Отделяне на соли халогени. Халогени: физични свойства, химични свойства. Използването на халогени и техните връзки. Халогенни реакции със сложни вещества

Флуор може да бъде само окислител, което е лесно да се обясни позицията си в периодична система Химически елементи Д. I. Менделеев. Това е най-силно окислено средство, окисляващо дори някои благородни газове:

2F 2 + xe \u003d xef 4

Трябва да се обясни висока химическа активност на флуор

o За унищожаването на флуорните молекули се изисква много по-малко енергия, отколкото се разпределя, когато се излъчват нови връзки.

По този начин, поради малкия радиус на флуорен атом, безсмислените електронни двойки във флуорната молекула се сгъват взаимно и отслабват

Халогените взаимодействат почти с всички прости вещества.

1. Най-енергийно протича с метали. При нагряване флуор взаимодейства с всички метали (включително злато и платина); При студ реагира с алкални метали, олово, желязо. С мед, реакцията на никел към студ не продължава, тъй като на повърхността на метала се образува защитен слой флуорид, като предпазва метала от по-нататъшно окисление.

Хлорът се реагира енергично с алкални метали и с мед, реакция на желязо и калай възниква при нагряване. По същия начин се държат бром и йод.

Взаимодействието на халогените с метали е екзотермичен процес и може да бъде изразено от уравнението:

2м + NHAI 2 \u003d 2MNA DH<0

Металните халиди са типични соли.

Халогените в тази реакция са показани силни окислителни свойства. В този случай металните атоми дават електрони и халогенните атоми приемат, например:

2. При нормални условия флуор реагира с водород в тъмното с експлозия. Взаимодействието на хлор с водородни потоци върху ярка слънчева светлина.

Бром и водород взаимодействат само когато се нагрява, и йод с водород реагира с тежко нагряване (до 350 ° С), но този процес е обратим.

Н2 + С12 \u003d 2NSL H2 + Br2 \u003d 2NBR

H 2 + I 2 "350 ° 2HI

Халоген в тази реакция е окислител.

Тъй като изследванията са показани, реакцията на взаимодействието на водород с хлор в светлината има следния механизъм.

CL 2 молекулата абсорбира KVANT светлината HV и се разпада на неорганични радикали на С1. . Това служи като начало на реакцията (първоначално реакционно възбуждане). Тогава тя продължава сама. Радикален хлор cl. Реагира с водородна молекула. В същото време се образува радикал на водород N. и NSL. На свой ред водородният радикал N. реагира с CL2 молекулата, образувайки НС1 и С1. и т.н.

Cl 2 + hv \u003d sl. + SL.

Cl. + Н2 \u003d NSL + n.

N. + Cl 2 \u003d HCI + С1.

Първоначалното извинение предизвика верига от последователни реакции. Такива реакции се наричат \u200b\u200bверига. В резултат на това се оказва в хлорид.

3. Халогени с кислород и азот не взаимодействат директно.

4. Халогени с други неметали реагират добре, например:

2p + 3SL 2 \u003d 2RSL 3 2P + 5SL 2 \u003d 2RSL 5 SI + 2F 2 \u003d SIF 4

Халогените (с изключение на флуор) не реагират с инертни газове. Химичната активност на бром и йод по отношение на неметалам е по-слаба от тази на флуор и хлор.

Във всички дадени халогенни реакции се показват окислителни свойства.

Взаимодействието на халоген сложни вещества. 5. Вода.

Флуорът реагира с вода с експлозия, за да образува атомния кислород:

H 2 O + F 2 \u003d 2HF + O

Останалите халогени реагират с водата съгласно следната схема:

GAL 0 2 + H 2O "Nagal -1 + Nagal +1 за

Тази реакция е непропорционална реакция, когато халогенът е едновременно редуциращ агент, така и окислител, например:

Cl 2 + Н20 'NSL + NSLO

Cl 2 + Н20 'Н + + С1 - + HCLO

SL ° + 1E - ®SL - CL ° -1E - ®SL +

където NSL е тежка солна киселина; NSLO - слаба хлорни киселина

6. Халогените са в състояние да отнемат водород от други вещества, терпентин + C1 2 \u003d NS1 + въглерод

Хлорът замества водород в ограничаващи въглеводороди: CH4 + SL 2 \u003d CH3 SL + HCl

и се присъединява към непредвидени връзки:

C 2 H 4 + SL 2 \u003d C2H 4L 2

7. Реактивността на халогените се намалява в серия F-Cl-Br - I. Следователно предишният елемент измества последващия тип NG тип (g - халоген) и техните соли. В този случай активността намалява: F2\u003e SL 2\u003e BR 2\u003e I 2

Приложение

Хлорът се използва за дезинфекция на питейна вода, избелваща тъкани и хартиена маса. Големите количества се консумират за получаване на солна киселина, хлорен вар и др. Флуорон е широко използван в синтеза на полимерни материали - флуоропласти с висока химическа устойчивост, както и като ракетно окисляване на горивото. Някои флуорни съединения се използват в медицината. Бром и йод - силни окислители се използват в различни синтез и анализи на вещества.

