom sığabilir (PF5, PCL5 ve PBg5 oluşur), ancak P15 bileşiği mevcut değildir. Kükürt hekzaflorür SF6 iyi bilinmektedir (kükürt atomlarının değeri 6'dır), ancak diğer halojenlerle (klorla bile) benzer bileşikler mevcut değildir.

Halojen atomları birbirleriyle de kimyasal bağlar oluşturabilir.

Böylece flor atomları, iyot atomlarından elektron ödünç alabilir.

Bu durumda, büyük bir iyot atomunun etrafına 7 flor atomu sığabilir: iyotun heptavalent olduğu (flor her zaman tek değerlikli) IF7 oluşur.

Bir elementin mümkün olan maksimum değerliği 8'dir. Sekiz tek değerlikli florin atomunun, hatta küçüklerin bile, bir sekiz değerlikli atomun etrafına sığması zordur, ancak dört iki değerlikli oksijen atomu bunu, örneğin aşağıdaki bileşiklerde (oksitler) yapabilir: nadir platin metalleri osmiyum (OsO4) ve rutenyum (RuO4).

Sodyum klorür NaCl veya kalsiyum oksit CaO gibi maddelerde iyonik bağ oluşumunu anlamış gibiyiz: elektronların bir atomdan diğerine aktarılması sonucu içlerinde kimyasal bir bağ oluşur. Buna göre verilen veya alınan elektron sayısına göre belirlenen iyonik değerlikten (elektrovalans) bahsettik.

Ancak kimyagerler, atomlar arasındaki bağlantının hiçbir şekilde elektron aktarımıyla açıklanamadığı birçok maddeyi biliyorlar.

İşte basit bir örnek. Klor gazı, iki klor atomunun birbirine sıkı bir şekilde bağlandığı C12 moleküllerini içerir.

Bu bağlantı nasıl oluşuyor?

Bir atom sekiz elektronlu bir kabuk oluşturacak şekilde elektronunu diğerine verirse, o zaman ilkinin dış elektron katmanında yalnızca altı elektronu kalacaktır! Tamamen özdeş iki atom böyle bir "eşitsizliği" kabul edemez.

Bu durumdan nasıl çıkacaklar? 20. yüzyılın 20'li yıllarında Amerikalı fiziksel kimyager Herbert Newton Lewis (1875-1946) ve Alman fizikçi Walter Kossel'in (1888-1956) çalışmalarında geliştirilen kimyasal bağlanma teorisi bunu bu şekilde açıklıyor. Her “dost” klor atomu, değerlik elektronlarından birini ortak mülkiyete verir.

Artık her iki atom da kalan altı elektronunu ve paylaştıkları ikisini “düşünüyor”. Yani herkesin dış kabuğunda hala sekiz elektron var!

Sosyalleşmiş elektronlar (bu arada, bu resmi olarak kabul edilen bir terimdir) iki C1 atomunun tam ortasında bulunur. Bu elektron çifti, elektrostatik etkileşim yoluyla iki klor atomunu birbirine bağlayarak pozitif yüklü çekirdeklerini çeker. Yani C1-C1 formülünde atomlar arasındaki çizgi, yalnızca aralarındaki bağ değil, aynı zamanda bir elektron çifti anlamına da gelir (bazen böyle bir çift aslında çizginin üstünde ve altında iki nokta olarak çizilir). Lewis-Kossel teorisine göre bir atomun değerliliği, diğer atomlarla paylaşılan elektron çiftlerinin oluşumuna katılan elektronların sayısıyla belirlenir.

Bu nedenle, bu tür değerliliğe, Latince co (con) ön ekinden - “birlikte”, “ile” den kovalans denir. Kovalent bağlar özellikle organik bileşiklerde yaygındır. Örneğin, metan gazı CH4 molekülünde karbon atomu, dört hidrojen atomunun ortak kullanımı için değerlik elektronlarının dördünden vazgeçer.

Yani CH4 molekülünde dört basit (bunlara tek denir) kovalent C-H bağı vardır. Bir etilen gazı C2H4 molekülünde, her karbon atomu iki hidrojen atomuna iki basit (tek) C-H bağıyla bağlanır ve iki karbon atomu birbirine çift C=C bağıyla bağlanır. Ve her çizgi bir çift elektrondur.

Böylece bu molekülde, her hidrojen atomunun bir (tek) elektronu ve her karbon atomunun dış kabuğunda bulunan dört elektron, atomlar arasındaki bağların oluşumuna katılır. Bu durumda, tüm karbon atomları dört değerliklidir ve hidrojen atomları tek değerlidir: her atomdan bir çizgi uzanır.

Bir etilen molekülü için bağ çizgileri ve elektron noktalarıyla kendi Lewis “elektronik formülünüzü” çizmeye çalışın. Bu arada molekül nedir?

Garip bir soru, değil mi? Ancak, bu tür "basit" soruları yanıtlamak ve birçok temel kavramın kesin bir tanımını vermek çoğu zaman her zaman mümkün değildir (örneğin, zamanın, uzayın, uzunluğun ne olduğunu belirlemeye çalışın...). Bir molekül genellikle bir maddenin özelliklerini koruyan en küçük parçacığı olarak tanımlanır.

H2O molekülü suyun hangi özelliklerini korur? Suyun diğer fiziksel özelliklerinin erime noktası veya kaynama noktası, yoğunluğu, viskozitesi veya kütlesi yoktur.

Sorun 808.
Halojen atomlarının yapısına dayanarak, hangi değerlik durumlarının flor, klor, brom ve iyodin karakteristiği olduğunu belirtin. Halojenler bileşiklerinde hangi oksidasyon durumlarını sergiler?
Çözüm:
Dış elektron katmanında halojen atomları yedi elektron içerir - ikisi s- ve beşi p-orbitallerinde (ns 2 np 5). Dış elektron katmanı tamamen tamamlanana kadar halojen atomlarında bir elektron eksiktir, dolayısıyla tüm halojenlerin atomları kolaylıkla birer elektron ekleyerek tek yüklü negatif iyonlar (G) oluşturur. - ). Halojenlerin değerliği bire, oksidasyon durumu ise -1'e eşittir.

Flor atomları serbest d-orbitalleri içermez, dolayısıyla s- ve p-elektronlarının d-orbitallerine geçişi imkansızdır. Bu nedenle, bileşiklerindeki flor her zaman -1 oksidasyon durumundadır ve aynı zamanda bire eşit bir değerlik sergiler. Geri kalan halojenlerin serbest d-orbitalleri vardır, dolayısıyla bir s- ve iki p-elektronunun d-alt seviyelerine geçişi mümkündür. Flor, klor, brom ve iyot atomlarının dış elektronik seviyesindeki elektronların kuantum hücreleri üzerindeki dağılımı şu şekildedir:

Flor atomunun normal durumu:

Halojen atomunun normal durumu (klor, brom ve iyot):

Uyarılma sırasında halojen atomlarının (klor, brom ve iyot) durumu:

Bu nedenle klor, brom ve iyot atomları -1'den 0'a ve +1'den +7'ye kadar farklı oksidasyon durumları sergiler. Karakteristik oksidasyon durumları -1, 0, +3, +5, +7'dir. Oksidasyon durumu -1, tüm halojenlerin karakteristiğidir, çünkü uyarılmamış bir durumdaki atomları, kovalent mekanizma yoluyla bir bağ oluşumuna katılabilecek eşleşmemiş bir elektrona sahiptir. +1 oksidasyon durumu, bir halojen atomu, eşleşmemiş tek p elektronunu oksijen gibi daha elektronegatif bir elemente bıraktığında ortaya çıkar. Bunun istisnası, en elektronegatif element olduğu için flordur. Klor, brom ve iyotun atomlarının uyarılmış durumundaki oksidasyon durumları, üç, beş ve yedi eşleşmemiş elektron (+3, +5, +7) ile karakterize edilen değerleri alabilir.

