Spojevi halogena u prirodi i njihova primjena. Halogeni i njihovi spojevi. Biološka uloga halogena

Atom vodika ima elektronsku formulu vanjske (i jedine) elektronske razine 1 s 1 . S jedne strane, u smislu prisutnosti jednog elektrona na vanjskoj elektronskoj razini, atom vodika je sličan atomima alkalijskih metala. Međutim, baš kao i halogeni, potreban mu je samo jedan elektron da popuni vanjsku elektroničku razinu, budući da prva elektronička razina ne može sadržavati više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodik može smjestiti istovremeno i u prvu i u pretposljednju (sedmu) skupinu periodnog sustava, što se ponekad čini u različitim verzijama periodnog sustava:

S gledišta svojstava vodik kao jednostavna tvar ipak ima više zajedničkog s halogenima. Vodik je, kao i halogeni, nemetal i oblikuje dvoatomne molekule (H 2) poput njih.

U normalnim uvjetima vodik je plinovita, slabo aktivna tvar. Niska aktivnost vodika objašnjava se velikom čvrstoćom veza između vodikovih atoma u molekuli, za čije je kidanje potrebno ili jako zagrijavanje, ili uporaba katalizatora, ili oboje.

Međudjelovanje vodika s jednostavnim tvarima

s metalima

Od metala vodik reagira samo s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima! U alkalijske metale spadaju metali glavne podskupine I. skupine (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a u zemnoalkalijske metale glavne podskupine II. skupine, osim berilija i magnezija (Ca, Sr, Ba, Ra)

U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidacijska svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U tom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalijskih metala koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se događa pri zagrijavanju:

Treba napomenuti da je interakcija s aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodik H2 oksidacijsko sredstvo.

s nemetalima

Od nemetala vodik reagira samo s ugljikom, dušikom, kisikom, sumporom, selenom i halogenima!

Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, budući da je dijamant izrazito inertna alotropska modifikacija ugljika.

U interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog sredstva, odnosno samo povećati svoje oksidacijsko stanje:

Međudjelovanje vodika sa složenim tvarima

s metalnim oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključujući), međutim, sposoban je reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrije:

s oksidima nemetala

Od oksida nemetala, vodik reagira zagrijavanjem s oksidima dušika, halogena i ugljika. Od svih interakcija vodika s oksidima nemetala, posebno je vrijedna pažnje njegova reakcija s ugljikovim monoksidom CO.

Smjesa CO i H2 ima čak i svoje ime - "sintetski plin", jer se iz nje, ovisno o uvjetima, mogu dobiti tako popularni industrijski proizvodi kao što su metanol, formaldehid, pa čak i sintetski ugljikovodici:

s kiselinama

Vodik ne reagira s anorganskim kiselinama!

Od organskih kiselina, vodik reagira samo s nezasićenim kiselinama, kao i s kiselinama koje sadrže funkcionalne skupine sposobne za redukciju s vodikom, posebice aldehidne, keto ili nitro skupine.

sa solima

U slučaju vodenih otopina soli ne dolazi do njihove interakcije s vodikom. Međutim, kada vodik prolazi preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:

Kemijska svojstva halogena

Halogeni su kemijski elementi VIIA skupine (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne tvari koje oni tvore. Ovdje i dalje u tekstu, ako nije drugačije navedeno, pod halogenima se podrazumijevaju jednostavne tvari.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, koja određuje niske točke taljenja i vrelišta ovih tvari. Molekule halogena su dvoatomne, tj. njihova se formula može u općem obliku napisati kao Hal 2.

Treba napomenuti takvo specifično fizičko svojstvo joda kao što je njegova sposobnost da sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. Sublimacija, je pojava u kojoj se tvar u krutom stanju ne topi zagrijavanjem, već, zaobilazeći tekuću fazu, odmah prelazi u plinovito stanje.

Elektronska struktura vanjske energetske razine atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sustava u kojem se nalazi halogen. Kao što vidite, atomima halogena treba samo jedan elektron da dođu do vanjske ljuske od osam elektrona. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidacijska svojstva slobodnih halogena, što se i potvrđuje u praksi. Kao što je poznato, elektronegativnost nemetala se smanjuje kada se kreće niz podskupinu, pa se stoga aktivnost halogena smanjuje u nizu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogena s jednostavnim tvarima

Svi halogeni su vrlo reaktivne tvari i reagiraju s većinom jednostavnih tvari. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje izuzetno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i s onim jednostavnim tvarima s kojima drugi halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), dušik, platinu, zlato i neke plemenite plinove (ksenon i kripton). Oni. zapravo, fluor ne reagira samo s nekim plemenitim plinovima.

Preostali halogeni, tj. klor, brom i jod također su aktivne tvari, ali manje aktivne od fluora. Reagiraju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim s kisikom, dušikom, ugljikom u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.