Големи количества бром и йод се изразходват за правене на лекарства.

Халогенно размножаване

Съединенията с халогени с водород НХ, където X е всеки халоген, наречен халогенен водород. Благодарение на високата електрическа загуба на халоген, свързващата електронна двойка се измества в тяхната посока, затова молекулите на тези съединения са полярни.

Халогенни породи - безцветни газове, с остър мирис, лесно се разтвори във вода. При 0 ° С в 1 воден обем разтварят 500 обема на NS1, 600 HBR обеми и 450 здрави обеми. Флуоридът се смесва с вода във всички съотношения. Високата разтворимост на тези съединения във вода позволява да се получи концентрация

Таблица 16. Степента на дисоциация на халоген водородни киселини

бани. Когато се разтварят във вода, халогенните породи се дисоциират от вида на киселините. HF се отнася до слабо дисоциирани съединения, което се обяснява със специалната сила на свързване в KULE. Останалите решения на халогенни породи са сред силни киселини.

HF - флуорогенен (щепсел) NC1-хлориден водород (сол) киселина HBR - бромомогенна киселина Hi - йодозна киселина

Силата на киселини в ред HF - HR - HI се увеличава, което се дължи на намаляване на комуникационната енергия и увеличаване на интерстициалното разстояние. Здравейте е най-тежка киселина от няколко халогенни киселини (виж Таблица 16).

Поляризността расте поради факта, че водата поляризира

повече тази връзка, чиято дължина е повече. I Солите на халогенните водородни киселини носят следните имена: флуориди, хлориди, бромиди, йодиди.

Химични свойства на халогенните водородни киселини

В сухата форма халогенните породи не действат върху повечето метали.

1. Водни решения Халогенните породи имат свойствата на кислородните киселини. Енергично взаимодействат с много метали, техните оксиди и хидроксиди; По метали, изправени пред електрохимичния ред на напреженията на металите след водород, не действат. Взаимодействат с някои соли и газове.

Попър хидрофлуоринова киселина унищожава стъкло и силикати:

Sio 2 + 4HF \u003d SIF 4 + 2N 2 O

Затова не може да се съхранява в стъклария.

2. При окислителни и намалени реакции, халогенни водородни киселини се държат като редуциращи агенти и намаляват активността в серия от CL -, BR -, I - повишава.

Получаване

Флуоридът се получава чрез действие на концентрирана сярна киселина на плъзгането на плодовете:

CAF 2 + H 2 SO 4 \u003d CASO 4 + 2HF

Хлорът се получава чрез директно взаимодействие на водород с хлор:

H 2 + SL 2 \u003d 2NSL

Това е синтетичен метод за получаване.

Сулфатният метод се основава на реакцията на концентрирана

сярна киселина с NaCl.

При леко нагряване, реакцията протича с образуването на NSL и NaHS04.

NaCl + H2S04 \u003d NaHSO 4 + HCl

При по-висока температура тече втория етап на реакцията:

NaCl + Nahso 4 \u003d Na2S04 + HC1

Но по същия начин не може да се получи от HBR и HI, защото техните съединения с метали, когато взаимодействат с концентрирани

той се окислява със сярна киселина, защото I - и BR - са силни редуциращи агенти.

2NABR -1 + 2H2S +6O 4 (k) \u003d BR 0 2 + S +4 O 2 + Na2S0 4 + 2N 2 O

Бромомопод и йодомин са получени чрез хидролиза PBR 3 и PI3: PBr3 + 3H2O \u003d 3HBR + H3PO3PI3 + 3H2O \u003d 3HI + H3 PE3

Халонеди.

Металните халиди са типични соли. Характеризиращ се с йоничен тип комуникация, където металните йони имат положителен заряд, а халогенните йони са отрицателни. Имат кристална решетка.

Редукционният капацитет на халидите се повишава в серия от CL -, BR -, I - (виж §2.2).

Разтворимостта на нискоразтворими соли се намалява в AGC1 - AGB - AGI; За разлика от тях, Agf сол е добре разтворим във вода. Повечето от солите на халогенните водородни киселини са добре разтворими във вода.

Халогени- Елементи на VII група - флуор, хлор, бром, йод, астат (Astat има малко проучени поради своята радиоактивност). Халогени - изразени неметали. Само йод в редки случаи открива някои свойства, подобни на металите.

В едно обозначено състояние халогенните атоми имат обща електронна конфигурация: nS2NP5.. Това означава, че халогените имат 7 валентни електрона, с изключение на флуорид.

Физическите свойства на халоген:F2 - безцветен, твърд газ; CL2 - жълто-зелен, лесно втечнен газ с остър задушен мирис; BR2 - червено-кафява течност; I2 - кристално вещество от лилав цвят.

