Հալոգեններ

Հալոգեններ (հուն․՝ ἁλός-աղ և γένος-ծնող, առաջացնող, քանի որ մետաղների հետ միանալիս առաջացնում են աղ), Մենդելեևի պարբերական համակարգի 7-րդ խմբի գլխավոր (Ա) ենթախմբի տարրերը^[1]՝ ֆտոր, քլոր, բրոմ, յոդ, աստատ^[2]։ Այդ անունը ստացել են այն պատճառով, որ բազմաթիվ մետաղների հետ առաջացնում են մեծ գործածություն ունեցող աղեր։

Խումբ →	17 (VIIA)
↓ Ենթախումբ
2	{{^&///{Պարբերական համակարգի տարր|view=center|rubber=1|number=9|fontsize=80%}}
3	17 Քլոր Cl 35,452 3s23p5
4	35 Բրոմ Br 79,904 3d104s24p5
5	53 Յոդ I 126,905 4d105s25p5
6	85 Աստատ At (210) 4f145d106s26p5
7	117 Թենեսսին Ts (294) 5f146d107s27p5

Առաջինը հայտնաբերվել է քլորը` 1774, մյուսները` մի քանի տասնամյակ անց.

• ֆտորը` 1886 թվականին
• բրոմը` 1826 թվականին
• յոդը` 1811 թվականին

Աստատը ռադիոակտիվ տարր է, գործնականում չի հանդիպում բնության մեջ, ստացվել է արհեստական ճանապարհով` միջուկային փոխարկման միջոցով, 1940 թվականին։

Ֆտոր F	Քլոր Cl	Բրոմ Br	Յոդ I

Բոլոր հալոգենները ոչ մետաղներ են, արտաքին էներգետիկ մակարդակում ունեն 7 էլեկտրոններ, ուժեղ օքսիդիչներ են։ Ամենաուժեղ օքսիդիչը ֆտորն է։ Բոլոր հալոգենները (բացի ֆտորը, որը ունի հաստատուն -1 օքսիդացման աստիճան) ունեն տարբեր օքսիդացման աստիճաններ (մինչև +7), որը բացատրվում է d ազատ օրբիտալով։ Աստատը բնության մեջ չի հանդիպում, ստացվել է արհեստական եղանակով։

Վալենտային էլեկտրոնները ns²np⁵, հեշտությամբ միացնելով 1 էլեկտրոն ավարտուն են դարձնում իրենց արտաքին շերտը HaL+1e=Hal⁻¹։ Հալոգենների օքսիդիչ հատկությունները փոքրանում է F>Cl>Br>J>At այս շարքում յուրաքանչյուր նախորդ տարր դուրս է մղում հաջորդին իր միացությունից։

Ընդհանուր բնութագիր

Վալենտային էլեկտրոնները ns²np⁵, հեշտությամբ միացնելով 1 էլեկտրոն ավարտուն են դարձնում իրենց արտաքին շերտը HaL+1e=Hal⁻¹։ Հալոգենների օքսիդիչ հատկությունները փոքրանում է ${\displaystyle {\mathsf {\Leftarrow F>Cl>Br>I>At\Rightarrow }}}$ շարքում յուրաքանչյուր նախորդ տարր դուրս է մղում հաջորդին իր միացությունից։

Հալոգենային տարրերի բնութագրերը

Հալոգեն	F	Cl	Br	I	At
Ատոմային համարը	9	17	35	53	85
Վալենտային էլեկտրոնները	2s²2p5	3s²3p5	4s²4p5	5s²5p5	6s²6p5
Ատոմի շառավիղը, նմ	0.064	0.099	0.114	0.133	0.144
Իոնի (R) շառավիղը, նմ	0.133	0.181	0.195	0.220	0.23
Իոնացման էներգիան, կՋ/մոլ	1.68 x 103	1.25 x 103	1.14 x 103	1.01 x 103	0.89 x 103
Խնամակցություն էլեկտրոնի նկատմամբ, կՋ/մոլ	3.38 x 102	3.47 x 102	3.38 x 102	3.18 x 102	-
Պարունակությունը երկրակևեղում,% ըստ զանգվածի	2.7 x 10−2	4.5 x 10−2	1.6 x 10−4	4 x 1010−5	հետքեր