Interakcija halogena s nemetalima

vodik

Kada svi halogeni djeluju u interakciji s vodikom, nastaju vodikovi halogenidi s općom formulom HHal. U ovom slučaju reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak iu mraku i odvija se eksplozijom u skladu s jednadžbom:

Reakcija klora s vodikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili toplinom. Također nastavlja s eksplozijom:

Brom i jod reagiraju s vodikom samo pri zagrijavanju, au isto vrijeme reakcija s jodom je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora s fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvišeg oksidacijskog stupnja (+5). U ovom slučaju nastaje fosfor pentafluorid:

Kada klor i brom stupaju u interakciju s fosforom, moguće je dobiti fosforove halogenide i u oksidacijskom stanju + 3 i u oksidacijskom stanju +5, što ovisi o udjelima reagirajućih tvari:

Štoviše, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, klora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfor trijodida zbog njegove znatno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:

siva

Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacijskog stupnja +6, stvarajući sumporni heksafluorid:

Klor i brom reagiraju sa sumporom, tvoreći spojeve koji sadrže sumpor u oksidacijskim stupnjevima +1 i +2, koji su za njega vrlo neuobičajeni. Te su interakcije vrlo specifične, a za polaganje Jedinstvenog državnog ispita iz kemije nije potrebna sposobnost pisanja jednadžbi za te interakcije. Stoga su sljedeće tri jednadžbe dane radije kao referenca:

Interakcija halogena s metalima

Kao što je gore spomenuto, fluor je sposoban reagirati sa svim metalima, čak i s neaktivnim kao što su platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Reakcije halogena sa složenim tvarima

Reakcije supstitucije s halogenima

Aktivniji halogeni, tj. kemijski elementi koji se nalaze više u periodnom sustavu sposobni su istisnuti manje aktivne halogene iz halogenovodičnih kiselina i metalnih halogenida koje tvore:

Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz otopina sulfida i/ili sumporovodika:

Klor je jače oksidacijsko sredstvo i oksidira vodikov sulfid u svojoj vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:

Reakcija halogena s vodom

Voda gori u fluoru plavim plamenom u skladu s reakcijskom jednadžbom:

Brom i klor drugačije reagiraju s vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada su klor i brom u vodi neproporcionalni, tvoreći smjesu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:

Međudjelovanje joda s vodom događa se u tako neznatnom stupnju da se može zanemariti i pretpostaviti da do reakcije uopće ne dolazi.

Interakcija halogena s otopinama alkalija

Fluor, u interakciji s vodenom otopinom lužine, ponovno djeluje kao oksidacijsko sredstvo:

Sposobnost pisanja ove jednadžbe nije potrebna za polaganje jedinstvenog državnog ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidativnoj ulozi fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, ostali halogeni u otopinama lužina su neproporcionalni, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoj stupanj oksidacije. Štoviše, u slučaju klora i broma, ovisno o temperaturi, moguće je strujanje u dva različita smjera. Konkretno, na hladnoći se reakcije odvijaju na sljedeći način:

a kada se zagrije:

Jod reagira s alkalijama isključivo prema drugoj opciji, tj. uz nastanak jodata, jer hipojodit nije stabilan ne samo pri zagrijavanju, već i na običnim temperaturama, pa čak i na hladnoći.

Halogeni se nalaze lijevo od plemenitih plinova u periodnom sustavu. Ovih pet toksičnih nemetalnih elemenata nalazi se u skupini 7 periodnog sustava elemenata. Tu spadaju fluor, klor, brom, jod i astat. Iako je astat radioaktivan i ima samo kratkotrajne izotope, ponaša se poput joda i često se klasificira kao halogen. Budući da halogeni elementi imaju sedam valentnih elektrona, potreban im je samo jedan dodatni elektron da formiraju potpuni oktet. Ova karakteristika ih čini reaktivnijim od ostalih skupina nemetala.

opće karakteristike

Halogeni tvore dvoatomne molekule (tip X 2, gdje X označava atom halogena) - stabilan oblik postojanja halogena u obliku slobodnih elemenata. Veze ovih dvoatomnih molekula su nepolarne, kovalentne i jednostruke. omogućuju im jednostavno kombiniranje s većinom elemenata, tako da se u prirodi nikada ne nalaze nespojeni. Fluor je najaktivniji halogen, a najmanje astat.

Svi halogeni tvore soli I. skupine sličnih svojstava. U tim spojevima halogeni su prisutni u obliku halogenidnih aniona s nabojem -1 (na primjer, Cl -, Br -). Završetak -id označava prisutnost halidnih aniona; na primjer Cl - naziva se "klorid".

Osim toga, kemijska svojstva halogena omogućuju im da djeluju kao oksidansi - oksidiraju metale. Većina kemijskih reakcija u kojima sudjeluju halogeni su redoks reakcije u vodenoj otopini. Halogeni tvore jednostruke veze s ugljikom ili dušikom pri čemu je njihov oksidacijski broj (CO) -1. Kada je atom halogena zamijenjen kovalentno vezanim atomom vodika u organskom spoju, prefiks halo- može se koristiti u općem smislu, ili prefiksi fluoro-, kloro-, bromo-, jodo- - za specifične halogene. Halogeni elementi mogu se umrežiti u dvoatomne molekule s polarnim kovalentnim jednostrukim vezama.

Klor (Cl2) je bio prvi halogen otkriven 1774., a zatim jod (I2), brom (Br2), fluor (F2) i astat (At, posljednji otkriven 1940.). Naziv "halogen" dolazi od grčkih korijena hal- ("sol") i -gen ("formirati"). Zajedno ove riječi znače "stvaranje soli", naglašavajući činjenicu da halogeni reagiraju s metalima stvarajući soli. Halit je naziv za kamenu sol, prirodni mineral koji se sastoji od natrijeva klorida (NaCl). I na kraju, halogeni se koriste u svakodnevnom životu – fluor se nalazi u pasti za zube, klor dezinficira vodu za piće, a jod potiče proizvodnju hormona štitnjače.