Водните разтвори на халогенни породи образуват киселини. HF - флуориден водород (водопровод); НС1 хлорид (сол); HBR - BOMOOMOMODNAYA; Ni - йодомство. Силните страни на киселините се намаляват отгоре. Еталонната киселина е най-слабата в ред от халоген-домейни киселини и йодното развъждане е най-силно. Това се дължи на факта, че свързващата енергия на НГ се намалява отгоре. Силата на молекулата се намалява в същата посока, която е свързана с растежа на интерстициалното разстояние. Разтворимостта на нискоразтворими соли във вода също се намалява:

От ляво на дясно, разтвореността на халогените намалява. AGF е добре разтворим във вода. Всички халогени са безплатни - окислители. Силата им като окислители намалява от флуорид до йод. В кристална, течност и. \\ T газообразно състояние Всички халогени съществуват под формата на отделни молекули. Атомните радиуси се увеличават в една и съща посока, което води до увеличаване на топенето и кипенето. Флуоро дисоциатират атомите по-добре от йод. Електродният потенциал при преминаване надолу по подгрупата на халогените намаляват. Флуорът има най-висок потенциал на електрода. Флуоро - най-силно окислителният агент. Всеки по-висок безплатен халоген ще излезе надолу по течението, в състояние на отрицателен йон на един заряд в разтвор.

20. Хлор. Хлорид и солна киселина

Хлор (cl) -през третия период, във VII група на основната подгрупа на периодичната система, последователността номер 17, атомно тегло 35,453; Се отнася до халогени.

Физични свойства:газово жълто-зелено с остър мирис. Плътност от 3,214 g / l; Точка на топене -101 ° С; Точка на кипене -33,97 ° С, при нормални температури, лесно се втечнява под налягане 0.6 МРа. Разтваряне във вода, образува хлорна вода от жълтеникав цвят. Той е добре разтворим в органични разтворители, особено в хексан (С6Н14), в четири хлориден въглерод.

Химични свойства на хлор:електронна конфигурация: 1S22S22P63S22P5. На външното ниво от 7 електрона. Преди завършването на нивото е необходим 1 електрон, кой хлор приема, показваща степента на окисление -1. Има и положителни степени на окисление на хлор до + 7. Известни са следните хлорни оксиди: CL2O, Clo2, Cl2O6 и Cl207. Всички те са нестабилни. Хлорът е силно окислително средство. Той реагира директно с метали и неметали:

Реагира с водород. При нормални условия реакцията бавно, с тежко нагряване или осветление - с експлозия, чрез верижен механизъм:

Хлорът взаимодейства с алкални разтвори, образуващи соли - хипохлорити и хлориди:

Когато се образува хлор в разтвор на алкални, се образува смес от хлоридни и хипохлорит:

Хлор - редуциращ агент: CL2 + 3F2 \u003d 2CLF3.

Връзково взаимодействие:

Хлорът не взаимодейства директно с въглерод, азот и кислород.

Получаване:2NACL + F2 \u003d 2NAF + CL2.

Електролиза:2NACL + 2H2O \u003d CL2 + Н2 + 2На.

Намиране в природата:съдържа се в минералите: галтин (каменна сол), Силвин, бишофит; Морската вода съдържа натриев хлориди, калий, магнезий и други елементи.

HCL хлорид водород. Физични свойства:безцветен газ, по-тежък от въздуха, е добре разтворим във вода с образуването на солна киселина.

Получаване:в лабораторията:

В индустрията: изгорен водород в хлор струя. След това хлорът се разтваря във вода и се получава солна киселина (виж по-горе).

Химични свойства: солна киселина е силна, моносуларна, взаимодейства с метали в ред напрежения към водород: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + Н2.

Тъй като редуциращият агент реагира с оксиди и хидроксиди на много метали.

Халогени флуор F, хлор С1, VG BROM, Iodis I са елементи на групата Vila. Електронна конфигурация Валентин Shell атоми халогени в основното състояние nS 2 NP 5.Наличието на пет електрона на външния P-Orbital, включително един несвратен, е причина за високия афинитет на халогените към електрона. Добавянето на електрон води до образуването на халогенидни аниони (F-, C1-, Vg-, I-) със стабилна 8-електронна обвивка на най-близкия благороден газ. Халогени - изразени неметали.

Електронният елемент на флуорията има само една степен на окисление в съединенията, тъй като винаги е акцептор на електрон. Други халогени в съединенията могат да имат степен на окисление от -1 до +7. Положителните степени на окисляване на халоген се причиняват от прехода на техните валентни електрони за свободно D-Orbital външно ниво (Раздел 2.1.3) При формирането на връзки с повече електрически елементи.

Двойни халогенни молекули: F2, С12, Vg2, I 2. При стандартни условия, флуор и хлор - газове, бром - BAT (TKIP \u003d 59 ° C) и йодът е твърд, но лесно се отстранява (превръща се в газообразно състояние, чрез преминаване на течност).

