Halogenai

Straipsnis iš Vikipedijos, laisvosios enciklopedijos.
Peršokti į: navigaciją, paiešką

Halogènai (gr. hals 'druska' + genos 'giminė'; pažodžiui 'sudarantis druskas') – elementai, VIIA grupės nemetalai, sudarantys druskas, – fluoras, chloras, bromas ir jodas (seniau, o ir šiandien kai kuriuose šaltiniuose halogenams priskiria ir astatą, tačiau šis ne visada priskiriamas prie halogenų grupės, nes yra pusmetalis), turintys panašią išorinio elektronų sluoksnio struktūrą, taigi ir bendras chemines savybes.

Bendroji charakteristika[taisyti | redaguoti kodą]

Halogenų grupės nemetalai: nuodingos geltonai žalsvos spalvos fluoro dujos (matomos tik storais sluoksniais), nuodingos geltonai žalios spalvos chloro dujos, sunkus raudonai rudas nuodingas bromo skystis ir kietas tamsiai violetinis kristalinis jodas.

Halogenų grupę sudaro labai aktyvūs elementai, turintys būdingiausias nemetalų savybes. Visų jų atomai išoriniame elektroniniame sluoksnyje turi po 7 valentinius elektronus, todėl labai panaši jų sudaromų junginių forma ir savybės. Visi halogenai labai lengvai prisijungia po vieną elektroną, sudarydami neigiamus jonus, ir daug sunkiau juos atiduoda, nesudarydami laisvų teigiamų jonų. Gamtoje randami tik junginiuose. Laisvieji halogenai sudaro dviatomes molekules ir yra pavojingi: jų garai nuodingi, o bromas ir jodas gali nudeginti odą. Visi halogenai, tiesiogiai jungdamiesi su metalais, sudaro druskas, vadinamas halogenidais (pavadinimuose pridedama galūnė -idas, pavyzdžiui, fluoro ir metalo junginys vadinamas fluoridu).

Cheminės savybės[taisyti | redaguoti kodą]

Halogenams būdingas didelis cheminis giminingumas su metalais ir vandeniliu. Halogenų junginiai su pastaruoju nemetalu yra aštraus kvapo, drėgname ore rūkstančios dujos, kurios tirpsta vandenyje ir sudaro tirpalus su rūgštinėmis savybėmis (halogenų vandenilinės rūgštys):

2Cl2 + 2H2O → 4HCl(aq) (druskos rūgštis) + O (atominis deguonis)

Iš jų vėlgi lengvai gaunamos druskos, metalui tiesiogiai pakeičiant vandenilį:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

Su deguonimi halogenai gali jungtis tik netiesioginiu būdu.

Halogenai turi ir paprasčiausių skirtingų savybių: tai atominė masė ir nevienodas elektronų sluoksnių skaičius. Didėjant atominei masei ir elektroninių apvalkalų skaičiui, halogenų fizinės ir cheminės savybės silpnėja dėl valentinių elektronų traukos prie branduolio jėgos (tad pats aktyviausias iš grupės yra fluoras, nes turi mažiausią branduolio masę ir mažiausią elektronų sluoksnių skaičių). Lentelėje pavaizduotas dėsningas halogenų cheminių ir fizikinių savybių silpnėjimas, pradedant nuo fluoro viršuje: (minėta kryptimi silpnėja ir vandenilinių junginių patvarumas)

Elementas Cheminis simbolis Branduolio krūvis Elektronų konfigūracija Molekulinis modelis Molekulinė formulė Atomo spindulys, nm Elektrinis neigiamumas (pagal Polingą) Neigiamasis oksidacijos laipsnis Teigiamasis oksidacijos laipsnis
Fluoras
F
+9
2;7
Fluorine-3D-vdW.png
F2
0,064
4,0
–1
Chloras
Cl
+17
2;8;7
Chlorine-3D-vdW.png
Cl2
0,099
3,0
–1
+1; +3; +5; +7
Bromas
Br
+35
2;18;7
Bromine-3D-vdW.png
Br2
0,114
2,8
–1
+1; +3; +5; +7
Jodas
I
+53
2;8;18;18;7
Iodine-3D-vdW.png
I2
0,133
2,5
–1
+1; +3; +5; +7

Fizikinės savybės[taisyti | redaguoti kodą]

Remiantis kartu su atomo dydžiu ir elektronine konfigūracija dėsningai silpnėjančiomis savybėmis, paaiškinamos halogenų tarpusavio sąveika, kai reakcijų metu vienas halogenas lengviau išstumia kitą. Pavyzdžiui, fluoras lengvai išstumia chlorą, bromą ir jodą iš jų junginių su vandeniliu arba metalais. Chloras išstumia tiktai bromą ir jodą, o bromas gali išstumti tik jodą. Tai turi įtakos ir halogenų junginiams su deguonimi: kuo stipriau halogenas laiko savo elektronus, tuo sunkiau deguonies atomams (deguonis yra labai stiprus oksidatorius (!)) juos atimti iš halogenų. Todėl jodo deguoniniai junginiai patvaresni, negu tokie pat bromo ir chloro junginiai. Fluoro deguoninius junginius labai sunku gauti net netiesioginiu būdu.

Nuo halogenų, kaip ir bet kurių kitų elementų, cheminių savybių priklauso fizikinės: pagal pirmąją lentelę, iš viršaus į apačią didėja jų tankis, kyla lydymosi bei virimo temperatūra ir t. t.

Halogenas Atominė masė (suapvalinta) Tankis g/cm³ Lydymosi temperatūra, °C Virimo temperatūra, °C Spalva dujinėje būsenoje Pavyzdys Sąveika su vandeniliu
Fluoras
19
1,108 (duj.) –187 °C temperatūroje
–218
–188,1
Šviesiai žalsvai geltona F,9.jpg Jungiasi sprogdamas tamsoje ir nekaitinant
Chloras
35,5
1,56 (duj.) 0 °C temperatūroje
–101
–34,0
Geltonai žalia Chlorine-sample.jpg Jungiasi tik šviesoje arba kaitinant
Bromas
80
3,12 (skyst.) 0 °C temperatūroje
–5,7
+59,5
Raudonai ruda Br,35.jpg Jungiasi tik kaitinant; junginys patvarus
Jodas
127
4,93 (kiet.) 4 °C temperatūroje
+113
+185,2
Juodai violetinė I,53.jpg Jungiasi tik kaitinant; junginys nepatvarus

Gavimas[taisyti | redaguoti kodą]

Halogenus galima gauti pramoniniu ir laboratoriniu būdu:[1]

Paplitimas[taisyti | redaguoti kodą]

Lietuvoje halogeniniai junginiai yra randami sūriuose požeminiuose vandenyse ir Baltijos jūroje.[2]

Nuorodos[taisyti | redaguoti kodą]

Šaltiniai[taisyti | redaguoti kodą]

  1. Zita Dzedulionienė. Chemija: vadovėlis VIII–X klasei: suaugusiųjų ir savarankiškam mokymuisi. Kaunas: Šviesa, 2009, 111 p. ISBN 978-5-430-05433-5.
  2. Regina Jasiūnienė, Virgina Valentinavičienė. Chemija: vadovėlis 10 klasei. Kaunas: Šviesa, 2013, 32 p. ISBN 978-5-430-06167-8.