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

ومع ذلك ، فإن الهيدروجين لديه القليل جدًا من القواسم المشتركة مع عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية - الفلزات القلوية ، ومع عناصر المجموعة الفرعية الثانوية - النحاس والفضة والذهب. في نفس الوقت ، مثل الهالوجينات ، عن طريق إضافة إلكترون في التفاعلات مع المعادن النشطة ، فإنه يشكل الهيدريدات التي لها بعض التشابه مع الهاليدات.

تشتمل مجموعة الهالوجين الفرعية على الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين. تم العثور على العناصر الأربعة الأولى في الطبيعة ، ويتم الحصول على العنصر الأخير بشكل مصطنع وبالتالي تمت دراسته أقل بكثير من بقية الهالوجينات. كلمة "هالوجين" تعني تشكيل الملح. تلقت عناصر المجموعة الفرعية هذا الاسم نظرًا لسهولة تفاعلها مع العديد من المعادن ، وتشكيل الأملاح.

جميع الهالوجينات لها هيكل غلاف إلكتروني خارجي s 2 ص 5. لذلك ، فهم يقبلون بسهولة إلكترونًا ، ويشكلون غلافًا إلكترونيًا ثابتًا من الغاز النبيل (ق 2 ص 6). أصغر نصف قطر للذرة في المجموعة الفرعية هو الفلور ، أما الباقي فيزداد 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.

الهالوجيناتهي عناصر نشطة للغاية. يمكنهم أخذ الإلكترونات ليس فقط من الذرات ، التي تتبرع بها بسهولة ، ولكن أيضًا من الأيونات ، وحتى إزاحة الهالوجينات الأخرى الأقل نشاطًا من مركباتها. على سبيل المثال ، يعمل الفلور على إزاحة الكلور من الكلوريدات والبروم من البروميد واليود من اليود.

من بين جميع الهالوجينات ، فقط الفلور ، الموجود في الفترة الثانية ، لا يحتوي على مستوى د شاغر. لهذا السبب ، لا يمكن أن يحتوي على أكثر من إلكترون واحد غير زوجي ويعرض فقط تكافؤ -1. في ذرات الهالوجينات الأخرى ، لا يتم ملء المستوى d ، مما يتيح لها الحصول على عدد مختلف من الإلكترونات غير المزدوجة وإظهار التكافؤ -1 ، +1 ، +3 ، +5 و +7 ، التي لوحظت في مركبات الأكسجين من الكلور والبروم واليود.

تشمل المجموعة الفرعية للمنغنيز 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 شائع في الطبيعة ويستخدم على نطاق واسع في الصناعة.

التكنيتيوم مشع ، نحن لا نلتقي في الطبيعة ، لكن تم الحصول عليه بشكل مصطنع (لأول مرة - E. Segre و K. Perrier ، 1937). يتكون هذا العنصر نتيجة التحلل الإشعاعي لليورانيوم. الرينيوم هو أحد العناصر النزرة. لا تشكل معادن مستقلة ، ولكنها تحدث مصاحبة لبعض المعادن ، وخاصة الموليبدينوم.

تم اكتشافه بواسطة V. and I. Noddak في عام 1925. زادت السبائك التي تحتوي على إضافات صغيرة من الرينيوم مقاومة للتآكل. 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 ، ولكن لا يمكن استخدامها في درجات حرارة عالية جدًا ، حيث يتم تكوين مركب Re 2 O 7 المتطاير.

عناصر مجموعة 7B - المنغنيز والتكنيشيوم الذي تم الحصول عليه صناعياً والرينيوم والبوهريوم الذي تم الحصول عليه صناعياً - تكمل العقود الخمسة الأولى من عناصر د. التكوين الإلكتروني التكافؤ الخاص بهم هو (n-1) d 5 s 2. وجود إلكترونين فقط على غلاف الإلكترون الخارجي للذرة ، فإن المنغنيز ونظائرها غير قادرة على ربط الإلكترونات ، وعلى عكس الهالوجينات (المدرجة في نفس المجموعة معهم) ، لا تشكل مركبات هيدروجينية. ومع ذلك ، فإن مركبات الهيدروجين الأعلى لهذه العناصر تشبه إلى حد ما مركبات الهالوجينات المقابلة ، حيث يمكن لسبعة إلكترونات المشاركة في تكوين روابط مع الأكسجين فيها ، كما هو الحال في الهالوجينات. لذلك ، فإن أعلى حالة أكسدة لها هي +7.

في المركبات المعقدة ، أرقام التنسيق للمنغنيز: 4 و 6 ، والتكنيشيوم والرينيوم: 7 ، 8 ، 9.

من بين عناصر مجموعة المنغنيز الفرعية ، يعتبر المنجنيز نفسه ذو أهمية عملية كبيرة. الرينيوم عنصر نادر ، ومع ذلك ، نظرًا لعدد من الخصائص القيمة ، فإنه يجد تطبيقًا في التكنولوجيا. لم يتم العثور على التكنيتيوم في قشرة الأرض. تم الحصول عليه بشكل مصطنع عن طريق قصف نوى ذرات الموليبدينوم بنواة نظير الهيدروجين الثقيل - الديوترونات.

يتم الحصول على الجزء الأكبر من المنغنيز المعدني حاليًا عن طريق الاختزال الحراري للألمنيوم للبيرولوزيت أو الهوسمانيت أو خامات الكربونات والكبريتيد المخبوزة مسبقًا:

3Mn 3 O 4 + 8Al \ u003d 9Mn + 4Al 2 O 3

يتم الحصول على الرينيوم من نفايات النحاس وإنتاج الموليبدينوم - التنجستن. من خلال سلسلة من التفاعلات المتتالية ، يتم تحويل الرينيوم إلى بيررنات البوتاسيوم ، والذي يتم تقليله مع الهيدروجين عند تسخينه:

2KReO 4 + 7H 2 = 2KOH + 2Re + 6H 2 O

تختلف عناصر مجموعة المنغنيز الفرعية بشكل ملحوظ في الاستقرار الكيميائي. يقع المنغنيز في سلسلة الفولتية الكهروكيميائية بين المغنيسيوم والزنك ، وبالتالي فهو معدن نشط إلى حد ما ، في حين أن التكنيشيوم والرينيوم من المعادن النبيلة.