Редоксиални свойства.Халогените са силни окислители, влизащи в сътрудничество с почти всички метали и много неметали:

Особено висока химическа активност проявява флуор, който, когато се нагрява, реагира дори с благородни газове ксенон, Криптън и Радон:

Химичната активност на халогена намалява от флуор до анод, тъй като с увеличаване на радиуса на атома, способността на халогените за прикрепване на електрони намалява:

По-активният халоген винаги се измества по-малко активни от металните съединения. Така че, флуорът измества всички други халогени от техните халиди и бром са само йодидни йодиди:

Различна оксидативна способност на халоген също се проявява в техните действия върху тялото. Газообразен хлор и флуор поради много силни окислителни свойства са мощни отравящи вещества, които причиняват тежки лезии на белите дробове и лигавиците на очите, носа и ларинкса. Йодът е по-мек окислител, проявяващ антисептични свойства, така че се използва широко в медицината.

Разликите в редокс свойствата на халоген се проявяват и когато взаимодействат с вода. Флуорът окислява вода, докато редуциращият агент е кислороден атом на кислородната молекула:

Взаимодействието на останалия халоген с вода е придружено от редуцирането на техните атоми. Така, когато реакцията на хлор с вода, един от атомите на хлорната молекула, свързването на електрона от другия атом се възстановява, а другият хлорен атом, който дава електрон, се окислява. В същото време се формира вода за хлорсъдържаща хлороводород (солна киселина) и хипохлорид (хлоропийна) киселина:
Реакцията е обратима и нейното равновесие е силно изместено наляво. Хипохаловата киселина е нестабилна и лесно се разпада, особено в светлина, с образуването на много силен окислен-матометър:

По този начин, хлорната вода съдържа три окислители в различни концентрации с различен окислителен капацитет: молекулен хлор, хипохлоридна киселина и атомния кислород, чието количество често се нарича "Активен хлор".

Формиране на атомни кислородни бои и убива микроби, което обяснява избелването и бактерицидния ефект на хлорната вода.

Хипохлорната киселина е по-силно окислително средство, отколкото хлор газообразно. Той реагира с органични съединения RH и като окисляващ агент и като хлорен реагент:

Следователно, в хлориране на питейна вода, съдържаща органични вещества като примеси, те могат да се превърнат в по-токсични хлорорганични връзки RC1. Това трябва да се вземе предвид при разработването на методи за пречистване на вода и тяхното прилагане.

Когато алкалите се добавят към хлорната вода, равновесието се измества надясно поради неутрализацията на хипохлорид и солни киселини:
Полученият разтвор на смес от соли, наречен zhavelevoy водаизползван като избелване и дезинфектант. Тези свойства се дължат на факта, че калиев хипохлорит под действието на CO2 + Н2 0 и в резултат на хидролиза се превръща в нестабилна хипохлоридна киселина, образувайки атомния кислород. В резултат на това, Zhawl вода унищожава оцветяващите вещества и убива микробите.
Под действието на газообразен хлор върху мокро мразено варцов вар (ОН) 2, смес от SACL 2 и CA соли (0S1) 2, наречен хлор вар:
Хлорната вар може да се счита за смесена калциева сол на сол и хипохлорид caCli (OCL). В влажен въздух, хлор вар, взаимодействие с вода и въглероден двуокисПостепенно разпределя хипохлоридната киселина, която осигурява неговото избелване, дезинфектант и дегазиращи свойства:

При действие върху хлорната вар на солна киселина, се избира свободен хлор:

При нагряване на хипохлорна киселина, в резултат на редукционна непропорционалност, разлага се с образуването на солни и хлорологични киселини:

Когато хлорът се пропуска през горещ алкален разтвор, например, се образуват кон, калиев хлорид и калиев хлорат KCLO 3 (Bertolet сол) са оформени:

Окислителна способност на аниони кислородни киселини Хлорът във водни разтвори в серия от Clo-Clo4 (-) намалява, въпреки нарастващите степени на хлорното окисление в тях:

Това се обяснява чрез увеличаване на стабилността на анионите определен ред Поради укрепването на делокализацията на отрицателния им заряд. В същото време, перхлоратите на LIC10 4, KSLO 4 в сухо състояние при високи температури са силни окислители и се използват за минерализиране на различни биоматериали при определяне на неорганичните компоненти.

Халогенните аниони (с изключение на F-) могат да дават електрони, така че са редуциращи агенти. Редукционният капацитет на халидните аниони, тъй като те увеличават радиуса си, се увеличава от хлоридния анион към анион Йодид:

Така че водородната киселина се окислява чрез въздушен кислород при нормална температура:

Солна киселина Той не оксид кислород и следователно хлоридният анион е стабилен в условията на организма, което е много важно от позицията на физиологията и лекарството.

Киселинни и основни свойства.HF, NS1, HBR, Hi водород Халогениди, дължащи се на полярността на техните молекули, са добре разтворени във вода. В същото време се случва хидратация на молекулите, което води до тяхното дисоциация към образуването на хидратирани протони и халогенидни аниони. Силата на киселини в ред HF, NS1, HBR, HI се увеличава поради увеличаване на радиуса и поляризността на анионите от F- до I-.

Салоновата киселина като компонент на стомашния сок играе важна роля в процеса на храносмилане. Главно поради солна киселина масова фракция Който в стомашния сок е 0,3%, рН се поддържа в диапазона от 1 до 3. Хидроходровата киселина допринася за прехода на пепсиновия ензим към активната форма, което осигурява храносмилането на протеини поради хидролитичното разделяне на пептида облигации за образуване на различни аминокиселини:

Определянето на съдържанието на солна киселина и други киселини в стомашния сок се разглежда в раздела. 8.3.3.