Ինչպես երևում է աղյուսակից, շառավիղները ատոմային համարի մեծացման հետ մեծանում են, որ բացատրվում է էլեկտրոնային շերտերի ավելացմամբ, ինչն իր հերթին պայմանավորված է պարբերության համարի աճմամբ։ Շառավիղի մեծացումը հանգեցնում է տարրի՝ էլեկտրոն տալու հեշտացմանը, ինչը դրսևորվում է իոնացման էներգիայի արժեքների փոքրացման մեջ։

Հալոգեն	Մոլեկուլը	Կառուցվածքը	Մոդելը	d (X−X) / pm (գազի փուլը)	d (X−X) / pm (պինդ փուլ)
Ֆտոր	F2			143	149
Քլոր	Cl2			199	198
Բրոմ	Br2			228	227
Յոդ	I2			266	272
Աստատ	At2

Ֆիզիկական հատկություններ

Ֆտորը և քլորը խեղդող հոտով թունավոր գազեր են։ Բրոմը գորշ գույնի գարշահոտ հեղուկ է։ Յոդն ու աստատը պինդ նյութեր են՝ որոշակի մետաղական հատկություններով։ Յոդը բյուրեղային նյութ է, ունի սուբլիմվելու հատկությունները Հալոգեններն օժտված են մեծ էլեկտրաբացասականությամբ,որոշները ունեն ուրիշ ատոմներից իրենց էլեկտրոն միացնելու մեծ հակում։ Ատոմների շառավիղի մեծացման հետ էլեկտրոն միացնելու ուժը որոշ չափով պակասում է, որն արտահայտվում է էլեկտրոնի նկատմամբ խնամակցության էներգիայի արժեքների փոքրացմամբ։ Որը այն էներգիան է, որն անջատվում է, երբ ատոմն իրեն է միացնում մեկ էլեկտրոն։

Հալոգենները p-տարրեր են, արտաքին շերտում ունեն յոթ էլեկտրոն և էլեկտրոնային ութնյակ լրացնելու համար ընդունում են մեկ էլեկտրոն` ցուցաբերելով -1 օքսիդացման աստիճան։ Սա այն օքսիդացման աստիճանն է, որ հալոգենները դրսևորում են` որպես տիպիկ ոչմետաղներ առավել շատ միացություններում՝ հալոգենաջրածիններում և հալոգենիդներում։ Ֆտորից բացի, մյուս հալոգենները առաջացնում են այնպիսի միացություններ, որոնցում հանդես են բերում նաև դրական՝ հիմնականում +1, +3, +5, +7, երբեմն էլ միջանկյալ օքսիդացման աստիճաններ։

Ֆտորի ատոմում՝ 2-րդ էներգիական մակարդակում, չկա d-օրբիտալ, հետևաբար այդ տարրին, շնորհիվ իր մեկ չզույգված էլեկտրոնի, բնորոշ է 1 վալենտականությունը։

Մյուս հալոգենները ցուցաբերում են նաև բարձր վալենտականություններ՝ հիմնականում 3, 5, 7, որովհետև ունեն d-օրբիտալներ և p-ից d էլեկտրոնների անցման հնարավորություն։

Պարզ նյութ	Հալման ջերմաստիճան, °C	Եռման ջերմաստիճան, °C
F2	−220	−188
Cl2	−101	−34
Br2	−7	58
I2	113,5	184,885
At2	244	309

Հալոգենները սովորական ջերմաստիճաններում հանդես են գալիս երկատոմանի մոլեկուլներից բաղկացած պարզ նյութերի ձևով.
${\displaystyle {\mathsf {\Leftarrow F_{2},Cl_{2},Br_{2},I_{2},At_{2}\Rightarrow }}}$
Մոլեկուլային զանգվածի մեծացման հետ օրինաչափորեն փոխվում են նաև պարզ նյութերի ֆիզիկական վիճակները։

Հալոգենները չափազանց ակտիվ նյութեր են, եռանդուն կերպով փոխազդում են ջրածնի, մյուս ոչմետաղների և մետաղների հետ՝ առաջացնելով հալոգենիդներ և հալոգենաջրածիններ։ Բազմաթիվ կիրառություններ ունեն հալոգենների թթվածնային թթուներն ու դրանց աղերը։

Հալոգենների էներգիան
(կՋ/մոլ)^[3]