Kemijski elementi

Fluor, element s atomskim brojem 9, označen je simbolom F. Elementarni fluor je prvi put otkriven 1886. izoliranjem iz fluorovodične kiseline. U svom slobodnom stanju, fluor postoji kao dvoatomna molekula (F2) i najzastupljeniji je halogen u zemljinoj kori. Fluor je najelektronegativniji element u periodnom sustavu. Na sobnoj temperaturi to je blijedožuti plin. Fluor također ima relativno mali atomski radijus. Njegov CO je -1, osim u elementarnom dvoatomnom stanju, u kojem je njegov oksidacijski stupanj nula. Fluor je izuzetno reaktivan i izravno reagira sa svim elementima osim helijem (He), neonom (Ne) i argonom (Ar). U otopini H2O, fluorovodična kiselina (HF) je slaba kiselina. Iako je fluor visoko elektronegativan, njegova elektronegativnost ne određuje kiselost; HF je slaba kiselina zbog činjenice da je fluoridni ion bazičan (pH > 7). Osim toga, fluor proizvodi vrlo snažna oksidacijska sredstva. Na primjer, fluor može reagirati s inertnim plinom ksenonom i formirati jak oksidacijski agens ksenonov difluorid (XeF2). Fluorid ima mnoge namjene.

Klor je element s atomskim brojem 17 i kemijskim simbolom Cl. Otkriven 1774. izoliranjem iz klorovodične kiseline. U svom elementarnom stanju tvori dvoatomnu molekulu Cl 2 . Klor ima nekoliko COs: -1, +1, 3, 5 i 7. Na sobnoj temperaturi je svijetlozelen plin. Budući da je veza koja se stvara između dva atoma klora slaba, molekula Cl 2 ima vrlo visoku sposobnost stvaranja spojeva. Klor reagira s metalima stvarajući soli koje se nazivaju kloridi. Ioni klora najčešći su ioni koji se nalaze u morskoj vodi. Klor također ima dva izotopa: 35 Cl i 37 Cl. Natrijev klorid je najčešći spoj od svih klorida.

Brom je kemijski element s atomskim brojem 35 i simbolom Br. Prvi put je otkriven 1826. U svom elementarnom obliku, brom je dvoatomna molekula Br 2 . Na sobnoj temperaturi to je crvenkasto-smeđa tekućina. Njegov CO je -1, +1, 3, 4 i 5. Brom je aktivniji od joda, ali manje aktivan od klora. Osim toga, brom ima dva izotopa: 79 Br i 81 Br. Brom se nalazi u bromidu otopljenom u morskoj vodi. Globalna proizvodnja bromida značajno se povećala posljednjih godina zbog njegove dostupnosti i dugog roka trajanja. Kao i drugi halogeni, brom je oksidirajuće sredstvo i vrlo je toksičan.

Jod je kemijski element s atomskim brojem 53 i simbolom I. Jod ima oksidacijska stanja: -1, +1, +5 i +7. Postoji u obliku dvoatomne molekule, I 2. Na sobnoj temperaturi to je ljubičasta krutina. Jod ima jedan stabilan izotop - 127 I. Prvi put je otkriven 1811. pomoću morske trave i sumporne kiseline. Trenutno se ioni joda mogu izolirati u morskoj vodi. Iako jod nije dobro topiv u vodi, njegova se topljivost može povećati korištenjem pojedinačnih jodida. Jod ima važnu ulogu u tijelu, sudjeluje u proizvodnji hormona štitnjače.

Astat je radioaktivni element s atomskim brojem 85 i simbolom At. Njegova moguća oksidacijska stanja su -1, +1, 3, 5 i 7. Jedini halogen koji nije dvoatomna molekula. Pod normalnim uvjetima to je crna metalna krutina. Astat je vrlo rijedak element pa se o njemu malo zna. Osim toga, astatin ima vrlo kratko vrijeme poluraspada, ne dulje od nekoliko sati. Dobiven 1940. godine kao rezultat sinteze. Vjeruje se da je astatin sličan jodu. Drugačije je

Donja tablica prikazuje strukturu atoma halogena i strukturu vanjskog sloja elektrona.

Ova struktura vanjskog sloja elektrona znači da su fizikalna i kemijska svojstva halogena slična. Međutim, pri usporedbi ovih elemenata uočavaju se i razlike.

Periodična svojstva u skupini halogena

Fizikalna svojstva jednostavnih halogenih tvari mijenjaju se s povećanjem atomskog broja elementa. Radi boljeg razumijevanja i veće preglednosti nudimo vam nekoliko tablica.

Točke taljenja i vrelišta skupine rastu kako se povećava veličina molekule (F

Tablica 1. Halogeni. Fizička svojstva: talište i vrelište

Halogen	Temperatura topljenja (˚C)	Vrelište (˚C)

• Povećava se atomski radijus.

Povećava se veličina zrna (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Tablica 2. Halogeni. Fizička svojstva: atomski radijusi

	Kovalentni polumjer (pm)	Ionski (X -) polumjer (pm)

• Energija ionizacije se smanjuje.

Ako se vanjski valentni elektroni ne nalaze u blizini jezgre, tada neće biti potrebno mnogo energije da se uklone iz nje. Dakle, energija potrebna za izbacivanje vanjskog elektrona nije toliko visoka u donjem dijelu skupine elemenata, budući da tamo ima više energetskih razina. Osim toga, visoka energija ionizacije uzrokuje da element pokazuje nemetalne kvalitete. Jod i display astat pokazuju metalna svojstva jer je energija ionizacije smanjena (At< I < Br < Cl < F).

Tablica 3. Halogeni. Fizička svojstva: energija ionizacije

• Elektronegativnost se smanjuje.

Broj valentnih elektrona u atomu raste s povećanjem razina energije na sve nižim razinama. Elektroni su progresivno sve udaljeniji od jezgre; Dakle, jezgra i elektroni se međusobno ne privlače. Uočeno je povećanje zaštite. Stoga se elektronegativnost smanjuje s povećanjem perioda (At< I < Br < Cl < F).