بالنسبة للمنغنيز ، يمكن الحصول على الأكاسيد التالية: MnO ، Mn 2 O 3 ، MnO 2 ، Mn 2 O 7. مع زيادة حالة أكسدة المنغنيز ، تتغير خواص الأكاسيد من الأساسي إلى المذبذب إلى الحمضي:

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

انخفاض أساسي sv-va ، حمض - زيادة.

يتم الحصول على أكاسيد التكنيشيوم والرينيوم ، والتي تتوافق مع أدنى حالات الأكسدة ، بشكل غير مباشر فقط. عند تسخينهما في الهواء ، يشكل كلا العنصرين أكاسيد أعلى E 2 O 7.

حالات الأكسدة المستقرة للمنغنيز +2 ، +4 ، +7 في مركبات الحمض والملح.

أكسيد المنغنيز الثنائي MnOيحدث في الطبيعة على شكل بلورات خضراء صغيرة ، ضعيفة 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 + + 5H 2 O → 2+

معالجة aquacomplex 2+ عند درجة حموضة = 8.5 في جو من الهيدروجين

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

2+ + 2OH- → Mn (OH) 2 + 6H 2 O

هيدروكسيد المنغنيز (II) له خصائص أساسية ضعيفة ، يتأكسد بالأكسجين الجوي وعوامل مؤكسدة أخرى إلى حمض البرمنجانيك أو أملاحه من المنجانيت:

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

يترسب حامض البرمنغنيز.

في بيئة قلوية ، يتأكسد Mn 2+ إلى MnO4 2- ، وفي بيئة حمضية ، 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 Mn 2+ درجة الأكسدة. تعمل المركبات الحيوية المستقرة من المنغنيز في الجسم على استقرار حالة الأكسدة هذه. يتجلى تأثير التثبيت في فترة الاحتفاظ الطويلة لقشرة الماء.

MnO 2 هو مركب منجنيز طبيعي مستقر يحدث في أربعة تعديلات. جميع التعديلات مذبذبة بطبيعتها 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 + 4H 2 O

المشتقات Mn (VII) هو أكسيد المنغنيز Mn 2 O 7 وشكله المائي هو حمض المنغنيز HMnO 4 ، المعروف فقط في المحلول.

أملاح حمض المنغنيز عبارة عن برمنجنات. الأيونات تسبب اللون البنفسجي للحلول. البرمنجنات هي عوامل مؤكسدة قوية. تستخدم هذه الخاصية في الممارسة الطبية للتطهير. يستخدم KMnO 4 في التحليل بالمعايرة لتحديد عوامل الاختزال المختلفة (قياس البرمنجنات) ، المستخدمة في البيئة لتقييم تلوث مياه الصرف الصحي.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 في 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 عناصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة لها اسم مشترك مشترك "هالوجينات" (هال) ، والتي تعني "إنتاج الملح".

تشمل المجموعة الفرعية للهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين (الأستاتين عنصر مشع ، تمت دراسته قليلاً). هذه هي العناصر p من D.I. مندليف. على مستوى الطاقة الخارجية ، تحتوي ذراتها على 7 إلكترونات ns 2 np 5. هذا يفسر القواسم المشتركة بين خصائصهم.

خصائص عناصر مجموعة الهالوجين الفرعية

يضيفون بسهولة إلكترونًا واحدًا في كل مرة ، مما يدل على حالة الأكسدة -1. الهالوجينات لها حالة الأكسدة هذه في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن.

ومع ذلك ، يمكن لذرات الهالوجين ، بالإضافة إلى الفلور ، أن تظهر حالات أكسدة موجبة: +1 ، +3 ، +5 ، +7. يتم شرح القيم المحتملة لحالات الأكسدة من خلال البنية الإلكترونية ، والتي يمكن تمثيل ذرات الفلور بواسطة المخطط

لكونه العنصر الأكثر كهرسلبية ، يمكن أن يقبل الفلور إلكترونًا واحدًا فقط لكل مستوى فرعي 2p. يحتوي على إلكترون واحد غير مزاوج ، لذا فإن الفلور أحادي التكافؤ فقط ، وحالة الأكسدة هي دائمًا -1.

يتم التعبير عن التركيب الإلكتروني لذرة الكلور بواسطة المخطط:

تحتوي ذرة الكلور على إلكترون واحد غير مزدوج على المستوى الفرعي 3p والحالة المعتادة (غير المستثارة) للكلور أحادية التكافؤ. ولكن نظرًا لوجود الكلور في الفترة الثالثة ، فإنه يحتوي على خمسة مدارات أخرى من المستوى 3 الفرعي ، والتي يمكن أن تستوعب 10 إلكترونات.

في حالة الإثارة لذرة الكلور ، تنتقل الإلكترونات من المستويات الفرعية 3p و 3s إلى المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد (كما هو موضح بالأسهم في الرسم التخطيطي). يزيد فصل (اقتران) الإلكترونات في نفس المدار التكافؤ بمقدار وحدتين. من الواضح أن الكلور ونظائره (باستثناء الفلور) يمكن أن يظهر فقط تكافؤًا متغيرًا فرديًا يبلغ 1 و 3 و 5 و 7 وحالات الأكسدة الإيجابية المقابلة. لا يحتوي الفلور على مدارات حرة ، مما يعني أنه أثناء التفاعلات الكيميائية لا يوجد فصل للإلكترونات المقترنة في الذرة. لذلك ، عند النظر في خصائص الهالوجينات ، يجب على المرء دائمًا مراعاة خصائص الفلور والمركبات.

المحاليل المائية لمركبات الهيدروجين للهالوجينات هي أحماض: HF - hydrofluoric (hydrofluoric) ، HCl - hydrochloric (hydrochloric) ، HBr - hydrobromic ، HI - hydroiodic.

