تنقسم العناصر المدرجة في المجموعة السابعة من الجدول الدوري إلى مجموعتين فرعيتين: المجموعة الرئيسية - مجموعة الهالوجين الفرعية - والثانوية - مجموعة المنغنيز الفرعية. يتم وضع الهيدروجين أيضًا في نفس المجموعة، على الرغم من أن ذرته تحتوي على إلكترون واحد في مستوى التكافؤ الخارجي ويجب وضعه في المجموعة الأولى.

ومع ذلك، فإن الهيدروجين لديه القليل جدًا من القواسم المشتركة مع كل من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية - المعادن القلوية، وعناصر المجموعة الفرعية الثانوية - النحاس والفضة والذهب. وفي الوقت نفسه، مثل الهالوجينات، فإنه يضيف إلكترونًا في التفاعلات مع المعادن النشطة ويشكل هيدريدات لها بعض أوجه التشابه مع الهاليدات.

تشمل المجموعة الفرعية للهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين. تم العثور على العناصر الأربعة الأولى في الطبيعة، ويتم الحصول على العنصر الأخير بشكل صناعي، وبالتالي تمت دراسته بشكل أقل بكثير من الهالوجينات الأخرى. كلمة "هالوجين" تعني تكوين الملح. تلقت عناصر المجموعة الفرعية هذا الاسم بسبب سهولة تفاعلها مع العديد من المعادن لتكوين الأملاح.

جميع الهالوجينات لها هيكل الغلاف الإلكتروني الخارجي s 2 p 5. لذلك، فإنها تستقبل الإلكترون بسهولة، وتشكل غلافًا إلكترونيًا مستقرًا للغاز النبيل (s 2 p 6). يمتلك الفلور أصغر نصف قطر ذري في المجموعة الفرعية، أما بالنسبة للباقي فهو يزيد في السلسلة F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 нм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону.

الهالوجينات- عناصر نشطة للغاية. يمكنهم أخذ الإلكترونات ليس فقط من الذرات التي تتخلى عنها بسهولة، ولكن أيضًا من الأيونات وحتى إزاحة الهالوجينات الأخرى الأقل نشاطًا من مركباتها. على سبيل المثال، يحل الفلور محل الكلور من الكلوريدات، والبروم من البروميدات، واليود من اليوديدات.

من بين جميع الهالوجينات، الفلور فقط، الموجود في الفترة الثانية، ليس لديه مستوى d شاغر. لهذا السبب، لا يمكن أن يحتوي على أكثر من إلكترون واحد غير مزدوج ويظهر فقط تكافؤًا قدره -1. في ذرات الهالوجينات الأخرى، لا يمتلئ المستوى d، مما يسمح لها بالحصول على عدد مختلف من الإلكترونات غير المتزاوجة وتظهر التكافؤ -1، +1، +3، +5، و+7 الملاحظ في مركبات الأكسجين الكلور والبروم واليود.

تشمل المجموعة الفرعية للمنجنيز المنغنيز والتكنيتيوم والرينيوم. على عكس الهالوجينات، تحتوي عناصر مجموعة المنغنيز الفرعية على إلكترونين فقط على المستوى الإلكتروني الخارجي، وبالتالي لا تظهر القدرة على ربط الإلكترونات، وتشكيل أيونات سالبة الشحنة.

المنغنيز متوفر بكثرة في الطبيعة ويستخدم على نطاق واسع في الصناعة.

التكنيتيوم عنصر مشع، ولا يوجد في الطبيعة، ولكن تم الحصول عليه صناعيًا (أولاً بواسطة E. Segre وC. Perrier، 1937)، ويتكون هذا العنصر نتيجة للتحلل الإشعاعي لليورانيوم. الرينيوم هو أحد العناصر النزرة. ولا يشكل معادن مستقلة، بل يوجد كمرافق لبعض المعادن، وخاصة الموليبدينوم.

تم اكتشافه بواسطة V. و I. Noddak في عام 1925. زادت السبائك ذات الإضافات الصغيرة من الرينيوم من مقاومة التآكل. تؤدي إضافة الرينيوم إلى السبائك إلى زيادة قوتها الميكانيكية.

تسمح خاصية الرينيوم هذه باستخدامه بدلاً من معدن الإيريديوم النبيل. تعمل المزدوجات الحرارية البلاتينية والبلاتينية والرينيوم بشكل أفضل من المزدوجات الحرارية البلاتينية والبلاتينية والإيريديوم، لكن لا يمكن استخدامها في درجات حرارة عالية جدًا، حيث يتكون المركب المتطاير Re 2 O 7.

عناصر المجموعة 7 ب - المنغنيز، والتكنيشيوم المنتج صناعيًا، والرينيوم، والبوريوم الذي تم الحصول عليه صناعيًا - تكمل العقود الخمسة الأولى من العناصر د. تكوينها الإلكتروني التكافؤ هو (n-1)d 5 s 2. نظرًا لوجود إلكترونين فقط على الغلاف الإلكتروني الخارجي للذرة، فإن المنغنيز ونظائره غير قادرين على ربط الإلكترونات، وعلى عكس الهالوجينات (المدرجة في نفس المجموعة)، لا يشكلون مركبات هيدروجين. ومع ذلك، فإن مركبات الهيدروجين الأعلى لهذه العناصر تشبه إلى حد ما مركبات الهالوجين المقابلة، حيث يمكن لسبعة إلكترونات أن تشارك في تكوين روابط مع الأكسجين، مثل الهالوجينات. لذلك، أعلى حالة أكسدة لها هي +7.

في المركبات المعقدة، أرقام التنسيق للمنغنيز هي 4 و 6، وأرقام التنسيق للتكنيشيوم والرينيوم هي 7، 8، 9.

من بين عناصر مجموعة المنغنيز الفرعية، يعد المنغنيز نفسه ذا أهمية عملية كبيرة. الرينيوم عنصر نادر، ولكن بسبب عدد من الخصائص القيمة، يتم استخدامه في التكنولوجيا. لم يتم العثور على التكنيتيوم في القشرة الأرضية. تم الحصول عليه بشكل مصطنع عن طريق قصف نوى ذرات الموليبدينوم بنواة نظير ثقيل للهيدروجين - الديوترونات.

