Հալոգեններ

Վիքիպեդիայից՝ ազատ հանրագիտարանից
Խումբ → 17 (VIIA)
↓ Ենթախումբ
2
9
Ֆտոր
18,998
2s22p5
3
17
Քլոր
35,452
3s23p5
4
35
Բրոմ
79,904
3d104s24p5
5
53
Յոդ
126,905
4d105s25p5
6
85
Աստատ
(210)
4f145d106s26p5
7
117
Ունունսեպտիում
(294)
5f146d107s27p5

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՝ ֆտոր, քլոր, բրոմ, յոդ, աստատ։[1] Այդ անունը ստացել են այն պատճառով, որ բազմաթիվ մետաղների հետ առաջացնում են մեծ գործածություն ունեցող աղեր։ Առաջինը հայտնաբերվել է քլորը` 1774, մյուսները` մի քանի տասնամյակ անց.

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
Liquid fluorine tighter crop.jpg Chlorine liquid in an ampoule.jpg Bromine vial in acrylic cube.jpg Iod kristall.jpg

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։

Հալոգենների ընդհանուր բնութագիրը[խմբագրել]

Վալենտային էլեկտրոնները ns2np5, հեշտությամբ միացնելով 1 էլեկտրոն ավարտուն են դարձնում իրենց արտաքին շերտը HaL+1e=Hal−1։ Հալոգենների օքսիդիչ հատկությունները փոքրանում է \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
Difluorine-2D-dimensions.png
Fluorine-3D-vdW.png
143
149
Քլոր
Cl2
Dichlorine-2D-dimensions.png
Chlorine-3D-vdW.png
199
198
Բրոմ
Br2
Dibromine-2D-dimensions.png
Bromine-3D-vdW.png
228
227
Յոդ
I2
Diiodine-2D-dimensions.png
Iodine-3D-vdW.png
266
272
Աստատ
At2

Ֆիզիկական հատկությունները[խմբագրել]

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 հատկություն։ Հալոգեններն օժտված են մեծ էլեկտրաբացասականությամբ, 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.
\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։ Բազմափիվ կիրառություններ ունեն հալոգենների թթվածնային թթուներն ու դրանց աղերը։

Հալոգենների էներգիան
(կՋ/մոլ)[2]
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 հատկությունները[խմբագրել]

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

\mathsf{2Al + 3F_2 \longrightarrow 2AlF_3 + 2989 }
\mathsf{2Fe + 3F_2 \longrightarrow 2FeF_3 +1974}

Ցածր ջերմաստիճանում փոխազդում է ոչ մետաղների հետ, օրինակ`

\mathsf{2P + 5F_2 \longrightarrow  2PF_5}
\mathsf{2S + 3F_2 \longrightarrow  2SF_6}

Տաքացնելիս ֆտորը օքսիդացնում է բոլոր հալոգեններին`

\mathsf{Hal_2 + F_2 \longrightarrow  2HalF}

որտեղ Hal = Cl, Br, I, At։ Ֆտորն օքսիդացնում է նույնիսկ ազնիվ գազերը` Kr, Xe, Rn.

\mathsf{Xe + F_2 \longrightarrow  2HF}

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

\mathsf{ F_2 + 3H_2O \longrightarrow  OF_2 + 4HF + H_2O_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.

\mathsf{2Na+ Cl_2 \longrightarrow  2NaCl}
\mathsf{2Fe + Cl_2\longrightarrow  2FeCl_3}
\mathsf{Cu + Cl_2\longrightarrow  CuCl_2}
\mathsf{2Al + 3Cl_2\longrightarrow  2AlCl_3}

Ֆոսֆորի այրման ժամանակ կարող է գոյանալ երկու քլորիդ.

\mathsf{2P + 3Cl_2\longrightarrow  2PCl_3}
\mathsf{2P + 5Cl_2\longrightarrow  2PCl_5}

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

\mathsf{H_2 + Cl_2\longrightarrow  2HCl}

Այս փոխազդեցությունն ունի ռադիկալային շղթայական բնույթ, այդ պատճառով կարող է վերածվել պայթունի, 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.

\mathsf{Cl_2 + H_2O\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 հետթանքով գոյացնող ատոմային թթվածնով.

