ინტერჰალოგენები

ინტერჰალოგენები (ინტერჰალოგენები) — არაორგანული მოლეკულები, რომლებიც შეიცავენ ორ ან მეტ განსხვავებულ ჰალოგენების ატომებს (ფტორს, ქლორს, ბრომს, იოდს, იშვიათად ასტატს) და არ შეიცავს არცერთ სხვა ელემენტების ატომებს. ცნობილი არის, რომ ინტერჰალოგენების უმრავლესობა ბინარულია (მხოლოდ ორი განსხვავებულ ჰალოგენის ატომისაგან შედგება). მათი ზოგადი ფორმულაა XYn სადაც n=1,3,5 ან 7-ს. X არის ორი ჰალოგენიდან ნაკლებად ელექტროუარყოითი ჰალოგენის ატომი. ყველა მათი ნაერთი ექვემდებარება ჰიდროლიზის რეაქციას და წარმოქმნიან პოლიჰალოგენურ იონს. ცნობილი არ არის, რომ ინტერჰალოგენების რომელიმე ნაერთი შეიცავს სამზე მეტ სხვადასხვა ჰოლოგენს, მაგრამ ძალიან ცოტა წიგნში მოცემულია, რომ არსებობს IFCl2 და IF2Cl და ისინი მიღებულიც კი იქნა. თეორიული კვლევები BrClFn მიუთითებს, რომ ეს ნაერთი ძლივს სტაბილურია და ძალზე მარტივად იშლება. დიატომური ჰალოგენები XY-ფორმის ინტერჰალოგენებში კოვალენტური ბმას იონური თვისებები გააჩნია. ნაკლებად ელექტროუარყფითი ჰალოგენის ატომი X- რომელიც ამჟღავნებს ნაწილობრივ დადებით მუხტს. ყველა კომბინაცია შემდეგი ჰალოგენების როგორიცაა ფტორი, ქლორი, ბრომი და იოდი შესწავლილია და მათი ზოგადი ფორმულებიც დადგენილია, მაგრამ მათგან ყველა არ არის სტაბილური, ხოლო რაც შეეხება ასტატს, მის მიერ წარმოქმნილი ყველა ინტერჰალოგენის ზოგადი ფორმულა არ არის დადგენილი, მაგრამ ცნობილი არის, რომ მისი ნაერთები ძალზე არასტაბილურები არიან. Chlorine monofluoride (ClF)-ქლორის მონოფტორიდი — მომწამლავი აირი -100 ° C- მდე გაცივებისას თხევადდება და აქვს ყვითელი შეფერილობა. ამ ნაერთს აქვს შუალედური თვისებები ორივე მშობლიურ ჰალოგენებს შორის F2-სა და Cl2 -ს შორის. Bromine monofluoride(BrF)-ბრომის მონოფტორიდი — არასტაბილური აირი. ეს ინტერჰალოგენი მიიღება ბრომისა და ქლორის ურთიერთქმედებით . ნაერთის არასტაბილურობა გამოვლენილია, მაგრამ არ არის იზოლირებული. Br2(l) + F2(g) → 2 BrF(g) Iodine monofluoride(IF)-იოდის მონოფტორიდი — მყარი მოყავისფრო ფერის ნივთიერება, რომელიც იშლება 0 C-ზე. მეტად არაპროპირციული მოლეკულაა და მიიღება იოდის ვერცხლის ფრტორიდთან რეაქციისას 0 C-ზე. I2 + AgF → IF + AgI. Bromine monochloride (BrCl)-ბრომის მონოქლორიდი — მომწამლავი ყვითელი ფერის გაზი, რომელიც დნება −66 °C და დუღს 5 °C-ზე. არის ძლიერი მჟანგავი. მისი EINECS ნომერია 237-601-4. Iodine monochloride (ICl)-იოდის მონიქლორიდი — წითელი კრისტალურ ნივთიერება დნება 27.2 °C-ზე. მიიღება იოდის და ქლორის რეაქციით შეფარდებით 1:1 -თან I2 + Cl2 → 2 ICl.კარგად იხსნება ნახშირბადის დისულფიდში (CS2); ძმარმჟავაში და პირიდინში (C5H5N).ასევე გამოიყენება ორგანულ ქიმიაში რეაგენტად. Iodine monobromide (IBr)-იოდის მონობრომიდი — მუქი წითელი მყარი ნივთიერება. მისი დნობის ტემპერატურა ახლოსაა ოთახის ტემპერატურასთან და არის 42 °C, ხოლო დუღს 116 °C-ზე. იოდის მონობრომიდი ასევე გამოიყენება ზოგიერთი სახის იდიომეტრიულ ტიტრაციაში. მიღება:I2 + Br2 → 2 IBr Astatine monobromide (AtBr)-ასტატის მონობრომიდი — ნაკლებად შესწავლილი არაორგანული ნოვთიერება, რომელიც მიიღება შემდეგნაირად 2 At + 2 IBr → 2 AtBr + I2 . Astatine monoiodide (AtI)-ასტატის მონოიოდიდის მიღება: 2At + I2 → 2 AtI 1:1-თან შეფარდებით. რაც შეეხება ასტატის მონოფტორიდს ეს ნაერთი ჯერჯერობით აღმოჩენილი არ არის, ამას ართულებს ამ ორი ჰალოგენის