يتم الحصول على الجزء الأكبر من المنغنيز المعدني حاليًا عن طريق الاختزال الألوميني الحراري لخامات البيرولوسيت أو الهوزمانيت أو الكربونات المحمصة مسبقًا وخامات الكبريتيد:

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3

يتم الحصول على الرينيوم من النفايات الناتجة عن إنتاج النحاس والموليبدينوم والتنغستن. من خلال سلسلة من التفاعلات المتتابعة، يتم تحويل الرينيوم إلى بيررينات البوتاسيوم، والذي يتم اختزاله بالهيدروجين عند تسخينه:

2KReO4 + 7H2 = 2KOH + 2Re + 6H2O

تختلف عناصر مجموعة المنغنيز الفرعية بشكل ملحوظ في الاستقرار الكيميائي. يقع المنغنيز في سلسلة الجهد الكهروكيميائي بين المغنيسيوم والزنك وبالتالي فهو معدن نشط إلى حد ما، في حين يتم تصنيف التكنيشيوم والرينيوم كمعادن نبيلة.

يمكن الحصول على الأكاسيد التالية للمنغنيز: MnO، Mn 2 O 3، MnO 2، Mn 2 O 7. مع زيادة حالة أكسدة المنغنيز، تتغير خصائص الأكاسيد من الأساسية إلى المذبذبة إلى الحمضية:

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 Mn 2 O 7 .

تنخفض الخواص الأساسية، وتزداد الخواص الحمضية.

يتم الحصول على أكاسيد التكنيتيوم والرينيوم، المقابلة لحالات الأكسدة المنخفضة، بشكل غير مباشر فقط. عند تسخينهما في الهواء، يشكل كلا العنصرين أكاسيد أعلى E 2 O 7 .

حالات الأكسدة المستقرة للمنغنيز هي +2، +4، +7 في المركبات الحمضية والمالحة.

أكسيد المنغنيز (II) MnOيحدث في الطبيعة على شكل بلورات خضراء صغيرة، قليلة الذوبان في الماء. عند تسخينه في الهواء يتحول إلى أكاسيد مختلفة:

MnO → MnO 2 → Mn 2 O 3 → MnO 3

MnO يذوب في الأحماض :

MnO + 2H+ + 5H2O → 2+

معالجة المركب المائي 2+ عند درجة حموضة = 8.5 في جو هيدروجيني

يؤدي إلى تكوين هيدروكسيد المنغنيز (II) غير القابل للذوبان:

2+ + 2OH- → Mn(OH) 2 ↓ + 6H 2 O

هيدروكسيد المنغنيز (II) له خصائص أساسية ضعيفة، ويتأكسد بواسطة الأكسجين الجوي وعوامل مؤكسدة أخرى إلى حمض البرمنجنوس أو أملاح المنغنيت:

من (OH) 2 + H 2 O 2 → H 2 MnO 3 ↓ + H 2 O

يترسب حمض البرمنجنوس.

في البيئة القلوية، يتأكسد المنغنيز 2+ إلى MnO 4 2-، وفي البيئة الحمضية – إلى MnO 4 -

MnSO 4 + 2KNO 3 + 4KOH→K 2 MnO 4 + 2KNO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

في العمليات البيولوجية، لا يغير المنغنيز 2+ حالة الأكسدة. تعمل المجمعات الحيوية المنغنيزية المستقرة في الجسم على تثبيت حالة الأكسدة هذه. يتجلى تأثير التثبيت في فترة الاحتفاظ الطويلة بقشرة الترطيب.

MnO 2 هو مركب منغنيز طبيعي مستقر يتواجد في أربعة تعديلات. جميع التعديلات ذات طبيعة مذبذبة ولها ازدواجية الأكسدة والاختزال:

MnO 2 + 2KI + 3CO 2 + H 2 O → I 2 + MnCO 3 + 2KHCO 3

6MnO 2 + 2NH 3 → 3Mn 2 O 3 + N 2 + 3H 2 O

4MnO 2 + 3O 2 + 4KOH → 4KMnO 4 + 2H 2 O

2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H2O

المشتقاتالمنغنيز (VII) هو أكسيد المنغنيز Mn 2 O 7 وشكل الهيدرات هو حمض المنغنيز HMnO 4، المعروف فقط في المحلول.

أملاح حامض المنغنيز - برمنجنات. تسبب الأيونات اللون البنفسجي للمحاليل. البرمنجنات هي عوامل مؤكسدة قوية. تستخدم هذه الخاصية في الممارسة الطبية للتطهير. يستخدم KMnO 4 في تحليل المعايرة لتحديد عوامل الاختزال المختلفة (قياس البرمنجانات)، ويستخدم في علم البيئة لتقييم تلوث مياه الصرف الصحي.

9 ف 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 5

17سل3س23ع5

35 ر 3 د 10 4 ث 2 4 ص 5

53 ط 4 د 10 5 ث 2 5 ص 5

85 في 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

العناصر الخمسة للمجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة لها اسم مجموعة شائع "الهالوجينات" (هال)، والذي يعني "منتجة الملح".

تشمل المجموعة الفرعية من الهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين (الأستاتين عنصر مشع، ولم تتم دراسته إلا قليلاً). هذه هي العناصر p لمجموعة النظام الدوري لـ D.I. مندليف. وعلى مستوى الطاقة الخارجي، تحتوي ذراتها على 7 إلكترونات ns 2 np 5. وهذا ما يفسر القواسم المشتركة في خصائصها.

خصائص عناصر مجموعة الهالوجين الفرعية

إنهم يضيفون بسهولة إلكترونًا واحدًا لكل منهم، مما يُظهر حالة أكسدة قدرها -1. تتمتع الهالوجينات بهذه الدرجة من الأكسدة في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن.

ومع ذلك، يمكن لذرات الهالوجين، بالإضافة إلى الفلور، أن تظهر أيضًا حالات أكسدة إيجابية: +1، +3، +5، +7. يتم شرح القيم المحتملة لحالات الأكسدة من خلال البنية الإلكترونية، والتي يمكن تمثيلها لذرات الفلور من خلال الرسم التخطيطي

نظرًا لكونه العنصر الأكثر سالبية كهربية، فإن الفلور يمكنه قبول إلكترون واحد فقط لكل مستوى فرعي 2p. يحتوي على إلكترون واحد غير مزدوج، لذلك يمكن أن يكون الفلور أحادي التكافؤ فقط، وتكون حالة الأكسدة دائمًا -1.

يتم التعبير عن التركيب الإلكتروني لذرة الكلور بالرسم البياني:

تحتوي ذرة الكلور على إلكترون واحد غير متزاوج في المستوى الفرعي 3p وتكون الحالة الطبيعية (غير المثارة) للكلور أحادية التكافؤ. لكن بما أن الكلور موجود في الدورة الثالثة، فهو يحتوي على خمسة مدارات إضافية من المستوى الفرعي الثالث، والتي يمكن أن تستوعب 10 إلكترونات.