В един ред кислородсъдържащи хлорни киселини, тъй като степента на окисление се увеличава, якостта на киселините се увеличава.

Това се дължи на увеличаването на полярността на О-Н връзка поради изместването на нейната електронна плътност към хлорния атом, както и поради увеличаване на стабилността на анионите.

Цялостни имоти.Халогенните аниони са склонни към сложност като лиганди. Стабилността на халогените комплекси обикновено се намалява в ред F-\u003e Cl-\u003e R- \u003e\u003e. Това е процесът на комплекс, който се обяснява токсичният ефект на флуоридните аниони, който образува флуоридни комплекси с метални катиони, които са включени в активните центрове на ензимите, потискат тяхната активност.
Интересни сложни свойства проявяват йодна молекула. Така, разтворимостта на молекулярния йод във вода се увеличава рязко в присъствието на калиев йодид, който се дължи на образуването на сложен анион

Ниската стабилност на този сложен йон осигурява наличието на молекулен йод в разтвор. Следователно, лекарството се използва като бактерицидно средство воден разтвор на йод с добавянето на Ki. В допълнение, молекулярните йодни форми включват комплекси за включване със скорбяла (раздел 22.3) и поливинилов алкохол (Синя йод).В тези комплекси, йодидната молекула или техните сътрудници с йодидни аниони запълват каналите, образувани от спиралната структура на съответните полихидроксиполимери. Включването на комплексите не са много стабилни и могат постепенно да дават молекулярния йод. Следователно, такова лекарство, като синя йод, е ефективен, но мек бактерициден агент на продължително действие.

Биологична роля и използването на халогени и техните съединения в медицината.Халогените под формата на различни съединения са част от живи тъкани. В организма всички халогени имат степен на окисление - 1. В същото време съществуват хлор и бром под формата на хидратирани аниони на SL и WR- и флуорът и йодът са част от биосубрат неразтворим във вода:.

Флуорните съединения са компоненти на костната тъкан, ноктите и зъбите. Биологичният ефект на флуорията се дължи главно на проблема със заболяванията на зъбите. Флуоридният анион, заместващ хидроксидния йон в хидроксиапатита, образува слой защитен емайл от твърд флуоропатит:

Флуоридиране на питейна вода до концентрация на флуорид йон 1 mg / l и добавянето на натриев флуорид в паста за зъби значително намалява кариес на зъбите в населението. В същото време, при концентрацията на флуоридния анион в пия вода Над 1.2 mg / l, крехкостта на костите, зъбната емайл се увеличава и се появява цялостното изчерпване на тялото, наречено флуороз.

Хлоридните аниони осигуряват йонни потоци през клетъчни мембрани, участват в поддържането на осмотична хомеостаза, създават благоприятна среда за действие и активиране на ензимите на протолитен стомашен сок.

Бромидните аниони в човешкото тяло са локализирани главно в хипофизната жлеза и други жлези на вътрешната секреция. Създава се наличието на динамична връзка между съдържанието в тялото на бромид и хлоридните аниони. По този начин повишеното съдържание в кръвта на бромидините аниони допринася за бързото освобождаване на бъбреците на хлоридките. Бромидите са локализирани главно в междуклетъчната течност. Те укрепват спирачните процеси в невроните на церебралната кора, във връзка, с която се използват бромид на калий, натрий и бромомофор в областта на фармакологията.

Йодът и неговите съединения влияят на синтеза на протеини, мазнини и хормони. Повече от половината от количеството йод е в щитовидната жлеза в съответното състояние под формата на хормони на щитовидната жлеза. С недостатъчен прием на йод, ендемичният гута се развива в тялото. За да се предотврати това заболяване, Nai или Ki (1-2 g на 1 kg NaCl) се добавят към софистичната сол. Така всички халогени са необходими за нормалното функциониране на живите организми.

Глава 13.

На Valence Orbitals - 7 електрона NS2NP5. Те са силни окислители, свързващи йони - образуват отрицателно заредени халиди. Хлорният бром йод Астат има генна степен +1 +3 +5 +7, флуор - с най-високото електричество, няма + сътрудничество. F-\u003e при увеличаване на Atom Radii, намалява: йонизационна енергия, афинитет на електрона, електричество - неметални свойства - отслабване. Образуват диомен молекула G2. В серия от F2-Cl2-Br2-I2, силата на свързване намалява поради намаляване на плътността на припокриването на валентните орбитали с увеличаване на цветовия квадрат. Числа. В същия ред, Van der Waalso взаимодействието се увеличава (скоростта на растеж на топенето) и окислителната активност намалява