X	X2	HX	BX3	AlX3	CX4
F	159	574	645	582	456
Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Բոլոր հալոգենները ոչ մետաղներ են։ Ունեն 7 էլեկտրոններ, համարվում են օքսիդիչներ։ Ամենաուժեղ օքսիդիչը ֆտորն է։ Բոլոր հալոգենները (բացի ֆտորը, որը ունի հաստատուն օքսիդացման աստիճան -1) ունեն տարբեր օքսիդացման աստիճաններ մինչև +7 օքսիդացման աստիճան, որը բացատրվում է d ազատ օրբիտալով։

Աստատը բնության մեջ չկա, ստացվել է արհեստական եղանակով։ Վալենտային էլեկտրոները ns²np⁵, հեշտությամբ միացնելով 1 էլեկտրոն ավարտուն են դարձնում իրենց արտաքին շերտը HaL+1e=Hal⁻¹։ Հալոգենների օքսիդիչ հատկությունները փոքրանում է F>Cl>Br>J>At այս շարքում յուրաքանչյուր նախորդ տարր դուրս է մղում հաջորդին իր միացությունից։

Քիմիական հատկություններ

Հալոգենները քիմիապես շատ ակտիվ նյութեր են, փոխազդում են բազմաթիվ պարզ և բարդ նյութերի հետ։ Նրանք բոլորը ցուցաբերում են բարձր օքսիդիչ հատկություն։ Ֆտորը ամենաէլեկտրաբացասական տարրն է (ԷԲ = 3.98)։ Առանց բացառության փոխազդում է բոլոր մետաղների հետ, օրինակ՝

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3F_{2}\longrightarrow 2AlF_{3}+2989}}}$ Կջ

${\displaystyle {\mathsf {2Fe+3F_{2}\longrightarrow 2FeF_{3}+1974}}}$ Կջ

Ցածր ջերմաստիճանում փոխազդում է ոչ մետաղների հետ, օրինակ՝

${\displaystyle {\mathsf {2P+5F_{2}\longrightarrow 2PF_{5}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2S+3F_{2}\longrightarrow 2SF_{6}}}}$

Տաքացնելիս ֆտորը օքսիդացնում է բոլոր հալոգեններին՝

${\displaystyle {\mathsf {Hal_{2}+F_{2}\longrightarrow 2HalF}}}$

որտեղ Hal = Cl, Br, I, At։

Ֆտորն օքսիդացնում է նույնիսկ ազնիվ գազերը` Kr, Xe, Rn.

${\displaystyle {\mathsf {Xe+F_{2}\longrightarrow 2HF}}}$

Ֆտորը փոխազդում է նաև բարդ նյութերի հետ, որի արդյունքում մեծ քանակությամբ էներգիա է կորցնում։ Նույնիսկ օքսիդացնում է ջուրը, օրինակ`

${\displaystyle {\mathsf {F_{2}+3H_{2}O\longrightarrow OF_{2}+4HF+H_{2}O_{2}}}}$

Չնայած կապի էներգիան քլորի մոլեկուլում բավական մեծ է՝ 242 կՋ/մոլ, սակայն քլորը քիմիապես շատ փոխազդունակ է, օժտված է մեծ էլեկտրաբացասականությամբ։ Քլորի ատոմն ուժգնորեն իրեն է միացնում 1 էլեկտրոն և վերածվում շատ կայուն քլորի իոնի։

Քլորն ուժեղ օքսիդիչ է և եռանդուն կերպով փոխազդում է բոլոր մետաղների ու բազմաթիվ ոչմետաղների հետ։ Անմիջապես չի փոխազդում ածխածնի, N₃-ի, O₃-ի և ազնիվ գազերի հետ։ Մետաղներից շատերն այրվում են քլորի մթնոլորտում` առաջացնելով սպիտակ փոշի, որը կազմված է քլորիդների մանր բյուրեղներից.

${\displaystyle {\mathsf {2Na+Cl_{2}\longrightarrow 2NaCl}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Fe+Cl_{2}\longrightarrow 2FeCl_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Cu+Cl_{2}\longrightarrow CuCl_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3Cl_{2}\longrightarrow 2AlCl_{3}}}}$

Ֆոսֆորի այրման ժամանակ կարող է գոյանալ երկու քլորիդ.