في الحالة المثارة لذرة الكلور، تنتقل الإلكترونات من المستويات الفرعية 3p و3s إلى المستوى الفرعي 3d (كما هو موضح بالأسهم في الشكل). يؤدي فصل (اقتران) الإلكترونات الموجودة في نفس المدار إلى زيادة التكافؤ بمقدار وحدتين. من الواضح أن الكلور ونظائره (باستثناء الفلور) يمكن أن يظهر فقط تكافؤ متغير فردي 1، 3، 5، 7 وحالات الأكسدة الإيجابية المقابلة. لا يحتوي الفلور على مدارات حرة، مما يعني أنه أثناء التفاعلات الكيميائية لا يوجد فصل للإلكترونات المزدوجة في الذرة. لذلك، عند النظر في خصائص الهالوجينات، من الضروري دائمًا مراعاة خصائص الفلور ومركباته.

المحاليل المائية لمركبات الهيدروجين من الهالوجينات هي الأحماض: HF - هيدروفلوريك (الفلوريك)، حمض الهيدروكلوريك - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك)، HBr - هيدروبروميك، HI - هيدرووديك.

يحدد الهيكل المتطابق للطبقة الإلكترونية الخارجية (ns 2 np 5) التشابه الكبير بين العناصر.

مواد بسيطة - غير المعادن F 2 (غاز)، Cl 2 (غاز)، Br 2 (ل)، ل 2 (صلب).

عند تكوين روابط تساهمية، تستخدم الهالوجينات في أغلب الأحيان إلكترونًا واحدًا غير متزاوج متوفر في ذرة غير مستثارة، وتظهر B = I.

حالات التكافؤ من ذرات CI، Br، I.

من خلال تكوين روابط مع ذرات عناصر أكثر سالبية كهربية، يمكن لذرات الكلور والبروم واليود الانتقال من حالة التكافؤ الأرضي إلى حالة مثارة، والتي يصاحبها انتقال الإلكترونات إلى المدارات الشاغرة للمستوى الفرعي d. في هذه الحالة، يزداد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، ونتيجة لذلك يمكن لذرات CI، Br، I أن تشكل عددًا أكبر من الروابط التساهمية:

الفرق بين F والهالوجينات الأخرى

في ذرة F، توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الثاني، والذي يحتوي فقط على مستويات فرعية s وp. وهذا يستبعد إمكانية انتقال ذرات F إلى حالات مثارة، وبالتالي فإن الفلور في جميع المركبات يُظهر ثابتًا B يساوي I. بالإضافة إلى ذلك، فإن الفلور هو العنصر الأكثر سالبية كهربية، ونتيجة لذلك يكون له أيضًا ثابت c. يا. -1.

أهم مركبات الهالوجين

I. هاليدات الهيدروجين HHal.

II الهاليدات المعدنية (أملاح الأحماض الهيدروهاليكية) هي مركبات الهالوجين الأكثر عددًا واستقرارًا

ثالثا. مركبات الهالوجين العضوية

رابعا. المواد المحتوية على الأكسجين:

أكاسيد غير مستقرة، والتي يمكن اعتبار وجود 6 أكاسيد منها موثوقًا (Cl 2 O، ClO 2، Cl 2 O 7، Br 2 O، BrO 2، I 2 O 5)؛

أحماض أوكسوادس غير مستقرة، والتي يتم عزل 3 أحماض منها فقط كمواد فردية (HClO 4، HlO 3، HlO 4)؛

أملاح الأحماض الأوكسية، وخاصة الكلوريتات والكلورات والبيركلورات.

إلى السابع مجموعة النظام الدوري D.I. يتضمن مندلييف الفلور 9F والكلور 17Cl والبروم 35Br واليود 53I والأستاتين 85At (ليس له نظائر مستقرة). F، Cl، Br، وتسمى "الهالوجينات" (مترجمة من اليونانية - الأملاح). ويرجع هذا الاسم إلى خاصية تكوين الأملاح عند التفاعل المباشر مع المعادن.
التكوين الإلكتروني للطبقة الخارجية هو ns2nр5. يرجع التغير في الخواص الكيميائية في السلسلة F – Cl – Br – I – At إلى الزيادة المستمرة في أحجام مدارات التكافؤ ns- و n . مع زيادة العدد الذري لعنصر ما، تزداد كثافته، وتزداد درجات الغليان والانصهار، وتزداد قوة الأحماض المهلجنة، وتقل تفاعليتها.
الهالوجينات هي لافلزات نموذجية، وتحت تأثير عوامل الاختزال يتم تحويلها بسهولة إلى أيونات الهاليد G. وتتناقص ألفة الذرة للإلكترون أسفل المجموعة. تتفاعل الهالوجينات بقوة مع المعادن وتشكل مركبات أيونية مع معادن s. يضعف الطابع الأيوني للهاليدات إلى حد ما مع زيادة العدد الذري للعنصر ويكون نتيجة لانخفاض السالبية الكهربية. كلما كانت العناصر أكثر سالبية كهربية، تظهر الهالوجينات حالات أكسدة إيجابية.
تختلف خصائص الفلور بشكل ملحوظ عن خصائص الهالوجينات الأخرى. لا تحتوي على مدارات d شاغرة، وإلكترونات 2s22p5 محمية بشكل ضعيف من النواة، مما يؤدي إلى ارتفاع كثافة الإلكترونات وطاقة التأين والسالبية الكهربية. لذلك، بالنسبة للفلور فقط، تكون حالة الأكسدة -1.0، وبالنسبة للهالوجينات الأخرى 1 (أقصى ثبات للمركبات)، فمن الممكن أيضًا 0، +1، +3، +5، +7، +2، +4، +6 ). طاقة الارتباط في جزيء F2 منخفضة بشكل غير طبيعي، مما يجعلها شديدة التفاعل (يتفاعل الفلور مباشرة مع جميع العناصر باستثناء HE، Ne، Ar، مكونًا مركبات تكون فيها العناصر في أعلى حالات الأكسدة الممكنة). وتجدر الإشارة أيضًا إلى أن المحتوى الحراري لتكوين المركبات الأيونية والتساهمية مرتفع مقارنة بالهالوجينات الأخرى.
2.2 التواجد في الطبيعة

