Halogenai

Halogènai ( 'druska' + genos 'giminė'; pažodžiui 'sudarantis druskas') – elementai, VIIA grupės nemetalai, sudarantys druskas, – fluoras, chloras, bromas ir jodas (seniau, o ir šiandien kai kuriuose šaltiniuose halogenams priskiria ir astatą, tačiau šis ne visada priskiriamas prie halogenų grupės, nes yra pusmetalis), turintys panašią išorinio elektronų sluoksnio struktūrą, taigi ir bendras chemines savybes.

 Bendroji charakteristika 

Halogenų grupę sudaro labai aktyvūs elementai, turintys būdingiausias nemetalų savybes. Visų jų atomai išoriniame elektroniniame sluoksnyje turi po 7 valentinius elektronus, todėl labai panaši jų sudaromų junginių forma ir savybės. Visi halogenai labai lengvai prisijungia po vieną elektroną, sudarydami neigiamus jonus, ir daug sunkiau juos atiduoda, nesudarydami laisvų teigiamų jonų. Gamtoje randami tik junginiuose. Laisvieji halogenai sudaro dviatomes molekules ir yra pavojingi: jų garai nuodingi, o bromas ir jodas gali nudeginti odą. Visi halogenai, tiesiogiai jungdamiesi su metalais, sudaro druskas, vadinamas halogenidais (pavadinimuose pridedama galūnė -idas, pavyzdžiui, fluoro ir metalo junginys vadinamas fluoridu).

 Cheminės savybės 

Halogenams būdingas didelis cheminis giminingumas su metalais ir vandeniliu. Halogenų junginiai su pastaruoju nemetalu yra aštraus kvapo, drėgname ore rūkstančios dujos, kurios tirpsta vandenyje ir sudaro tirpalus su rūgštinėmis savybėmis (halogenų vandenilinės rūgštys):

 2Cl2 + 2H2O → 4HCl(aq) (druskos rūgštis) + O (atominis deguonis)

Iš jų vėlgi lengvai gaunamos druskos, metalui tiesiogiai pakeičiant vandenilį:

 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

Su deguonimi halogenai gali jungtis tik netiesioginiu būdu.

Halogenai turi ir paprasčiausių skirtingų savybių: tai atominė masė ir nevienodas elektronų sluoksnių skaičius. Didėjant atominei masei ir elektroninių apvalkalų skaičiui, halogenų fizinės ir cheminės savybės silpnėja dėl valentinių elektronų traukos prie branduolio jėgos (tad pats aktyviausias iš grupės yra fluoras, nes turi mažiausią branduolio masę ir mažiausią elektronų sluoksnių skaičių). Lentelėje pavaizduotas dėsningas halogenų cheminių ir fizikinių savybių silpnėjimas, pradedant nuo fluoro viršuje: (minėta kryptimi silpnėja ir vandenilinių junginių patvarumas)

 Elementas  Cheminis simbolis  Branduolio krūvis  Elektronų konfigūracija  Molekulinis modelis  Molekulinė formulė  Atomo spindulys, nm  Elektrinis neigiamumas (pagal Polingą)  Neigiamasis oksidacijos laipsnis  Teigiamasis oksidacijos laipsnis Fluoras  F  <center>+9<center>  <center>2;7<center>  45px  F2  <center>0,064<center>  <center>4,0<center>  <center>–1<center>  <center>—<center> Chloras  Cl  <center>+17<center>  <center>2;8;7<center>  63px Cl2  <center>0,099<center>  <center>3,0<center>  <center>–1<center>  <center>+1; +3; +5; +7<center> Bromas  Br  <center>+35<center>  <center>2;8;18;7<center>  72px  Br2  <center>0,114<center>  <center>2,8<center>  <center>–1<center>  <center>+1; +3; +5; +7<center> Jodas  I  <center>+53<center>  <center>2;8;18;18;7<center>  84px  I2  <center>0,133<center>  <center>2,5<center>  <center>–1<center>  <center>+1; +3; +5; +7<center>

 Fizikinės savybės 

Remiantis kartu su atomo dydžiu ir elektronine konfigūracija dėsningai silpnėjančiomis savybėmis, paaiškinamos halogenų tarpusavio sąveika, kai reakcijų metu vienas halogenas lengviau išstumia kitą. Pavyzdžiui, fluoras lengvai išstumia chlorą, bromą ir jodą iš jų junginių su vandeniliu arba metalais. Chloras išstumia tiktai bromą ir jodą, o bromas gali išstumti tik jodą. Tai turi įtakos ir halogenų junginiams su deguonimi: kuo stipriau halogenas laiko savo elektronus, tuo sunkiau deguonies atomams (deguonis yra labai stiprus oksidatorius (!)) juos atimti iš halogenų. Todėl jodo deguoniniai junginiai patvaresni, negu tokie pat bromo ir chloro junginiai. Fluoro deguoninius junginius labai sunku gauti net netiesioginiu būdu.

Nuo halogenų, kaip ir bet kurių kitų elementų, cheminių savybių priklauso fizikinės: pagal pirmąją lentelę, iš viršaus į apačią didėja jų tankis, kyla lydymosi bei virimo temperatūra ir t. t.

 Halogenas  Atominė masė (suapvalinta)  Tankis g/cm³  Lydymosi temperatūra, °C  Virimo temperatūra, °C  Spalva dujinėje būsenoje  Pavyzdys  Sąveika su vandeniliu Fluoras  19  1,108 (duj.) –187 °C temperatūroje  –218  –188,1  Šviesiai žalsvai geltona  160px  Jungiasi sprogdamas tamsoje ir nekaitinant Chloras  35,5  1,56 (duj.) 0 °C temperatūroje  –101  –34,0  Geltonai žalia  100px  Jungiasi tik šviesoje arba kaitinant Bromas  80  3,12 (skyst.) 0 °C temperatūroje  –5,7  +59,5  Raudonai ruda  160px  Jungiasi tik kaitinant; junginys patvarus Jodas  127  4,93 (kiet.) 4 °C temperatūroje  +113  +185,2  Juodai violetinė  160px  Jungiasi tik kaitinant; junginys nepatvarus

 Gavimas 

Halogenus galima gauti pramoniniu ir laboratoriniu būdu:Zita Dzedulionienė. Chemija: vadovėlis VIII–X klasei: suaugusiųjų ir savarankiškam mokymuisi. Kaunas: Šviesa, 2009, 111 p. ISBN 978-5-430-05433-5.
 pramonėje: elektrolizuojant sulydytus KHF2, NaCl;
 laboratorijoje: oksiduojant halogenidus mangano dioksidu MnO2, kalio permanganatu KMnO2, kartu su rūgštmis.

 Paplitimas 

Lietuvoje halogeniniai junginiai yra randami sūriuose požeminiuose vandenyse ir Baltijos jūroje.Regina Jasiūnienė, Virgina Valentinavičienė. Chemija: vadovėlis 10 klasei. Kaunas: Šviesa, 2013, 32 p. ISBN 978-5-430-06167-8.

 Nuorodos 

 Nemetalai
 Fluoras
 Chloras
 Bromas
 Jodas

 Šaltiniai 

Kategorija:Cheminiai elementai