Tablica 4. Halogeni. Fizička svojstva: elektronegativnost

• Elektronski afinitet se smanjuje.

Kako se veličina atoma povećava s povećanjem perioda, afinitet prema elektronu ima tendenciju smanjenja (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tablica 5. Elektronski afinitet halogena

• Reaktivnost elemenata se smanjuje.

Reaktivnost halogena opada s povećanjem perioda (At

Vodik + halogeni

Halogenidi nastaju kada halogen reagira s drugim, manje elektronegativnim elementom i formira binarni spoj. Vodik reagira s halogenima, stvarajući halogenide oblika HX:

• vodikov fluorid HF;
• klorovodik HCl;
• vodikov bromid HBr;
• Vodikov jodid HI.

Halogenidi vodika lako se otapaju u vodi i tvore halogenovodičnu kiselinu (fluorovodičnu, klorovodičnu, bromovodičnu, jodovodičnu) kiselinu. Svojstva ovih kiselina navedena su u nastavku.

Kiseline nastaju sljedećom reakcijom: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

Svi halogenidi tvore jake kiseline, osim HF.

Povećava se kiselost halogenovodičnih kiselina: HF

Fluorovodična kiselina može dulje vrijeme nagrizati staklo i neke anorganske fluoride.

Može se činiti kontraintuitivnim da je HF najslabija halogenovodična kiselina, jer fluor ima najveću elektronegativnost. Međutim, H-F veza je vrlo jaka, što rezultira vrlo slabom kiselinom. Snažna veza određena je kratkom duljinom veze i visokom energijom disocijacije. Od svih halogenovodika, HF ima najkraću duljinu veze i najveću energiju disocijacije veze.

Halogene oksokiseline

Halogene okso kiseline su kiseline s atomima vodika, kisika i halogena. Njihova kiselost može se odrediti strukturnom analizom. Halogene okso kiseline date su u nastavku:

• Hipoklorna kiselina HOCl.
• Klorna kiselina HClO 2.
• Hipoklorna kiselina HClO 3.
• Perklorna kiselina HClO 4.
• Hipobromna kiselina HOBr.
• Bromna kiselina HBrO 3.
• Bromna kiselina HBrO 4.
• Vodičasta kiselina HOI.
• Vodična kiselina HIO 3.
• Metajodna kiselina HIO4, H5IO6.

U svakoj od ovih kiselina, proton je vezan na atom kisika, tako da usporedba duljina protonskih veza ovdje nije korisna. Elektronegativnost ovdje igra dominantnu ulogu. Aktivnost kiseline raste s brojem atoma kisika povezanih sa središnjim atomom.

Izgled i stanje tvari

Osnovna fizička svojstva halogena mogu se sažeti u sljedećoj tablici.

Agregatno stanje (na sobnoj temperaturi)	Halogen	Izgled
		ljubičica
		crveno-smeđe
plinoviti		blijedo žutosmeđe
		blijedozelena

Objašnjenje izgleda

Boja halogena rezultat je apsorpcije vidljive svjetlosti od strane molekula, što uzrokuje pobuđivanje elektrona. Fluorid apsorbira ljubičasto svjetlo i stoga izgleda svijetložuto. Jod, s druge strane, apsorbira žuto svjetlo i izgleda ljubičasto (žuta i ljubičasta su komplementarne boje). Boja halogena postaje tamnija kako se period povećava.

U zatvorenim posudama tekući brom i čvrsti jod su u ravnoteži sa svojim parama, koje se mogu promatrati u obliku obojenog plina.

Iako je boja astatina nepoznata, pretpostavlja se da je tamnija od joda (tj. crna) prema promatranom uzorku.

Sada, ako vas pitaju: "Okarakterizirajte fizička svojstva halogena", imat ćete što reći.

Oksidacijsko stanje halogena u spojevima

Oksidacijski broj često se koristi umjesto koncepta valencije halogena. Tipično, oksidacijsko stanje je -1. Ali ako je halogen vezan na kisik ili neki drugi halogen, može poprimiti druga stanja: kisik CO -2 ima prednost. U slučaju dva različita atoma halogena vezanih zajedno, elektronegativniji atom prevladava i prihvaća CO -1.

Na primjer, u jod kloridu (ICl), klor ima CO -1, a jod +1. Klor je elektronegativniji od joda, pa mu je CO -1.

U bromnoj kiselini (HBrO 4) kisik ima CO -8 (-2 x 4 atoma = -8). Vodik ima ukupno oksidacijsko stanje +1. Zbrajanje ovih vrijednosti daje CO od -7. Budući da konačni CO spoja mora biti nula, CO broma je +7.

Treći izuzetak od pravila je oksidacijsko stanje halogena u elementarnom obliku (X 2), gdje je njegov CO jednak nuli.

Halogen	CO u spojevima
	1, +1, +3, +5, +7
	1, +1, +3, +4, +5
	1, +1, +3, +5, +7

Zašto je CO fluor uvijek -1?

Elektronegativnost raste s povećanjem perioda. Fluor stoga ima najveću elektronegativnost od svih elemenata, što dokazuje njegov položaj u periodnom sustavu. Njegova elektronska konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 5. Ako fluor dobije još jedan elektron, krajnje vanjske p orbitale su potpuno ispunjene i tvore puni oktet. Budući da fluor ima visoku elektronegativnost, lako može uzeti elektron od susjednog atoma. Fluor je u ovom slučaju izoelektroničan prema inertnom plinu (s osam valentnih elektrona), sve njegove vanjske orbitale su ispunjene. U tom je stanju fluor mnogo stabilniji.