მკვეთრად განსხვავებული თვისებები და ნაერთის არასტაბილურობა. ასეთ მოლეკულებში ცენტრალურ ატომს უკავშირდება სამი ატომი. Chlorine trifluoride(ClF3)-ქლორის ტრიფტორიდი — უფერო; მომწამლავი; კოროზიული და ძალიან არასტაბილური აირი. პირველად მიიღეს 1930-წელს ქლორის ფტორიზაციით მისი მიღების რეაქციაა 3 F2 + Cl2 → 2 ClF3 . Bromine trifluoride (BrF3)-ბრომის ტრიფტორიდი — მუქი მოყვითალო(თივის) ფერი ძლიერ მომწამლავი და მკვეთრად არასტაბილური ნივთიერება. მიღება: ბრომის და ფტორის ურთიერთქმედება 20 °C-ზე: Br2 + 3 F2 → 2 BrF3 Iodine trifluoride (IF3)-იოდის ტრიფტორიდი — ყვითელი მყარი ნივთიერება −28 °C-მდე. ბევრი ინფორმაცია არ არის ამ ინტერჰალოგენის შესახებ, რადგან ის მეტად არასტაბილურია. Iodine trichloride (ICl3)- იოდის ტრიქლორიდი — მბზინაბი მოწითალო ფერის მყარი ნივთიერება გვხვდება დიმერების სახით I2Cl6 მოლეკულის შუაში ზევით და ქვევით მდებარე ქლორის ატომები ორი ბმით უკავშირდებიან იოდის ატომებს. ასეთ მოლეკულებში ცენტრალურ ატომს უკავშირდება ხუთი ატომი. Chlorine pentafluoride (ClF5)-ქლორის პენტაფტორიდი — უფერო ძლიერ მჟანგავი მოლეკულა გამოიყენება რაკეტებში საწვავის მჟანგავად. მოლეკულას აქვს კვადრატულ პირამიდული მოლეკულურ გეომეტრიული ფორმა და C4v სიმეტრია. დნება −103 °C-ზე და დუღს −13.1 °C-ზე. მიღება:Cl2+ 5F2 → 2ClF5 ქლორის ფტორიზაცია მიმდინარეობს მაღალი წნეხის და ტემპერატურის თანაობისას. Bromine pentafluoride (BrF5)-ბრომის პენტაფტორიდი — ძლიერი ფტორიზაციის რეაგენტი აირი დნება −61.30 °C-ზე ,ხოლო დუღს 40.25-ზე °C. გამოიყენება რაკეტებში საწვავის დასაჟანგად. მიიღება კალიუმის ბრომიდზე სამი მოლი ფტორის მოქმედებით KBr + 3 F2 → KF + BrF5 Iodine pentafluoride (IF5)-იოდის პენტაფტორიდი — უფერო სითხე დნება 9.43 °C-ზე და დუღს 97.85 °C-ზე. მიიღება იოდზე 5 მოლი ფტორის მოქმედებით I2+ 5 F2→ 2 IF5 რეაქცია არის ეგზოთერმული. ასეთ მოლეკულაში ცენტრალურ ატომს უკავშირდება შვიდი სხვადასხვა ატომი. Iodine heptafluoride (IF7)-იოდის ჰეპტაპტორიდი — უფერო ძლიერი ფტორიზაციის თვისების მქონე რეაგენტი. მისი დნობის და დუღილის თემპერატურები მკვეთრად არ განსხვავდება ერთმანეთისაგან დნება 4.5 °C-ზე, ხოლო დუღს 4.8 °C-ზე. მას აქვს პენტაგონალურ ბიპირამიდული მოლეკულურ გეომეტრიული ფორმა. როგორც წესი ინტერჰალოგენები უფრო აქტიურები არიან, ვიდრე დიატომური ჰალოგენები, რადგანაც ინტერჰალოგენებში ბევრად უფრო სუსტი ბმებია დიატომურ ჰალოგენებთან შედარებით, რაც განაპირობებს მათ მარტივად დაშლას. როდესაც ცენტრალური ატომს უკავშირდება ერთი ან სამი სხვა ატომი ეს ჰალოგენები მკვეთრად არ არიან ელექტროუარყოფითობით ერთმანეთისაგან დიდად განსხვავებულნი როგორიც არის მაგალითად: იოდის მონოქლორიდი ან ქლორის ტრიფტორიდი, ხოლო როდესაც ცენტრალურ ატომს უკვე უკავშირდება ხუთი და შვიდი ატომი ამ შემთხვევაში მკვეთრად უნდა იყოს ჰალოგენების ზომები ერთმანეთისაგან განსხვავებული, რადგან თუ ცენტრალური ატომი მცირე რადიუსის მქონეა მის გარშემო ხუთი ან შვიდი ატომი ვერ შეძლებს განთავსებას, მაგალითად, არ არსებობს ნაერთი ქლორის პენტაბრომიდი, რადგან ქლორს მცირე რადიუსი აქვს, ბრომს კი მასზე დიდი, ამიტომაც ქლორის გარშემო სივრცეში ხუთი ბრომის ატომი ფიზიკურად ვერ განთავსდება მისი ზომისა და მასის გამო, ხოლო თავისუფლად არის დასაშვები, მაგ., ბრომის პენტაფტორიდის მოლეკულა, რადგან ბრომის დიდ რადიუსიანი ატომის გარშემო ფტორის ხუთი ატომი თავისუფლად შეძლებს განთავსებას. შეგიძლიათ იხილოთ მედიაფაილები თემაზე „ინტერჰალოგენები“ ვიკისაწყობში. [1] [2] [3] დაარქივებული 2019-05-26 საიტზე Wayback Machine. ↑ Saxena, P. B. (2007). Chemistry Of Interhalogen Compounds. ციტირების თარიღი: February 27, 2013.  ↑ (2001) Encyclopedia of Physical Science and Technology: Inorganic Chemistry, 3rd, Academic Press. „A few ternary compounds, such as IFCl2 and IF2Cl, are also known [no source given].“  ↑ Murthy, C. Parameshwara (2008). University Chemistry. New Age International, გვ. 675. „The only two interhalogen compounds are IFCl2 and IF2Cl [no source given].“  ↑ Ignatyev, Igor S.; Schaefer, Henry F., III (1999). „Bromine Halides:  The Neutral Molecules BrClFn (n = 1–5) and Their Anions — Structures, Energetics, and Electron Affinities“. Journal of the American Chemical Society. 121 (29): 6904–6910. doi:10.1021/ja990144h. ↑ Otto Ruff, E. Ascher (1928). „Über ein neues Chlorfluorid-CIF3“. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 176 (1): 258–270. doi:10.1002/zaac.19281760121. ↑ J. E. Macintyre, F. M. Daniel, V. M. Stirling: Dictionary of inorganic compounds. CRC Press, 1992, ISBN 978-0-412-30120-9, S. 285. ↑ Mary Eagleson (1994), Concise Encyclopedia of Chemistry. Walter de Gruyter. 1201 pages. ISBN 3-11-011451-8, ISBN 978-3-11-011451-5. ↑ Gangolli, S. (1999). The Dictionary of Substances and Their Effects, გვ. 676. ISBN 0-85404-808-1.  ↑ Brisbois, R. G.; Wanke, R. A.; Stubbs, K. A.; Stick, R. V. "Iodine Monochloride" Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, 2004 John Wiley & Sons. doi:10.1002/047084289X.ri014 ↑ name= Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8. ↑ name= Zuckerman & Hagen 1989, p. 31.John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-18656-4. ↑ Otto Ruff, H. Krug (1930). „Über ein neues Chlorfluorid-CIF3“. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 190 (1): 270–276. doi:10.1002/zaac.19301900127. ↑ Lebeau P. (1906). „The effect of fluorine on chloride and on bromine“. Annales de Chimie et de Physique. 9: 241–263. ↑ K. H. Boswijk; E. H. Wiebenga (1954). „The crystal structure of I2Cl6 (ICl3)“. Acta Crystallographica. 7 (5): 417–423. doi:10.1107/S0365110X54001260. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann, გვ. 833. ISBN 0-08-037941-9.  ↑ Hyde, G. A.; Boudakian, M. M. (1968). „Synthesis routes to chlorine and bromine pentafluorides“. Inorganic Chemistry. 7 (12): 2648–2649. doi:10.1021/ic50070a039. ↑ Ruff, O.; Keim, R. (1930). „Das Jod-7-fluorid [The iodine-7-fluoride]“. Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie (German). 193 (1): 176–186. doi:10.1002/zaac.19301930117. ↑ Ruff O.; Keim R. (1931). „Fluorierung von Verbindungen des Kohlenstoffs (Benzol und Tetrachlormethan mit Jod-5-fluorid, sowie Tetrachlormethan mit Fluor) [Fluoridation of Carbon Compounds (Benzene and Tetrachlormethane with Iodine-5-Fluoride, and Tetrachloromethane with Fluorine)]“. Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie (German). 201 (1): 245–258. doi:10.1002/zaac.19312010122.