Bazı oksitler (ClO 2, Cl 2 O 6) haricinde, flor (-1) dışındaki halojenler, bileşiklerinde tuhaf oksidasyon durumları sergiler.

Sorun 809.
Aşağıdakileri belirterek halojen atomlarının karşılaştırmalı bir tanımını verin: a) birinci iyonizasyon potansiyellerindeki değişimin doğası; 6) elektron ilgi enerjisinin doğası.
Çözüm:
a) Halojen atomlarının birinci iyonlaşma potansiyelleri, elementin atom numarasının artmasıyla doğal olarak azalır, bu da metalik özelliklerin arttığını gösterir. Böylece, florin için iyonizasyon potansiyeli I 17,42 eV, klor için – 12,97 eV, brom için – 11,48 eV, iyot için – 10,45 eV'dir. Bu model atom yarıçapındaki bir artışla ilişkilidir, çünkü bir elementin atom numarasındaki artışla birlikte yeni elektronik katmanlar ortaya çıkar. Atom çekirdeği ile dış elektronlar arasında bulunan ara elektronik katmanların sayısındaki artış, çekirdeğin daha güçlü bir şekilde korunmasına, yani etkin yükünün azalmasına yol açar. Bu faktörlerin her ikisi de (dış elektronların çekirdekten uzaklaştırılmasının artması ve etkin yükünün ortadan kaldırılması), dış elektronların çekirdekle bağlantısının zayıflamasına ve dolayısıyla iyonizasyon potansiyelinin azalmasına yol açar.

b) Elektron ilgi enerjisi, serbest bir atoma bağlandığında açığa çıkan enerjidir. Halojen atomları için, elementin atom numarası arttıkça elektron ilgisi doğal olarak F, Cl, Br, I dizisinde azalır. Klor atomunun elektron ilgisi flordan daha fazladır, çünkü klor atomunun d-alt düzeyine sahiptir. dış enerji seviyesi Atom çekirdeğinin yükünün artmasıyla elektron ilgi enerjisindeki azalma, elementin atomunun yarıçapındaki bir artış ve dolayısıyla çekirdeğin etkin yükündeki bir azalma ile açıklanır.

Sorun 810.
Halojenlerin oluşturduğu basit maddelerin özelliklerinin, değişimin doğasını belirterek karşılaştırmalı bir tanımını verin: a) G2 moleküllerinin standart ayrışma entalpileri; b) basit maddelerin olağan sıcaklık ve basınçta toplanma durumu; c) redoks özellikleri. Bu değişikliklere neden olan nedenleri adlandırın.
Çözüm:
a) Cl 2 - Br 2 - I 2 serisinde, bir moleküldeki atomlar arasındaki bağ kuvveti giderek azalır, bu da G2 moleküllerinin atomlara ayrışma entalpisindeki bir azalmaya yansır. Bunun nedenleri, etkileşime giren atomların dış elektron bulutlarının boyutu arttıkça, örtüşme derecelerinin azalması ve örtüşme alanının atom çekirdeğinden giderek daha uzağa yerleştirilmesiyle açıklanabilir. Bu nedenle klordan brom ve iyodine geçerken halojen atomlarının çekirdeklerinin elektron bulutlarının örtüşme bölgesine çekilmesi azalır. Ek olarak, Cl - Br - I dizisinde çekirdeği koruyan ara elektron katmanlarının sayısı artar, bu da atom çekirdeklerinin elektron bulutlarının örtüşme bölgesi ile etkileşimini zayıflatır. Ancak flor bu verilerin dışındadır: F2 molekülündeki flor atomları arasındaki bağ kuvveti klorunkinden daha azdır. Bu, flor atomunun dış elektronik katmanında d alt seviyesinin bulunmamasıyla açıklanabilir. Diğer halojenlerin moleküllerinde serbest d-orbitalleri vardır ve bu nedenle atomlar arasında, atomlar arasındaki bağı güçlendiren ek bir verici-alıcı etkileşimi vardır.

b) Normal koşullar altında flor ve klor gaz halindeki maddelerdir, brom sıvıdır ve iyot kristalli bir maddedir. Halojenlerin erime ve kaynama noktaları doğal olarak F - Cl - Br - I serisinde artar. Bu, atomların yarıçapı arttıkça moleküllerin polarize edilebilirliğinin artmasıyla açıklanır. Bunun sonucunda moleküller arası dispersiyon etkileşimi artar, bu da basit halojen maddelerin erime ve kaynama noktalarının artmasına neden olur.

c) Halojenlerin redoks özellikleri doğal olarak F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 serisinde değişir. Halojenlerin flordan iyodine doğru olan serisinde oksitleyici özellikler azalır, en zayıf oksitleyici ajan iyottur. Halojen serisindeki indirgeyici özellikler artar, en zayıf indirgeyici ajan flordur. Bunun nedeni, bir grupta bir elementin atom numarasının artmasıyla birlikte atomların ve G- anyonlarının yarıçaplarının sürekli olarak artması ve elementlerin elektron ilgisi ve elektronegatifliğinin azalmasıdır. Dolayısıyla serilerde elektron verme yeteneği artarken kabul etme yeteneği azalır.
F 2 - Cl 2 - Br 2 - ben 2.

Sorun 811.
Halojen moleküllerinin Г 2 ↔ 2Г şemasına göre ayrışma enerjisi, flor, klor, brom ve iyot için sırasıyla 155, 243, 190, 149 kJ/mol'dür. Klor moleküllerinin en büyük gücünü açıklayın.
Çözüm:
Cl2 - Br2 - I2 serisinde, bir moleküldeki atomlar arasındaki bağ kuvveti giderek azalır, bu da G2 moleküllerinin atomlara ayrışma entalpisindeki bir azalmaya yansır. Bunun nedenleri, etkileşime giren atomların dış elektron bulutlarının boyutu arttıkça, örtüşme derecelerinin azalması ve örtüşme alanının atom çekirdeğinden giderek daha uzağa yerleştirilmesiyle açıklanabilir. Bu nedenle klordan brom ve iyodine geçerken halojen atomlarının çekirdeklerinin elektron bulutlarının örtüşme bölgesine çekilmesi azalır. Ek olarak, Cl - Br - I dizisinde çekirdeği koruyan ara elektron katmanlarının sayısı artar, bu da atom çekirdeklerinin elektron bulutlarının örtüşme bölgesi ile etkileşimini zayıflatır. Ancak flor bu verilerin dışındadır: F2 molekülündeki flor atomları arasındaki bağ kuvveti klorunkinden daha azdır. Bu, flor atomunun dış elektronik katmanında d alt seviyesinin bulunmamasıyla açıklanabilir. Diğer halojenlerin moleküllerinde serbest d-orbitalleri vardır ve bu nedenle atomlar arasında, atomlar arasındaki bağı güçlendiren ek bir verici-alıcı etkileşimi vardır. Ek olarak, klorun atom yarıçapı hala nispeten küçüktür, florunkinden sadece biraz daha büyüktür, ancak brom ve iyotunkinden önemli ölçüde daha küçüktür. Bu nedenle Cl2 molekülündeki bağlanma enerjisi F2'ninkinden önemli ölçüde daha yüksektir. Ek donör-alıcı bağlarına denir datif.

F2 ve Cl2 moleküllerinde bağ oluşum şeması.

DEĞERLİK(Latince valentia'dan - güç) - atomların oluşma yeteneği kimyasal bağlar. V. bir atomun tanım verme veya ekleme yeteneği olarak düşünülebilir.

