Halogeeni

Kohteesta Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Halogeeneja: kloori, bromi ja jodi.

Halogeenit ovat jaksollisen järjestelmän 17. ryhmän, 7. pääryhmän, alkuaineet eli fluori, kloori, bromi, jodi ja astatiini. Jaksollisessa järjestelmässä ne ovat toiseksi oikeanpuolimmaisessa sarakkeessa, ja niiden oikealla puolella ovat vain jalokaasut.

Halogeenien uloimmalta kuorelta puuttuu vain yksi elektroni oktetista. Elektronirakenteensa vuoksi halogeenien yleisin hapetusluku on -I, mutta fluoria lukuun ottamatta ne esiintyvät yhdisteissään myös positiivisilla hapetusluvuilla: +I - +VII. Esimerkiksi kloori muodostaa seuraavat anionit: kloridi Cl-, hypokloriitti (ClO-), kloriitti (ClO2-), kloraatti (ClO3-) ja perkloraatti ((ClO4-), joissa sen hapetusluku on -I, +I, +III, +V ja +VII.

Vapaina alkuaineina halogeenit esiintyvät kaksiatomisina molekyyleinä, joissa on yksinkertaiset, kovalenttiset sidokset. Halogeenit ovat epämetalleista herkimmin reagoivia ja voimakkaita hapettimia. Ne reagoivat herkästi monien metallien kanssa muodostaen suoloja, mistä niiden "suolanmuodostajaa" tarkoittava nimityskin johtuu (kreik. halos = suola, gennan = synnyttää). Luonnossa niitä ei esiinny vapaina alkuaineina vaan ainoastaan yhdisteinä, etupäässä suoloina.

Halogeenien reaktiokyky kasvaa ryhmässä ylöspäin mentäessä. Fluori on siis halogeeneista reaktiokykyisin.

Vapaana alkuaineena esiintyessään halogeenit ovat myrkyllisiä, mutta ioneina fluori, kloori ja jodi ovat ihmiselle välttämättömiä. Kloridi-ioneja tarvitaan solunesteissä positiivisten natrium- ja kaliumionien vastapainoksi. Fluoridi-ionia löytyy hammaskiilteestä, ja jodia tarvitaan kilpirauhasten tyroksiini-nimiseen hormoniin.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fysikaaliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Halogeenit esiintyvät alkuainemuodossaan kaksiatomisina molekyyleinä, mutta luonnossa ne esiintyvät hapettuneena tai pelkistyneenä. Fluori ja kloori ovat huoneenlämmössä kaasuja, bromi neste ja jodi ja astatiini kiinteitä. Muutoinkin halogeenien ominaisuudet muuttuvat jaksollisesti siirryttäessä pienemmistä halogeeneista suurempiin: Atomien Van der Waalsin säde kasvaa, samoin alkuainemolekyylien sidospituus kasvaa ja ionisaatioenergia pienenee.[1]

Halogeenien ominaisuuksia
Fluori Kloori Bromi Jodi Astatiini
Sulamispiste °C –218,6 –101,0 –7,3 113,6 302
Kiehumispiste °C –188,1 –34,9 59,5 185,2 337
X-X pituus Å 1,43 1,99 2,28 2,66
Ionisaatioentalpia kJ/mol 1681 1255 1140 1008

Kemialliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kaikki halogeenit ovat epämetalleja. Alkuainemuodossaan halogeenit ovat hyvin reaktiivisia. Halogeenit muodostavat helposti metallien kanssa anioneja X-. Erityisesti hapen ja muiden halogeenien kanssa halogeenit, paitsi fluori, saavat myös positiivisia hapetuslukuja aina seitsemään saakka.[1]

Vedyn kanssa reagoidessaan halogeenit muodostavat happoja.

Alkuainemuotoisia halogeeneja valmistetaan yleensä elektrolyysin avulla. Fluorin valmistamisessa käytetään yleensä kaliumfluoridin ja vetyfluoiridin seosta. Klooria voidaan valmistaa natriumkloridin vesiliuoksesta suoraan elektrolyysin avulla.[2]

Yhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Esiintyminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Maaperässä yleisin halogeeni on fluori, jota on 0,065 % maankuoren massasta. Fluoria esiintyy useissa eri mineraaleissa , kuten kryoliitissa, fluoriitissa ja fluoriapatiitissa. Toiseksi yleisin halogeeni on kloori, jota on 0,055 % maankuoren massasta. Suurin osa kloorista kuitenkin esiintyy merissä natriumkloridina. Bromi esiintyy alkali- ja maa-alkalimetallien kanssa suoloina ja yleensä kloridin kanssa yhdessä.

Halogeenien käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kaikki halogeenit tappavat hyvin bakteereja. Tästä syystä halogeeneja, erityisesti klooria, käytetään desinfiointiaineina, esimerkiksi uimahalleissa. Tosin ilmassa yli 30 ppm:n (miljoonasosan) klooripitoisuus tappaa ihmisen puolessa tunnissa, eli halogeeneilla on omat vaaransakin.

Kemianteollisuudessa monia aineita valmistetaan halogenoimalla hiilivetyjä, jolloin halogeeniatomit korvaavat niissä yhden tai useamman vetyatomin. Halogeenien happiyhdisteiden suuren hapetuskyvyn takia niitä käytetään esimerkiksi ilotulitusaineissa ja rakettien polttoaineseoksissa. Halogeeneja käytetään myös muun muassa titaanin jalostuksessa ja PVC-muovin valmistuksessa.

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  • F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo, Manfred Bochmann: Advanced Inorganic Chemistry. New York: Wiley-Interscience, 1999. ISBN 0-471-19957-5. (englanniksi)
  • N. N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9. (englanniksi)

Viitteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b Cotton s.547-548
  2. Cotton s. 548-551

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]


Tämä kemiaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.