Halogeen vs ksenoon
Perioodilise tabeli erinevatel elementidel on erinevad omadused, kuid sarnaste omadustega elemendid pannakse kokku ja tehakse rühmad.
Halogeen
Halogeenid on perioodiliste tabelite rühma 17 mittemetallid. Fluor (F), kloor (Cl), broom (Br), jood (I) ja astatiin (At) on halogeenid. Halogeenid on kõigis kolmes olekus tahkiste, vedelike ja gaasidena. Fluor ja kloor on gaasid, samas kui broom on vedelik. Joodi ja astatiini leidub looduslikult tahkisena. Kuna kõik elemendid kuuluvad samasse rühma, näitavad nad mõningaid sarnaseid omadusi ja võime tuvastada omaduste muutumise suundumusi.
Kõik halogeenid on mittemetallid ja nende ühine elektronkonfiguratsioon on s 2 p 7; samuti on elektronide konfiguratsioonis muster. Rühmast alla minnes suureneb aatomnumber, seega suureneb ka viimane orbitaal, kus elektron on täidetud. Rühmas allapoole suureneb aatomi suurus. Seetõttu väheneb atraktiivsus tuuma ja elektronide vahel viimasel orbiidil. See toob omakorda kaasa ionisatsioonienergia vähenemise grupis. Ka grupist alla minnes väheneb elektronegatiivsus ja reaktiivsus. Seevastu keemistemperatuur ja sulamistemperatuur tõusevad rühmas.
Halogeene leidub looduses diatoomsete molekulidena. Võrreldes teiste perioodilise tabeli elementidega, on need väga reaktiivsed. Neil on kõrge efektiivse tuumalaengu tõttu kõrge elektronegatiivsus kui teistel elementidel. Tavaliselt, kui halogeenid reageerivad teiste elementidega (eriti metallidega), saavad nad elektroni ja moodustavad ioonseid ühendeid. Seega on neil võime moodustada -1 aniooni. Peale selle osalevad nad ka kovalentsete sidemete loomises. Siis kipuvad nad suure elektronegatiivsuse tõttu ka sideme elektronid enda poole meelitama.
Vesinikhalogeniidid on tugevad happed. Fluor, muu halogeeni hulgas, on kõige reaktiivsem element ning see on väga söövitav ja väga mürgine. Kloori ja broomi kasutatakse vee desinfektsioonivahenditena. Edasine kloor on meie keha jaoks oluline ioon.
Ksenoon
Ksenoon on väärisgaas, millel on keemiline sümbol Xe. Selle aatomnumber on 54. Kuna tegemist on väärisgaas selle orbitaalidest täielikult täidetud elektronidega ja tal on elektron konfiguratsiooni [Kr] 5s 2 4d 10 5p 6. Ksenoon on värvitu, lõhnatu, raske gaas. Maa atmosfääris esineb seda jälgedena.
Kuigi ksenoon ei reageeri, saab seda oksüdeerida väga võimsate oksüdeerijatega. Seetõttu on sünteesitud palju ksenooniühendeid. Ksenoonil on looduslikult esinevad kaheksa stabiilset isotoopi. Ksenooni kasutatakse ksenoonvälklampides, mis on valgust kiirgavad seadmed. Ksenoonkloriidist toodetud laserit kasutatakse dermatoloogilistel eesmärkidel. Samuti kasutatakse ksenooni meditsiinis üldanesteetikumina. Teatud ksenooni isotoopid on radioaktiivsed. 133 Xe isotoop, mis kiirgab gammakiirgus, kasutatakse kujutise elundeis abil footonemissioontomograafia emissiooni kompuutertomograafia.
Halogeen vs ksenoon