Farklı sınıf ve kimyasal moleküllerin yapısının tam bir resmi. İçlerindeki bağlantılar son derece karmaşık ve çeşitlidir, dolayısıyla V'nin tek ve kapsamlı bir tanımı yoktur. Bununla birlikte, vakaların ezici çoğunluğunda kendimizi iki tür değerlik - kovalans ve iyonik değerlik (ikincisine aynı zamanda elektrovalans veya heterovalans olarak da adlandırılır) ile sınırlayabiliriz. Kovalentlik, belirli bir atom tarafından oluşturulan çok sayıda kovalent bağın, yani elektron çiftlerinin paylaşılmasından kaynaklanan bağların toplamına eşittir (tek bağ durumunda bu bir çifttir, çift bağ durumunda). - iki çift vb.). İyonik enerji, belirli bir atomun iyonik bağ oluşumu sırasında verdiği veya aldığı elektronların sayısına göre belirlenir. Bazı durumlarda V. koordinasyon olarak anlaşılmaktadır. doğrudan bulunan atomların sayısına eşit bir sayı. Bir molekülde, karmaşık bileşikte veya kristalde belirli bir atoma yakınlık.

Bir atomun V.'si onun elektronik yapısıyla ve dolayısıyla atomdaki konumuyla ilişkilidir. elementlerin periyodik tablosu, çünkü elektron bağışlayarak veya ekleyerek atom dolu bir maksimuma sahip olma eğilimindedir. kararlı harici elektronik kabuk. Evet, maks. Dış (değerlik) kabuğunda 4 elektron bulunan bir C atomunun V.'si 4'tür, bu nedenle örneğin bir metan molekülünde (CH4) 4 hidrojen atomlu kovalent bağlarla bağlanır, kovalentliği 4. Na atomu birliği verir.

Tarihsel olarak V. kavramı, başlangıçta formüle edilene dayanarak gelişti. 19. yüzyıl J. Dalton'un katlı oranlar kanunu. Ortada. 19. yüzyıl mümkün olan tüm çoklu oranların kabul edilemeyeceği anlaşıldı; örneğin F atomu yalnızca bir H atomuna, O atomu iki atoma, N atomu üç atoma ve C atomu dört H atomuna bağlanabilme yeteneğine sahiptir. atom sayısı ve V olarak adlandırıldı. İlk atom teorisinin ortaya çıkmasından sonra, G. Lewis 1916-17'de her elementin farklı olma eğiliminde olduğu bir kural formüle etti. harici olarak doldurulmuş bağlantılar elektron kabuğu ve teorik olarak kanıtlanmış kovalans ve W. Kossel iyonik değerlik teorisini verdi. Kararsızlık kavramı, daha sonra gelişme nedeniyle önemli ölçüde zenginleşen ve karmaşıklaşan yeni içerik kazandı. kuantum kimyası ve olağandışı özelliklere sahip bileşiklerin sentezi.

Kuantum kimyasında yönlendirilmiş B kavramı yaygınlaşmıştır. Böylece C atomunun bir koordinasyona sahip olduğuna inanılmaktadır. 4 numara (belirli bir atomun kovalent bağlar oluşturduğu en yakın 4 komşu), V. tetrahedronun köşelerine yönlendirilir (atomun kendisinin tetrahedronun merkezinde yer alması şartıyla); C atomunda koordinasyonla. 3 numara (kovalent bağlardan biri çifttir) V. aynı düzlemde bulunur ve birbirleriyle 120° açı oluşturur, vb. M'nin iki pentadienil halkası C5H5, V'ye bağlı bir Fe, Cr, Ti vb. atomu olduğu, Şekil 2'de gösterilen tipteki kompleksler, metal atomundan pentadienil halkaları oluşturan atomlara yönlendirilir. . Bu tür kompleksler için, lokal olmayan titreşim (bu tür halkalardaki elektronlar tüm döngü boyunca lokalize oldukları için - "sosyalleşmiş") ve grup titreşimi (bir metal atomunun bir grup atomla etkileşiminden bahsettiğimiz için) hakkında fikirler ortaya çıktı.

Şu anda, V.'nin sıfıra eşit olduğu düşünülen inert gaz bileşikleri (XeF 2, XeF 4, XeO 3, vb.) sentezlenmiştir. Son olarak, bir ve aynı atomun başka bir elementin atomlarıyla farklı bir şekilde birleştiği çok sayıda bileşik keşfedildi. stokiyometrik oranlar dış etkenlere bağlı koşullar. Böylece, gaz halindeki PCl 5 bileşiği yoğunlaşarak koordinasyonla + ve ~ komplekslerini verir. sırasıyla 4 ve 6 sayıları. Artan sıcaklıkla birlikte PCl3, PCl2, PCl ve iyonlar vb. bileşikler oluşur. Ayrıca, elementlerin büyük çoğunluğunun, V ile bir dizi değerlik doymamış bileşik oluşturan "değişken" V sergileyebildiği ortaya çıktı. 1'den maksimuma kadar. anlamlar.

Bu nedenle, kesin olarak konuşursak, V. spesifik değildir. elemanın özellikleri; elementin sadece raalde kendini gösterme eğiliminden bahsedebiliriz. kimya bağlantılar şu veya bu V.

V. kavramıyla yakından ilgili olan kavram atomun değerlik durumu yani böyle bir varsayım. Bir atomun bir molekülde bulunduğu durumlar. Bu durum dolu ve boş valansın türüne ve sayısına göre belirlenir. atomik yörüngeler(yani dış elektron kabuklarına karşılık gelenler), her bir atomik yörüngeyi işgal eden elektronların sayısı ve bununla ilgilidir. Elektron spinlerinin yönelimi. Açıkçası, yukarıda tartışılan P ve Cl'den oluşan bileşik serisinde, P atomunun değerlik durumu bileşikten bileşiğe değişir.

Yandı: Pauling L., Genel kimya, çev. İngilizce'den, M., 1974; Cartmell E., Foles G., Moleküllerin değeri ve yapısı, çev. İngilizceden, M., 1979. V. G. Dashevsky.

Grup VIIA'nın p-elementlerinin genel özellikleri. Halojenler.

VIIA grubuna dahil olan flor F, klor Cl, brom Br, iyot I, astatin At elementlerine denir. halojenler(genel tanım G). Yunancadan tercüme edilmiştir. halojenler “tuz üreten” anlamına gelir. Hidrojen H de sıklıkla bu gruba dahil edilir, ancak özellikleri halojenlerin özelliklerinden önemli ölçüde farklıdır ve bu nedenle hidrojenin kimyasal özelliklerinin ayrı ayrı dikkate alınması tavsiye edilir.

Halojen atomlarının değerlik yörüngeleri, ikisi s-orbitallerinde ve beşi p-orbitallerinde olmak üzere yedi elektron içerir. Değerlik kabuğunun elektronik formülü ps2 pr 5, Nerede N- dönem numarası.

Soy gazların kabuğunu tamamlamak için bir elektron eksiktir. Bu nedenle halojenlerin elektron ilgisi yüksektir ve güçlü oksitleyici maddelerdir. Halojen atomları, bir elektron ekleyerek karşılık gelen soy gazın elektronik yapısına sahip tek yüklü halojenür iyonları oluşturur. (ps 2 pr 6).

Bu elektron kazanma eğilimi halojenleri tipik ametaller olarak karakterize eder. Halid iyonları, özellikle Cl-, biyolojik ortamda stabildir.

Halojen atomlarının dış elektronik katmanının özdeş yapısı, halojenlerin oluşturduğu basit ve karmaşık maddelerin kimyasal özelliklerindeki büyük benzerliği belirler.