نفس بنية الطبقة الإلكترونية الخارجية (ns 2 np 5) تسبب تشابهًا كبيرًا بين العناصر.

مواد بسيطة - غير فلزية F 2 (غاز) ، Cl 2 (غاز) ، Br 2 (l) ، l 2 (صلب).

في تكوين الروابط التساهمية ، غالبًا ما تستخدم الهالوجينات إلكترونًا واحدًا غير متزاوج موجود في ذرة غير مستثارة ، بينما تظهر B \ u003d I.

حالات التكافؤ للذرات CI ، Br ، I.

يمكن أن ينتقل تكوين روابط مع ذرات من المزيد من العناصر الكهربية ، ذرات الكلور والبروم واليود من حالة التكافؤ الأرضي إلى الحالة المثارة ، والتي يصاحبها انتقال الإلكترونات إلى المدارات الشاغرة من المستوى الفرعي d. في هذه الحالة ، يزداد عدد الإلكترونات غير المزاوجة ، ونتيجة لذلك يمكن للذرات CI ، Br ، أن تشكل عددًا أكبر من الروابط التساهمية:

الفرق F عن الهالوجينات الأخرى

في ذرة F ، تقع إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الثاني ، والذي يحتوي فقط على مستويات فرعية s و p. هذا يستبعد إمكانية انتقال ذرات F إلى حالات مثارة ، وبالتالي ، فإن الفلور في جميع المركبات يُظهر ثابت B يساوي I بالإضافة إلى ذلك ، الفلور هو العنصر الأكثر كهرسلبية ، ونتيجة لذلك يكون له أيضًا ثابت c. س. -1.

أهم مركبات الهالوجين

I. هاليدات الهيدروجين HHal.

II الهاليدات المعدنية (أملاح الأحماض المائية) - مركبات الهالوجين الأكثر عددًا وثباتًا

ثالثا. الهاليدات العضوية

رابعا. المواد المحتوية على الأكسجين:

الأكاسيد غير المستقرة ، والتي يمكن الاعتماد عليها في وجود 6 أكاسيد (Cl 2 O ، ClO 2 ، Cl 2 O 7 ، Br 2 O ، BrO 2 ، I 2 O 5) ؛

أحماض أوكسو غير مستقرة ، يتم عزل 3 أحماض منها فقط كمواد فردية (HclO 4 ، HlO 3 ، HlO 4) ؛

أملاح أحماض الأكسو ، وخاصة الكلوريت والكلورات والبيركلورات.

إلى السابع أ من مجموعة النظام الدوري D.I. يشتمل Mendeleev على فلور 9F ، والكلور 17 كلوريد ، والبرومين 35Br ، واليود 53I ، وأستاتين 85At (لا يحتوي على نظائر مستقرة). F ، Cl ، Br ، وتسمى "هالوجينات" (مترجمة من اليونانية - أملاح). يرجع هذا الاسم إلى خاصية تكوين الأملاح عند التفاعل المباشر مع المعادن.
التكوين الإلكتروني للطبقة الخارجية هو ns2np5. التغيير في الخواص الكيميائية في السلسلة F - Cl - Br - I - At يرجع إلى الزيادة المتتالية في حجم مدارات ns- ، np التكافؤ. مع زيادة العدد الذري لعنصر ما ، تزداد الكثافة ، وتزداد نقاط الغليان والانصهار ، وتزداد قوة الأحماض المهلجنة ، وتقل التفاعلية.
الهالوجينات هي غير معادن نموذجية ، تحت تأثير عوامل الاختزال ، فإنها تتحول بسهولة إلى أيونات هاليد G. تقلل ألفة الذرة إلى الإلكترون أسفل المجموعة. تتفاعل الهالوجينات بقوة مع المعادن وتشكل مركبات أيونية مع معادن s. تضعف الطبيعة الأيونية للهاليدات إلى حد ما مع زيادة العدد الذري للعنصر ، والذي ينتج عن انخفاض في الكهربية. كلما زادت العناصر الكهربية ، تظهر الهالوجينات حالات أكسدة موجبة.
تختلف خصائص الفلور بشكل ملحوظ عن خصائص الهالوجينات الأخرى. ليس لديها مدارات d شاغرة ، إلكترونات 2s22p5 محمية بشكل ضعيف من النواة ، مما يؤدي إلى كثافة إلكترون عالية وطاقة تأين وكهربائية. لذلك ، بالنسبة للفلور ، يمكن فقط حالة الأكسدة -1 ، 0 ، وبالنسبة للهالوجينات الأخرى 1 (أقصى ثبات للمركبات) ، 0 ، +1 ، +3 ، +5 ، +7 ، +2 ، +4 ، +6 من المحتمل أيضًا). طاقة الارتباط في جزيء F2 منخفضة بشكل غير طبيعي ، مما يجعلها شديدة التفاعل (يتفاعل الفلور مباشرة مع جميع العناصر باستثناء HE ، Ne ، Ar ، لتكوين مركبات تكون فيها العناصر في أعلى حالات أكسدة ممكنة). وتجدر الإشارة أيضًا إلى أنه ، بالمقارنة مع الهالوجينات الأخرى ، فإن المحتوى الحراري لتكوين المركبات الأيونية والتساهمية عالية.
2.2 التواجد في الطبيعة