Proizvodnja i uporaba halogena

U prirodi su halogeni u stanju aniona, pa se slobodni halogeni dobivaju oksidacijom elektrolizom ili pomoću oksidacijskih sredstava. Na primjer, klor se proizvodi hidrolizom otopine kuhinjske soli. Primjena halogena i njihovih spojeva je raznolika.

• Fluor. Iako je fluor vrlo reaktivan, koristi se u mnogim industrijskim primjenama. Na primjer, ključna je komponenta politetrafluoretilena (teflona) i nekih drugih fluoropolimera. Klorofluorugljici su organski spojevi koji su se prije koristili kao rashladna sredstva i potisna sredstva u aerosolima. Njihova je uporaba prekinuta zbog mogućeg utjecaja na okoliš. Zamijenjeni su hidroklorofluorougljicima. Fluorid se dodaje pastama za zube (SnF 2) i pitkoj vodi (NaF) kako bi se spriječilo karijes. Ovaj halogen nalazi se u glini koja se koristi za proizvodnju određenih vrsta keramike (LiF), koristi se u nuklearnoj energiji (UF 6), za proizvodnju antibiotika fluorokinolona, ​​aluminija (Na 3 AlF 6) i za izolaciju visokonaponske opreme ( SF 6).
• Klor također pronašao različite primjene. Koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazena. (NaClO) je glavna komponenta izbjeljivača. Klorovodična kiselina ima široku primjenu u industriji i laboratorijima. Klor je prisutan u polivinil kloridu (PVC) i drugim polimerima koji se koriste za izolaciju ožičenja, cijevi i elektronike. Osim toga, klor se pokazao korisnim u farmaceutskoj industriji. Lijekovi koji sadrže klor koriste se za liječenje infekcija, alergija i dijabetesa. Neutralni oblik hidroklorida je sastavni dio mnogih lijekova. Klor se također koristi za sterilizaciju bolničke opreme i dezinfekciju. U poljoprivredi je klor sastavni dio mnogih komercijalnih pesticida: DDT (diklorodifeniltrikloroetan) korišten je kao poljoprivredni insekticid, no njegova je uporaba postupno ukinuta.

• Brom, zbog svoje nezapaljivosti, koristi se za suzbijanje gorenja. Također se nalazi u metil bromidu, pesticidu koji se koristi za očuvanje usjeva i ubijanje bakterija. Međutim, prekomjerna uporaba je postupno ukinuta zbog utjecaja na ozonski omotač. Brom se koristi u proizvodnji benzina, fotografskog filma, aparata za gašenje požara te lijekova za liječenje upale pluća i Alzheimerove bolesti.
• Jod igra važnu ulogu u pravilnom radu štitnjače. Ako tijelo ne prima dovoljno joda, štitnjača se povećava. Za prevenciju gušavosti ovaj halogen se dodaje kuhinjskoj soli. Jod se također koristi kao antiseptik. Jod se nalazi u otopinama koje se koriste za čišćenje otvorenih rana, kao iu sprejevima za dezinfekciju. Osim toga, srebrni jodid je važan u fotografiji.
• Astatin- radioaktivni i rijetki zemni halogen, stoga se još nigdje ne koristi. Međutim, vjeruje se da ovaj element može pomoći jodu u regulaciji hormona štitnjače.

Halogeni (od grč. aureole – sol i geni - generator) - elementi glavne podskupine VII skupine periodnog sustava: fluor, klor, brom, jod, astat.

U slobodnom stanju halogeni tvore tvari koje se sastoje od dvoatomnih molekula F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

BIVANJE U PRIRODI

Halogeni se u prirodi pojavljuju samo u obliku spojeva.

Fluor javlja se isključivo u obliku soli raspršenih po raznim stijenama. Ukupan sadržaj fluora u zemljinoj kori je 0,02% atoma. Fluorni minerali su od praktičnog značaja: CaF 2 - fluorit, Na 2 AlF 6 - kriolit, Ca 5 F(PO 4) 3 - fluorapatit.

Najvažniji prirodni spoj klor je natrijev klorid (halit), koji služi kao glavna sirovina za proizvodnju drugih spojeva klora. Glavna masa natrijevog klorida nalazi se u vodi mora i oceana. Vode mnogih jezera također sadrže značajne količine NaCl - poput jezera Elton i Baskunchak. Postoje i drugi spojevi klora, na primjer, KCl - silvinit, MgCl 2 * KCl * 6HO - karnalit, KCl * NaCl - silvinit.

Brom nalazimo u prirodi u obliku natrijevih i kalijevih soli zajedno sa solima klora, kao iu vodi slanih jezera i mora. Metalni bromidi nalaze se u morskoj vodi. U podzemnim bušotinskim vodama od industrijskog značaja sadržaj broma se kreće od 170 do 700 mg/l. Ukupni sadržaj broma u zemljinoj kori iznosi 3*10-5% atoma.

Veze jod prisutni su u morskoj vodi, ali u tako malim količinama da je njihovo izravno izdvajanje iz vode vrlo teško. Međutim, postoje neke alge koje akumuliraju jod u svojim tkivima, poput alge. Pepeo ovih algi služi kao sirovina za proizvodnju joda. Značajne količine joda (od 10 do 50 mg/l.) sadrže podzemne bušotine. Sadržaj joda u zemljinoj kori iznosi 4*10-6% atoma. U Čileu i Boliviji postoje manja nalazišta soli joda - KIO 3 i KIO 4.

Totalna tezina astata na kugli zemaljskoj, prema procjenama, ne prelazi 30 g.