Ancak benzer halojen bileşiklerinin özellikleri karşılaştırıldığında aralarında önemli farklılıklar olduğu görülür. İkincisi atom yarıçaplarındaki değişikliklerle ve iç elektron kabuklarının farklı yapılarıyla ilişkilidir. Örneğin, klorda değerlik elektronlarının önünde 8 elektronlu bir kabuk bulunurken, brom ve iyotta deformasyona yatkın daha gevşek bir 18 elektronlu kabuk vardır. Bu nedenle, özellikle dış atomik yörüngelerin kimyasal bağların oluşumunda yer aldığı durumlarda, klor bileşiklerinin özelliklerinin brom ve iyot bileşiklerinin özelliklerinden farklı olması beklenebilir.

Gruptaki nükleer yük F'den At'a arttıkça atomların yarıçapları artar. Bu, iyonlaşma enerjisi ve elektron ilgisi, elektronegatiflik ve standart indirgeme potansiyelindeki F-At serisinde bir azalmaya yansır.

Atom yarıçapındaki artışa ek olarak iyonlaşma enerjisindeki azalma, nükleer yükün iç katmanlardaki elektronlar tarafından artan (elektron kabukları doldukça) perdelenmesiyle açıklanır. Cl-At serisinde elektron ilgisi enerjisinde de doğal bir azalma vardır. Bunun nedeni, atom yarıçapının ve perdelemenin artması nedeniyle serbest elektronun çekirdeğe çekiminin zayıflamasıdır. Sonuç olarak diğer p element gruplarında olduğu gibi dolu elektron kabuklarının sayısı arttıkça metalik olmayan özellikler zayıflar.

Florun (328 kJ/mol) klorunkinden (349 kJ/mol) daha düşük elektron ilgisi, önemli elektronlar arası itme ile açıklanmaktadır. Serbest bir elektronun bir flor atomu tarafından itilmesindeki artış, atomun daha küçük boyutundan kaynaklanmaktadır. F-Cl-Br-I-At serisinde genel olarak afinite enerjisi azaldığından bu serideki oksidatif aktivite de azalır.

Florun, klordan daha düşük bir elektron ilgisine sahip olmasına rağmen, elemental florin yine de halojenler arasında en güçlü oksitleyici ajan olduğuna dikkat edilmelidir. Bu şu şekilde açıklanabilir: Flor ve klor gazlarını negatif yüklü iyonlara indirgemek için gereken enerji, G halojen atomları arasındaki bağ kırma enerjisinden ve elektron ilgisinden oluşur.

Klor molekülündeki kimyasal bağ çok daha güçlü olduğundan, flor molekülündeki bağ kırma enerjisi, klor molekülüne göre önemli ölçüde daha azdır. Klor atomunun elektron ilgisindeki hafif artış, klor molekülündeki kimyasal bağı kırmak için gereken büyük enerji harcamasını telafi etmez. Sonuç olarak florin daha güçlü bir oksitleyici madde olduğu ortaya çıkıyor.

Halojenler çeşitli kimyasal bileşiklerle karakterize edilir. Elemental halojenler (sıfır oksidasyon durumu), diatomik polar olmayan G2 molekülleridir. Cl, Br, I, At atomlarının +1, +3, +5, +7 tuhaf pozitif oksidasyon durumlarının ortaya çıkışı, elektronların d-orbitallerine geçişi ile ilişkilidir. Örneğin, bir klor atomunun normal durumda bir eşleşmemiş elektronu ve 5 boş düşük enerjili d-orbitalleri vardır.

Böyle bir atom, emilen enerjiye bağlı olarak üç, beş veya yedi eşleşmemiş elektronla uyarılmış bir duruma aktarılabilir.

Bunun istisnası florürdür. Atomunda alçakta yatan d-alt seviyelerinin bulunmaması, uyarma sürecinin elverişsiz olmasına yol açmaktadır. Bir elektronun yüksekte bulunan bir 3 boyutlu alt seviyeye geçişi çok büyük bir enerji harcaması gerektirir. Bu nedenle flor, birliğe eşit sabit bir değerlik ile karakterize edilir.

Tüm halojenler, NG hidrojen halojenürlerde (örneğin HF, HCl) ve EG halojenür tuzlarında (NaF, NaCl, vb.) -1 oksidasyon durumu sergiler.

Hidrojen halojenürler (HH), suda oldukça çözünür olan gazlardır. NG'nin sulu çözeltileri asitler gibi davranır. Grubun yukarıdan aşağıya doğru halojenlerin elektronegatifliği azaldıkça NG asitlerinin gücü artar. NG asitlerinin mukavemetindeki bu değişimin doğası, HF-HCl-HBr-HI serisindeki NG bağının mukavemetindeki bir azalma ve G - iyonlarının hidrasyon enerjisindeki bir azalma ile açıklanmaktadır.

Halojenlerin (oksitler, asitler) oksijen bileşikleri termal olarak kararsızdır. F-At serisindeki halojenlerin oksijen bileşiklerinin stabilitesi genel olarak artar.

Halojenler ve halojenürler. Elemental halojenler genel formül G2'ye ait maddelerdir, yani. iki atomlu moleküllerden oluşur: F 2, Cl 2 , Br 2, I 2, 2'de. G-G bağı, atomik np yörüngelerinin üst üste binmesiyle elde edilen bir σ-bağlayıcı moleküler yörünge nedeniyle oluşur. Geriye kalan bağlayıcı moleküler yörüngeler (π-orbitaller), elektronlarla dolu antibağlı olanlara karşılık gelir:

Nötr atomlardan diatomik halojen moleküllerinin oluşumuna önemli miktarda enerjinin salınması eşlik eder. Cl 2 - Br 2 -I 2 - 2 serisinde, çekirdekler arası mesafe arttıkça atomlar arasındaki bağ kuvveti azalır. Buna göre G2 moleküllerinin ayrışma entalpisi bu seride azalır. Bir seride bağ kuvvetinin azalmasının nedeni bağ np yörüngelerinin örtüşme derecesinin azalmasıdır. Flor moleküllerindeki G-G bağının diğer halojenlere göre daha düşük kuvveti, d-orbitallerin G-G bağının oluşumunda rol almaması ile açıklanabilir.

Polar olmayan bileşikler olarak element halojenleri G2 suda çok az çözünür. 20°C'de Cl2'nin çözünürlüğü 0,091 mol/l, Br2 - 0,22 mol/l, I2 - 0,001 mol/l'dir. Ancak halojenlerin suyla reaksiyona girmesi nedeniyle Г 2 (g) ⇄ Г 2 (р) dengesi sağa kayar (Le Chatelier ilkesi).

Flor su ile kuvvetli reaksiyona girer:

2F2 + 2H20 = 4HF + O2.

Diğer halojenler suyla reaksiyona girdiğinde karşılık gelen hidrojen halojenüre ek olarak oksijen içeren bir asit oluşur. Örneğin klor şu şekilde reaksiyona girer:

Cl 2 + H 2 O ⇄ H + + Cl - + HClO

Burada oksidasyon meydana gelir - klorun azaltılması (orantısızlık). Bu reaksiyon su klorlandığında meydana gelir.

Brom ve iyot, organik çözücülerde sudan çok daha iyi çözünür: etanol, benzen, dietil eter. Bu özellik, sulu çözeltilerden brom ve iyotu çıkarmak için kullanılır.

Tıbbi uygulamada dezenfektan olarak sulu alkol (w(I 2) = %5) ve alkol (w(I 2) = %10) iyot çözeltileri kullanılmaktadır.

Elemental halojenler redoks reaksiyonları ile karakterize edilir. Bu reaksiyonlara halojen atomlarına elektronların eklenmesi ve halojenür iyonlarının oluşmasıyla H-G bağının bölünmesi eşlik eder.

