Va rugam dezactivati programul ad block pentru a vizualiza pagina!

Cumpara abonament!
Plateste cu PayPal

Grupa 17 (VII A)

Partajeaza in Google Classroom

Partajeaza cu Google Classroom
Susține Lectii-Virtuale!

Scurtă definiție

Grupa 17 sau grupa a VII-a principală a sistemului periodic este formată din elementele fluor, F, clor, Cl, brom, Br, iod, I, precum și din elementul radioactiv astatin, At. Este o grupă foarte omogenă cunoscută sub numele de grupa halogenilor

Definiție Descarcă PDF

 

Elementele fluor, F, clor, Cl, brom, Br, iod, I, precum și elemetul radioactiv astatin, At, formează grupa a VII-a principală (VII A sau 17) a sistemului periodic, o grupă foarte omogenă cunoscută sub numele de grupa halogenilor. 

Atomii acestor elemente conțin șapte electroni în stratul electronic exterior: 


Formarea legăturilor în combinațiile halogenilor
Corespunzător poziției lor în sistemul periodic, imediat înaintea grupei gazelor rare, atomii halogenilor manifestă tendința de completare a octetului electronic prin acceptarea unui electron. Astfel, cu elementele electropozitive formează combinații ionice, în care elementele grupei sunt anioni:

\small X^0+e^-\rightarrow X^-
unde X0 = elementul grupei

Ionizarea atomului de halogen se face cu degajare de energie. De aceea, combinațiile ionice ale halogenilor sunt extrem de stabile. De exemplu:

\small Cl+e^-\rightarrow Cl^-+86,5\: kcal

Atomii elementelor acestei grupe își pot completa octetul lor și prin formarea unei legături covalente prin participarea electronului p necuplat din stratul electronic exterior. 

Combinațiile binare ale halogenilor, RXn, pot fi fie ionice (de exemplu NaCl), fie covalente (de exemplu Cl2O), în funcție de cum R este un atom electropozitiv sau un atom electronegativ. Între aceste două tipuri există și combinații intermediare, cum sunt hidracizii, HX. 

Cu excepția fluorului, halogenii pot forma și compuși tri-, penta- și heptacovalenți. Această comportare poate fi explicată prin teoria mecanică-cuantică prin formare de orbitali hibrizi. Prin activarea atomilor, o parte din electronii exteriori care sunt cuplați în stare fundamentală, sunt promovați din starea p, respectiv s, în stare d. La fluor nu se pot forma asemenea compuși, întrucât stratul L nu are orbitali d

Posibilitatea halogenilor de a manifesta valențe superioare poate fi explicată, de asemenea, prin teoria electronică a valenței, admițând valabilitatea regulii octetului și rolul de donor de perechi de electroni al atomilor de halogeni. În complecșii rezultați, legăturile coordinative sunt formate din perechea de electroni s și din perechile de electroni p din stratul electronic exterior. Atomii halogenilor pot forma cel mult trei legături coordinative. De exemplu: 

Legăturile coordinative Cl → O create nu se deosebesc de legătura covalentă Cl — O existentă; ca urmare, toți atomii de oxigen sunt repartizați uniform în jurul atomului de clor. 

Combinațiile în care halogenii sunt tetracoordinați, deci saturați, sunt cele mai stabile. 

Proprietăți fizice ale elementelor din grupa halogenilor
Proprietățile fizice ale elementelor grupei halogenilor sunt ilustrate în tabelul de mai jos:
 
Caracteristicile elementelor din grupa a VII-a principală a sistemului periodic
 
Caracteristici Fluor
F
Clor
Cl
Brom
Br
Iod
I
Numărul atomic 9 17 35 53
Configurația electronică exterioară 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
Masa atomică 18,999 35,453 79,909 126,904
Densitatea (s), g/cm3 1,3 1,9 3,4 4,9
Punctul de topire, °C -223 -102 -7,3 +114
Punctul de fierbere, °C -188,9 -34,6 +58,8 +184
Solubilitatea în apă, la 20°C, mol/L - 0,09 (g) 0,210 (l) 0,001 (s)
Energia de disociație, kcal/mol 37,7 56,9 45,2 35,4
Potențialul de ionizare, eV 17,42 13,01 11,84 10,44
Afinitatea pentru electron, eV 4,27 4,01 3,78 3,43
Electronegativitatea (conform L. Pauling) 4,0 3,0 2,8 2,5
Raza de covalență, Å 0,709 1,050 1,193 1,360
Raza ionică (pentru X-), Å 1,36 1,81 1,97 2,16