في القشرة الأرضية يبلغ محتوى الفلور 6 10-2٪ والكلور والبروم واليود على التوالي 2 10-2 ؛ 2 10-4؛ 4*10-5%. يوجد الفلور على شكل فلوريد (حوالي 30 معدنًا، أهمها CaF2 (الفلوريت أو الفلورسبار)، 3Ca3 (PO4)، 2CaF2 (فلوراباتيت)، Na3 - كريوليت). يشكل الكلور حوالي 70 من المعادن الخاصة به، وخاصة كلوريدات المعادن الخفيفة (الملح الصخري، هاليت كلوريد الصوديوم، سيلفيت بوكل، كارناليت بوكل MgCl2 · 6H2O، وما إلى ذلك). ويتركز الجزء الأكبر من الهالوجينات في مياه البحار والمحيطات. يوجد البروم واليود أيضًا في مياه الحفر والأعشاب البحرية (على سبيل المثال، في الأعشاب البحرية (عشب البحر)، يصل محتوى اليود إلى 0.45٪).
2.3 الخصائص الفيزيائية

في الحالات الغازية والسائلة والصلبة، الهالوجينات هي جزيئات G2 ثنائية الذرة. الفلور هو غاز أصفر فاتح ذو رائحة كريهة ونفاذة للغاية. الكلور غاز أصفر مخضر ذو رائحة نفاذة، والبروم سائل ثقيل بني محمر ذو رائحة نفاذة، واليود أسود اللون، بلورات معدنية لامعة (عند تسخينه يتحول إلى غاز أرجواني (تسامي) - الشكل 2.1. الانصهار وتزداد نقاط الغليان بشكل رتيب من الفلور إلى اليود مع زيادة الحجم الجزيئي وزيادة التفاعل بين الجزيئات.

أ
كان
الخامس
أ – الكلور. ب – البروم. ج – اليود
الشكل 2.1 - ظهور الكلور والبروم واليود

2.4 طرق الاستخراج

يتم الحصول على الفلور عن طريق التحليل الكهربائي لمذابات الفلورايد (بشكل رئيسي KHF2، والذي يسمح بإجراء التحليل الكهربائي عند 1000 درجة مئوية، بينما يذوب KF عند درجة حرارة 8570 درجة مئوية).
يعتمد الإنتاج الصناعي للكلور على التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لكلوريد الصوديوم. في الظروف المختبرية يتم الحصول عليه عن طريق تفاعل حمض الهيدروكلوريك المركز مع العوامل المؤكسدة:
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
يتم الحصول على الكلور النقي بشكل خاص عن طريق التفاعل:
2AuCl3 → 2Au + 3Cl2
يتم الحصول على البروم صناعياً من مياه البحر، بعد أن تم التخلص سابقاً من NaСl: 2Br – + Cl2 → Br2 + 2Cl-
يتم نفخ البروم مع تيار من الهواء ويتم امتصاصه بواسطة برادة الحديد أو مواد أخرى، على سبيل المثال:
Na2CO3 + Br2 → NaBrO + NaBr + CO2
NaBrO + NaBr + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + H2O
في ظروف المختبر يتم الحصول على البروم عن طريق التفاعل:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
صناعياً، يتم استخراج اليود أيضاً من مياه البحر، ومياه آبار النفط، ورماد نباتات البحر:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
يتم الحصول على اليود في المختبر عن طريق التفاعل:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
يتم امتصاص اليود بالكربون المنشط أو استخلاصه بالمذيبات، ثم تنقيته بالتسامي.
2.5 الخواص الكيميائية لعناصر المجموعة السابعة أ

وفقا لخصائصها الكيميائية، الهالوجينات هي اللافلزات النشطة. نظرًا لانخفاض طاقة التفكك لجزيء الفلور، والسالبية الكهربية للذرة وطاقة التميؤ العالية للأيون، فإن الفلور هو عامل مؤكسد قوي (يؤكسد العناصر الأخرى إلى حالات أكسدة إيجابية أعلى)، ويتفاعل بقوة مع المواد البسيطة ذات باستثناء He و E و Ar. في السلسلة من الفلور إلى اليود، تنخفض خصائص الأكسدة، وتزداد خصائص الاختزال.

التفاعل مع الماء:
يتفاعل الفلور بقوة كبيرة مع الماء:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2،
ويصاحب التفاعل تكوين الأوزون و ОF2.
عند ذوبان الكلور في الماء يحدث التفاعل:
H2O + Сl2 HOСl + HСl – في درجة حرارة الغرفة في محلول مشبع من Сl2 في الماء، يكون ما يقرب من 70٪ من الكلور على شكل جزيئات، في حين يتحول توازن اليود بالكامل تقريبًا إلى اليسار.
التفاعل مع المواد المعقدة:
يتفاعل الفلور مع القلويات لتكوين OF2:

عندما يؤثر الكلور على المحاليل القلوية الباردة، تتشكل أملاح حمض الهيبوكلوروس:
Сl2 + 2KOH → KOСl + KСl + H2O
هيبوكلوريت البوتاسيوم
عند تعرضها لمحلول قلوي ساخن (70-800 درجة مئوية)، تتشكل أملاح حمض البيركلوريك - الكلورات:
3Сl2 + 6KOH → KСlО3 + 5KСl + 3H2O
كلورات البوتاسيوم
يقوم اليود والبروم أيضًا بتكوين ثلاثي أوكسوهالوجينات بشكل تفضيلي عند التفاعل مع القلويات.
يتفاعل الكلور مع محلول الصودا:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
"ماء جافيل"
يُظهر اليود إلى حد ما خصائص مميزة للمعادن. وبهذه الطريقة يمكنك الحصول على نترات اليود التي تتحلل عند درجات حرارة أقل من 0 درجة مئوية.
I2 + AgNO3 AgI + INO3؛ 3INO3 → I2 + I (NO3) 3
2.6 مركبات الهالوجين