في قشرة الأرض ، محتوى الفلور هو 6 10-2٪ ، الكلور ، البروم ، اليود ، على التوالي 2 10-2 ؛ 2 10-4 ؛ 4 * 10-5٪. يحدث الفلورين على شكل فلوريد (حوالي 30 معدنًا ، أهمها CaF2 (فلوريت أو فلورسبار) ، 3Ca3 (PO4) 2CaF2 (فلوراباتيت) ، Na3 - كريوليت). يشكل الكلور حوالي 70 من معادنه ، خاصة كلوريدات المعادن الخفيفة (ملح صخري ، هالايت كلوريد الصوديوم ، سيلفين KCl ، كارناليت KCl MgCl2 6H2O ، إلخ). يتركز 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 الحالة الغازية والسائلة والصلبة ، تكون الهالوجينات عبارة عن جزيئات G2 ثنائية الذرة. الفلور هو غاز أصفر فاتح ذو رائحة نفاذة كريهة للغاية. الكلور هو غاز أخضر-أصفر ذو رائحة نفاذة ، البروم هو سائل ثقيل بني أحمر اللون له رائحة نفاذة اليود - أسود ، بلورات معدنية لامعة (عند تسخينه يتحول إلى غاز بنفسجي (تسامي) - الشكل 2.1. الذوبان و تزيد نقاط الغليان بشكل رتيب من الفلور إلى اليود مع زيادة حجم الجزيء 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 الفلورين عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور الفلوريد (بشكل رئيسي KHF2 ، والذي يسمح بإجراء التحليل الكهربائي عند 1000 درجة مئوية ، بينما يذوب KF عند 8570 درجة مئوية.
يعتمد الإنتاج الصناعي للكلور على التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لكلوريد الصوديوم. في الظروف المختبرية ، يتم الحصول عليها 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 في الصناعة من مياه البحر ، بعد التخلص من كلوريد الصوديوم: 2Br - + Cl2 → Br2 + 2Cl-
يتم تفجير البروم بتيار من الهواء وامتصاصه بواسطة رقائق 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 من خلال التفاعل:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
يتم استخراج اليود في الصناعة أيضًا من مياه البحر ومياه آبار النفط ورماد نباتات البحر:
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
في المختبر ، يتم الحصول على اليود من خلال التفاعل:
2NaI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O
يُمتص اليود بواسطة الكربون المنشط أو يُستخرج بالمذيبات ، وينقى بواسطة التسامي.
2.5 الخواص الكيميائية لعناصر المجموعة السابعة أ

وفقًا لخصائصها الكيميائية ، فإن الهالوجينات هي عبارة عن معادن نشطة. نظرًا لقلة طاقة التفكك لجزيء الفلور ، والفاعلية الكهربية للذرة وطاقة الترطيب العالية للأيون ، فإن الفلور هو أقوى عامل مؤكسد (يؤكسد العناصر الأخرى إلى أعلى حالات الأكسدة الإيجابية) ، ويتفاعل بقوة مع المواد البسيطة مع باستثناء He و E و A r. في السلسلة من الفلور إلى اليود ، تقل خصائص الأكسدة ، بينما تزداد خصائص الاختزال.

التفاعل مع الماء:
يتفاعل الفلور بشدة مع الماء:
2F2 + 2H2O → 4HF + O2 ،
يكون التفاعل مصحوبًا بتكوين الأوزون و OF2.
عندما يذوب الكلور في الماء ، يحدث التفاعل التالي:
H2O + Cl2 HOCl + HCl - عند درجة حرارة الغرفة في محلول مشبع من Cl2 في الماء ، ما يقرب من 70 ٪ من الكلور في شكل جزيئات ، في حين أن توازن اليود يتم إزاحته بالكامل تقريبًا إلى اليسار.
التفاعل مع المواد المعقدة:
يتفاعل الفلور مع القلويات لتكوين OF2:

تحت تأثير الكلور على المحاليل الباردة للقلويات ، تتشكل أملاح حمض هيبوكلوروس:
Cl2 + 2KOH → KOCl + KCl + H2O
هيبوكلوريت البوتاسيوم
عند التعرض لمحلول قلوي ساخن (70-800 درجة مئوية) ، تتشكل أملاح حمض الكلوريك - كلورات:
3Cl2 + 6KOH → KClO3 + 5KCl + 3H2O
كلورات البوتاسيوم
يشكل اليود والبروم أيضًا في الغالب ثلاثي أوكسوهالوجينات عند التفاعل مع القلويات.
يتفاعل الكلور مع محلول الصودا:
2Na2CO3 + Cl2 + H2O → NaClO + NaCl + 2NaHCO3
"مياه الجافل"
يُظهر اليود إلى حدٍ ما الخصائص المميزة للمعادن. لذلك يمكنك الحصول على نترات اليود ، التي تتحلل في 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 ، تعتبر 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 من خلال تكوين روابط هيدروجينية بين جزيئات HF.
نظرًا لارتفاع قطبيتها ، تذوب هاليدات الهيدروجين جيدًا في الماء لتكوين أحماض ، تزداد قوتها في سلسلة HF-HCl-HBr-HE (بسبب زيادة نصف القطر). يزداد أيضًا النشاط الاختزالي لأيونات الهاليد في السلسلة F- → CI- → Br- → I-. لا - عامل اختزال قوي ، يستخدم في التخليق العضوي. في الهواء ، يتأكسد محلول مائي من NO تدريجياً بواسطة الأكسجين الجوي:
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
يتصرف HBr بالمثل. لا يتفاعل حمض الهيدروفلوريك (HF) وحمض الهيدروكلوريك (HCl) مع حامض الكبريتيك المركز ، بينما يتأكسد HBr و HOT.
يتم الحصول على الكمية الرئيسية من حمض الهيدروكلوريك أثناء الكلورة ، وإزالة الكلور من المركبات العضوية ، والانحلال الحراري (الجدول الزمني عند التسخين دون الوصول إلى الهواء) من نفايات الكلور العضوي - المنتجات الثانوية لعمليات مختلفة. بالإضافة إلى ذلك ، تتلقى هاليدات الهيدروجين:
التوليف المباشر من العناصر: H2 + G2 2NG
يبدأ هذا التفاعل المتسلسل ، الذي يكمن أيضًا وراء الإنتاج الصناعي لـ HCl ، عن طريق الضوء ، والرطوبة ، والمواد الصلبة المسامية.
إزاحة NGs من أملاحها (طرق الاستخراج المختبرية):
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 ↓ + 2HF ؛
NaCl + H2SO4 (c) → NaHSO4 + حمض الهيدروكلوريك ؛
NaHSO4 + NaCl → Na2SO4 + حمض الهيدروكلوريك.
- يتم الحصول على أحماض HBr عن طريق التحلل المائي لهالوجينات الفوسفور:
PE3 + 3H2O → H3PO3 + 3HE (E - Br أو I).
تتمثل إحدى ميزات HF ومحاليله المائية في تدمير الكوارتز والزجاج:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF → H2
لذلك ، يتم تخزين HF في حاويات من البولي إيثيلين أو الزجاج ، ولكن يتم تغطيتها من الداخل بالشمع أو البارافين. نادر HF مذيب شديد التأين. إنه قابل للامتزاج بالماء بأي نسبة. يوجد توازن في المحاليل المائية المخففة:
HF + H2O H3O + + F- ؛
F- + HF HF2- ؛
عندما يتم تحييد HF ، يمكن الحصول على ثنائي فلوريد البوتاسيوم (فلوريد هيدروجين البوتاسيوم):
2HF + KOH → KHF2 + H2O
KHF2 + KOH → 2KF + H2O
الفلوريدات (أملاح حمض الهيدروفلوريك) قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء (باستثناء NaF ، KF ، NH4F ، AgF ، SnF2) ، وهي مقسمة ، على غرار الأكاسيد ، إلى حمضية (SiF4) ، قاعدية (NaF) ومذبذبة (AlF3) ). يمكنهم التفاعل مع بعضهم البعض:
2NaF + SiF4 → Na2
KF + SbF5 → K.
3KF + AlF3 → K3
الكلوريدات - أملاح حمض الهيدروكلوريك - تذوب في الماء ، باستثناء AgCl و HgCl2 و Hg2Cl2 و PbCl2.
البروميدات ، اليود - تذوب في الماء ، باستثناء AgBr ، AgI ، PbI2 ، PbBr2.
مركبات الهالوجين بالأكسجين
مركبات الفلورين المؤكسجة الثنائية تسمى الفلورايد (الفلور أكثر كهرسلبية من الأكسجين). مقاوم في الظروف العادية هو ثنائي فلوريد الأكسجين - ОF2 ، والذي يتكون من التفاعل:
2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O
ОF2 - غاز أصفر فاتح ، عامل مؤكسد قوي تفاعلي:
2H2 + OF2 → H2O + 2HF.
تظهر الهالوجينات الأخرى في المركبات التي تحتوي على الأكسجين حالات أكسدة إيجابية.
من بين الأكاسيد ، I2O5 له أهمية عملية (أكسيد الهاليد المستقر ديناميكيًا حراريًا) هو مادة بلورية عديمة اللون. عامل مؤكسد متوسط ​​القوة ، يستخدم للتحديد الكمي لثاني أكسيد الكربون:
I2O5 + 5CO → I2 + 5CO2
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6
يتم الحصول على مركبات الأكسجين من الكلور بشكل غير مباشر. Cl2O ، ClO2 ، Cl2O7 مستقرة نسبيًا:
Сl2O هو غاز أصفر داكن له رائحة نفاذة ، سام ، غير مستقر ، يمكن 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 ، موجود فقط في محلول مخفف.
HOCI وأملاحه هيبوكلوريت عوامل مؤكسدة قوية:
NaOCl + 2KI + H2SO4 → I2 + NaCl + K2SO4 + H2O
ClO2 هو غاز أصفر مخضر ذو رائحة نفاذة ، سام ، يمكن أن ينفجر عند تسخينه ، وهو عامل مؤكسد نشط.
ClO2 ، هو الوحيد من أكاسيد الهالوجين ، والذي يتم الحصول عليه على نطاق صناعي من خلال التفاعلات:
KClO3 + H2SO4 → HClO3 + KHSO4
3HClO3 → 2ClO2 + HClO4 + H2O
في الماء ، لا يتناسب ClO2 ، كما هو الحال في المحاليل القلوية:
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
حمض الكلوريك حمض الكلوريك
2ClO2 + 2KOH → KClO3 + KClO2 + H2O
Cl2O7 - سائل زيتي ، ينفجر عند تسخينه إلى 120 درجة مئوية ، يتم الحصول عليه عن طريق التفاعل: 4HClO4 + P4O10 → 2Cl2O7 + 4HPO3.
يتفاعل Cl2O7 مع الماء: Cl2O7 + H2O → 2HClO4

لا تُعرف أحماض هيبوهالوجينيتيك NPO إلا في المحاليل المائية المخففة. يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل الهالوجين مع تعليق أكسيد الزئبق:
2I2 + HgO + H2O → HgI2 + 2HOI.
هذه أحماض ضعيفة ، في سلسلة HOCl → HOBr → HOI ، تقل قوة الأحماض ، وتزداد الخصائص الأساسية. HOI هو بالفعل مركب مذبذب.
Hypohalogenites - مركبات غير مستقرة ذات خصائص مؤكسدة قوية ، يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل G2 مع محلول قلوي مبرد. بهذه الطريقة ، يتم الحصول على مادة التبييض في الصناعة ، حيث تم استخدامها على نطاق واسع لفترة طويلة كعامل مطهر ومبيض:

من أحماض الهالوجين المؤكسجة HGO2 ، لا يُعرف سوى حمض الهيدروكلوريك HClO2 ؛ في الحالة الحرة ، يكون حمض متوسط ​​القوة غير مستقر (Kd = 10-2). ليس له أهمية فنية. يعتبر NaClO2 ذو أهمية عملية - وهو عامل مؤكسد قوي ، يستخدم كعامل تبييض للأقمشة ، بكمية صغيرة (حوالي 0.4٪) مدرج في مسحوق الغسيل. احصل على رد الفعل:
Na2O2 + 2ClO2 → O2 + 2NaClO2
Oxoacids HGO3 أكثر استقرارًا من HGO. يوجد HClO3 و HBrO3 فقط في المحاليل التي لا يتجاوز تركيزها 50٪ ، ويتم عزل HIO3 كمركب فردي.
في سلسلة HClO3 → HBrO3 → HIO3 ، تقل قوة الأحماض ، فهي عوامل مؤكسدة أضعف من NOH.
يتم الحصول على HClO3 في سياق التفاعلات:
6Ba (OH) 2 + 6Cl2 → 5BaCl2 + Ba (ClO3) 2 + 6H2O
Ba (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 ، عوامل مؤكسدة قوية ، عن طريق التفاعل:
3G2 + 6KOH → KEO3 + 5ke + 3H2O
يستخدم على نطاق واسع في الصناعة KClO3 - ملح برتوليت - يستخدم في صناعة أعواد الثقاب والألعاب النارية والمتفجرات.
Oxoacids HGO4
HClO4 هو سائل يدخن في الهواء. يتم الحصول عليها أثناء التفاعل:
KClO4 + H2SO4 → HClO4 + KHSO4
HClO4 اللامائي هو عامل مؤكسد قوي للغاية ، وهو أحد أقوى الأحماض المستخدمة في التخليق العضوي وغير العضوي. الأملاح عبارة عن بيركلورات ، يذوب معظمها في الماء ، باستثناء KClO4 و RbClO4 و CsClO4 و Mg (ClO4) 2 (الاسم التقني "Anhydrone") - أحد أقوى المجففات.
حمض البروميك معروف فقط في المحاليل المائية.
حمض الدوري H5IO6 هو حمض ضعيف ، شديد الذوبان في الماء ، ويشكل أملاحًا متوسطة وحمضية. ينتج الحمض عن طريق التفاعل:
Ba5 (IO6) 2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + 2H5IO6.
يمكن الحصول على أملاح حمض الدوريك:
KIO3 + Cl2 + 6KOH → K5IO6 + 2KCl + 3H2O
مركبات الهالوجين
على عكس عناصر المجموعات الأخرى ، تتفاعل الهالوجينات مع بعضها البعض لتشكيل عدد كبير من interhalides بالصيغة العامة XYn (n = 1، 3، 5.7) - الجدول 2.3 ، حيث Y هو هالوجين أخف وزنا وأكثر إلكترونيا. يتم الحصول عليها عن طريق التفاعل المباشر للمواد البسيطة ، بنسب مختلفة من الكواشف ودرجات الحرارة والضغوط.
تتحلل جميع المواد البينية ، 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 الإنتاج الصناعي ، يحتل الكلور المرتبة الأولى بين الهالوجينات ، ويأتي الفلور في المرتبة الثانية. المجالات الرئيسية لتطبيق الهالوجينات ومركباتها موضحة في الجدول 2.4
بالإضافة إلى ذلك ، تُستخدم مركبات الهالوجين المؤكسجة في الألعاب النارية. تستخدم مركبات الفلورين في صناعة الطلاء الزجاجي والمينا ؛ HF - لحفر الزجاج. تستخدم المركبات المحتوية على الكلور على نطاق واسع كعوامل حرب كيميائية (الفوسجين وغاز الخردل والكلوروبكرين وما إلى ذلك). يستخدم AgBr في التصوير الفوتوغرافي ، KBr في البصريات. يستخدم اليود والبروم في مصابيح الهالوجين. النشر في السحب من الهباء الجوي AgI و PbI2 يسبب أمطارًا (اصطناعية) ، هو وسيلة لمكافحة البَرَد. تُستخدم بعض مركبات اليود العضوية لإنتاج ليزر غازي عالي الطاقة.
2.8 الدور البيولوجي وعلم السموم

الفلور ومركباته شديدة السمية. F2 له تأثير مزعج ، عدة مرات أكثر من HF. عند الوصول إلى الجلد ، يذوب HF البروتينات ، ويخترق الأنسجة العميقة ، ويسبب قرحًا شديدة. الفلور في تركيبة الفلوراباتيت هو جزء من مينا الأسنان ، ونقصه يسبب تسوس الأسنان ، كما يؤدي فائضه إلى زيادة هشاشة العظام.
ينتمي الكلور إلى مجموعة المواد الخانقة ، ويسبب تهيجًا شديدًا في الأغشية المخاطية ، ويمكن أن يؤدي إلى الوذمة الرئوية. التركيزات العالية تؤدي إلى تثبيط انعكاسي لمركز الجهاز التنفسي. الكلور هو أهم عنصر حيوي. تعتبر أيونات الكلوريد جزءًا من عصير المعدة ، وتشارك في عمليات مختلفة داخل الخلايا - الحفاظ على الضغط الاسموزي وتنظيم استقلاب الماء والملح.
تؤدي أبخرة البروم أيضًا إلى تهيج الأغشية المخاطية والدوخة وتسبب التركيزات الأعلى في حدوث تقلصات في آفات الجهاز التنفسي في العصب الشمي. عندما يصاب البروم السائل بالجلد ، تتشكل حروق مؤلمة وتقرحات ، يصعب الشفاء. تنظم مركبات البروم عمليات إثارة وتثبيط الجهاز العصبي المركزي.
يتسبب استنشاق بخار اليود في تلف الكلى والجهاز القلبي الوعائي والجهاز التنفسي والوذمة الرئوية. عندما يتلامس مع 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 للفلور؟ لماذا تظهر المعادن أعلى حالات الأكسدة في المركبات التي تحتوي على الفلور؟
2. تحليل التغيرات في الخصائص في سلسلة الهالوجينات.
3. توضيح الطرق الصناعية والمخبرية للحصول على الهالوجينات مع التفاعلات.
4. أعط وصفًا مقارنًا لخصائص الأكسدة والاختزال للهالوجينات باستخدام تفاعلات مختلفة كمثال.
5. كيف تتغير الخصائص الفيزيائية والكيميائية في سلسلة HF-HCl-HBr-NO؟
6. اكتب معادلات التفاعل لتفاعل الهالوجينات مع الماء والقلويات.
7. كيف تتغير خصائص القوة والاختزال للأحماض المؤكسجة للهالوجينات؟ برر جوابك.
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 يمكنك من خلالها إجراء التحولات:
PbBr2 → HBr → Br2 → КBrO3 → НBrO3 → FeBr3 ؛
Сl2 → КClO3 → КClО4 → НClО4 → ClO2 → НClO3 ؛
Cl2 → HCl → KCl → Cl2 → BaCl2 → HCl.
10. ما هو الدور البيولوجي الذي تلعبه الهالوجينات في جسم الإنسان؟

تشمل المجموعة السابعة أ العناصر التالية: الفلورF، الكلورCIوالبرومBrاليود الأول أستاتينفي, - التي لها اسم شائع الهالوجينات، والتي تعني حرفيا: إنتاج الملح. إنها غير معادن وتنتمي إلى عائلة عنصر p.

