ning palju suurem elektronegatiivsus. Lähtudes sellest, et elektronkatte väliskihi täitmiseks on vesinikuaatomil puudu üks elektron nagu halogeenide aatomitelgi, võib vesiniku paigutada VII rühma. Nagu halogeenide aatomitelgi, on vesinikuaatomil suur ionisatsioonienergia. Halogeenidest erineb vesinik aga väiksema elektronafiinsuse ja elektronegatiivsuse poolest. Vesiniku mittemetallilisus ei ole nii väljendunud nagu halogeenidel. Nõnda moodustavad ühendeid H-ioonidega ainult väga elektropositiivsed metallid nagu kaalium ja kaltsium. Vesiniku ionisatsioonienergia on nii suur, et isegi vesiniku (I) ühendid niisuguste tugevate oksüdeerijatega nagu fluor ja hapnik ei saa olla ioonilised. Kui ühendites tekiksidki positiivsed vesinikuioonid, siis moodustuks nende väga suure polariseeriva toime tõttu ikkagi kovalentne side. Samal põhjusel ei saa tavalistes keemilistes nähtustes esineda ioonid H+ vabas olekus
Kuumutamisel sublimeerub s.t. tahke aine muutub gaasiks , gaasiline jood on lillaka värvusega. Keemilised omadused: halogeeni aatomi väliskihil on 7 elektroni ja nende aatomid liidavad elektroni Cl +17 /2)8)7) Cl + 1e -> Cl Tekib kloriidion Halogeenide keemiline aktiivsus on seotud aatomiraadiusega. Kõige kergemini liidab elektroni fluor, seega on ta kõige aktiivsem ja ta on üldse kõige aktiivsem mittemetall. Teistel halogeenidel on väliselektronkiht tuumast kaugemal. Seega aktiivsus väheneb F2<-Cl2<-Br2<-I2 Nad reageerivad 1.Metallidega 2Na + Cl2 ->2 NaCl 2.Mittemetallidega H2 + Cl 2 = 2HCl vesinikkloriid HF , HCl , HBr, HI on teravalõhnalised gaasid , lahustuvad vees ja vesilahused on happelised. 3.Aktiivsem halogeen tõrjub vähemaktiivsema halogeeni ühendist välja 2NaCl + F2 = 2 NaF + Cl2 4.F2 reageerib väga energiliselt veega F2 + 2 H20 = 4 HF + O2
ebapüsiv. Päikesevalguse käes ja eriti katalüsaatorite toimel laguneb ta kiiresti, eraldades hapnikku. Tugev oksüdeerij, teda saab kasutada näiteks pleegitamisel. Võivad tekitada nahale söövitushaavu. 14. Halogeenide füüsikalised omadused. Lihtainena tugevalt mürgised. Halogeenaurud on terava lõhnaga. 15. Halogeenide võimalikud oksüdatsiooniastmed. Milline oksüdatsiooniaste on halogeenidele tüüpiline? Miks? Oa on -1. Kõigil halogeenidel peale fluori võib olla ühendeid ka positiivses oksüdatsiooniastmetes. 16. Kuidas saadakse kloori tööstuses? Võrrand. 1) sulatatud kloriidide või nende vesilahuste elektrolüüsil: 2NaCl + 2H2O --------® 2NaOH + H2 + Cl2 2) MnO 2 + 4HCl Cl2 + MnCl2 + 2H2O 17. Kuidas saadakse vesinikkloriidi laboris? Reaktsioonivõrrand Laboris saadakse vesinikkloriidi keedusoola reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega: 2NaCl + H2SO4 2HCl + Na2SO4 18
efektiivne tuumalaeng Zef – määrab, kui tugevasti aatom hoiab kinni väliskihi elektrone / see osa tuumalaengust, mis mõjutab väliskihi elektrone Zef = Z – kogu tuumalaeng, varjestusefekt aatomiraadius r raadius suureneb ülevalt alla sest elektronkihtide arv suureneb; vasakult paremale väheneb, sest tuumalaeng suureneb (elektrone tõmmatakse rohkem tuuma lähedale) rühmas muutused kõige järsemad leelismetallidel, halogeenidel väiksem muutus. metallide raadiused on hulga suuremad kui mittemetallidel metalliline raadius – pool aatomituumade vahelistest kaugustest metalli kristallivõres kovalentne raadius – pool aatomituumade vahelisest kaugusest lihtaine molekulis kui aatom loovutab elektrone (tekitades katiooni), siis tekkinud osakese aatomraadius on esialgsest väiksem ionisatsioonienergia I – energia, mis kulub isoleeritud aatomist ühe elektroni eraldamiseks