Odată cu creșterea masei atomice a halogenilor, starea lor de agregare variază, de la gaz la solid, iar punctele de topire și de fierbere, precum și densitățile, cresc. Totodată, culoarea lor se închide de la galben deschis (în cazul fluorului) la roșu-violet (în cazul iodului). 

În stare gazoasă, halogenii au moleculele biatomice: F2, Cl2, Br2, I2; însă stabilitatea lor descrește de la fluor la iod: moleculele de fluor sunt foarte stabile, pe când cele de iod se descompun pe la 1000°C în atomi. 

Halogenii au caracter nemetalic pronunțat. Din cauza afinității pentru electron, atomii de halogen se pot combina mai ales cu atomii metalelor alcaline, de la care captează unicul electron de valență, formând combinații cu caracter tipic de sare. De aici și numele de halogeni (în limba greacă = generator de sare) dat acestor elemente. 

Afinitatea pentru electron a halogenilor scade de la fluor la iod. Ionul de fluor are raza mai mică; electronii exteriori fiind mai apropiați de nucleu, sunt atrași mai puternic. 

Proprietăți chimice generale ale halogenilor
Din cauza caracterului puternic electronegativ, halogenii sunt oxidanți foarte energici. Această proprietate descrește de la fluor la iod. 

Halogenii se înlocuiesc în ordinea fluor, clor, brom, iod în combinațiile lor ionizate. Fluorul, care are cea mai mare afinitate pentru electroni, poate înlocui toți ceilalți halogeni în combinațiile lor metalice; clorul poate înlocui numai bromul și iodul în combinațiile lor, iar bromul, numai iodul în combinațiile sale:

\small 2Br^-+Cl_2\rightarrow 2Cl^-+Br_2

Prin urmare, prin schimbul de electroni, clorul se reduce și bromul se oxidează. 

Pe măsură ce scade afinitatea pentru electron a ionilor simpli, se accentuează afinitatea pentru electroni a ionilor complecși. De aceea, stabilitatea oxoacizilor se accentuează în ordinea fluor, clor, brom, iod. Ca urmare, în combinațiile lor covalente, halogenii se înlocuiesc în ordinea inversă doar în ordinea inversă decât în combinațiile ionice. De exemplu:

\small 2KClO_3+I_2\rightarrow 2KIO_3+Cl_2

Primul și ultimul element din grupă, fluorul și iodul, au unele caractere mai diferite decât ceilalți halogeni. Astfel, fluorul are tendința maximă de ionizare; unele fluoruri (de exemplu AlF3, SnF4) sunt compuși ionici, în timp ce clorurile, bromurile și iodurile metalelor respective sunt compuși covalenți. Fluorurile metalice se deosebesc de celelalte halogenuri prin solubilitatea lor. Astfel, AgF este solubilă, iar CaF2 este insolubilă. 

Iodul manifestă caractere opuse. El are tendință mare pentru a forma legături covalente. Sunt cazuri în care iodura este un compus covalent, pe când clorura este un compus ionic (exemplu AgI și AgCl). 

Toți halogenii reacționează cu apa conform ecuației:

\small X_2+H_2O\rightleftharpoons HOX+H^++X^-

În cazul fluorului reacția cu apa este cea mai energică. 