Stol. Elektronička struktura i neka svojstva atoma i molekula halogena

Simbol element
Redni Broj
Struktura vanjski elektronička sloj	2s 2 2p 5	3s 2 3p 5	4s 2 4p 5	5 s 2 5 p 5	6 s 2 6 p 5
Relativna elektro negativnost (EO)	4,0	3,0	2,8	2,5	~2,2
Atomski radijus, nm	0,064	0,099	0,114	0,133	–
Stupnjevi oksidacija		1, +1, +3, +5, +7			–
Agregatno stanje	Blijedo zelena plin	Zeleno-žuta. plin	Buraya tekućina	Tamno ljubičasta kristali	Crno kristali
t °pl.(°C)	219	101		114	227
t °vrelište (°S)	183			185	317
ρ (g/cm3)	1,51	1,57	3,14	4,93	–
Topivost u vodi (g/100g vode)	reagira sa vodom	2,5: 1 po volumenu	3,5	0,02	–

Ime	Dijagram strukture atoma	Elektronska formula
Fluor	F +9) 2) 7	… 2s 2 2p 5
Klor	Cl +17) 2) 8) 7	… 3s 2 3p 5
Brom	Br +35) 2) 8) 18) 7	…4s 2 4p 5
Jod	Ja +53) 2) 8) 18) 18) 7	…5s 2 5p 5

1) Opća elektronska konfiguracija vanjske energetske razine je nS 2 nP 5 .

2) Povećanjem atomskog broja elemenata povećavaju se polumjeri atoma, elektronegativnost se smanjuje, a nemetalna svojstva slabe (povećavaju se metalna svojstva); halogeni su jaki oksidansi, oksidacijska sposobnost elemenata opada s povećanjem atomske mase.

3) Kako se atomska masa povećava, boja postaje tamnija, talište i vrelište te gustoća rastu.

DOBIVANJE HALOGENA

1. Elektroliza otopina i talina halogenida:

2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH

2 KF = 2 K + F 2 (jedini način da dobijete F 2)

2. Oksidacija halogenovodika:

2 KMnO 4 +16 HCl =2 KCl +2 MnCl 2 +5 Cl 2 +8 H 2 O – Laboratorijska metoda dobivanja klora

14HBr+K 2 Cr 2 O 7 =2KBr+2CrBr 3 +3Br 2 +7H 2 O

MnO 2 + 4 HHal = MnHal 2 + Hal 2 + 2 H 2 O – Laboratorij - (za proizvodnju klora, broma, joda)

3. Industrijska metoda - oksidacija klorom (za brom i jod):

2KBr+Cl2 =2KCl+Br2

2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2

Kemijska svojstva

Pogledajmo svojstva halogena koristeći klor kao primjer:

1. Interakcija s metalima	2K + Cl 2 →2KCl pokus Mg + Cl 2 → MgCl 2
2.Reakcije s nemetalima	H 2 + Cl 2 → 2HCl
3. Interakcija s alkalijama u hladnoći	2NaOH + Cl 2 → NaCl + NaClO + H 2 O
4. Interakcija s alkalijama pri zagrijavanju	6NaOH + 3Cl 2 → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O
5. Istiskivanje manje aktivnih halogena iz halogenida	2KBr + Cl 2 → 2KCl + Br 2
6. S vodom	H 2 O + Cl 2 ↔ HCl + HClO (klorna voda)

PRIMJENA HALOGENA

Fluor	naširoko se koristi kao sredstvo za fluoriranje u proizvodnji raznih fluorida (SF 6, BF 3, WF 6 i drugi), uključujući spojeve plemenitih plinova ksenona (Xe) i kriptona (Kr). Uranov heksafluorid UF 6 koristi se za odvajanje izotopa urana (U). Fluor se koristi u proizvodnji teflona, ​​druge fluoroplastike, fluor-kaučuka, organskih tvari koje sadrže fluor i materijala koji se široko koriste u tehnologiji, posebno u slučajevima kada je potrebna otpornost na agresivna okruženja, visoke temperature i sl.
Klor	koristi se u proizvodnji organskih spojeva koji sadrže klor (60-75%), anorganskih tvari (10-20%), za izbjeljivanje celuloze i tkanina (5-15%), za sanitarne potrebe i dezinfekciju (kloriranje) vode.
Brom	brom se koristi u pripremi niza anorganskih i organskih tvari u analitičkoj kemiji. Spojevi broma koriste se kao dodaci gorivu, pesticidi, usporivači plamena i u fotografiji. Lijekovi koji sadrže brom nadaleko su poznati. Valja napomenuti da uobičajeni izraz: "liječnik je propisao brom po žlicu nakon jela" znači, naravno, samo da je propisana vodena otopina natrijevog (ili kalijevog) bromida, a ne čisti brom. Umirujući učinak bromidnih lijekova temelji se na njihovoj sposobnosti da pojačaju procese inhibicije u središnjem živčanom sustavu.
Jod	jod se koristi za proizvodnju titana (Ti), cirkonija (Zr), hafnija (Hf), niobija (Nb) i drugih metala visoke čistoće (tzv. jodidno rafiniranje metala). Tijekom jodidnog rafiniranja izvorni metal s nečistoćama se pretvara u oblik hlapljivih jodida, a zatim se nastali jodidi razgrađuju na vrućoj tankoj niti. Navoj je izrađen od prethodno očišćenog metala, koji se podvrgava rafiniranju. Njegova temperatura je odabrana tako da se samo jodid metala koji se pročišćava može razgraditi na filamentu, dok preostali jodidi ostaju u fazi pare. Jod se također koristi u jodnim žaruljama sa žarnom niti, koje imaju volframovu žarnu nit i odlikuju se dugim vijekom trajanja. U pravilu, u takvim svjetiljkama, jodna para se nalazi u okruženju teškog inertnog plina ksenona (Xe) (žarulje se često nazivaju ksenon) i reagira s atomima volframa (W) koji isparavaju iz zagrijane zavojnice. Nastaje jodid, koji je u tim uvjetima hlapljiv, a koji prije ili kasnije ponovno završi u blizini spirale. Dolazi do trenutne razgradnje jodida, a oslobođeni volfram (W) ponovno se pojavljuje na spirali. Jod se također koristi u prehrambenim aditivima, bojama, katalizatorima, fotografiji i analitičkoj kemiji.

