Halogeenide ja halogeniidide erinevus

võtme erinevus halogeenide ja halogeniidide vahel on see, et halogeenid on keemilised elemendid, mille välimises p-orbitaalis on üks paarimata elektron, samas kui halogeniididel pole paarimata elektrone.

Halogeenid on rühma 7 elemendid. Kuna p-orbitaalides on neil paarimata elektron, on halogeenide kõige levinum oksüdatsiooniseisund -1, kuna nad saavad ühe elektroni saamisega stabiilse. See elektronide võimendumine moodustab halogeniidi. Seetõttu on halogeniidid halogeenide anioonne vorm.

SISU

1. Ülevaade ja peamised erinevused
2. Mis on halogeenid?
3. Mis on haliidid
4. Kõrvuti võrdlus - halogeenid vs halogeenid tabelina
5. Kokkuvõte

Mis on halogeenid??

Halogeenid on 7. rühma keemilised elemendid, mille välimises p orbitaalis on 5 elektronit. Lisaks on nende elementide äärepoolseimas p-orbitaalis üks paarimata elektron. Seetõttu on väga reaktiivne saada elektron väljastpoolt ja muutuda stabiilseks. Need moodustavad ühe elektroni abil hõlpsalt anioonse vormi, halogeniidi.

Joonis 01: Halogeenide välimus. (Vasakult paremale: kloor, broom, jood.)

Sellesse rühma kuuluvad fluori (F), kloori (Cl), broomi (Br), joodi (I) ja astatiini (At). Lisaks on halogeeninime andmise põhjuseks see, et nad kõik võivad moodustada sarnaste omadustega naatriumsoolasid. Selles rühmas võime näha kõiki ainefaase; fluor ja kloor on olemuselt gaasid, broom on vedel ja jood on tahketes tingimustes tahke ühend. Astatiin on radioaktiivne element. Veelgi enam, nende elementide üldine elektronkonfiguratsioon on ns²np⁵.

Mis on haliidid?

Haliidid on halogeenide anioonsed vormid. Seetõttu moodustuvad need keemilised liigid, kui halogeen saab stabiilse elektronkonfiguratsiooni saamiseks väljastpoolt elektroni. Siis muutub elektronide konfiguratsioon ns-ks²np⁶. Kuid halogeniidil on alati negatiivne laeng. Sellesse rühma kuuluvad fluoriidid (F^-), kloriid (Cl^-), bromiid (Br^-), jodiid (I^-) ja astatiini (At^-). Neid ioone sisaldavad soolad on halogeniidsoolad. Lisaks on kõik need halogeniidid värvitu ja esinevad tahketes kristalsetes ühendites. Nendel kuivainetel on kõrge negatiivne moodustumise entalpia. Seetõttu tähendab see, et need tahked ained moodustuvad kergesti.

On olemas spetsiaalsed testid, mille abil saame tuvastada halogeniidi olemasolu. Näiteks võime kasutada kloriidide, bromiidide ja jodiidide olemasolu märkimiseks hõbenitraati. Selle põhjuseks on asjaolu, et kui me lisame hõbenitraadi lahusele, mis sisaldab kloriidi ioone, sadestub hõbekloriid. Kui bromiidi sisaldavasse lahusesse lisada hõbenitraat, moodustub kreemjas hõbebromiidi sade. Jodiidi iooni sisaldavate lahuste korral annab see rohelise värvi sade. Kuid me ei saa selle testi põhjal fluoriidi tuvastada, kuna fluoriidid ei saa hõbenitraadiga sademeid moodustada.

Mis vahe on halogeenidel ja halogeniididel??

Halogeenid on rühma 7 keemilised elemendid, mille äärepoolseimas orbitaalis on 5 elektroni, sealhulgas paarimata elektron. Haliidid on halogeenide anioonsed vormid ja neil ei ole paarimata elektronid. See on peamine erinevus halogeenide ja halogeniidide vahel. Lisaks on halogeenrühma liikmed fluor (F), kloor (Cl), broom (Br), jood (I) ja astatiin (At). Teisest küljest on halogeniidide rühma liikmed fluoriidid (F^-), kloriid (Cl^-), bromiid (Br^-), jodiid (I^-) ja astatiini (At^-). Allpool on toodud tabelite kujul halogeenide ja halogeniidide üksikasjalik erinevus.

Kokkuvõte -Halogeenid vs halogeniidid

Halogeenid on rühma 7 elemendid, mille välimisel orbitaalil on paarimata elektron. Nad muutuvad halogeniidideks, saades elektroni ja muutudes stabiilseks. Seetõttu on peamine erinevus halogeenide ja halogeniidide vahel selles, et halogeenid on keemilised elemendid, mille kõige välimises p-orbitaalis on üks paarimata elektron, samas kui halogeniididel pole paarimata elektrone..

Viide:

1. “Halide”. Wikipedia, Wikimedia Foundation, 27. juuni 2018. Saadaval siin 
2. Christe, Karl jt. “Halogeenielement”. Encyclopædia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc., 3. november 2017. Saadaval siin  

Pilt viisakalt:

1.HalogeenidBy W. Oelen - Teadus tegi elu elavaks: keemia (CC BY-SA 3.0) Commonsi Wikimedia kaudu