Elemental halojenler güçlü oksitleyici maddelerdir ve hemen hemen tüm basit maddelerle (metaller ve metal olmayanlar) reaksiyona girerek halojenürler oluştururlar. Halojenler oksijen ve nitrojenle doğrudan etkileşime girmez. Halojenlerin metallerle reaksiyonu en hızlı şekilde gerçekleşir ve büyük miktarda ısı açığa çıkar. Örneğin, klor atmosferine yerleştirilen sodyum metali yanarak sodyum klorür oluşturur:

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

Klor, düşük sıcaklıklarda bile birçok metal olmayan maddeyle (fosfor, arsenik, antimon ve silikon) doğrudan reaksiyona girer. Böylece beyaz fosfor oda sıcaklığında klor atmosferinde tutuşur:

2P + 5Cl2 = 2PCl5

Benzer şekilde brom ve iyot da metaller ve metal olmayanlarla reaksiyona girer. Ancak brom ve iyotun kimyasal aktivitesi klorunkinden daha düşüktür.

Flor özellikle yüksek kimyasal aktivite sergiler. Böylece alkali metaller, demir, kurşunun yanı sıra metal olmayan S ve P, oda sıcaklığında bile flor atmosferinde tutuşur. Isıtıldığında asal gazlar ksenon ve kripton bile flor ile reaksiyona girer:

Xe + 2F2 = XeF4

En elektronegatif element olan flor, BeF 2 - MgF 2 - CaF 2 - SrF 2 -BaF 2 serisinde stabilitesi azalan grup IIA elementleriyle bileşikler oluşturur. Birçok biyokimyasal süreçte flor, Mg2+, Ca2+ ve diğer metal iyonlarını içeren enzimlerin aktif merkezlerini bloke ederek bir inhibitör görevi görür.

Element halojenlerin özelliklerinin karşılaştırılması, kimyasal aktivitelerinin F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2 -At 2 serisinde azaldığını göstermektedir. Örneğin flor, karanlıkta bile hidrojenle patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer. Klor, ışık olmadan hidrojenle reaksiyona girmez, ancak ısıtıldığında veya parlak ışıkta reaksiyon patlayıcı bir şekilde (zincir mekanizması yoluyla) gerçekleşir. Brom, hidrojenle yalnızca ısıtıldığında ve iyotla yalnızca güçlü bir şekilde ısıtıldığında ve o zaman bile tamamen değil, çünkü hidrojen iyodür ayrışmasının ters reaksiyonu oluşmaya başlar.

Halojenlerin farklı oksidatif özellikleri, canlı organizmaların biyoorganik maddeleri ve dokuları üzerindeki etkilerinde de kendini göstermektedir. Bu nedenle, güçlü bir oksitleyici madde olan gaz halindeki Cl2, gözlerin, burnun, gırtlağın mukoza zarlarında tahrişe ve ciddi akciğer hasarına neden olan toksik bir maddedir. Klorun aksine iyot, antiseptik etkiye sahip hafif bir oksitleyici maddedir. Ancak yüksek konsantrasyonlarda iyot ve uzun süreli kullanımla iyodizm belirtileri mümkündür (burun akıntısı, ürtiker, deri döküntüsü vb.).

Hidrojen halojenürler . -1 oksidasyon durumunu sergiledikleri halojen bileşikleri arasında pratik ve teorik açıdan en önemlilerinden biri hidrojen halojenürlerdir. Gaz halindeki NG'deki kimyasal bağ polar kovalenttir. Bağı gerçekleştiren elektron çifti, daha elektronegatif element olan halojene karşı güçlü bir eğilim gösterir.

BC yöntemi açısından bakıldığında NG'deki kimyasal bağ aynı karakterdedir.

Tüm hidrojen halojenürlerin elektronik yapısı aynı olduğundan, halojenin iyon yarıçapının artmasıyla F - I serisindeki NG'nin özellikleri monoton olarak değişir (HF hariç). HF - HCl - HBr - HI serisindeki NG moleküllerindeki kimyasal bağın gücündeki azalma, NG moleküllerinin atomlara ayrışma entalpisinde bir azalmaya ve entalpi ve Gibbs oluşum enerjisinde bir artışa yansır. NG molekülleri.

Serbest halojenlerde olduğu gibi, HF-HCl-HBr-HI serisindeki bağ mukavemetindeki azalmanın nedeni, hidrojen ve halojen atomlarının yörüngelerinin örtüşme derecesindeki azalmadır.

HF-HCl-HBr-HI serisindeki bağın polaritesini karakterize eden dipol momenti 6,4'ten 1,3'e düşer. HF'nin maksimum polaritesine dayanarak şu varsayılabilir: 1) hidrojen halojenürlerin sudaki çözünürlüğü bu seride azalmalıdır; 2) Ortaya çıkan hidrohalik asitlerin gücü: HF (hidroflorik - hidroflorik), HCl (hidroklorik - hidroklorik), HBr (hidrobromik), HI (hidriyodik) de düşmelidir.

Bununla birlikte, deneysel verilerden, sırasıyla iyonlaşma derecesinin ve F'den I'ye kadar olan serilerdeki H-G asitlerinin kuvvetinin arttığı sonucu çıkmaktadır. Çözünürlük HF'den HCl'ye azalır, ancak HCl'den HI'ya doğru artar.

Hidrojen halojenür asitlerin çözünürlüğünde ve mukavemetinde gözlenen değişikliğin nedeni, G iyonlarının yarıçapında F - 'den I -' ye bir artış ve bunların hidrasyonunda bir azalmadır.

Gaz halindeki NG suda çözündüğünde hidrasyon meydana gelir. Bu durumda polar NG bağı kopar ve hidratlanmış iyonların oluşumu gözlenir. Hidratlanmış protonlar H + ve anyonlar I - birbirlerinden izole edilir. Etkileşimleri tamamen elektrostatik hale gelir. Ancak F - - Cl - - Br - - I - serisindeki iyon yarıçapları arttığından, hidronyum iyonu H3O + ile bu serideki halojenür iyonları arasındaki Coulomb etkileşimi azalır, bu da derecesinde bir artışa yol açar. HF-HCl-HBr-HI serisindeki hidrohalik asitlerin iyonizasyonu. Aynı değerlendirmelere dayanarak, bu seride NG'nin çözünürlüğündeki değişim de açıklanabilir.

Ele alınan örnek, çözünmüş maddelerin fizikokimyasal özelliklerinin doğru bir teorik tahmininin, yalnızca bu maddelerin moleküllerinin özellikleri değil, aynı zamanda bunların solvent ile etkileşimleri de dikkate alındığında mümkün olduğunu göstermektedir.

HF-HCl-HBr-HI serisinde çekirdekler arası mesafe arttıkça hidrojen halojenürlerin ve hidrohalik asitlerin indirgeme aktivitesi artar.

Böylece O2, halihazırda normal sıcaklıkta hidroiyodik asit ile indirgenir:

02 + 4H + + 4I - = 2H20 + 2I2.

Hidrobromik asit, dioksijenle daha yavaş reaksiyona girer ve hidroklorik asit, dioksijen tarafından hiç oksitlenmez. Asidik bir ortamda Cl - anyonunun kayıtsızlığı fizyoloji ve tıp açısından çok önemlidir.

Klorür iyonunun kayıtsızlığından dolayı birçok tıbbi preparatta bulunur. Sodyum klorür - izotonik (kütle fraksiyonu% 0,9) ve hipertonik (kütle fraksiyonu% 3-5-10) giriş çözeltileri tıbbi uygulamada yaygın olarak kullanılmaktadır. Hipertonik çözeltilerin kullanımı ozmoz yasalarına dayanmaktadır.

