Halogeen vs ksenoon
Periooditabeli erinevatel elementidel on erinevad omadused, kuid sarnaste omadustega elemendid pannakse kokku ja tehakse rühmadesse.
Halogeen
Halogeenid on perioodilisuse tabeli 17. rühma mittemetallid. Halogeenid on fluor (F), kloor (Cl), broom (Br), jood (I) ja astatiin (At). Halogeenid on kõigis kolmes olekus tahkete ainete, vedelike ja gaasidena. Fluor ja kloor on gaasid, broom aga vedelik. Joodi ja astatiini leidub looduslikult tahkete ainetena. Kuna kõik elemendid kuuluvad samasse rühma, on neil mõned sarnased omadused ja saame tuvastada mõningaid suundumusi omaduste muutumises.
Kõik halogeenid on mittemetallid ja neil on ühine elektronkonfiguratsioon s2 p7; samuti on elektronkonfiguratsioonis muster. Rühmas allapoole liikudes suureneb aatomarv, nii et suureneb ka lõplik orbitaal, kus elektron on täidetud. Rühmas allapoole suureneb aatomi suurus. Seetõttu väheneb tõmbejõud viimasel orbitaalil oleva tuuma ja elektronide vahel. See omakorda viib ionisatsioonienergia vähenemiseni rühmas. Samuti väheneb grupis allapoole liikudes elektronegatiivsus ja reaktsioonivõime. Seevastu keemis- ja sulamistemperatuur tõusevad rühmas allapoole.
Halogeene leidub looduses kaheaatomiliste molekulidena. Võrreldes teiste perioodilise tabeli elementidega on need väga reaktiivsed. Nende kõrge efektiivse tuumalaengu tõttu on neil kõrge elektronegatiivsus kui teistel elementidel. Tavaliselt, kui halogeenid reageerivad teiste elementidega (eriti metallidega), omandavad nad elektroni ja moodustavad ioonseid ühendeid. Seega on neil võime moodustada -1 aniooni. Peale selle osalevad nad ka kovalentsete sidemete loomises. Samuti kipuvad nad suure elektronegatiivsuse tõttu sidemes olevaid elektrone enda poole meelitama.
Vesinikhalogeniidid on tugevad happed. Fluor on teiste halogeenide hulgas kõige reageerivam element ning see on väga söövitav ja väga mürgine. Kloori ja broomi kasutatakse vee desinfektsioonivahenditena. Lisaks on kloor meie keha jaoks oluline ioon.
Xenon
Ksenoon on väärisgaas, mille keemiline sümbol on Xe. Selle aatomnumber on 54. Kuna tegemist on väärisgaasiga, on selle orbitaalid täielikult elektronidega täidetud ja selle elektronkonfiguratsioon on [Kr] 5s2 4d10 5p6 Ksenoon on värvitu, lõhnatu raske gaas. Seda leidub Maa atmosfääris jälgedes kogustes.
Kuigi ksenoon ei reageeri, saab seda oksüdeerida väga võimsate oksüdeerivate ainetega. Seetõttu on sünteesitud palju ksenoonühendeid. Ksenoonil on looduslikult kaheksa stabiilset isotoopi. Ksenooni kasutatakse ksenoonvälklampides, mis on valgust kiirgavad seadmed. Ksenoonkloriidist toodetud laserit kasutatakse dermatoloogilistel eesmärkidel. Samuti kasutatakse ksenooni meditsiinis üldanesteetikumina. Teatud ksenooni isotoobid on radioaktiivsed. 133 Gammakiirgust kiirgavat Xe isotoopi kasutatakse kehas elundite pildistamiseks ühe footoni emissiooniga kompuutertomograafia abil.
Halogeen vs ksenoon