Elektronvalem ja ruutskeem kuuluvad samuti aatomi ehituse alla. 4. Mis on valents? aatomi omadust keemiliselt siduda teisi aineid (moodustada sidemeid), kusjuures valentsi arvuline väärtus võrdub moodustuvate sidemete arvuga. Vastavalt tekkivate sidemete arvule nimetatakse sidet üksik-, kaksik- ja kolmiksidemeks. 5. Mitme valentsed on orgaanilistes ühendites C, H, O, halogeenid (F,Cl,Br,I) ja N ning millised on nende valentsmudelid? C-l on neli sidet, H-l 1 side, O-l 2 sidet, halogeenidel 1 seda ja N-l 3 sidet. 6. Mis on kovalentne side? Mitmekordne võib see olla?Kovalentne side on ühiste elektronpaaride abil tekkinud side.Ta esineb aatomite vahel molekulides( või kristallides) 7. Millist süsinikku ja miks nimetatakse tetraeedriliseks, tasandiliseks e. planaarseks ja lineaarseks? Nelja üksiksidemega süsinikku nimetatakse tetraeedriliseks, kuna temaga seotud aatomid asuvad tetraeedri tippudes. Ühe kaksiksidemega seotud süsinikku nim tasandiliseks
Broomi ja joodiühendid on vähem levinud ja radioaktiivset astaati leidub maakoores vaid umbkaudu 30grammi. Hinnanguliselt on astaat Maal leiduvaist 93st elemendist üldse kõige vähem levinud element, mida tuntakse suhteliselt vähe. Halogeenid lihtainena koosnevad kaheaatomilistest molekulidest, seega reaktsioonivõrrandites on nende indeksiks alati 2. Kuna nende molekulide vahel on suhteliselt nõrgad molekulidevahelised jõud, siis on halogeenidel madalad keemistemperatuurid. Kõik halogeenid, eriti fluor ja kloor on lihtainena tugevalt mürgised. Halogeeniaurud on terava lõhnaga ja kahjustavad hingamisteid. Seetõttu tuleb kõik halogeenidega tehtavad katsed sooritada töötava tõmbega tõmbekapis. 3 2 Halogeenide omadused Halogee Lihtaine Värvus Olek Omadused Lisa n valem
Korrosiooni kiirus on seda suurem, mida kaugemal teineteisest asuvad pingereas galvaanilise paari moodustanud metallid. Korrosiooni mjutab ka lahustunud elektrolüüt - mida tugevam see on, seda suurem on korrosiooni kiirus. Elektrolüüs-ainete lagunemine elektrivoolu toimel. Anood+ ja Katood-.... Elektrolüütide vesilahused : Katoodil redutseeruvad väheaktiivsed metallid, aktiivsed metallid ei redutseeru, redutseerub vesi(H2O) 2H2O+2e2OH- + H2 Anoodil oksüdeeruvad anioonid. Halogeenidel anoonid, tekib vastav mittemetall (NaCl vesilahus) Aine keemilist lagunemist alalisvoolu läbijuhtimisel elektrolüüdilahusest vi sulatatud elektrolüüdist nimetatakse elektrolüüsiks. Alalisvoolu läbijuhtimisel elektrolüütide lahusest vi sulatatud elektrolüüdist liiguvad katioonid katoodile ja anioonid anoodile. Elektroodidel ioonid kaotavad oma laengu ja muutuvad neutraalseteks osakesteks. Elektrolüüsiprotsesside detailsemaks käsitlemiseks liigitatakse elektrolüüsi järgmiselt:
Lähtudes sellest, et elektronkatte väliskihi täitmiseks (väärisgaasikonfiguratsiooniga iooni saamiseks[13]) on vesinikuaatomil puudu üks elektron nagu halogeenide aatomitelgi[14], võib vesiniku paigutada VII rühma. Nagu halogeenide aatomitelgi, on vesinikuaatomil suur ionisatsioonienergia.[15] Halogeenidest erineb vesinik aga väiksema elektronafiinsuse ja elektronegatiivsuse poolest[16]. Vesiniku mittemetallilisus ei ole nii väljendunud nagu halogeenidel[17]. Nõnda moodustavad ühendeid H-ioonidega ainult väga elektropositiivsed metallid nagu kaalium ja kaltsium (kaaliumhüdriid KH ja kaltsiumhüdriid CaH2)[18]. Ionisatsioonienergia, elektronafiinsus ja oksüdatsiooniastmed Vesinikuaatomi ionisatsioonienergia on 13,6 eV[19] ehk 1312 kJ/mol. Suure ionisatsioonienergia poolest sarnaneb vesinik VII rühma elementidega. Vesiniku ionisatsioonienergia on nii suur, et isegi vesiniku (I) ühendid niisuguste tugevate