Klorür iyonu vücutta makro miktarlarda bulunur. Hidroklorik asit formunda mide suyunun gerekli bir bileşenidir. Hidroklorik asit sindirim sürecinde önemli bir rol oynar.

Mide suyu (pH 1'den 3'e kadar) H + katyonunu ve Cl -, H2PO 4 -, HSO 4 - anyonlarını içerir. Bununla birlikte, klorür iyonlarının Cl konsantrasyonu, diğer anyonların konsantrasyonunu önemli ölçüde aşmaktadır. Bu nedenle mide suyunda hidroklorik asit bulunduğunu ve kütle oranının yaklaşık %0,3 olduğunu söylüyorlar.

Midede hidroklorik asit üretmek için NaCl'ye ihtiyaç vardır - sofra tuzu. Hidroklorik asidin midenin mukoza zarındaki hücrelerden (Şekil 8.10) salınması aşağıdaki denklemle açıklanabilir:

H2CO3 (kan) + Cl - = HCO3 - (kan) + HCl (mide)

Pepsin enziminin aktif formuna geçişi için mide suyundan hidroklorik asit gereklidir. Pepsin, peptit bağlarının hidrolitik bölünmesiyle proteinlerin sindirimini sağlar (bu nedenle enzimin adı).

Klorun oksijen asitleri ve tuzları. Halojenlerin oksijen bileşikleri arasında klor oksijen asitleri ve bunların tuzları pratik uygulama açısından büyük öneme sahiptir. Klorun oksijen asitleri tuzlarından çok daha az kararlıdır.

Klor atomlarının +1 oksidasyon durumu sergilediği HClO bileşimindeki bir asit. özgür durumda izole değildir. Buna denir hipokloröz(hipoklorlu) ve tuzları - hipoklorit. Hipokloröz asit, klorun suyla reaksiyona sokulmasıyla üretilir:

Cl 2 + H 2 O ⇄ Cl - + HClO + H + .

Bu durumda, klor molekülünün atomlarından biri başka bir atomdan bir elektron bağlar ve indirgenir, diğer klor atomu ise bir elektron vererek oksitlenir:

Klorun hidroliz reaksiyonu tersine çevrilebilir ve güçlü bir şekilde sola kayar.

Asit HClO o kadar zayıftır ki karbonik asit bile onu hipoklorit çözeltilerinden uzaklaştırır:

NaClO + H2O + C02 = NaHC03 + HClO

Klorun hidroliz derecesi seyreltmeye bağlıdır. Toplam klor konsantrasyonunun 100'den 20 mmol/l'ye değişmesi, hidroliz derecesinin 0,33'ten 0,73'e çıkmasına neden olur. Bu nedenle, klorlu su her zaman Cl2 molekülleriyle birlikte önemli miktarda HClO içerir.

Hipokloröz asit kararsızdır ve sulu çözeltide bile ışığa maruz kaldığında parçalanır. Ayrışma mekanizması iki aşamada temsil edilebilir:

HClO + hν = HCl + [O]

burada [O] monooksijendir, oksijenin aktif formudur.

Hipokloröz asit çok güçlü bir oksitleyici maddedir; klorlu suyun bakterisidal ve ağartma etkisini açıklayan şey onun oluşumudur. HClO'nun ayrışması sırasında açığa çıkan monooksijen, boyaların rengini bozar ve mikroorganizmaları öldürür.

Hipokloröz asit, aşağıdaki şemalara göre organik bileşikler RN (R, organik bir radikaldir) ile reaksiyona girebilir:

RH + HClO= ROH + HCl

RН + HClO = RСl + H2O

onlar. hem oksitleyici bir madde hem de bir klorlama maddesi olarak.

Örneğin HClO, mikroorganizmaları oluşturan proteinleri yok eder (denatüre eder). Bu durumda klor, protein peptid bağlarındaki hidrojen atomlarının yerini alır:

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

Sonuç olarak proteinlerin ikincil yapısı bozulur ve bu da mikroorganizmaların ölümüne yol açar. Bu nedenle suyu dezenfekte etmek için klorlama kullanılabilir. Sulu klor çözeltilerinin bakterisidal etkisinin hem monooksijen oluşumu hem de hipokloröz asidin klorlama etkisi ile ilişkili olduğu anlaşılmaktadır. Klorlu sularda oluşan az miktardaki hidroklorik asit zararsızdır ve bu tür sular tüketime uygundur.

Hipokloröz asit, gaz halindeki Cl2'den daha güçlü bir oksitleyici maddedir. Bu deneysel olarak kanıtlanabilir: Kuru klor, kumaşları HClO içeren "ham" klora göre daha az etkili bir şekilde beyazlatır.

+1 oksidasyon durumu sergileyen brom ve iyot da HBrO oksijen asitlerini oluşturur (hipobromid) ve NIO (hipoidoz).

Cl-Br-I serisindeki oksijen içeren asitlerin mukavemeti, bu serideki halojen atomlarının kovalent yarıçapındaki artışa bağlı olarak azalır ve buna O-G kovalent bağının zayıflaması eşlik eder.

Cl'den I'ye kadar olan serideki NGO'nun oksidatif özellikleri de azalır ve göreceli stabilite artar. Bu nedenle STK'ları ısıtırken veya ışığa maruz bırakırken

2NGO(r) = 2NG(r) + 02(g).

İyotun antiseptik ve dezenfektan etkisinin kimyası birçok yönden klorun etkisine benzer. Böylece, klor gibi iyot, mikroorganizmaların protein moleküllerindeki nitrojen atomlarından gelen hidrojen atomlarının yerini alır ve bu da onların ölümüne yol açar:

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

Tıbbi uygulamada, günlük yaşamda ve endüstride, hipokloröz asit tuzlarının yanı sıra halojenlerin aktif formlarını ortadan kaldıran klor ve iyot preparatları kullanılır.

Klorlu suya alkali eklenirse, hipokloröz ve hidroklorik asitlerin nötrleştirilmesi nedeniyle klor hidrolizinin dengesi sağa kayacaktır (Le Chatelier prensibi):

HCl + HClO + 2KOH = KCl + KClO + 2H20

veya iyonik formda:

HClO + OH - = OCl - + H20

Bu şekilde elde edilen potasyum klorür ve hipoklorit çözeltisine denir. Cirit suyu. Kumaşların ağartılmasında kullanılır. Ağartma özellikleri, potasyum hipokloritin su varlığında karbon monoksit (IV) ile etkileşime girmesinden kaynaklanmaktadır:

KClO + H2O + CO2 = HClO + KHCO3

veya iyonik formda:

ClO - + H2O + CO2 = HClO + HCO3 -

onlar. Boyaları yok eden hipokloröz asit oluşur.

Kalsiyum (II) hidroksitin klor ile işlenmesiyle, adı verilen bir karışım elde edilir. çamaşır suyu veya çamaşır suyu:

2Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + 2H20 + CaCl2

Aşağıdaki yapısal formüle sahip, hidroklorik ve hipokloröz asitlerin karışık bir tuzu olarak düşünülebilir:

Kireç klorür, keskin kokulu beyaz bir tozdur, güçlü bir oksitleyici maddedir ve dezenfektan, ağartma ve gaz giderme maddesi olarak kullanılır.