${\displaystyle {\mathsf {2P+3Cl_{2}\longrightarrow 2PCl_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2P+5Cl_{2}\longrightarrow 2PCl_{5}}}}$

Յուրահատուկ ռեակցիա է քլորի փոխազդեցությունը ջրածնի հետ, որը խթանվում է լույսի ազդեցությամբ և ընթանում է ջերմության անջատմամբ.

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\longrightarrow 2HCl}}}$

Այս փոխազդեցությունն ունի ռադիկալային շղթայական բնույթ, այդ պատճառով կարող է վերածվել պայթյունի, եթե ելանյութերից բաղկացած գազային խառնուրդը ենթարկվի ուժեղ լուսավորման։ Քլորը լուծվում է ջրում` առաջացնելով քլորաջուր, որում հալոգենի մի մասը դարձելիորեն փոխազդում է ջրի հետ՝ ըստ հետևյալ ռեակցիայի.

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow HCl+HClO}}}$

Սակայն քլորի մեծ մասը՝ շուրջ 70%-ը, քլորաջրում լինում է մոլեկուլների ձևով։ Ի դեպ՝ բրոմի և յոդի ջրային լուծույթներում ևս, որոնք կոչվում են բրոմաջուր և յոդաջուր, հալոգենները գերազանցապես մոլեկուլային տեսքով են։ Քլորաջուրն օժտված է գունաթափող և օքսիդավնող հատկությամբ, ինչը հիմնականում պայմանավորված է հիպոքլորային թթվի քայյքայման հետևանքով գոյացնող ատոմային թթվածնով.

${\displaystyle {\mathsf {HClO\longrightarrow HCl+O}}}$

Յուրահատուկ է նաև քլորի փոխազդեցությունը սենյակային ջերմաստիճանում ալկալիների ջրային լուծույթի հետ, որի հետևանքով գոյանում է երկու աղի՝ քլորիդի և հիպոքլորիտի խառնուրդ։ Օրինակ՝

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KOH\longrightarrow KCl+KClO+H_{2}O}}}$

Հալոգեններից բրոմը կարմրագորշ, թունավոր հեղուկ է։ Ուժեղ օքսիդիչ է և անմիջականորեն փոխազդում է շատ մետաղների ու գրեթե բոլոր ոչ մետաղների հետ, բացառությամբ O₂, N₂, C և ազնիվ գազերի.

${\displaystyle {\mathsf {Al+3Br_{2}\longrightarrow 2AlBr_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Si+2Br_{2}\longrightarrow SiBr_{4}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Br_{2}\longrightarrow 2HBr}}}$

Առավել կայուն են այն միացությունները, որոնցում բրոմը ցուցաբերում է -1 և +5 օքսիդացման աստիճան։ Քիմիական փոխարկումներում որպես օքսիդիչ հաճախ օգտագործուվում է կալիումի բրոմատը` KBrO₃:

Բրոմը տալիս է միացման ռեակցիաներ չհագեցած օրգանական միացությունների, օրինակ` էթիլենի հետ.

${\displaystyle {\mathsf {CH_{2}=CH_{2}+Br_{2}\longrightarrow CH_{2}Br-CH_{2}Br}}}$

Այդ ռեակցիաներում հաճախ օգտագործվում է բրոմաջուրը, որը ծառայում է նաև որպես չհագեցած միացությունների հայտնաբերման միջոց։ Ռեակցիայի հետևանքով բրոմաջուրը գունաթափվում է։

Հալոգեններից յոդը սովորական պայմաններում սև-մանուշակագույն բյուրեղային նյութ է, որը թույլ տաքացնելիս փոխարկվում է մանուշակագույն գոլորշու՝ առանց հեղուկանալու.

${\displaystyle {\mathsf {I_{2}+I\longrightarrow I_{3}}}}$

Յոդը ցնդումը պայմանավորված է մոլեկուլային բյուրեղացանցով և միջմոլեկուլային թույլ փոխազդեցության ուժերով։ Յոդը լուծվում է ջրում. 1 լիտրում 0,3395 գ, 25°C ջերմաստիճանում։ Սա ավելի քիչ է քան բրոմը, յոդի ջրային լուծույթը կոչվում է «յոդի ջուր» Աստատը քիչ ռեակցունակ է, քան յոդը, բայց աստատը նույնպես փոխազդում է մետաղների հետ, օրինակ լիթիում.