Физически

Флуор - бледозелен газ, точка на топене -219 ° С, кипяща -188 ° C, не може да се разтвори във вода, тъй като взаимнодейства интензивно с него. Хлорът е жълто-зелен газ, точка на топене -101 ° С, кипяща -34 ° С, лесно се втечнява при 20 ° С и 6 атмосфера (0.6 mPa), разтворимост във вода при 20 ° C - 2.5 л в 1 литър вода . Хлорният разтвор във вода е почти грешка и се нарича хлорна вода. Бром - червено-кафява течност, точка на топене -70 ° С, кипене + 59 ° С, водоразтворимост при 20 ° С е 0.02 g в 100 g вода. Бромен разтвор във вода - бромска вода - кафява. Йод - черно и лилаво с метални блестящи кристали, топене на + 113.6 ° С, точката на кипене на течен йод + 185.5 ° С. Кристалният йод се отстранява лесно (сублимиран) - преминава от твърдо вещество в газообразно състояние. Разтворимост във вода при 20 ° С е 0.02 g 100 g вода. Полученият разтвор на светложълт цвят се нарича йодна вода. Значително по-добре, отколкото във вода, йод и бром се разтварят в органични разтворители: въглероден тетрахлорид, хлороформ, бензен. Т. кипене / топене с ред F2-Cl2-Br2-I2 - -219 / -188, -101 / -34, -7/60, 113/185

Chem. Имоти

Формуляр кислородни съединения - оксиди и оксоцелоти

Разтворим в алкохоли на бензол ефирен

Във воден разтвор всичко, с изключение на флуорид, е непропорционално, равновесието се измества вляво

Флуорът окислява вода

Метални галеноиди

Намаляване на окислителната активност: Н2 + G2 \u003d 2ng (флуор в тъмния, хлор в светлина, бром също при нагряване и йод - също обратим)

Измива се от заразяват по-слаби G-хлор, измества бромидите и йодидите (CL2 + 2KBR \u003d BR2 + 2KCL)

Различни окисливи. Способността засяга живите организми - хлор и бром - отравяне. и йод - антисептик

Приложение:

Хлор - поливинилхлорид, хлорбензен и др. За избелване на тъканите, пречистване на вода, дезинфекция и производство (KCLO3) са компоненти на ракетно гориво. Бром - като боя и лечение на наркотици.. Йод - производство на метали с висока чистота, като катализатор в синтеза на ORG, като антисептик и лекарство

Получаване:

В природата тези елементи се срещат главно под формата на халиди (с изключение на йод, който се намира и във формата на натрий или калий в областта на нитратите на алкални метали). Тъй като много хлориди, бромиди и йодиди са разтворими във вода, тези аниони присъстват в океана и естествен саламура. Основният източник на флуор е калциев флуорид, който е много малък и е в седиментни скали (като флуорит CAF2). В индустрията хлор се получава главно чрез електролиза на водния разтвор на натриев хлорид в специални електролизатори. Основният метод за получаване на прости вещества е окислението на халиди на бром химично окисление Бромиди-йон, разположен в морска вода. Такъв процес се използва за получаване на йод от естествена бригада, богата I-. Като окислител, в двата случая се използва хлор, който има по-силен окислителни свойстваи полученият BR2 и I2 се отстраняват от разтвора с въздушен поток. В природата, следната среща стабилни изотопи Халогени: флуор - 19F, хлор - 35С1 и 37С1, бром - 79Br и 81Br, ioda - 127i. Халогените в природата са под формата на съединения, а съставът на тези съединения от халогени включва (за най-рядкото изключение) само до степента на окисление -1. Практическа стойност Това са флуор минерали: CAF2 - наводнение, Na2alf6 - Cryolite, Ca5f (PO4) 3 - флуоропатит и минерали на хлор: NaCl - каменна сол (същото вещество е основният компонент, който причинява соленост на морската вода), KCL - Sylvin, KCL - Sylvin, MGCl2 * KCL * 6H2O - Carnallit, KCL * NaCl - Sylvinit. Бром под формата на соли се съдържа в морската вода, във водата на някои езера и в подземен саламура. Съединенията на йода се съдържат в морската вода, натрупват се в някои водоустойчиви. Има малки находища на солите на йод - Кио3 и Кио4 - в Чили и Боливия.

3. Разтворимост. Халогените имат някаква разтворимост във вода, както се очаква, поради ковалентния характер на комуникацията на XX и малка такса, разтворимостта е малка. Флуорът е толкова активен, че той дърпа електронната двойка от кислородна вода, докато се освобождават свободното O2 и се образуват от2 и HF. Хлорът е по-малко активен, но в реакцията с вода се получава някакво количество HOCL и НС1. Хлорът хидратира (например, Cl2 * 8H2O) може да бъде изолиран от охлаждащ разтвор. Йод показва необичайни свойства, когато се разтварят в различни разтворители. При разтваряне на малки количества йод във вода, алкохоли, кетони и други кислородни разтворители се образува кафяв разтвор (1% I2 разтвор в алкохол, обикновен медицински антисептик). Халогенните молекули са нерални, халогените са добре разтворими в алкохоли, бензол, етери. Флуоро: Не може да се разтвори във вода, тъй като тя взаимнодейства интензивно с нея.

Хлор: Разтворимост във вода при 20 ° С е 2,5 l в 1 литър вода. Хлорният разтвор във вода е почти грешка и се нарича хлорна вода.