Nemli havada CaOCl2, karbon monoksit (IV) ile etkileşime girerek, daha önce tartışıldığı gibi monooksijen oluşturmak üzere ayrışarak yavaş yavaş hipokloröz asit açığa çıkarır. Hidroliz sonucunda HClO da açığa çıkar:

Ca(OCl)Cl + H2O ⇄ CaOH + + HClO + Cl -

Çamaşır suyu hidroklorik asite maruz kaldığında serbest klor açığa çıkar:

Ca(OCl)Cl + 2HCl = CaCl2 + Cl2 + H20

Ba(ClO2)2 + H2S04 = 2HClO2 + BaS04

Hipokloröz asit ısıtıldığında kolayca ayrışır ve perklorik asit HClO3:

3HOСl = 2HCl + HClO3

Perklorik asit molekülünde klor atomu +5 oksidasyon durumu sergiler. Perklorik asit tuzlarına denir. kloratlar. Kloru soğukta değil KOH gibi sıcak bir alkali çözeltiden geçirirseniz, KClO yerine KClO3 oluşur:

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H20

Reaksiyon ürünleri potasyum klorür ve potasyum klorat - KClO3'tür (Berthollet tuzu). Hipokloröz asit serbest halde izole edilmemiştir, ancak HClO ve HClO2'den farklı olarak konsantre çözeltileri (%40'a kadar) bilinmektedir. Hipokloröz asit güçlü bir asittir). Oksidatif aktivite açısından HClO3, HClO2'den daha düşüktür.

Büyük miktarlarda kloratlar zehirlidir.

Perklorik (perklorik) asit HClO 4 (klor atomunun oksidasyon durumu +7'dir) patlayabilen renksiz bir sıvıdır, ancak sulu çözeltileri oldukça stabildir. Perklorik asit bilinen tüm asitlerin en güçlüsüdür.

HClO4'ün oksidatif aktivitesi HClO3'ünkinden daha azdır ve asidik özellikleri daha belirgindir. Kuru haldeki perklorik asit tuzları - perkloratlar güçlü oksitleyici maddelerdir ve içerdikleri inorganik bileşenlerin belirlenmesinde çeşitli biyomateryallerin mineralizasyonu için kullanılır.

Klor oksijen asitlerinin özelliklerini karşılaştırarak aşağıdaki sonuçları çıkarabiliriz: HClO-HClO2 -HClO3 -HClO4 serisinde klorun oksidasyon derecesi arttıkça asitlerin gücü artar.

Asidik özelliklerdeki değişimin bu doğası, HO-Cl, HO-ClO, HO-ClO2, HO-ClO3 serisindeki oksijen atomlarının sayısı arttıkça O-H bağının gücünün zayıflamasıyla açıklanmaktadır. Oksijen atomu sayısındaki artışla (Cl-O bağlarının sayısındaki artış) asitlerin mukavemetindeki keskin artış, elektron yoğunluğunun H-O bağından Cl-O bağına çekilmesiyle açıklanabilir.

Klor oksijen asitlerinin oksidatif özelliklerinin karşılaştırılması, ClO - - ClO 2 - - ClO 3 - - ClO 4 - anyon serisinde oksitleme yeteneğinin azaldığını göstermektedir. Oksidatif aktivitedeki değişimin bu doğası, σ- ve π-bağlarının oluşumuna katılan elektron sayısındaki artışa bağlı olarak belirtilen anyon serilerindeki stabilitenin artmasıyla açıklanabilir.

Halojenlerin karmaşık bileşikleri. Halojenler kompleks bileşiklere hem ligand hem de kompleks oluşturucu ajanlar olarak dahil edilir. Grup VIIA elementleri, metal iyonları ile ligandlar olarak kompleks oluşumuna daha yatkındır. Tipik olarak halojenür komplekslerinin stabilitesi F>Cl>Br>I sırasıyla azalır, ancak bazı metal iyonları için ters sıra gözlenir.

Kompleks halojenürlerin oluşumu canlı organizmalarda da meydana gelir. Bu nedenle, aşırı florür iyonlarının vücut üzerindeki toksik etkisi, E enzimlerinin aktif merkezlerinde bulunan metal katyonlarla florür komplekslerinin oluşumu ile ilişkilidir:

E-M n + + F - → [E-M-F] n -1

Metalin serbest yörüngesinin bloke edilmesi sonucunda enzim aktivitesi baskılanır.

Tıpta kullanılan önemli kompleks halojen bileşikleri antitümör ilaçlardır (kemoterapi). Cis-diamindikloroplatin (II) [Pt(NH3)2Cl2] ve cis-diamintetrakloroplatin (IV) [Pt(NH3)2Cl4] aktif kabul edilir.

Kompleks oluşturucu maddenin bir halojenür iyonu olduğu ve ligandların halojen molekülleri olduğu kompleksler bilinmektedir. Bu tür bileşim komplekslerine [Г∙(Г 2) x ] denir polihalojenürler. Bu nedenle, potasyum iyodür varlığında moleküler iyotun sudaki çözünürlüğünün artması, kompleks bir iyonun oluşumuyla ilişkilidir:

ben - + ben 2 ⇄ -

Kompleksin ayrışması (geri dönüşümlü reaksiyon), çözeltide bakterisit özelliklere sahip olan elementel iyodürün varlığını sağlar. Bu nedenle tıbbi uygulamada CI ilaveli bir iyot çözeltisi kullanılır.

Değerlik elektronları atomun dış kabuğunda bulunur. Bunların sayısı, bir atomun oluşturabileceği olası kimyasal bileşiklerin sayısını belirler. Değerlik elektronlarının sayısını belirlemenin en iyi yolu periyodik tabloyu kullanmaktır.

Adımlar

Bölüm 1

Geçişsiz metaller

Periyodik tablonun her sütununu 1'den 18'e kadar numaralandırın (soldaki ilk sütundan başlayarak). Kural olarak periyodik tablonun aynı sütunundaki tüm elementler aynı sayıda değerlik elektronuna sahiptir. Sütunlar kimyasal elementlerin bölündüğü gruplardır.

• Örneğin, ilk sütun onunla başladığı için hidrojenin (H) üstüne 1 sayısını yazın ve on sekizinci sütun onunla başladığı için helyumun (He) üstüne 18 sayısını yazın.

1. Şimdi periyodik tabloda değerlik elektron sayısını bulmak istediğiniz elementi bulun. Bunu, elementin sembolü (her hücredeki harfler), atom numarası (her hücrenin sol üst köşesindeki sayı) veya kullanabileceğiniz diğer bilgilerle yapabilirsiniz.

   • Örneğin karbonun (C) değerlik elektronlarının sayısını belirleyelim. Atom numarası 6 olup on dördüncü grup onunla başlar.
   • Bu alt bölümde 3'ten 12'ye kadar olan gruplarda yer alan geçiş metallerini dikkate almıyoruz. Bu elementler diğerlerinden biraz farklıdır, dolayısıyla burada anlatılan yöntemler onlara uygulanmaz. Geçiş metalleri bir sonraki alt bölümde tartışılacaktır.

2. Geçiş dışı metallerdeki değerlik elektronlarının sayısını belirlemek için grup numaralarını kullanın. Grup numarasındaki birimlerdeki sayı, elementlerin atomlarındaki değerlik elektronlarının sayısını belirler. Başka bir deyişle:

   • Grup 1: 1 değerlik elektronu
   • Grup 2: 2 değerlik elektronu
   • Grup 13: 3 değerlik elektronu
   • Grup 14: 4 değerlik elektronu
   • Grup 15: 5 değerlik elektronu
   • Grup 16: 6 değerlik elektronu
   • Grup 17: 7 değerlik elektronu
   • Grup 18: 8 değerlik elektronu (2 değerlik elektronuna sahip olan helyum hariç)
   • Örneğimizde karbon 14. grupta olduğundan, bir karbon atomunun dört değerlik elektronuna sahip olduğu sonucuna varabiliriz.

   Geçiş metalleri

   1. 3'ten 12'ye kadar olan gruplardaki öğeyi bulun. Geçiş metalleri bu gruplarda yer alır. Bu alt bölümde size bu tür elementlerin atomlarındaki değerlik elektronlarının sayısını nasıl belirleyeceğinizi anlatacağız. Bazı elementlerde değerlik elektronlarının sayısının belirlenemediğini unutmayın.