Հիմնական հոդված՝ Աստատ

${\displaystyle {\mathsf {2Li+At_{2}\longrightarrow 2LiAt}}}$

Իսկ դիսոցելիս ձևափոխվում է ինչպես անիոնի, այնպես էլ կատիոնի At⁺.

2HAt=H⁺+At^-+H^-+At⁺

Բնության մեջ և ստացում

Հալոգենները բնության մեջ հանդիպում են գերազանցապես միացությունների ձևով։

Ֆտորի ամենատարածված միացություններն են ֆլյուորիտը` CaF<sub>2</sub>, կիրոլիտը` Na₃AlF₆, ֆտորապատիտը` 3Ca₃(PO₄)·CaF₂: Ֆտորը ստանում են հիմնականում կալիումի ֆտորիդի հալույթի էլեկտրոլիզով.

${\displaystyle {\mathsf {2KF\longrightarrow 2K+F_{2}}}}$

Քլորի բնական միացություններից են կերակրի աղը` NaCl, սիլվինը` KCl, կառնալիտը` KCl·MgCl₂·6H₂O և այլն։ Արդյունաբերությունում քլորը ստանում են կերակրի աղի ջրային լուծույթի էլեկտրոլիզով.

${\displaystyle {\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\longrightarrow H_{2}+Cl_{2}+2NaOH}}}$

Լաբարատորիայում ստանում են աղաթթվի օքսիդացմամբվ MnO₂-ով կամ KMnO₄-ով.

${\displaystyle {\mathsf {4HCl+MnO_{2}\longrightarrow Cl_{2}+MnCl_{2}+2H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {16HCl+2KMnO_{2}\longrightarrow 5Cl_{2}+2MnCl_{2}+2KCl+8H_{2}O}}}$

Բրոմի և յոդի միացություններ են պարունակում բնական ջրերը, որոնցից էլ կորզում են այդ հալոգենները՝ օգտագործելով քլորի օքսիդիչ հատկությունը.

${\displaystyle {\mathsf {2KBr+Cl_{2}\longrightarrow 2KCl+Br_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3F_{2}\longrightarrow 2AlF_{3}+2989}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Fe+3F_{2}\longrightarrow 2FeF_{3}+1974}}}$

Կիրառություն

Հալոգեններն ու դրանց միացություններն ունեն վիթխարի կիրառություններ մարդկային գործունեության ամենատարբեր ոլորտներում, ինչպես նաև կենսաբանական կարևորագույն նշանակություն բույսերի և կենդանիների նորմալ աճի ու գոյատևման համար։

Ֆտոր

Ֆտոր

Հիմնական հոդված՝ Ֆտոր

Ֆտորը լայնորեն օգտագործվում է որոշ օրգանական նյութերի՝ սառնագենտների և ֆտորոպլաստների արտադրության համար։ Ձեզ ծանոթ է սառնարաններում գործածվող ֆրեոնը` CCl₂F₂ դյուրաեռ հեղուկը, որը գոլորշացման ենթարկվելիս (ճնշումը կտրուկ փոքրացնելու միջոցով) շրջապատից խլում է մեծ քանակով ջերմություն։ Նշված նյութը, որի քիմիական անունն է երկքլորկֆտորմեթան, օգտագործվում է է նաև որպես պրոպելենտ (ցնդելիություն ապահովող նյութ) զանազան օդակախույթներում և կենցաղային հոտազերծիչներում։ասա извини

Ֆտորաջրածնական թթուն` HF, օգտագործվում է ապակին խածատելու՝ վրան նախշեր և գրություններ անելու համար, որը հիմնված է ձեզ արդեն ծանոթ հետևյալ ռեակցիայի վրա.