BROM: Разтворимост във вода при 20 ° С е 0.02 g в 100 g вода. Бромен разтвор във вода - бромска вода - кафява.

Йод: Разтворимост във вода при 20 ° С е 0.02 g 100 g вода. Полученият разтвор на светложълт цвят се нарича йодна вода. Значително по-добре, отколкото във вода, йод и бром се разтварят в органични разтворители: въглероден тетрахлорид, хлороформ, бензен. Взаимодействието на водните халогени е сложен процес, включително разтваряне, солвати и непропорционалност.

Флуорин, за разлика от други халоген, вода окислява:

2H2O + 2F2 \u003d 4HF + O2.

Въпреки това, когато ледът е наситен с флуор при -400s, се образува връзката HFO. Могат да се отбележат два вида взаимодействие на водните молекули с халогенни молекули. Първото се отнася до образуването на клатратите, например 8CI2. 46H2O при замръзване на решения. Халогенните молекули в клатратите заемат свободни кухини в H2O молекулите, свързани с водородните връзки. Към втория тип, хетеролитното разделяне и редуксово непропорционални в системата на взаимодействие в системата CL2 + H2O могат да бъдат приписани: разтворен хлор във вода (преобладава), НС1, HClo, HCLO3. Когато са наситени с хлоромула студена вода (0-20 ° C) Част от CL2 молекулите е непропорционално:

Cl2 + H2O \u003d HCI + HCLO,

в този случай киселинността на решението постепенно се увеличава. Бром и йод взаимодействат с вода, подобно на хлор.

4. ХХ Полярни молекули. Полярността се характеризира количествено с величината на диполния момент. Диполите намаляват в ред HF-Hi. От гледна точка на Mo Lkao, полярността се определя от разликата в енергиите на взаимодействието 1S-атомно орбитал на водород и NS-, NP орбитали на халогенен атом. Както е отбелязано, в серия F-Cl-Br-I, тази разлика, както и степента на локализация на електроните върху халогенните атоми и полярността на HX молекулите намаляват. При стандартните условия халогенните породи са газове. С растежа на масата и размерите на молекулите, интермолекулното взаимодействие се подобрява и в резултат на това се увеличават температурата на топене (TPLC) и кипене (TKIP). Обаче, за HF, стойностите на TPL и TKIP, получени чрез екстраполация в редица HF-HCI-HB-HI едноцветни връзки, са значително по-ниски от експерименталната (Таблица 4). Аномален високи температури Топенето и кипенето се обясняват с повишеното междумолекулно взаимодействие поради образованието водородни връзки Между HF молекулите. Solid HF се състои от зигзаг полимерни вериги. В течността и газообразната HF до 60 ° С са полимери от (HF) 2 до (HF) 6. За НС1, HCR, Hi, образуването на водородни връзки не е характерно поради по-малката електрическагулация на халогенен атом. Водоразтворимост. Благодарение на високата полярност, газообразният HX е добре разтворим във вода *), например, в 1 воден обем при 0 ° С се разтварят 507 НС1 обеми или 612 обема на НВг. Когато се охлаждат от водни разтвори, кристални хидрати HF са изолирани. H2O, HCl. 2H2O и т.н., които са конструирани от съответните оксидни халиди. Във водни разтвори се установява протолитно равновесие

HX + HOH \u003d + H3O + (x \u003d F, cl, br, i), (1),

това означава, че тези разтвори са киселини.

Водни разтвори HCI, HBR и Hi се държат като силни киселини. При разредени водни разтвори, HF е слаба киселина (RCA \u003d 3.2), която е свързана с висока енергия комуникация H-F в сравнение с енергията свързване H-O Във водната молекула. Въпреки това, с увеличаване на концентрацията на HF над 1 m, киселата сила се увеличава. Особеност на флуор-натрий и пластмасова киселина е способността да се яде стъкло.

Възстановяване свойства на халогенно развъждане. С увеличаване на размера и намаляване на йонизационната енергия на халогения атом, капацитетът за намаляване в ред HF-HCL-HBR-HI се увеличава (Таблица 5). Например, пластмасовата HF и солна киселина НС1 с концентрирана сярна киселина не взаимодействат, а HBR и HI го окисляват:

2HBR + H2SO4 (заключителна) \u003d BR2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 (заключител) \u003d 4i2 + H2S + 4H2O.

Горещият хлор с водород е основният индустриален метод Вземи HCL. Бромът и йодът реагират с водород по-спокойно, обаче, изходът е малък, тъй като равновесието H2 + x2 \u003d 2Nx (x \u003d br, i) се измества вляво. Газообразните HXs се освобождават под действието на нелетливи силни киселини върху твърди йонни метали халогениди: (на практика 70-85% RR-сярата се използва, тъй като реакцията отива на повърхността на кристалите на солта. Ако вземете Конц., NaHSO4 се депозира. Когато използвате сяра към вас, значителна част от НС1 остава в P-Re. подчертаната НС1 се изсушава над края. Фосфорният оксид не е подходящ за това като взаимодействие с HCl: P4O10 + 12CL \u003d 4POCL3 + 6H2O

CAF2 + H2SO4 (заключителна) \u003d CASO4 + 2HF

NaCl + H2SO4 (заключителна) \u003d NaHS04 + HCl

Повечето неметални халиди принадлежат към връзките с ковалентна вратовръзка и хидролизирани с разделяне на подходящото халогенно производство, например,

SICL4 + 4H2O \u003d Si02. 2H2O + 4HCL.