توجد الهالوجينات (باستثناء الأستاتين) على نطاق واسع في الطبيعة. يتم الحصول على الأستاتين بشكل أساسي بوسائل اصطناعية. يقدر المحتوى الكلي للأستاتين في طبقة من قشرة الأرض بسمك 1.6 كم بـ ≈ 70 مجم. إنه مشع (عمر النصف للنظير الأكثر استقرارًا هو 8.1 ساعة) ، تمت دراسته قليلاً ، وبالتالي لن نفكر فيه.

لا توجد الهالوجينات في الطبيعة في شكل حر ولا توجد إلا في شكل مرتبط ، أي في شكل اتصالات مع عناصر أخرى. الأكثر شيوعًا في الطبيعة هو الكلور والفلور ، حيث يبلغ محتواهما 0.19٪ و 0.03٪ من كتلة قشرة الأرض ، على التوالي.

تشكل مركبات الكلور والفلور على شكل معادن مختلفة رواسب مستقلة على الأرض. بالنسبة للكلور ، فإن أهم المعادن الطبيعية هي الملح الصخريكلوريد الصوديوم، كارناليتبوكل ∙ MgCl 2 ∙ 6 ح 2 ا، سيلفينيتبوكل ∙ كلوريد الصوديوم. أفضل معادن الفلور المعروفة هي الفلوريت أو الفلورسباركاف 2 ، كريوليتنا 3 ألف 6 الفلوراباتيتكاليفورنيا 5 (ص 4 ) 3 F.

البروم واليود عناصر متناثرة ؛ لا تشكل رواسب من معادنها. توجد كميات كبيرة من البروم واليود ، إلى جانب الهالوجينات الأخرى ، في مياه البحر على شكل أملاح مختلفة ، حيث تمتصها الطحالب بشكل نشط.

تركيب ذرات الهالوجين وخصائصها الفيزيائية والكيميائية

تحتوي ذرات جميع الهالوجينات على 7 إلكترونات على طبقة الإلكترون الخارجية ، ويمكن تمثيل هيكلها على النحو التالي:

يختلف الفلور عن الهالوجينات الأخرى في أنه لا يحتوي على مستوى فرعي d على طبقة الإلكترون الخارجية.

يتم عرض بعض الخصائص الفيزيائية لذرات الهالوجين في الجدول 4.

الجدول 4. الخصائص المقارنة لبعض الخصائص الفيزيائية للهالوجينات والمواد البسيطة التي تشكلها

في الحالة الطبيعية ، تحتوي عناصر المجموعة VIIA على إلكترون واحد غير مزدوج على الطبقة الخارجية ، لذا يمكنهم تكوين رابطة تساهمية واحدة فقط مع ذرات أخرى بواسطة آلية التبادل (التكافؤ في هذه الحالة سيكون مساويًا لـ 1). عند الإثارة ، يزداد عدد الإلكترونات غير المزدوجة في الهالوجينات (باستثناء F) إلى 3 أو 5 أو 7 بسبب انخفاض أزواج الإلكترونات.

وفقًا لذلك ، فإن قيم التكافؤ المحتملة في تكوين السند بواسطة آلية التبادل في هذه الحالة ستكون أيضًا مساوية لـ 3 أو 5 أو 7.

على عكس جميع الهالوجينات الأخرى ، يُظهر الفلور عادةً تكافؤًا قدره 1 ، لأن لا يمكن فصل أزواج الإلكترونات الخاصة به. من الناحية النظرية ، يمكن أن يُظهر الفلور ، كعنصر من عناصر الفترة الثانية ، حدًا أقصى للتكافؤ يساوي 4 ، إذا تم أيضًا ، بالإضافة إلى التبادل ، مراعاة آلية متلقي المانح لتشكيل رابطة تساهمية. في الواقع ، على طبقة الإلكترون الخارجية لذرة الفلور ، بالإضافة إلى إلكترون واحد غير مزدوج ، هناك أيضًا 3 أزواج من الإلكترونات. بسببهم ، بصفتهم متبرعًا ، يمكن أن يشكل الفلور أيضًا 3 روابط تساهمية. صحيح ، يمكن افتراض أن الفلور سيكون "مترددًا" في القيام بذلك ، لأن. هو العنصر الأكثر كهرسلبية ومن المرجح أن يأخذ أزواج الإلكترونات بدلاً من إعطاءه لذرة أخرى ، وإن كان ذلك للمشاركة.

يُعرف المركب BF ، حيث يكون تعدد السندات 3. يمكن تفسير هذه الحقيقة إذا افترضنا أن ذرة الفلور شكلت رابطة واحدة بواسطة آلية التبادل ، والاثنان الآخران بواسطة آلية المتبرع المتقبل.

الهالوجينات (باستثناءF) في المركبات يمكن أن تظهر حالات أكسدة موجبة وسالبة.

تظهر حالة أكسدة إيجابية عند التفاعل مع ذرات عناصر كهرسلبية أكثر من ذراتها. في هذه الحالة ، تعمل الهالوجينات كعامل اختزال وتتبرع بإلكتروناتها غير المزاوجة إلى ذرات أخرى من الطبقة الخارجية. ستكون قيمة حالة الأكسدة في هذه الحالة مساوية لـ +1 (في الحالة الثابتة) ، +3 ، +5 ، +7 (في الحالة المثارة).

لا يمكن أن يُظهر الفلور حالة أكسدة موجبة ، لأنه العنصر الأكثر كهرسلبية وفي التفاعلات الكيميائية يأخذ دائمًا الإلكترونات من الذرات الأخرى ، ويعمل فقط كعامل مؤكسد ، وفي جميع المركبات يُظهر حالة أكسدة -1.