Obținerea halogenilor
Din cauza asemănării mari între halogeni se pot generaliza și metodele aplicabile pentru prepararea lor. Astfel, o metodă generală de preparare este tratarea halogenurilor metalice cu acid sulfuric în prezența unui agent oxidant:

\small 2KBr+3H_2SO_4+MnO_2\rightarrow 2KHSO_4+2H_2O+Br_2

De fapt, această metodă se rezumă la oxidarea hidracidului halogenat respectiv:

\small 4HBr+O_2\rightarrow 2Br_2+2H_2O

Reacția se poate scrie în formă generală:

\small 2X^- \rightarrow X_2+2e^-
(în care X reprezintă halogenul)

Excepție face fluorul, deoarece legătura între fluor și hidrogen (în acidul fluorhidric) este mai puternică decât legătura între oxigen și hidrogen (în apă). De aceea, fluorul se prepară numai prin electroliză. 

Electroliza soluțiilor apoase sau a topiturilor halogenilor este de asemenea o metodă generală de preparare a halogenilor. 

Tot o metodă de preparare a halogenilor se bazează pe proprietatea că un halogen cu afinitate mai mare pentru electroni poate scoate din combinații un halogen cu afinitate mai mică:

\small 2NaBr+Cl_2\rightarrow NaCl+Br_2

\small 2NaI+Br_2\rightarrow 2NaBr+I_2
 

Compușii halogenilor

Hidracizii halogenați

Cu hidrogenul, halogenii formează hidracizi: acidul fluorhidric, acidul clorhidric, acidul bromhidric și acidul iodhidric, cu formula generală HX, prin X înțelegându-se halogenul. Dintre ei, cel mai stabil este acidul fluorhidric și cel mai puțin stabil, acidul iodhidric. Reacția de formare a acestor acizi este exotermă în cazul primilor trei acizi și endotermă în cazul acidului iodhidric:

\small H_2+F_2\rightarrow 2HF; \:\:\:\:\:\:\: \Delta H=-64,2\:kcal/mol
\small H_2+Cl_2\rightarrow 2HCl; \:\:\:\: \Delta H=-21,9\:kcal/mol
\small H_2+Br_2\rightarrow 2HBr; \:\:\, \Delta H=-8,6\:kcal/mol
\small H_2+I_2\rightarrow 2HI; \:\:\:\:\:\:\:\: \: \Delta H=+5,9\:kcal/mol

Cea mai mare energie este eliberată deci în cazul combinării fluorului cu hidrogenul. 

Hidracizii se pot obține prin mai multe metode. O metodă directă este combinarea hidrogenului cu halogenul respectiv (sinteză). Combinarea este cea mai energică în cazul fluorului (are loc la temperatură obișnuită cu explozie) și cea mai slabă în cazul iodului (are loc numai prin încălzire și în prezența unui catalizator). 

Altă metodă generală de preparare a hidracizilor halogenați constă în acțiunea unor acizi asupra unei halogenuri:

CaF_2+H_2SO_4\rightarrow CaSO_4+2HF

Hidracizii halogenați sunt gaze incolore, destul de ușor lichefiabili. În stare pură nu conduc curentul electric, dar în soluții apoase sunt electroliți puternici (în afară de acidul fluorhidric, care are gradul de disociere mult mai mic). 

În molecula acidului halogenat, distanța între nucleul atomului de hidrogen și nucleul atomului de halogen este mai mică decât razele ionilor de halogen:
 
  F Cl Br I
Raza ionică, Å 1,33 1,81 1,96 2,20
Distanța H \leftrightarrow X, Å 0,92 1,28 1,41 1,62

Aceasta se atribuie pătrunderii protonului prin învelișul electronic exterior în interiorul ionului negativ de halogen. Ca urmare, molecula hidracidului capătă o structură asemănătoare atomilor gazelor rare. Însă, spre deosebire de atomii gazelor rare, moleculele hidracizilor halogenați au momente electrice destul de mari. Din valorile momentelor electrice s-a dedus că legătura covalentă H — X are și un caracter parțial ionic, și anume: la HF este 43% ionică, la HCl 17%, la HBr 12% și la HI 5%. 

Halogenurile
Halogenurile sunt combinațiile binare ale halogenilor cu alte elemente. Deși halogenurile sunt foarte variate, se obișnuiește clasificarea lor în: halogenuri ionice (saline) și halogenuri covalente (acide). 