vähemaktiivsema halogeeni tema soolast välja. F2 + CaBr2 _ CaF2 + Br2 Cl2 + 2NaI _ 2NaCl + I2 Suure keemilise aktiivsuse tõttu leidub neid looduses vaid ühendite koosseisus. Halogeenid lihtainena koosnevad kaheaatomilistest molekulidest, mistõttu reaktsoonivõrrandites neid kirjutatakse alljärgnevalt: F2, Cl2, Br2 ja I2. Kuna nende molekulide vahel on suhteliselt nõrgad molekulidevahelised jõud, siis on halogeenidel suhteliselt madalad keemistemperatuurid. Fluor ja kloor on toatemperatuuril gaasid, broom on ainukene toatemperatuuril vedelas olekus olev mittemetall ning jood on tahke. Kõik halogeenid, eriti fluor ja kloor on lihtainena tugevalt mürgised. Halogeeniaurud on terava lõhnaga ja kahjustavad hingamisteid. Seetõttu tuleb kõik halogeenidega tehtavad katsed sooritada töötava tõmbega tõmbekapis. 2. Fluor Omadused
· · Allotroop · Allotroop on aine millel on samasugune koostis aga erinev olek teise ainega võrreldes. · · · · · · · · · · · · · · · · Halogeenid · Halogeenid on VIIA rühma elemendid(fluor, kloor, broom ja jood). Halogeenid on kõige aktiivsemad mittemetallid ja seetõttu ei leia neid loodusest lihtainena vaid peamiselt sooladena. Halogeenide kõige iseloomulikumad ühendid on halogeniidid milles nende o.a · on I. Peale fluori võib olla kõigil halogeenidel ka positiivne o.a. Looduses leidub kõige rohkem kloori mis tavaliselt esineb kloriididena(NaCl, KCl, MgCl jt) · Halogeenid lihtainena on madala keemis temperatuuriga. Tahke jood kuumutamisel sublimeerub(aurustub ilma vahepealse vedela olekuta). Kõik halogeenid lihtainena on mürgised. Nende aurud on terava lõhnaga ja kahjustavad hingamisteid. · · Fluor helekollane gaas · Kloor Kollakasrohkeline gaas · Broom punakaspruun kergesti lenduv vedelik
Mittemetallilised elemendid võtavad enda alla vähem kui veerandi perioodilisus süsteemi tabelist. Võrreldes metallidega on mittemetallid oma ehituselt ja omadustelt palju vähem sarnased. Halogeenid on aga omavahel tunduvalt sarnasemad, kui teiste rühmade mittemetallid. Nimetust halogeenid kasutatakse VII A rühma mittemetallide fluor, kloor, broom ja jood kohta. Halogeenide hulka loetakse ka radioaktiivne element astaat, kuid tema omadusi tuntakse vähe. Füüsikalised omadused halogeenidel: 1) F2 ( Flour ) - helekollane mürgine gaas Leidumine ja saamine: Fluor on levinuim halogeen maakoores ja oli elemendina ühendite koostises tuntud juba 18. sajandil. Esimest korda saadi vaba fluori 1886. aastal vesinikfluoriidi elektrolüüsil Prantsusmaa keemiku Henry Moissani poolt. Fluori saadakse tavaliselt mitmevärvilisest fluoriidist ehk sulapaost CaF2 ja krüoliidist Na3AlF6. Omadused: Fluor on helekollane, õhust raskem, terava lõhnaga, mürgine gaas
vesinikuaatomiionisatsioonienergia poole suurem kui leelismetallidel ning palju suurem elektronegatiivsus. Lähtudes sellest, et elektronkatte väliskihi täitmiseks on vesinikuaatomil puudu üks elektron nagu halogeenide aatomitelgi, võib vesiniku paigutada VII rühma. Nagu halogeenide aatomitelgi, on vesinikuaatomil suur ionisatsioonienergia. Halogeenidest erineb vesinik aga väiksema elektronafiinsuse jaelektronegatiivsuse poolest. Vesiniku mittemetallilisus ei ole nii väljendunud nagu halogeenidel. Nõnda moodustavad ühendeid H-ioonidega ainult väga elektropositiivsed metallid nagu kaalium ja kaltsium (kaaliumhüdriid KH ja kaltsiumhüdriid CaH2). 2.3 Esinemine looduses Vesinik kosmoses Juba varsti pärast Universumi tekkimist Suures Paugus oli tohutu palju prootoneid ja neutroneid. Kõrge temperatuuri tingimustes ühinesid need kergetest aatomituumadeks. Enamik prootoneid jäid siiski ühinemata ning neist said edaspidi H-tuumad.