DEFINICIJA

Halogeni– elementi VII A skupine – fluor (F), klor (Cl), brom (Br) i jod (I).

Elektronska konfiguracija vanjske energetske razine halogena ns 2 np 5. Budući da halogenima prije završetka energetske razine nedostaje samo jedan elektron, u ORR-u najčešće pokazuju svojstva oksidansa. Oksidacijska stanja halogena: od “-1” do “+7”. Jedini element halogene skupine, fluor, pokazuje samo jedno oksidacijsko stanje "-1" i najelektronegativniji je element. Molekule halogena su dvoatomne: F 2, Cl 2, Br 2, I 2.

Kemijska svojstva halogena

S povećanjem naboja jezgre atoma kemijskog elementa, t.j. pri prelasku s fluora na jod smanjuje se oksidacijska sposobnost halogena, što potvrđuje sposobnost zamjene nižih halogena višim iz halogenovodičnih kiselina i njihovih soli:

Br2 + 2HI = I2 + 2HBr;

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl.

Najveću kemijsku aktivnost ima fluor. Većina kemijskih elemenata, čak i na sobnoj temperaturi, stupa u interakciju s fluorom, pri čemu se oslobađa velika količina topline. Čak i voda gori u fluoru:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2.

Slobodni klor manje je reaktivan od fluora. Ne reagira izravno s kisikom, dušikom i plemenitim plinovima. U interakciji je sa svim drugim tvarima poput fluora:

2Fe + Cl2 = 2FeCl3;

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5.

Kada klor stupi u interakciju s hladnom vodom, dolazi do reverzibilne reakcije:

Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO.

Smjesa produkata reakcije naziva se klorna voda.

Kada klor na hladnom stupi u interakciju s alkalijama, nastaju smjese klorida i hipoklorita:

Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O.

Kada se klor otopi u vrućoj otopini lužine, dolazi do sljedeće reakcije:

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O.

Brom se, kao i klor, otapa u vodi i, djelomično reagirajući s njom, stvara takozvanu "bromnu vodu", dok je jod praktički netopljiv u vodi.

Jod se značajno razlikuje po kemijskoj aktivnosti od ostalih halogena. S većinom nemetala ne reagira, a s metalima sporo reagira samo pri zagrijavanju. Interakcija joda s vodikom događa se samo uz jako zagrijavanje; reakcija je endotermna i vrlo reverzibilna:

H2 + I2 = 2HI - 53 kJ.

Fizikalna svojstva halogena

Na br. fluor je svijetložuti plin oštrog mirisa. Otrovno. Klor je svijetlozeleni plin, baš poput fluora, ima oštar miris. Jako otrovno. Pri povišenom tlaku i sobnoj temperaturi lako prelazi u tekuće stanje. Brom je teška tekućina crveno-smeđe boje karakterističnog neugodnog oštrog mirisa. Tekući brom, kao i njegove pare, vrlo su otrovni. Brom je slabo topljiv u vodi, a dobro u nepolarnim otapalima. Jod je tamno siva krutina s metalnim sjajem. Pare joda su ljubičaste. Jod lako sublimira, t.j. prelazi u plinovito stanje iz krutog, zaobilazeći pritom tekuće stanje.

Proizvodnja halogena

Halogeni se mogu dobiti elektrolizom otopina ili talina halogenida:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (talina).

Najčešće se halogeni dobivaju reakcijom oksidacije halogenovodičnih kiselina:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H20;

K2Cr207 + 14HCl \u003d 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20;

2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 +8H2O +2KCl.

Primjena halogena

Halogeni se koriste kao sirovine za proizvodnju raznih proizvoda. Tako se fluor i klor koriste za sintezu raznih polimernih materijala, a klor je i sirovina u proizvodnji klorovodične kiseline. Brom i jod imaju široku primjenu u medicini, a brom se također koristi u industriji boja i lakova.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte

Izračunajte volumen klora (br.) koji je reagirao s kalijevim jodidom ako je nastao jod mase 508 g