\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`

\mathsf{Cl_2 + 2KOH\longrightarrow  KCl + KClO + H_2O}

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.

\mathsf{Al + 3Br_2 \longrightarrow 2AlBr_3}
\mathsf{Si + 2Br_2 \longrightarrow SiBr_4}
\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.

\mathsf{CH_2 = CH_2+ Br_2 \longrightarrow CH_2Br - CH_2Br}

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.

\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.

    1rightarrow.png Հիմնական հոդված ՝ Աստատ
\mathsf{2Li + At_2 \longrightarrow 2LiAt}

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

2HAt=H++At-+H-+At+

Բնության մեջ գտնվելը և ստացումը[խմբագրել]

Հալոգենները բնության մեջ հանդիպում են գերազանցապես միացությունների ձևով։ Ֆտորի ամենատարածված միացություններն են ֆլյուորիտը` CaF2, կիրոլիտը` Na3AlF6, ֆտորապատիտը` 3Ca3(PO4)·CaF2: Ֆտորը ստանում են հիմնականում կալիումի ֆտորիդի հալույթի էլեկտրոլիզով.

\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.

\mathsf{2NaCl + 2H_2O \longrightarrow H_2 + Cl_2 + 2NaOH}

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

\mathsf{4HCl + MnO_2 \longrightarrow Cl_2 + MnCl_2+ 2H_2O}
\mathsf{16HCl + 2KMnO_2 \longrightarrow 5Cl_2 + 2MnCl_2 + 2KCl + 8H_2O}

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

\mathsf{2KBr + Cl_2 \longrightarrow 2KCl + Br_2}
\mathsf{2Al + 3F_2 \longrightarrow 2AlF_3 + 2989 }
\mathsf{2Fe + 3F_2 \longrightarrow 2FeF_3 + 1974}

Հալոգենների կիրառությունը[խմբագրել]

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[խմբագրել]
Ֆտոր
    1rightarrow.png 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: Ֆոտոջրածնական թթուն` HF, օգտագործվում է ապակին խածատելու` վրան նախշեր և գրություններնանելու համար, որը հիմնված է ձեզ արդեն ծանոթ հետևյալ ռեակցիայի վրա.

\mathsf{2SiO_2 + 4HF \longrightarrow SiF_4 + 2H_2O}

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[խմբագրել]
Քլոր
    1rightarrow.png Հիմնական հոդված ՝ Քլոր

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

\mathsf{Cl_2 + H_2O \longrightarrow HCl + HClO}
\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.

\mathsf{Cl_2 + 2Ca(OH)_2 \longrightarrow CaCl_2  + Ca(OH)_2 + 2H_2O}
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` KClO3 , 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[խմբագրել]
Բրոմ
    1rightarrow.png Հիմնական հոդված ՝ Բրոմ

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

\mathsf{2AgBr \longrightarrow 2Ag + Br_2}
Յոդ[խմբագրել]
    1rightarrow.png 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։

Հալոգենների կենսաբանական նշանակությունը[խմբագրել]

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

Ֆտոր[խմբագրել]

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[խմբագրել]
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[խմբագրել]

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[խմբագրել]

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[խմբագրել]

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.
\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: \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.

\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.

\mathsf{Fe + 2HCl\longrightarrow FeCl_2 + H_2}
\mathsf{2Al + 6HCl\longrightarrow 2AlCl_3 + 3H_2 }
\mathsf{ZnO + 2HF \longrightarrow ZnF_2 + H_2 O}
\mathsf{CaCO_3 + 2HCl \longrightarrow CaCl_2 + CO_2 + H_2O}
\mathsf{CH_3COOLi + HBr \longrightarrow LiBr + CH_3COOH}
\mathsf{AgNO_3 + HCl \longrightarrow AgCl + HNO_3}
\mathsf{NH_3 + HI \longrightarrow NH_4I}
\mathsf{NH_3 + HF \longrightarrow NH_4F}

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

Հալոգենիդներ[խմբագրել]

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։

Գրականություն[խմբագրել]

  • (1997) Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth–Heinemann։ ISBN 0080379419։ 
  • 9-10-րդ դասարանի դասագրքեր

Արտաքին հղումենր[խմբագրել]

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

Ծանոթագրություններ[խմբագրել]