Uhendis vesiniku oksudatsiooniaste on I (Erandiks hudriidid, o.a. I), hapnikul II.(Erandiks perroksiidid, o.a. I) I -I I -I -I I NaH, H-O-O-H Soolades on hapet moodustava elemendi oksudatsiooniaste happeanioonis sama, mis vastavates hapetes. I VI II I VI -II H2SO4 Na2SO4 Ioonis on aatomite oksudatsiooniastmete summa vordne iooni laenguga -III I (NH4 ) + 1·(-3) + 4·(+1)=1 Uhendites on leelismetallidel o.a. I, leelismuldmetallidel II, alumiiniumil III, halogeenidel I. Polaarse kovalentse sidemega uhendis on elektronegatiivsemal elemendil negatiivne oksudatsiooniaste. IV II -IV I CO2 CH4 Mittepolaarne kovalentne side ei anna seotud elementidele laengut. I -I -I I H-CC-H 53. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise pohimote: liidetud ja loovutatud elektronide arvud on vordsed. oksudeerija ja redutseerija maaratakse
2.2.2. Aatomite elektronegatiivsus Mõnedel aatomitel ja molekulidel on võime siduda elektrone, ise muutuvad nad negatiivseteks ioonideks. Neutraalse aatomi või molekuli ja sellest tekkinud iooni põhiseisundite energiate vahet nimetatakse elektronafiinsuseks. Kui elektroni sidumisel energia eraldub, on elektronafiinsus positiivne, neeldumisel aga negatiivne. Suurim elektronafiinsus on aatomitel, mille p-allkihis on minimaalne arv täitmata olekuid (s.o üks) -- halogeenidel. Elektroni haaramisega saavutab halogeen samasuguse elektronkatte struktuuri, nagu on tema naaberelemendil inertgaasil. Inertgaasil enesel on elektronafiinsus negatiivne ja ta ei haara elektrone . Aatomi võimet ühendi moodustumisel haarata elektroni nimetatakse elektronegatiivsuseks(x) 1 x (Wi We ) 2 a Kui kahe aatomi ühinemisel üks aatom annab oma elektroni ära ja muutub positiivseks
Korrosiooni kiirus on seda suurem, mida kaugemal teineteisest asuvad pingereas galvaanilise paari moodustanud metallid. Korrosiooni mjutab ka lahustunud elektrolüüt - mida tugevam see on, seda suurem on korrosiooni kiirus. Elektrolüüs-ainete lagunemine elektrivoolu toimel. Anood+ ja Katood-.... Elektrolüütide vesilahused : Katoodil redutseeruvad väheaktiivsed metallid, aktiivsed metallid ei redutseeru, redutseerub vesi(H2O) 2H2O+2e2OH- + H2 Anoodil oksüdeeruvad anioonid. Halogeenidel anoonid, tekib vastav mittemetall (NaCl vesilahus) Aine keemilist lagunemist alalisvoolu läbijuhtimisel elektrolüüdilahusest vi sulatatud elektrolüüdist nimetatakse elektrolüüsiks. Alalisvoolu läbijuhtimisel elektrolüütide lahusest vi sulatatud elektrolüüdist liiguvad katioonid katoodile ja anioonid anoodile. Elektroodidel ioonid kaotavad oma laengu ja muutuvad neutraalseteks osakesteks. Elektrolüüsiprotsesside detailsemaks käsitlemiseks liigitatakse elektrolüüsi järgmiselt:
Halogeenide aatomite väliselektronkihil on seitse elektroni ja elektronkihi ehitust iseloomustab järgmine struktuur: s2p5. Halogeenide keemiline altiivsus on seotud aatomiraadiusega. Et fluori aatomite väliselektronkihis on teine kiht (2s22p5), siis liidab ta kergemini kui teised halogeenid oma väliselektronkihile ühe elektroni, moodustades 8 elektronist koosneva okteti. Fluor on mitte ainult kõige altiivsem halogeen, vaid üldse kõige aktiivsem mittemetall. Teistel halogeenidel on väliselektronkiht tuumast kaugemal. Seepärast on aatomituuma ja väliselektronikihi vaheline mõju väiksem kui fluori puhul. Aatomiraadiuse suurenemisel FAt väheneb halogeenide keemiline aktiivsus. HAPNIK--OXYGENIUM--O. 1s22s22p4 1. Leidumine looduses. Hapnik on looduses kõige levinum element. Maa (õhkkonna, vesikonna ja maakoore) massist moodustab hapnik ligi 50%. Lihtainene leidub hapnikku õhus, kus teda sisladub mahu järgi 21% (1/5) ja massi järgi 23%
1. Elektronafiinsus Eea Elektronafiinsus on energia, mis vabaneb, kui elektron liitub gaasifaasis oleva aatomiga. Mida suurem, seda rohkem energiat vabaneb Negatiivne Eea näitab, et elektroni lisamiseks aatomile tuleb kulutada energiat Eea sõltub elektronkonfiguratsioonist, muutub perioodiliselt. Kõige suurem on 7. rühma p-elementidel, kõige väiksem aatomitel s2 konfiguratsiooniga. Energia eraldumine kaasneb esimese elektroni liitumisega halogeenidel, O, S, C 1. Elektronegatiivsus Võimaldab hinnata antud aatomi võimet siduda endaga elektroni, et moodustuks keemiline side. Sõltub nii I-st kui Eea -st 2. Keemiline side: Lewise teooria põhiseisukohad Keemilise sideme moodustavad valentselektronid (väliskihi elektronid); Iooniline side tekib elektronide ülekandumise teel ühelt aatomilt teisele; Kovalentne side tekib elektronide jagamise teel aatomite vahel;
a. I), hapnikul II.(Erandiks perroksiidid, o.a. I) I -I I -I -I I NaH, H-O-O-H Soolades on hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniaste happeanioonis sama, mis vastavates hapetes. I VI II I VI -II H2SO4 Na2SO4 Ioonis on aatomite oksüdatsiooniastmete summa võrdne iooni laenguga -III I (NH4 ) + 1(-3) + 4(+1)=1 Ühendites on leelismetallidel o.a. I, leelismuldmetallidel II, alumiiniumil III, halogeenidel I. Polaarse kovalentse sidemega ühendis on elektronegatiivsemal elemendil negatiivne oksüdatsiooniaste. IV II -IV I CO2 CH4 Mittepolaarne kovalentne side ei anna seotud elementidele laengut. I -I -I I H-CC-H 52. Tuntumad tugevad oksüdeerijad ja redutseerijad. Redoksreaktsioonide tasakaalustamine, osavõrrandid (poolreaktsioonide võrrandid). Redoksreaktsioonide tasakaalustamise põhimõte:
Redutseerija (van. taandaja) loovutab elektrone, oksüdatsiooniaste reaktsioonis kasvab. Elemendi aatomi võimet siduda elektrone iseloomustab elektronegatiivsus. Mida suurem on elektronegatiivsus, seda tugevamini seob elemendi aatom elektrone ja seda tugevamini on väljendatud tema mittemetallilised omadused. Väga madal on metallide elektronegatiivsus ja üldreeglina nad elektrone ei seo. Perioodis kasvab koos tuumalaenguga ka elemendi elektronegatiivsus, kõrgem on see halogeenidel, madalam leelismetallidel. Rühma piires elektronegatiivsus üldreeglina järjenumbri kasvamisel kahaneb. Kõrgeim elektronegatiivsus on fluoril, madalaimntseesiumil ning madal teistel leelismetallidel. Redoksreaktsioonid jagunevad: · Molekulide/ioonide vahelised reaktsioonid oksüdeerija ja redutseerija on erinevates ainetes · Molekulisisesed reaktsioonid - oksüdeerija ja redutseerija samas ühendis · Disproportsioneerumisreaktsioon e autoredoksreaktsioon reaktsioon, milles osa sama
annaabi.ee 