هاليدات الهيدروجين
في ظل الظروف القياسية، تكون هاليدات الهيدروجين غازات عديمة اللون ذات رائحة نفاذة. مع زيادة كتلة وحجم الجزيئات، يزداد التفاعل بين الجزيئات، ونتيجة لذلك، تزداد نقاط الانصهار والغليان. يحتوي فلوريد الهيدروجين على نقاط انصهار عالية بشكل غير طبيعي (-83 درجة مئوية) ونقاط غليان (-19.5 درجة مئوية)، وهو ما يفسر بتكوين روابط هيدروجينية بين جزيئات HF.
بسبب قطبيتها العالية، تذوب هاليدات الهيدروجين جيدًا في الماء لتكوين أحماض، والتي تزداد قوتها في السلسلة HF-HCl-HBr-HE (بسبب زيادة نصف القطر). يزداد أيضًا نشاط الاختزال لأيونات الهاليد في السلسلة F- → SI- → Br- → I-. NO هو عامل اختزال قوي، يستخدم في التخليق العضوي. في الهواء، يتأكسد المحلول المائي لـ NO تدريجياً بواسطة الأكسجين الجوي:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
يتصرف HBr بالمثل. لا يتفاعل حمض الهيدروفلوريك (HF) وحمض الهيدروكلوريك (HCl) مع حمض الكبريتيك المركز، ولكن يتأكسد به HBr و NO.
يتم الحصول على الكمية الرئيسية من حمض الهيدروكلوريك عن طريق الكلورة، وإزالة الكلور من المركبات العضوية، والانحلال الحراري (جدول عند تسخينه دون الوصول إلى الهواء) من نفايات الكلور العضوي - المنتجات الثانوية للعمليات المختلفة. وبالإضافة إلى ذلك، يتم الحصول على هاليدات الهيدروجين:
التوليف المباشر من العناصر: H2 + G2 2NG
يبدأ هذا التفاعل المتسلسل، والذي يشكل أيضًا أساس الإنتاج الصناعي لحمض الهيدروكلوريك، عن طريق الضوء والرطوبة والمواد الصلبة المسامية.
عن طريق إزاحة NG من أملاحها (طرق الاستخلاص المعملي):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF؛
كلوريد الصوديوم + H2SO4 (ك) → NaHSO4 + حمض الهيدروكلوريك؛
NaHSO4 + كلوريد الصوديوم → Na2SO4 + حمض الهيدروكلوريك.
– لا يتم الحصول على أحماض HBr عن طريق التحلل المائي لهاليدات الفوسفور:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E – Br أو I).
من مميزات HF ومحاليله المائية تدمير الكوارتز والزجاج:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
لذلك، يتم تخزين HF في عبوات بلاستيكية أو زجاجية، ولكن يتم تغليفها من الداخل بالشمع أو البارافين. نادر HF هو مذيب عالي التأين. يمتزج مع الماء بأي نسبة. في المحاليل المائية المخففة هناك توازن:
HF + H2O H3O + + F-;
F- + HF HF2-؛
من خلال تحييد HF، يمكن الحصول على ثنائي فلوريد البوتاسيوم (فلوريد هيدروجين البوتاسيوم):
2HF + كوه → KHF2 + H2O
KHF2 + كوه → 2KF + H2O
الفلوريدات (أملاح حمض الهيدروفلوريك) ضعيفة الذوبان في الماء (باستثناء NaF، KF، NH4F، AgF، SnF2)، وهي مقسمة، على غرار الأكاسيد، إلى حمضية (SiF4)، وقاعدية (NaF) ومذبذبة (AlF3). ). يمكنهم التفاعل مع بعضهم البعض:
2NaF + SiF4 → Na2
كف + SbF5 → ك
3KF + AlF3 → K3
الكلوريدات - أملاح حمض الهيدروكلوريك - تذوب في الماء، باستثناء AgCl، HgCl2، Hg2Cl2، PbCl2.
البروميدات واليوديدات - تذوب في الماء، باستثناء AgBr، AgI، PbI2، PbBr2.
مركبات الهالوجينات والأكسجين
تسمى مركبات الأكسجين الثنائية للفلور بالفلورايد (الفلور أكثر سالبية كهربية من الأكسجين). ثنائي فلوريد الأكسجين – ОF2، والذي يتكون من التفاعل:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 – غاز أصفر فاتح، عامل مؤكسد قوي ومتفاعل:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
تظهر الهالوجينات الأخرى في المركبات التي تحتوي على الأكسجين حالات أكسدة موجبة.
من بين الأكاسيد، H2O5 (أكسيد الهاليد الوحيد المستقر من الناحية الديناميكية الحرارية) هو مادة بلورية عديمة اللون. مؤكسد متوسط ​​القوة، يستخدم للتقدير الكمي لثاني أكسيد الكربون:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
يتم الحصول على مركبات الأكسجين والكلور بشكل غير مباشر. مستقرة نسبيا هي Cl2O، ClO2، Cl2O7:
Сl2O هو غاز أصفر داكن ذو رائحة نفاذة، سام، غير مستقر، ويمكن أن ينفجر. يتم الحصول على هذا الأكسيد عن طريق التفاعل: 2HgO + 2Cl2 → HgCl2 + Cl2O.
يتفاعل Cl2O مع الماء: Cl2O + H2O → 2HOCl أو 2HCl – حمض هيبوكلوروس. هذا الحمض غير مستقر ويوجد فقط في محلول مخفف.
يعتبر HOCl وأملاح الهيبوكلوريت من العوامل المؤكسدة القوية:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 هو غاز أصفر مخضر، ذو رائحة نفاذة، سام، يمكن أن ينفجر عند تسخينه، وهو مؤكسد نشط.
ClO2، أكسيد الهالوجين الوحيد الذي يتم إنتاجه على نطاق صناعي عن طريق التفاعلات:
КClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
في الماء، يكون ClO2 غير متناسب، كما هو الحال في المحاليل القلوية:
2СlO2 + H2O → HClO3 + HClO2
حمض البيركلوريك حمض الكلوريتيك
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 هو سائل زيتي ينفجر عند تسخينه إلى 120 درجة مئوية، ويتم الحصول عليه عن طريق التفاعل: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
يتفاعل Cl2O7 مع الماء: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

الأحماض Hypohalogenated NPO معروفة فقط في المحاليل المائية المخففة. يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل الهالوجين مع معلق أكسيد الزئبق:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
هذه أحماض ضعيفة؛ في سلسلة HOCl → HOBr → HOI، تنخفض قوة الأحماض، بينما تزداد الخواص الأساسية. HOI هو بالفعل مركب مذبذب.
هيبوهالوجينيت هي مركبات غير مستقرة ذات خصائص مؤكسدة قوية، يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل G2 مع محلول قلوي مبرد. هذه هي الطريقة التي يتم بها إنتاج مادة التبييض في الصناعة، وقد تم استخدامها على نطاق واسع منذ فترة طويلة كمطهر وعامل تبييض:

من بين الأحماض الأكسجينية للهالوجينات NGO2، لا يُعرف سوى حمض الكلوروس HClO2؛ في الحالة الحرة، يكون الحمض ذو قوة متوسطة (Kd = 10-2). ليس لها أهمية فنية. من الأهمية العملية NaClO2 - وهو عامل مؤكسد قوي يستخدم كعامل تبييض للأقمشة، ويتم تضمينه في مسحوق الغسيل بكمية صغيرة (حوالي 0.4٪). تم الحصول عليها عن طريق رد الفعل:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
تعتبر Oxoacids NGO3 أكثر استقرارًا من NGO. يوجد HClO3 وHBrO3 فقط في المحاليل التي لا يتجاوز تركيزها 50%، ويتم عزل HIO3 كمركب فردي.
في السلسلة HClO3 → HBrO3 → HIO3، تنخفض قوة الأحماض؛ فهي عوامل مؤكسدة أضعف من HOX.
يتم الحصول على حمض الهيدروكلوريك (HClO3) من خلال التفاعلات التالية:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
با (ClO3) 2 + H2SO4 → BaSO4 ↓ + 2HClO3
يتم الحصول على HBrO3 عن طريق التفاعل:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
يمكن الحصول على HIO3:
3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
يتم الحصول على أملاح هذه الأحماض، وهي عوامل مؤكسدة قوية، عن طريق التفاعل:
3G2 + 6KON → KEO3 + 5ke + 3H2O
يستخدم KClO3 - ملح البرثوليت - على نطاق واسع في الصناعة - فهو يستخدم في صناعة أعواد الثقاب والألعاب النارية والمتفجرات.
الأحماض الأكسية NGO4
HClO4 سائل، يدخن في الهواء. يتم الحصول عليه أثناء التفاعل:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
يعتبر حمض الهيدروكلوريك اللامائي عامل مؤكسد قوي جدًا، وهو أحد أقوى الأحماض المستخدمة في التركيب غير العضوي والعضوي. الأملاح عبارة عن بيركلورات، معظمها قابل للذوبان في الماء، باستثناء KClO4، RbClO4، CsClO4، Mg (ClO4) 2 (الاسم الفني "Anhydron") - أحد أقوى المجففات.
حمض البروميك معروف فقط في المحاليل المائية.
حمض البريودات H5IO6 هو حمض ضعيف، شديد الذوبان في الماء، ويشكل أملاحًا متوسطة وحمضية. يتم الحصول على الحمض عن طريق التفاعل:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
يمكن الحصول على أملاح حمض البريودات:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
اتصالات الهالوجين
على عكس عناصر المجموعات الأخرى، تتفاعل الهالوجينات مع بعضها البعض لتكوين عدد كبير من الهالوجينات ذات الصيغة العامة XYn (n = 1, 3, 5.7) - الجدول 2.3، حيث Y هو هالوجين أخف وأكثر سالبية كهربية. يتم الحصول عليها عن طريق التفاعل المباشر للمواد البسيطة، بنسب مختلفة من الكواشف ودرجات الحرارة والضغوط.
تتحلل جميع الهاليدات الداخلية، باستثناء BrCl، تحت تأثير الماء. لديهم خصائص مؤكسدة قوية.
2.7 الاستخدام

تستخدم الهالوجينات ومركباتها على نطاق واسع في الصناعة والزراعة والحياة اليومية. من حيث حجم الإنتاج الصناعي، فإن المركز الأول بين الهالوجينات يحتل الكلور، والثاني - الفلور. المجالات الرئيسية لتطبيق الهالوجينات ومركباتها موضحة في الجدول 2.4
بالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام مركبات الهالوجين الأكسجين في الألعاب النارية. تستخدم مركبات الفلور لإنتاج الزجاج والمينا. HF – لنقش الزجاج. تُستخدم المركبات المحتوية على الكلور على نطاق واسع كعوامل حربية كيميائية (الفوسجين، وغاز الخردل، والكلوروبكرين، وما إلى ذلك). يستخدم AgBr في التصوير الفوتوغرافي، ويستخدم KBr في البصريات. ويستخدم اليود والبروم في مصابيح الهالوجين. يؤدي نشر الهباء الجوي AgI وPbI2 في السحب إلى هطول أمطار (اصطناعية) وهو وسيلة لمكافحة البرد. تُستخدم بعض مركبات اليود العضوي لإنتاج ليزر غازي عالي الطاقة.
2.8 الدور البيولوجي وعلم السموم

الفلور ومركباته شديدة السمية. F2 له تأثير مهيج عدة مرات أكثر من HF. عندما يصيب HF الجلد، فإنه يذيب البروتينات، ويتغلغل بعمق في الأنسجة، ويسبب تقرحات شديدة. الفلور الموجود في الفلوراباتيت هو جزء من مينا الأسنان، ونقصه يسبب التسوس، وفائضه يسبب زيادة هشاشة العظام.
ينتمي الكلور إلى مجموعة المواد الخانقة، ويسبب تهيجًا شديدًا للأغشية المخاطية، ويمكن أن يؤدي إلى الوذمة الرئوية. تؤدي التركيزات العالية إلى تثبيط منعكس لمركز الجهاز التنفسي. الكلور هو العنصر الحيوي الأكثر أهمية. تعد أيونات الكلوريد جزءًا من عصير المعدة وتشارك في العمليات المختلفة داخل الخلايا - حيث تحافظ على الضغط الأسموزي وتنظم استقلاب الماء والملح.
كما يؤدي بخار البروم إلى تهيج الأغشية المخاطية، والدوخة، وتراكيزه الأعلى تسبب تشنجات في الجهاز التنفسي وتلف العصب الشمي. عندما يلامس البروم السائل الجلد، تتشكل حروق وتقرحات مؤلمة للغاية ويصعب شفاءها. تنظم مركبات البروم عمليات إثارة وتثبيط الجهاز العصبي المركزي.
يؤدي استنشاق بخار اليود إلى تلف الكلى والجهاز القلبي الوعائي والجهاز التنفسي ومن الممكن حدوث وذمة رئوية. إذا لامس الغشاء المخاطي للعين يظهر ألم في العين واحمرار وتمزق. اليود هو جزء من هرمونات الغدة الدرقية (ثيروكسين، ثلاثي يودوثيرونين)، والتي تلعب دورًا مهمًا جدًا في عملية التمثيل الغذائي.