${\displaystyle {\mathsf {2SiO_{2}+4HF\longrightarrow SiF_{4}+2H_{2}O}}}$

Հեղուկ ֆտորը՝ F₂ (հաճախ թթվածնի հետ միասին), ծառայում է որպես օքսիդիչ հրթիռային վառելիքի համար։ Ֆտորը լայն կիրառություն է ստացել ինչպես սովորական, այնպես էլ «հարստացված» ուրանի արտադրության մեջ։ Ուրանի հանքաքարերից նախ ստանում են այդ մետաղի քառաֆտորիդը՝ UF₂, որից էլ այնուհետև՝ մետաղական ուրանը։

Հարկ է իմանալ, որ ատոմային էլեկտրակայաններում որպես էներգիայի աղբյուր օգտագործվում է ոչ թե բնական, այլ U իզոտոպով հարստացված ուրանը։ Վերջինիս պարունակությունը բնական ուրանում շատ քիչ է՝ շուրջ 2%, այնինչ այդ ռադիոակտիվ իզոտոպի տրոհման շղթայական ռեակցիան իրականացնելու համար անհրաժեշտ է մեծացնել դրա պարունակությունը բնական ուրանում։ Այդ նպատակին հասնում են՝ օգտագործելով դիֆուզիայի երևույթը, որի հիմքում գազային վիճակում ²³⁵UF₆ և ²³⁸UF₆ մոլեկուլների շարժման տարբեր արագություններն են

Քլոր

Քլոր

Հիմնական հոդված՝ Քլոր

Արդյունաբերությունում քլորից ստանում են քլորաջրածին և աղաթթու։ Քլորի ջրային լուծույթի մանրէասպան հատկության վրա է հիմնված բնակչությանը ջուր մատակարարող կայաններում գազային քլորի օգտագործումը, հատկություն, որը պայմանավորված ատոմային թթվածնի գոյացմամբ.

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\longrightarrow HCl+HClO}}}$

${\displaystyle {\mathsf {HClO\longrightarrow HCl+O}}}$

Քլորից ստանում են նաև ժավելային հեղուկ, որն օգտագործվում է սպիտակեղենի լվացման համար։ Մեծ քանակներով արտադրվում է քլորակիր, որը կիրառվում է թղթի արդյունաբերությունում՝ մանրաթելերի սպիտակեցման համար։ Քլորակիրը երկու աղի խառնուրդ է, որն առաջանում է հանգած կրի կախույթի մեջ քլորը անցկացնելիս.

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2Ca(OH)_{2}\longrightarrow CaCl_{2}+Ca(OH)_{2}+2H_{2}O}}}$

Քլոր

Այդ աղերը հաճախ ներկայացվում են մեկ միացյալ բանաձևով՝ CaOCl₂։ Հիպոքլորիտները՝ KClO, Ca(ClO)₂, ինչպես նաև քլորի(IV) օքսիդը՝ ClO₂, օգտագործվում են նաև ախտահանման նպատակներով։

Կալիումի քլորատը` KClO<sub>3</sub> , ուժեղ օքսիդիչ է, վերականգնիչների հետ առաջացնում է պայթուցիկ խառնուրդներ, օգտագործվում է լուցկու, բենգալյան կրակների և հրավառության համար խառնուրդների արտադրությունում։ Նատրիումի քլորատը` NaClO₃, ծառայում է որպես մոլախոտերի դեմ պայքարի միջոց։ Կալիումի և ամոնիումի պերքլորատները` KClO₄, NH₄ClO₄ օգտագորխվում են հրթիռային տեխնիկայում որպես օքսիդիչներ։

Մեծ քանակներով քլոր օգտագործվում է քլոր պարունակող օրգանական նյութեր` լուծիչներ, մոնոմերներ և պոլիմերներ, թունաքիմիկատներ, ստանալու համար։

Բրոմ

Բրոմ

Հիմնական հոդված՝ Բրոմ

Արծաթի բրոմիդը` AgBr, լուսազգայուն նյութ է և օգտագործվում է լուսանկարչական թղթի ու ժապավենի արտադրությունում.

${\displaystyle {\mathsf {2AgBr\longrightarrow 2Ag+Br_{2}}}}$

Յոդ

Հիմնական հոդված՝ Յոդ

Արծաթի յոդիտի` AgI, փոշին ցրելով ամպերի մեջ՝ առաջացնում են արհեստական անձրև և այդպիսով կանխում հնարավոր կարկուտը։ Յոդը լայնորեն օգտագործվում է վերլուծական քիմիայում՝ յոդաչափական եղանակով զանազան նյութերի ճշգրիտ քանակներ որոշելու համար։ Յոդի հետքերի հայտնաբերման նպատակով այդ հետազոտություններում գործածվում է նաև օսլայաջուր, որը հալոգենի աննշան քանակներից անգամ ստանում է վառ կապույտ գույն։