      • Örneğin tantalı (Ta) düşünün; atom numarası 73'tür. Daha sonra değerlik elektronlarının sayısını bulacağız (veya en azından bunu yapmaya çalışacağız).
      • Geçiş metallerinin, genellikle ana tablonun altında bulunan ve lantan ve aktinyum ile başlayan iki sıra element olan lantanitler ve aktinitleri (nadir toprak metalleri olarak da bilinir) içerdiğini unutmayın. Bütün bu elementler periyodik tablonun 3. grubuna aittir.

   2. Geçiş metallerinde değerlik elektronlarının sayısını belirlemenin neden zor olduğunu anlamak için elektronların atomlardaki dizilimi hakkında küçük bir açıklama yapmak gerekir.

   3. Geçiş metallerindeki değerlik elektronlarının sayısını belirlemek için grup numaralarını kullanın. Burada grup numarası genellikle olası değerlik elektronu sayısı aralığına karşılık gelir.

      • Grup 3: 3 değerlik elektronu
      • Grup 4: 2–4 değerlik elektronu
      • Grup 5: 2–5 değerlik elektronu
      • Grup 6: 2–6 değerlik elektronu
      • Grup 7: 2–7 değerlik elektronu
      • Grup 8: 2 veya 3 değerlik elektronu
      • Grup 9: 2 veya 3 değerlik elektronu
      • Grup 10: 2 veya 3 değerlik elektronu
      • Grup 11: 1 veya 2 değerlik elektronu
      • Grup 12: 2 değerlik elektronu
      • Örneğimizde tantal 5. grupta yer almaktadır, dolayısıyla atomunun iki ila beş değerlik elektronuna sahip olduğu sonucuna varabiliriz (duruma bağlı olarak).

   Bölüm 2

   Elektron Konfigürasyonunu Kullanarak Değerlik Elektronlarını Bulma

   1. Elektronik konfigürasyon, bir kimyasal elementin atomunun elektron yörüngelerindeki elektronların düzenlenmesi için bir formüldür.

      • Başka bir deyişle, bir atomun elektron yörüngelerini harfler ve sayılar kullanarak temsil etmenin basit ve görsel bir yoludur. Örneğin, sodyumun (Na) elektronik konfigürasyonunu düşünün:
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Elektronik konfigürasyonun aşağıdaki formüle göre oluşturulduğunu lütfen unutmayın:
      • (rakam)(harf) (üst simge rakam) (rakam)(harf) (üst simge rakam) ... ... ve benzeri. Burada(rakam)(harf)
      • bir elektron yörüngesinin tanımıdır ve (üst simge) o yörüngedeki elektronların sayısıdır.
      • Örneğimizde, sodyum atomunun 1s yörüngesinde 2 elektron artı 2s yörüngesinde 2 elektron artı 2p yörüngesinde 6 elektron artı 3s yörüngesinde 1 elektronu vardır. Toplamda 11 elektron vardır, bu doğrudur çünkü sodyumun atom numarası 11'dir.
        • Lütfen elektron kabuklarının alt seviyelerinin belirli sayıda elektrona sahip olduğunu unutmayın. Orbitaller için maksimum elektron sayısı aşağıdaki gibidir:
        • s: 2 elektron
        • p: 6 elektron
        • d: 10 elektron

   2. Artık elektronik konfigürasyonu nasıl çözeceğinizi biliyorsunuz, belirli bir elementin değerlik elektronlarının sayısını bulabilirsiniz (tabii ki geçiş metalleri hariç).

      • Problemde elektron konfigürasyonu verilmişse bir sonraki adıma geçin. Değilse, okumaya devam edin. İşte oganesson'un (Og; atom numarası 118) tam elektron konfigürasyonu:
      • 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 6d 10 7p 6 Şimdi, herhangi bir elementin elektron konfigürasyonunu belirlemek için, bu şablonu doldurmanız yeterlidir (elektronunuz kalmayana kadar). Göründüğünden daha kolay. Örneğin, atomu 17 elektrona sahip olan klorun (Cl; atom numarası 17) elektronik konfigürasyonunu belirleyin:
      • 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      • Toplam elektron sayısının 17 olduğuna dikkat edin: 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17. Önceki yörüngeler şablondakiyle aynı olduğundan son yörüngedeki elektron sayısını değiştirmeniz gerekir (çünkü bunlar Tamamen elektronlarla dolu).

   3. Elektronik konfigürasyonlarla ilgili ayrıntılar için okuyun. Orbitaller oktet kuralına göre elektronlarla doldurulur:

      • ilk iki elektron 1s yörüngesini, sonraki iki elektron 2s yörüngesini, sonraki altı elektron 2p yörüngesini doldurur (vb.). Geçişsiz metal atomlarını ele aldığımızda, bu yörüngelerin atomun çevresinde "yörünge kabukları" oluşturduğunu ve birbirini izleyen her kabuğun bir öncekinden daha uzakta olduğunu söyleriz. Yalnızca ilk kabuk iki elektron içerir ve diğer tüm kabuklar sekiz elektron içerir (yine geçiş metali atomları hariç). Buna oktet kuralı denir.
      • Örneğin bor (B)'yi düşünün. Atom numarası 5 olan bor atomu beş elektron içerir ve elektronik konfigürasyonu şu şekildedir: 1s 2 2s 2 2p 1. İlk yörünge kabuğunun yalnızca iki elektronu olduğundan borun yalnızca iki kabuğu olduğu sonucuna varabiliriz: birincisi iki elektronlu (1s yörüngesinde), ikincisi ise üç elektronlu (2s ve 2p yörüngesinde).

   4. Başka bir örnek olarak, üç yörünge kabuğuna sahip olan kloru (Cl) ele alalım: birincisi 1s yörüngesinde iki elektrona sahip, ikincisi 2s yörüngesinde iki elektrona ve 2p yörüngesinde altı elektrona sahip, üçüncüsü ise 2s yörüngesinde iki elektrona sahip. 3s yörüngesi ve 3p yörüngesinde beş elektron. Bu, belirli bir elementin değerlik elektronlarının sayısı olacaktır. Dış kabuk tamamen doluysa (başka bir deyişle sekiz elektrona veya ilk kabukta iki elektrona sahipse), o zaman element inerttir ve diğer elementlerle kolayca reaksiyona girmeyecektir. Yine bu kurallar geçiş metalleri için geçerli değildir.

      • Örneğin bor'u ele alalım. Borun dış kabuğunda üç elektron bulunduğundan borun üç değerlik elektronuna sahip olduğu sonucuna varabiliriz.

   5. Yörünge kabuklarının sayısını belirlemek için periyodik tablonun satırlarını kullanın. Periyodik tablodaki kimyasal elementlerin sıralarına periyot denir. Her periyot atomların elektron kabuklarının sayısına karşılık gelir. Bunu bir elementin değerlik elektronlarının sayısını belirlemek için kullanabilirsiniz; soldan başlayarak elementin bir periyottaki atom numarasını saymanız yeterlidir. Lütfen bu yöntemin geçiş metalleri için geçerli olmadığını unutmayın.

      • Örneğin selenyumun dört yörünge kabuğuna sahip olduğunu biliyoruz çünkü element dördüncü periyotta yer alıyor. Dördüncü periyodun (geçiş metallerini göz ardı ederek) altıncı elementi (soldan) olduğundan, dıştaki dördüncü kabuğun altı elektron içerdiği ve dolayısıyla selenyumun altı değerlik elektronuna sahip olduğu sonucuna varabiliriz.