لهذا السبب ، فإن الحصول على ملفات F 2 من الفلوريدات كيميائيًا (باستخدام ذرات عنصر آخر ، أي أكسدة 2 F - - 2ē = F 2 0 )) لا يمكن القيام به. لا يمكن القيام بذلك إلا كهربائيًا (عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور الفلوريد ، على سبيل المثال ، الملحناف ).

تظهر الهالوجينات الأخرى حالة أكسدة سلبية عند التفاعل مع ذرات عناصر أقل كهرسلبية منها. في هذه الحالة ، تعمل كعامل مؤكسد وتأخذ إلكترونًا مفقودًا من الذرات الأخرى حتى اكتمال الطبقة الخارجية. قيمة درجة الأكسدة في هذه الحالة تساوي -1.

تشكل الهالوجينات مركبات من الشكل العام مع الهيدروجين
.

هذه هي المواد الغازية (bp HF 16 o C) ، عالية الذوبان في H 2 O. محاليلها المائية لها خصائص حمضية ، وقوة هذه الأحماض في سلسلة HF ، HCl ، HBr ، HI تزداد من اليسار إلى اليمين. أضعف حمض هو HF ، والأقوى هو HI. ويرجع ذلك إلى حقيقة أنه في المجموعة من أعلى إلى أسفل ، يزداد نصف قطر ذرات الهالوجين ، مما يؤدي إلى إضعاف قوة الرابطة R-H (بسبب زيادة طولها) وتنقسم أيونات H + بسهولة أكبر.

حمض الهيدروفلوريك ، أو الهيدروفلوريك ، حمض الهيدروفلوريك أضعف إلى حد ما من جميع الأحماض المائية الأخرى ، وبسبب قدرة جزيئاته على تكوين شركاء من النوع (HF) n (حيث يختلف n من 1 إلى 8) بسبب التكوين من روابط الهيدروجين:

H - F  H - F ؛ H - F  H - F  H - F إلخ.

مع الأكسجين والهالوجينات (باستثناءF) يمكن أن تشكل 4 أنواع من الأكاسيد:

.

(تم الحصول على أكاسيد للكلورCl 2 ا, Cl 2 ا 7; للبروم -Br 2 ا؛ لليود -أنا 2 ا, أنا 2 ا 5 , أنا 2 ا 7 . أكسيدص 2 ا 3 لم يتم عزله بشكل حر لأي هالوجين).

تم الحصول على أكاسيد الكلور
و
، حيث تظهر حالات أكسدة غير معهود +4 و +6. هذه هي مركبات التكافؤ غير المشبعة عرضة للثنائي. لها خصائص بارامغناطيسية ، tk. تحتوي ذرات الكلور فيها على إلكترون غير زوجي.

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

لكل عنصر ، مع زيادة حالة الأكسدة الخاصة به ، تزداد قوة الأحماض في هذا الصف من اليسار إلى اليمين. تتناقص قوة الأحماض ، حيث تظهر العناصر نفس حالة الأكسدة ، في مجموعة من الأعلى إلى الأسفل. على سبيل المثال ، على التوالي:ح أوه أوه س- أقوى حمض هو HCالصغرى. ويرجع ذلك إلى زيادة الخصائص المعدنية للهالوجينات في المجموعة من أعلى إلى أسفل ، مما يؤدي بدوره إلى زيادة الخصائص الأساسية لمركباتها المحتوية على الأكسجين.

يشكل الفلور مركبات بالأكسجين
و
، حيث يُظهر O حالة أكسدة موجبة +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 (بنفس الأسماء) ، تتكون جزيئاتها من ذرتين متصلتين برابطة تساهمية واحدة. وF 2 وCl 2 في ظل الظروف العادية - الغازات ،Br 2 - سائل ،أنا 2 - صلب.

تتناقص قوة الترابط في جزيئات المواد البسيطة من الكلور إلى اليود. يقع F 2 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 على الطبقة الإلكترونية الخارجية لذراته.

تحتوي ذرات الكلور والهالوجينات الأخرى على مدارات d حرة ، وبالتالي يوجد بينهما في جزيئات المواد البسيطة تفاعل إضافي بين المتبرعين والمتقبلين يقوي الرابطة. هذا موضح في الرسم البياني التالي:

على النحو التالي من الجدول 4 ، تنخفض طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون والقدرة الكهربية النسبية لذرات الهالوجين في مجموعة من الأعلى إلى الأسفل. وفقًا لهذا ، ستنخفض أيضًا الخصائص غير المعدنية للهالوجينات ، وبالتالي ، القدرة المؤكسدة لذراتها والمواد البسيطة التي تشكلها في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل.

يمكن لكل هالوجين أعلى أن يحل محل الأجزاء السفلية من مركباتها بالهيدروجين والمعادن. لذلك ، على سبيل المثال ، يمكن أن يحل Cl 2 محل Br2 و I 2. ويمكن لـ Br 2 إزاحة I 2 فقط:

Сl 2 + 2HBr \ u003d Br 2 + 2HCl

Br 2 + 2NaI \ u003d I 2 + 2NaBr

تستمر هذه التفاعلات ، كقاعدة عامة ، في المحاليل المائية ، لذلك لا تشارك F 2 فيها ، لأنها تحلل الماء بقوة:

2 F 2 + 2H 2 O \ u003d 4 HF + O 2

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

G 2 + H 2 O
NG + NGO

علاوة على ذلك ، عند الانتقال من الكلور إلى اليود ، يتحول توازن هذا التفاعل أكثر فأكثر إلى اليسار ، وبالنسبة لـ I 2 فهو غير معهود عمليًا.

حلول Cl 2 و Br 2 في الماء تسمى ، على التوالي ، الكلور وماء البروم. بالإضافة إلى الهالوجينات نفسها ، تحتوي هذه المحاليل على نواتج تفاعلها مع H 2 O ، مما يمنحها خصائص محددة معينة.