Կենսաբանական նշանակություն

Հալոգենները կենսականորեն շատ անհրաժեշտ տարրեր են և օրգանիզմում բացառապես -1 օքսիդացման աստիճանում են։

Ֆտոր

Ֆտորը հիմնականում տեղայնացված է ատամներում, եղունգներում և ոսկրային հյուսվածքներում։ Ատամի արծնի հիմնական բաղադրիչ մասը ֆտորապատիտն է՝ 3Ca(PO₄)₂·CaF₂, որի պակասը օրգանիզմում առաջ է բերում կարիես հիվանդությունը։ Դա կանխելու համար ատամի մածուկի մեջ ներմուծում են կալիումի ֆտորիդ՝ KF։

Քլոր

Ձախից աջ քլորը, բրոմը և յոդ սենյակային ջերմաստիճանում:Քլորը գազ է, բրոմը հեղուկ, յոդը պինդ: Ֆտոր չի կարող ընդգրկվել պատկերով անոթի մեջ շնորհիվ իր բարձրռեակտիվության պատճառով

Քլորի զանգվածային բաժինն օրգանիզմում կազմում է 0,15%։ Քլորիդ իոններ է պարունակում արյան պլազման՝ գերազանցապես NaCl և KCl աղերի լուծույթների ձևով։ Դրանք կարգավորում են օսմոտիկ ճնշումը, ապահովում են իոնների հոսքը բջջային մեմբրանների միջոցով, ակտիվացնում են ֆերմենտները։ Կերակրի աղի օրական պահանջը 5-10 գ է։

Մարդու և կենդանիների ստամոքսում արտադրվում է աղաթթու, որը կազմում է ստամոքսահյութի 0,3%-ը և անհրաժեշտ է սննդի նորմալ մարսողության, ինչպես նաև սննդի հետ օրգանիզմում ներթափանցող հիվանդագին մանրէները ոչնչացնելու համար։ Բժշկության մեջ լայնորեն օգտագործվում են կերակրի աղի ֆիզիոլոգիական և հիպերտոնիկ լուծույթները։

• Ֆիզիոլոգիական լուծույթ՝ NaCl-ի 0,9 %-անոց ջրային լուծույթ
• Հիպերտոնիկ լուծույթ՝ NaCl-ի 3-10 %-անոց ջրային լուծույթ

Բրոմ

Կենտրոնական նյարդային համակարգը շատ զգայուն է բրոմիդի իոնի՝ Br², նկատմամբ, որն ունի հանդարտեցնող ազդեցություն։ Այդ պատճառով բրոմ պարունակող դեղամիջոցներն օգտագործվում են նյարդային գրգռվածությամբ տառապող հիվանդների բուժման համար։

Յոդ

Մարդու օրգանիզմը պարունակում է շուրջ 25 մգ յոդ, որը հիմնականում կուտակված է վահանձև գեղձում։ Վերջինում յոդի պակասը առաջ է բերում խպիպ ծանր հիվանդությունը, որի կանխման համար կերակրի աղին խառնում են կալիումի յոդիդի (1 կգ NaCl-ին՝ 1-2 գ HI)։ Յոդի սպիրտային լուծույթը (5-10 %-անոց) օգտագործվում է բժշկության մեջ մաշկի բորբոքումների և վնասվածքների դեպքում՝ որպես վարակազերծող և արյան հոսքը դադարեցնող միջոց։

Հալոգենաջրածիններ

Հալոգենաջրածինները և դրանց ջրային լուծույթները, հատկապես քլորաջրածնական ու ֆտորաջրածնական թթուները, ինչպես նաև հալոգենիդներն ունեն մեծ կիրառություն լաբարատոր հետազոտություններում և արդյունաբերական արտադրություններում։ Հալոգենաջրածիններն ունեն HHl ընդհանուր բանաձևը.