1. ما هي حالات الأكسدة التي تظهرها الهالوجينات في المركبات؟ ما هي ملامح حالات التكافؤ الفلور؟ لماذا تظهر المعادن حالات أكسدة أعلى في المركبات التي تحتوي على الفلور؟
2. تحليل التغيرات في خصائص سلسلة الهالوجين.
3. توضيح الطرق الصناعية والمخبرية لإنتاج الهالوجينات بالتفاعلات.
4. أعط وصفًا مقارنًا لخصائص الأكسدة والاختزال للهالوجينات باستخدام مثال التفاعلات المختلفة.
5. كيف تتغير الخواص الفيزيائية والكيميائية في السلسلة HF-HCl-HBr-NET؟
6. اكتب معادلات التفاعل لتفاعل الهالوجينات مع الماء والقلويات.
7. كيف تتغير قوة وخصائص الأكسدة والاختزال لأحماض الأكسجين الهالوجين؟ إعطاء أسباب إجابتك.
8. ما هي المركبات غير العضوية من الفلور والكلور والبروم واليود المستخدمة في الطب؟ ما هي الصناعات الأخرى التي تستخدم الهالوجينات ومركباتها على نطاق واسع؟
9. اكتب معادلات التفاعل التي يمكن استخدامها لإجراء التحويلات:
РbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3؛
Cl2 → КClO3 → КClO4 → НClO4 → ClO2 → НClO3؛
Cl2 → حمض الهيدروكلوريك → بوكل → Cl2 → BaCl2 → حمض الهيدروكلوريك.
10. ما هو الدور البيولوجي الذي تلعبه الهالوجينات في جسم الإنسان؟

تتضمن المجموعة السابعة أ العناصر التالية: الفلورFالكلورسي.آي.البرومر، اليود الأول، الأستاتينفي, - والتي لها اسم شائع الهالوجيناتوالتي تعني حرفيًا: إنتاج الملح. وهي غير معدنية وتنتمي إلى عائلة العناصر p.

توجد الهالوجينات (باستثناء الأستاتين) على نطاق واسع في الطبيعة. يتم الحصول على الأستاتين بشكل مصطنع. يقدر إجمالي محتوى الأستاتين في الطبقة القشرية بسمك 1.6 كم بـ ≈ 70 مجم. إنه مشع (عمر النصف للنظائر الأكثر استقرارًا هو 8.1 ساعة)، ولم تتم دراسته إلا قليلاً، وبالتالي لن نأخذه في الاعتبار.

لا توجد الهالوجينات في الطبيعة بشكل حر، ولا توجد إلا في شكل مقيد، أي. في شكل اتصالات مع العناصر الأخرى. الأكثر شيوعا في الطبيعة هي الكلور والفلور، ومحتواهما هو 0.19٪ و 0.03٪ من كتلة القشرة الأرضية، على التوالي.

تشكل مركبات الكلور والفلور في شكل معادن مختلفة رواسب مستقلة على الأرض. بالنسبة للكلور، فإن أهم المعادن الطبيعية هي الملح الصخريكلوريد الصوديوم، كارناليتبوكل ∙ ملغكل 2 ∙ 6 ح 2 يا، سيلفينيتبوكل ∙ كلوريد الصوديوم. أشهر معادن الفلورايد هي الفلوريت أو الفلورسباركاف 2 الكريوليتنا 3 الف 6 ، الفلوراباتيتكاليفورنيا 5 (ص.ب. 4 ) 3 F.

يعتبر البروم واليود من العناصر النزرة ولا يشكلان رواسب معدنية خاصة بهما. توجد كميات كبيرة من البروم واليود، إلى جانب الهالوجينات الأخرى، في مياه البحر على شكل أملاح مختلفة، حيث تمتصها الطحالب بنشاط.

هيكل ذرات الهالوجين وخصائصها الفيزيائية والكيميائية

تحتوي ذرات جميع الهالوجينات على 7 إلكترونات في طبقتها الإلكترونية الخارجية، ويمكن تمثيل تركيبها على النحو التالي:

يختلف الفلور عن الهالوجينات الأخرى في أنه لا يحتوي على مستوى فرعي d على طبقته الإلكترونية الخارجية.

يتم عرض بعض الخصائص الفيزيائية لذرات الهالوجين في الجدول 4.

جدول 4. الخصائص المقارنة لبعض الخواص الفيزيائية للهالوجينات والمواد البسيطة التي تتكون منها

في الحالة الطبيعية، تحتوي عناصر المجموعة VIIA على إلكترون واحد غير متزاوج على طبقتها الخارجية، لذا يمكنها تكوين رابطة تساهمية واحدة فقط مع الذرات الأخرى من خلال آلية التبادل (التكافؤ في هذه الحالة سيكون مساويًا لـ 1). عند الإثارة، يزيد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الهالوجينات (ما عدا F) إلى 3 أو 5 أو 7 بسبب اقتران أزواج الإلكترونات.

وعليه فإن قيم التكافؤ المحتملة أثناء تكوين السندات عبر آلية التبادل في هذه الحالة ستكون أيضاً مساوية لـ 3 أو 5 أو 7.

الفلور، على عكس جميع الهالوجينات الأخرى، عادة ما يُظهر تكافؤًا قدره 1، لأنه لا يستطيع تبخير أزواج الإلكترون الخاصة به. من الناحية النظرية، يمكن للفلور، كعنصر من عناصر الفترة الثانية، أن يُظهر تكافؤًا أقصى قدره 4، إذا أخذنا في الاعتبار، بالإضافة إلى آلية التبادل، آلية المانح والمتقبل لتكوين الرابطة التساهمية. في الواقع، على طبقة الإلكترون الخارجية لذرة الفلور، إلى جانب إلكترون واحد غير متزاوج، هناك أيضًا 3 أزواج من الإلكترونات. بفضل عمله كمتبرع، يمكن للفلور أيضًا أن يشكل 3 روابط تساهمية. صحيح، يمكن للمرء أن يفترض أن الفلور سيكون "مترددا" في القيام بذلك، لأنه هو العنصر الأكثر سالبية كهربية ومن المعتاد أن يزيل أزواج الإلكترونات بدلاً من إعطائها لذرة أخرى، وإن كان ذلك للاستخدام المشترك.

المركب BF معروف، والذي يكون فيه تعدد الروابط 3. ويمكن تفسير هذه الحقيقة إذا افترضنا أن ذرة الفلور شكلت رابطة واحدة بواسطة آلية التبادل، والاثنتين الأخريين بواسطة آلية المانح والمتقبل.

الهالوجينات (باستثناءF) في المركبات يمكن أن تظهر حالات الأكسدة الإيجابية والسلبية.

إنها تظهر حالة أكسدة إيجابية عند التفاعل مع ذرات العناصر التي تكون أكثر سالبية كهربية منها. في هذه الحالة، تعمل الهالوجينات كعامل اختزال وتعطي إلكتروناتها غير المتزاوجة إلى ذرات أخرى من الطبقة الخارجية. ستكون قيمة حالة الأكسدة مساوية لـ +1 (في الحالة الثابتة)، +3، +5، +7 (في الحالة المثارة).

لا يمكن للفلور أن يظهر حالة أكسدة موجبة، لأنه العنصر الأكثر سالبية كهربية وفي التفاعلات الكيميائية يأخذ دائمًا إلكترونات من ذرات أخرى، ويعمل فقط كعامل مؤكسد، وفي جميع المركبات يظهر حالة أكسدة قدرها -1.

