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[1]՝ ֆտոր, քլոր, բրոմ, յոդ, աստատ:[2] 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:

Ընդհանուր բնութագիր[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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 հատկություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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)[3]
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 հատկություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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 և ստացում[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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}

Կիրառություն[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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 | խմբագրել կոդը]
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 | խմբագրել կոդը]
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 | խմբագրել կոդը]
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 | խմբագրել կոդը]
    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:

Կենսաբանական նշանակություն[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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

Ֆտոր[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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 | խմբագրել կոդը]
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 | խմբագրել կոդը]

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 | խմբագրել կոդը]

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 | խմբագրել կոդը]

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 | խմբագրել կոդը]

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:

Ծանոթագրություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

  1. «Periodic Table of the Elements» (PDF) (անգլերեն)։ IUPAC։ Վերցված է 2013-10-25 
  2. «Periodic Table of the Elements» (PDF) (անգլերեն)։ IUPAC։ Վերցված է 2013 թ․ հոկտեմբերի 25–ին 
  3. Greenwood, Earnshaw, էջ. 804

Գրականություն[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd տպ.). Butterworth–Heinemann. ISBN 0080379419. 
  • 9-10-րդ դասարանի քիմիայի դասագրքեր

Արտաքին հղումենր[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

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