Halogenurile ionice sunt reprezentate caracteristic prin halogenurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase. În stare solidă formează cristale ionice sau semi-ionice, au puncte de topire și de fierbere înalte și sunt solubile în dizolvanți polari. Legătura metal-halogeneste electrovalentă, variind însă în grad cu diferența între electronegativitățile halogenului și metalului. 

Legătura metal-halogen capătă caracter covalent pe măsură ce cationul este mai mic și are un număr de oxidare mai mare; de asemenea, pe măsură ce halogenul este mai mare și are electronegativitatea mai mică se accentuează caracterul covalent al legăturii metal-halogen. O asemenea accentuare a caracterului covalent se observă, de exemplu, la halogenurile KCl, MgCl2, ScCl3 și TiCl4 sau CaF2, CaCl2, CaBr2 și CaI2. Fluorurile metalelor au caracter predominant ionic. 

Halogenurile covalente sunt reprezentate prin halogenurile nemetalelor și halogenurile metalelor la care raportul dintre sarcină și dimensiune este mare, cum sunt metalele grele. Ele sunt solubile în dizolvanți nepolari și insolubile în dizolvanți polari, deși de multe ori reacționează cu aceștia. De exemplu, triclorura de fosfor, PCl3, hidrolizează cu apa, formând acid fosforos și acid clorhidric:

PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Caracterul covalent al legăturii este cel mai accentuat la halogenurile nemetalice.

Halogenurile ionice și cele covalente reprezintă cazuri limită de halogenuri, ținând seamă că majoritatea halogenurilor manifestă proprietăți intermediare. 

În afară de halogenurile simple, se cunosc și numeroase halogenuri complexe, deoarece ionii de halogen formează cu ușurință compuși de coordinație cu metalele. 

Compușii halogenilor între ei
Halogenii pot reacționa și între ei formând compuși de tipul XX' (de exemplu: ClF, BrF, BrCl, ICl). De asemenea se cunosc și compuși de tipul XX'n unde = 3, 5 sau 7 (de exemplu: ClF3, BrF3, ICl3, BrF5, IF5, IF7).

Se constată că un atom de halogen se poate combina cu un număr cu atât mai mare de atomi de alt halogen, cu cât diferența dintre razele lor ionice este mai mare. 

Compușii halogenilor între ei sunt combinații covalente, cu puncte de topire și fierbere relativ joase; ei sunt foarte reactivi. 














 

Referințe

Edith Beral, Mihai Zapan: Chimie Anorganică, ediția a 3-a, Editura Tehnică, București, 1963

Navigare în lectii

Cumpara abonament
Plătește cu PayPal

Ajutor
Feedback-ul d-voastră este important pentru noi. Dacă observați vreo neregulă vă rugăm să ne-o semnalați apăsând butonul Trimite Feedback de mai jos.

Despre Lecții-Virtuale.ro

Lecții-Virtuale este o platformă educațională care oferă suport în vederea pregătirii pentru Evaluare Națională și Bacalaureat la Matematică, Fizică și Chimie. Lecțiile noastre sunt alcătuite din filme și exerciții și probleme cu tot cu rezolvări. Platforma noastră este o soluție ideală pentru școala online. Pentru facilitarea activității profesorilor în cadrul ecosistemului GSuite de la Google am implementat butonul Google Classroom. Scopul nostru este să ne concentrăm pe prezentarea noțiunilor și fenomenelor într-o manieră care să stimuleze înțelegerea și nu memorarea mecanică. Ne propunem să facilităm accesul la conținut educațional de calitate mai ales elevilor cu venituri mai modeste care nu își pemit meditații particulare. Sperăm să vă simțiti bine alături de noi și să invățați lucruri folositoare. Hai România!

Newsletter

Abonează-te la Newsletter pentru a fi la curent cu toate ofertele noastre.

Parteneri

EduApps partener Lectii Virtuale UiPath partener Lectii Virtuale Scoala365 partener Lectii Virtuale CCD Galați partener Lectii Virtuale

2022 © Lecții-virtuale.ro Toate drepturile rezervate
Termeni   Despre   Contact   Confidenţialitate   Cariere Parteneri