Halogenai

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[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

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[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

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	Molekulinė formulė	Atomo spindulys, nm	Elektrinis neigiamumas (pagal Polingą)	Neigiamasis oksidacijos laipsnis	Teigiamasis oksidacijos laipsnis
Fluoras	F	+9	2;8	F₂	0,064	4,0	–1	—
Chloras	Cl	+17	2;8;7	Cl₂	0,099	3,0	–1	+1; +3; +5; +7
Bromas	Br	+35	2;8;18;7	Br₂	0,114	2,8	–1	+1; +3; +5; +7
Jodas	I	+53	2;8;18;18;7	I₂	0,133	2,5	–1	+1; +3; +5; +7

Fizikinės savybės[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

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	Sąveika su vandeniliu
Fluoras	19	1,108 (duj.) –187 °C temperatūroje	–218	–188,1	Šviesiai žalsvai geltona	Jungiasi sprogdamas tamsoje ir nekaitinant
Chloras	35,5	1,56 (duj.) 0 °C temperatūroje	–101	–34,0	Geltonai žalia	Jungiasi tik šviesoje arba kaitinant
Bromas	80	3,12 (skyst.) 0 °C temperatūroje	–5,7	+59,5	Raudonai ruda	Jungiasi tik kaitinant; junginys patvarus
Jodas	127	4,93 (kiet.) 4 °C temperatūroje	+113	+185,2	Juodai violetinė	Jungiasi tik kaitinant; junginys nepatvarus

Gavimas[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

Halogenus galima gauti pramoniniu ir laboratoriniu būdu:^[1]

pramonėje: elektrolizuojant sulydytus KHF₂, NaCl;
laboratorijoje: oksiduojant halogenidus mangano dioksidu MnO₂, kalio permanganatu KMnO₂, kartu su rūgštmis.

Paplitimas[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

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

Nuorodos[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

Šaltiniai[redaguoti | redaguoti vikitekstą]

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

Vikižodynas

[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.

[1]

[2]