ولهذا السبب تلقي F 2 من الفلوريدات كيميائيا (باستخدام ذرات عنصر آخر مثل الأكسدة 2 F - - 2ē = F 2 0 )) لا يمكن تنفيذها. ولا يمكن القيام بذلك إلا كهربائيًا (عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور الفلورايد، على سبيل المثال، الملح).ناف ).

تظهر الهالوجينات الأخرى حالة أكسدة سلبية عند التفاعل مع ذرات العناصر الأقل سالبية كهربية منها. في هذه الحالة، تعمل كعامل مؤكسد وتأخذ من الذرات الأخرى إلكترونًا واحدًا مفقودًا لإكمال طبقتها الخارجية. قيمة حالة الأكسدة تساوي -1.

تشكل الهالوجينات مركبات عامة مع الهيدروجين
.

هذه مواد غازية (نقطة الغليان HF ≈ 16 درجة مئوية)، شديدة الذوبان في H 2 O. محاليلها المائية لها خصائص حمضية، وتزداد قوة هذه الأحماض في سلسلة HF، HCl، HBr، HI من اليسار إلى اليمين. أضعف حمض هو HF، والأقوى هو HI. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن نصف قطر ذرات الهالوجين في المجموعة يزداد من أعلى إلى أسفل، مما يضعف قوة رابطة R-H (نظرًا لزيادة طولها) ويتم تقسيم أيونات H + بسهولة أكبر.

حمض الهيدروفلوريك أو الهيدروفلوريك HF أضعف إلى حد ما من جميع الأحماض الهيدروهاليكية الأخرى، وذلك بسبب قدرة جزيئاته على تكوين مركبات زميلة من النوع (HF) n (حيث يتراوح n من 1 إلى 8) بسبب تكوين روابط هيدروجينية:

ح - و  ح - و؛ ح - و  ح - و  ح - ف، إلخ.

مع الأكسجين والهالوجينات (ما عداF) يمكن أن يشكل 4 أنواع من الأكاسيد:

.

(أكاسيد تم الحصول عليها للكلورCl 2 يا, Cl 2 يا 7; للبروم -ر 2 يا; لليود –أنا 2 يا, أنا 2 يا 5 , أنا 2 يا 7 . أكسيدر 2 يا 3 في شكل حر غير معزول لأي هالوجين).

أكاسيد تم الحصول عليها للكلور
و
، حيث يُظهر حالات أكسدة غير معهود +4 و +6. هذه مركبات غير مشبعة تمامًا وعرضة للتقليص. لديهم خصائص مغناطيسية، لأن تحتوي ذرات الكلور على إلكترون غير متزاوج.

يتم الحصول على جميع الأكاسيد ليس من خلال التفاعل المباشر لمواد الهالوجين البسيطة مع الأكسجين، ولكن بشكل غير مباشر. هذه هي أكاسيد حمضية. عندما تذوب في H 2 O، فإنها تشكل أحماض من النوع العام:

لكل عنصر، مع زيادة حالة الأكسدة، تزداد قوة الأحماض في تلك السلسلة من اليسار إلى اليمين. تتناقص قوة الأحماض التي تظهر فيها العناصر نفس درجة الأكسدة في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل. على سبيل المثال، في الصف:ح أوه أوه س- أقوى حمض هو HCلو. ويرجع ذلك إلى زيادة الخواص المعدنية للهالوجينات الموجودة في المجموعة من أعلى إلى أسفل، مما يؤدي بدوره إلى زيادة الخواص الأساسية لمركباتها المحتوية على الأكسجين.

يشكل الفلور مركبات مع الأكسجين
و
، حيث يظهر O حالة أكسدة موجبة تبلغ +2 أو +1. لذلك، هذه المواد ليست أكاسيد. مثل جميع مركبات الهالوجين المحتوية على الأكسجين، يتم الحصول عليها أيضًا بشكل غير مباشر.

تشكل الهالوجينات مواد بسيطة (تحمل نفس الأسماء)، تتكون جزيئاتها من ذرتين مرتبطتين برابطة تساهمية واحدة. علاوة على ذلكF 2 وCl 2 في الظروف العادية - الغازات،ر 2 - سائل،أنا 2 - مادة صلبة .

تتناقص قوة الروابط في جزيئات المواد البسيطة من الكلور إلى اليود. يقع F2 خارج هذا النمط، حيث تكون قوة الرابطة أقل بكثير من قوة الرابطة في جزيء Cl 2 (الجدول 4).

يمكن تفسير هذه الخصائص الشاذة للفلور بغياب المستوى الفرعي d الشاغر في الطبقة الإلكترونية الخارجية لذراته.

تحتوي ذرات الكلور والهالوجينات الأخرى على مدارات d حرة، وبالتالي هناك تفاعل إضافي بين المانح والمستقبل في جزيئات المواد البسيطة، مما يقوي الرابطة. ويظهر ذلك في الرسم البياني التالي:

كما يلي من الجدول 4، فإن طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون والسالبية الكهربية النسبية لذرات الهالوجين في المجموعة تتناقص من الأعلى إلى الأسفل. وفقًا لهذا، ستنخفض أيضًا الخواص غير المعدنية للهالوجينات، وبالتالي القدرة المؤكسدة لذراتها والمواد البسيطة التي تشكلها في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل.

يمكن لكل هالوجين في المنبع أن يحل محل الهالوجين في اتجاه المصب من مركباته بالهيدروجين والمعادن. على سبيل المثال، يمكن لـ Cl 2 أن يحل محل Br 2 وI 2. ويمكن لـ Br 2 أن يحل محل I 2 فقط:

Сl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl

ر2 + 2NaІ = І2 + 2NaBr

تحدث هذه التفاعلات عادةً في المحاليل المائية، لذا لا يشارك فيها F2، لأنه يفكك الماء بقوة:

2 ف2 + 2ح2يا = 4HF + يا2

الهالوجينات المتبقية قابلة للذوبان بشكل طفيف نسبيًا في H 2 O، وبدرجة أقل، تتفاعل معها بشكل عكسي وفقًا للمخطط التالي:

ز 2 + ح 2 س
NG + منظمة غير حكومية

علاوة على ذلك، عند الانتقال من الكلور إلى اليود، يتحول توازن هذا التفاعل بشكل متزايد إلى اليسار، وبالنسبة لـ I 2 فهو غير معهود عمليا.

حلول Cl 2 و ر 2 في الماء تسمى مياه الكلور والبروم، على التوالي. بالإضافة إلى الهالوجينات نفسها، تحتوي هذه المحاليل على منتجات تفاعلها مع H2O، مما يمنحها بعض الخصائص المحددة.