Halogēni

No kreisās uz labo: hlors, broms un jods istabas temperatūrā. Hlors ir gāzveida agregātstāvoklī, broms ir šķidrs un jods ir cieta viela. Fluors tā lielās reaģētspējas dēļ attēlā nav iekļauts.

Halogēni (no grieķu: ἁλός (alos) — 'sāls' un γένος (genos) — 'radīt'), agrāk arī sāļraži[1], ir periodiskās tabulas VIIA grupas elementi. Tie visi ir aktīvi nemetāli. Halogēni ir: fluors, hlors, broms un jods. Dažreiz pie halogēniem pieskaita arī astatu. Halogēni brīvā veidā veido divatomu molekulas. Brīvā veidā normālos apstākļos fluors un hlors ir gāzes, broms ir šķidrums un jods (un astats) ir cietas vielas. Palielinoties atommasai, to ķīmiskā aktivitāte samazinās (samazinās halīdu stabilitāte). Reaģējot ar ūdeņradi, halogēni var veidot halogēnūdeņražskābes (fluorūdeņražskābe, hlorūdeņražskābe, bromūdeņražskābe un jodūdeņražskābe). Palielinoties halogēnu atommasai, samazinās šo skābju stabilitāte. Halogēni var veidot arī skābekli saturošas skābes (izņemot fluoru). Halogēniem ir iespējamas daudzas oksidācijas pakāpes (salīdzinot ar citu grupu elementiem), tāpēc var veidoties daudz skābju. Šīs skābes vispārīgā gadījumā ir mazāk stabilas par attiecīgajām halogēnūdeņražskābēm un to stabilitāte, palielinoties halogēnu atommasai, lielākoties palielinās.

Divatomu halogēnu molekulas

Halogēns Molekula Uzbūve Modelis Starpatomu attālums molekulā, pm
(gāzveida stāvoklī)		 Starpatomu attālums molekulā, pm
(cietvielas stāvoklī)		 Elektronegativitāte (pēc Polinga) Iespējamās oksidēšanas pakāpes
Fluors F2 143 149 4,0 –1
Hlors Cl2 199 198 3,0 –1; +1; +3; +5; +7
Broms Br2 228 227 2,8 –1; +1; +3; +5; +7
Jods I2 266 272 2,5 –1; +1; +3; +5; +7
Astats At2 2,2 –1; +1; +3; +5; +7

Palielinoties elementa atomskaitlim, samazinās tā reaģētspēja un pieaug tā viršanas temperatūra.

Reakcijas ar ūdeni

Fluors aktīvi reaģē ar ūdeni, veidojot skābekli (O2) un ūdeņraža fluorīdu (HF):[2]

2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(šķ)

Hlora aptuvenā šķīdība kilogramā ūdens istabas temperatūrā (21 °C) ir 7.1 g.[3] Izšķīdināts hlors reaģē ar ūdeni, veidojot hlorūdeņražskābi (HCl) un hipohlorskābi, ko izmanto kā dezinfekcijas līdzekli vai balinātāju:

Cl2(g) + H2O(l) → HCl(šķ) + HClO(šķ)

Broma šķīdība 100 gramos ūdens ir 3,41 grams[4], taču reaģē samērā lēni, veidojot bromūdeņražskābi (HBr) un hipobromskābi (HBrO):

Br2(g) + H2O(l) → HBr(šķ) + HBrO(šķ)

Joda šķīdība ūdenī ir ļoti maza (0,03 g/100 gramos ūdens 20 °C temperatūrā) un tas ar to tieši nereaģē.[5]

Atsauces

  1. ↑ «Sāļraži». Tēzaurs. Skatīts: 2012. gada 11 februārī.
  2. ↑ VIIA apakšgrupas elementu oksidētspēja (angliski). Chemguide.co.uk. Iegūts 2011-12-29.
  3. ↑ Hlora šķīdība ūdenī Archived 2012. gada 23. aprīlī, Wayback Machine vietnē. (angliski). Resistoflex.com. Iegūts 2011-12-29.
  4. ↑ Broma ķīmiskās īpašības (angliski). bromaid.org
  5. ↑ Iodine MSDS Archived 2012. gada 1. maijā, Wayback Machine vietnē. (angliski). Hazard.com (1998-04-21). Iegūts 2011-12-29.

Ārējās saites



Ķīmisko elementu periodiskā tabula
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc   Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga
As
Br Kr
Rb Sr Y   Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn
Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

Sārmu metāli Sārmzemju metāli Lantanīdi Aktinīdi Pārejas metāli Citi metāli Pusmetāli Citi nemetāli Halogēni Cēlgāzes
 
Autoritatīvā vadība