${\displaystyle {\mathsf {\Leftarrow HF,HCl,HBr,HJ,HAt\Rightarrow }}}$

Հալոգենաջրածիններում բևեռային են ոչ միայն կովալենտային կապերը, այլև մոլեկուլները` ամբողջությամբ վերցրած (երկբևեռ), ինչով և բացատրվում է այդ նյութերի լավ լուծելիությունը ջրում։

Հալոգենաջրածինների ջրային լուծույթները թթուներ են, որոնք կոչվում են ֆտորաջրածնական, քլորաջրածնական, բրոմաջրածնական, յոդաջրածնական թթու։

${\displaystyle {\mathsf {\Leftarrow HF-HCl-HBr-HJ\Rightarrow }}}$ շարքում թթվի ուժը, այսինքն` դիսոցման աստիճանը մեծանում է, որը պայմանավորված է H-Gl կապի աստիճանական թուլացմամբ։ HF-ը միջին ուժի, իսկ մյուսներն ուժեղ թթուներ են.

${\displaystyle {\mathsf {HHl\longrightarrow H+Hl}}}$

Հալոգենաջրածինները և դրանց թթուները վերականգնիչներ են, ինչը պայմանավորված է Hl^- մասնիկի առկայությամբ, ընդ որում՝ հետևյալ շարքում վերականգնիչ հատկությունն ուժեղանում է։

Հալոգենաջրածնական թթուները դրսևորում են թթուներին բնորոշ բոլոր քիմիական հատկությունները, փոխազդում են մետաղների (էլեկտրաքիմիական շարքում ջրածնից ձախ գտնվողներին) հիմնային օքիդներ, հիմքերի, աղերի և ամոնիակի հետ.

${\displaystyle {\mathsf {Fe+2HCl\longrightarrow FeCl_{2}+H_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2Al+6HCl\longrightarrow 2AlCl_{3}+3H_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {ZnO+2HF\longrightarrow ZnF_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+2HCl\longrightarrow CaCl_{2}+CO_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {CH_{3}COOLi+HBr\longrightarrow LiBr+CH_{3}COOH}}}$

${\displaystyle {\mathsf {AgNO_{3}+HCl\longrightarrow AgCl+HNO_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+HI\longrightarrow NH_{4}I}}}$

${\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+HF\longrightarrow NH_{4}F}}}$

Հալոգենաջրածնական թթուներն առաջացնում են կայուն աղեր` ֆտորիդներ, քլորիդներ, բրոմիդներ, յոդիտներ, որոնք ունեն լայն կիրառություններ։ Դրանց մեծն մասը ջրում լուծելի է։

Հալոգենիդներ

Հալոգենիդ իոններ` Cl, Br, I։ Հայտնաբերում են արծաթի իոնի՝ Ag միջոցավ, որի հետ դրանք առաջացնում են նստվածքներ։ Արծաթի քլորիդը սպիտակ շոռանման, իսկ բրոմիդը և յոդիտը՝ AgBr, AgI, դեղին նստվածքներ են։

Ծանոթագրություններ

1. «Periodic Table of the Elements» (PDF) (անգլերեն). IUPAC. Արխիվացված է օրիգինալից (PDF) 2015 թ․ օգոստոսի 22-ին. Վերցված է 2013 թ․ հոկտեմբերի 25-ին.
2. «Periodic Table of the Elements» (PDF) (անգլերեն). IUPAC. Արխիվացված է օրիգինալից (PDF) 2015 թ․ օգոստոսի 22-ին. Վերցված է 2013 թ․ հոկտեմբերի 25–ին-ին.
3. Greenwood, Earnshaw, էջ 804

Գրականություն

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth–Heinemann. ISBN 0080379419.
• 9-10-րդ դասարանի քիմիայի դասագրքեր

Արտաքին հղումներ

• UICPA ։ Պարբերական աղյուսակ]
• UICPA։ Պաշտոնական կայք Պարբերական աղյուսակ 22/06/2007]

Տարրերի Պարբերական աղյուսակը

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

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

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

Po

At

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

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Ալկալիական մետաղներ

Հողալկալիական մետաղներ

Լանթանիդներ

Ակտինիդներ

Անցումային մետաղներ

Այլ մետաղներ

Մետաղանմաններ

Այլ ոչ մետաղներներ

Աղածիններ կամ հալոգեններ

Ազնիվ գազեր

 

Այս հոդվածի կամ նրա բաժնի որոշակի հատվածի սկզբնական կամ ներկայիս տարբերակը վերցված է Քրիեյթիվ Քոմմոնս Նշում–Համանման տարածում 3.0 (Creative Commons BY-SA 3.0) ազատ թույլատրագրով թողարկված Հայկական սովետական հանրագիտարանից  (հ․ 6, էջ 51)։