Riješenje

Napišimo jednadžbu reakcije između klora i kalijevog jodida: Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl Molarna masa joda, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, jednako – 254 g/mol. Nađimo količinu nastalog joda: v(I 2) = m(I 2)/M(I 2) Razgovarajmo o tome što su halogeni. Oni su u sedmoj skupini (glavnoj podskupini) periodnog sustava. U prijevodu s grčkog, "halogen" znači "rađanje soli". U članku će se raspravljati o tome što je kemijski halogen, koje su tvari spojene pod ovim pojmom, koja su njihova svojstva i kako se proizvode. Osobitosti Kada raspravljamo o tome što su halogeni, bilježimo specifičnu strukturu njihovih atoma. Svi elementi imaju sedam elektrona na svojoj vanjskoj energetskoj razini, od kojih je jedan nesparen (slobodan). Stoga su jasno izražena oksidativna svojstva halogena, odnosno dodavanje jednog elektrona tijekom interakcije s različitim tvarima, što dovodi do potpunog završetka vanjske energetske razine, stvaranja stabilnih konfiguracija halogenida. S metalima stvaraju jake veze ionske prirode. Predstavnici halogena To uključuje sljedeće elemente: fluor, klor, brom, jod. Formalno su im srodni astat i tenezin. Da bismo razumjeli što su halogeni, potrebno je napomenuti da klor, brom i jod imaju slobodnu orbitalu. To je ono što objašnjava različita oksidacijska stanja ovih elemenata. Na primjer, klor ima sljedeće vrijednosti: -1, +1, +3, +5, +7. Kada se atomu klora preda dodatna energija, dolazi do postupnog prijenosa elektrona, što objašnjava promjene u oksidacijskim stanjima. Među najstabilnijim konfiguracijama klora su njegovi spojevi, u kojima je oksidacijsko stanje -1, kao i +7. Biti u prirodi Njihova strukturna obilježja objašnjavaju njihovu rasprostranjenost u prirodi. Halogeni spojevi u prirodi su prisutni u obliku halogenida, visoko topivih u vodi. S povećanjem atomskog polumjera halogena smanjuje se njihov kvantitativni sadržaj u zemljinoj kori. Na primjer, neki spojevi broma, klora i fluora koriste se u industrijskim količinama. Glavni spoj fluora koji se nalazi u prirodi je kalcijev fluorid (fluorit). Značajke primanja Da bismo razumjeli što su halogeni, potrebno je saznati kako ih dobiti. Glavna opcija za odvajanje čistih halogena od soli je elektroliza rastaljenih soli. Na primjer, kada je natrijev klorid izložen istosmjernoj električnoj struji, ne samo plinoviti klor, već i metalni natrij mogu se smatrati produktima reakcije. Na katodi se događa redukcija metala, a na anodi se stvara halogen. Za dobivanje broma elektrolizom ove otopine koristi se morska voda. Fizička svojstva Zadržimo se na fizičkim svojstvima predstavnika sedme skupine glavne podskupine. Fluor je u normalnim uvjetima plinovita tvar svijetložute boje i oštrog i iritantnog mirisa. Žuto-zeleni klor također je plinovit i ima oštar, zagušljiv jantar. Brom je smeđa, teška tekućina. Od svih halogena samo je jod ljubičasta kristalna tvar. Najjači oksidans je fluor. Kao skupina, sposobnost dobivanja elektrona tijekom kemijske reakcije postupno se smanjuje od fluora do astatina. Razlog slabljenja ovog svojstva je povećanje atomskog radijusa. Značajke kemijskih svojstava Fluor, kao najjače oksidacijsko sredstvo, sposoban je komunicirati s gotovo svim nemetalima bez dodatnog zagrijavanja. Proces je popraćen oslobađanjem velike količine topline. Kod metala je proces karakteriziran samozapaljenjem fluora. Budući da je ovaj halogen vrlo kemijski aktivan, može stupiti u interakciju s plemenitim plinovima kada je ozračen. Fluor također stupa u interakciju sa složenim tvarima. Brom ima značajno nižu aktivnost. Uglavnom se koristi u organskoj kemiji za izvođenje kvalitativnih reakcija na nezasićenim spojevima. Jod reagira s metalima samo pri zagrijavanju, a proces karakterizira apsorpcija energije (egzotermna reakcija). Značajke korištenja Koje je značenje halogena? Da bismo odgovorili na ovo pitanje, razmotrimo glavna područja njihove primjene. Na primjer, prirodni mineral kriolit, koji je spoj aluminija, fluora i natrija, koristi se kao dodatak pastama za zube i pomaže u prevenciji karijesa. Klor se u velikim količinama koristi u proizvodnji klorovodične kiseline. Osim toga, ovaj halogen je tražen u proizvodnji plastike, otapala, boja, gume i sintetičkih vlakana. Velik broj spojeva koji sadrže klor koristi se za učinkovito suzbijanje raznih štetnika usjeva. Klor, kao i njegovi spojevi, nužni su i za proces izbjeljivanja pamučnih i lanenih tkanina, papira te dezinfekciju vode za piće. Brom i jod koriste se u kemijskoj i farmaceutskoj industriji. Odnedavno se za pročišćavanje vode za piće umjesto klora koristi ozon. Biološko djelovanje Visoka reaktivnost halogena objašnjava činjenicu da su svi ti spojevi otrovi koji imaju ugušujući učinak i mogu utjecati na organsko tkivo. Unatoč ovim karakteristikama, ovi elementi su neophodni za vitalne procese ljudskog tijela. Na primjer, fluor je uključen u metaboličke procese u živčanim stanicama, mišićima i žlijezdama. Teflonsko posuđe, čija je jedna od komponenti fluor, postaje sve češće u svakodnevnom životu. Klor potiče rast kose, potiče metaboličke procese, daje tijelu snagu i snagu. Njegova najveća količina u obliku natrijevog klorida ulazi u krvnu plazmu. Među spojevima ovog elementa, klorovodična kiselina je od posebnog interesa s biološkog gledišta. Osnova je želučanog soka i uključen je u procese razgradnje hrane. Da bi tijelo normalno funkcioniralo, čovjek mora dnevno unijeti najmanje dvadeset grama kuhinjske soli. Svi halogeni su neophodni za ljudski život i također se koriste u različitim područjima djelatnosti. Niste pronašli odgovor na svoje pitanje? Pogledajte ovdje Ispitivanje po razinama staze (a1-c2) Halogeni i njihovi spojevi Kako poboljšati svoju rusku gramatiku