По време на халогениране се образуват халогенни породи органични съединения, например:

RH + CL2 \u003d RCL + HCL

Хидродроновата киселина се получава чрез разтваряне на газообразен хлориден водород във вода. Хлорът се получава чрез изгаряне на водород в хлор. В лабораторията методът, разработен от алхимици, метод, състоящ се от действието на силна сярна киселина към таблицата със сол:

NaCl + H2SO4 (конц.) (150 ° C)\u003e NaHS04 + HCl ^

При температури над 550 ° C и излишък от готварска сол, е възможно взаимодействието:

NaCl + NaHS04 (\u003e 550 ° C) \u003d Na2S04 + HCL ^

Хлорната градина е напълно разтворима във вода. Така че, при 0 ° С1, обемът на водата може да абсорбира 507 НС1 обема, който съответства на киселинна концентрация от 45%. Въпреки това, при стайна температура, разтворимостта на НС1 е по-ниска, следователно, 36% солна киселина обикновено се използва на практика.

Индустрия.

Използва се в хидрометалургия и галванопластика (ецване, декорация), за почистване на повърхността на металите по време на запояване и калай, за да се получат цинков хлориди, манган, желязо и други метали. В сместа с повърхностно активни вещества, използвани за почистване на керамични и метални изделия (е необходима инхибирана киселина) от замърсяване и дезинфекция. В хранително-вкусовата промишленост се регистрира като регулатор на киселинността, \\ t хранителна добавка E507. Използва се за производство на тревна (сода) вода.

Лекарство

Съставна част стомашен сок; Разредената солна киселина преди това е била предписана вътре в болести, свързани с недостатъчната киселинност на стомашния сок.

5. Хипорогенно кисело вещество

Хиполозологенните киселини са слаби. Хипологавите разтвори имат силно алкална реакция, а предаването на CO2 чрез тях води до образуване на киселина, например,

NaClo + H2O + CO2 \u003d NaHC03 + HCLO.

Високият окислителен капацитет на хипохлоритите илюстрира следните реакции:

NACLO + 2NAI + H2O \u003d NaCl + I2 + 2На

2NACLO + MNCL2 + 4NAOH \u003d Na2MN04 + 4NACL + 2H2O.

Oxocoslot HXO2 е известен единствено хлоридна киселина HCLO2. Тя не се формира по време на непропорционалността на HCLO. Водните разтвори на HCLO2 се получават чрез третиране при (Clo2) 2 със сярна киселина, последвано от филтриране на BASO4 утайка:

HxO3 Ocococuslots са по-стабилни от HXO (виж реакции 1, 3-5, 7). Хлорирана HCLO3 е получена в разтвори с концентрация под 30%. Разтворите HCLO3 се получават чрез разширяване на разредените H2SO4 върху разтвори на конвенционални соли, например,

При концентрацията на разтвори над 30%, HBRO3 и HCLO3 киселина се разлагат с експлозия. Водните разтвори на HXO3 са силни киселини, солите са по-устойчиви на нагряване, отколкото съответните киселини. По-специално, някои от кодовете се намират в природата под формата на минерали, например, лаврит naio3. При нагрята твърда KCio3 до 500 ° C е възможна непропорционалност 4kClo3 3kClo4 + kcl,

Хлора киселина (TPL \u003d -102 ° C, TKIP. \u003d 90 ° С), получена в отделно нагряване на твърда сол на KCLO4 с концентриран H2S04, последван от дестилиран при понижено налягане:

KCLO4, телевизор. + H2SO4, край HCLO4 + KHSO4

HCLO4 лесно експлодира при свързване с органични вещества. Хлорната киселина е една от силните киселини. Безцветна концентрирана HCLO4 дори при температура на синтез на стая потъмнява поради хлорни оксиди с по-ниски окислителни степени. Устойчивостта на сол е по-висока от съответните HXO4 Ococuslies. Салели кристалите, например, KCLO4, са конструирани от K + и Clo йони, електростатичното взаимодействие на което увеличава енергията на кристалната решетка и повишава стабилността.

6. хипологични киселини HXOизвестни също в разредени водни решения. Те се получават чрез взаимодействие на халоген с суспензия на живачен оксид:

2x2 + 2HGO + H2O \u003d HGO. HGX2 + 2HOX.

Трябва да се отбележи характеристиката на връзката HOF. Образува се, когато флуорът преминава върху лед при-400 ° С и кондензацията на генерирания газ при температура под 0 ° С.

F2, GAZ + H2OLER HOF + HF

Хоф, по-специално, не образува соли и когато взаимодейства с вода, се появява водороден пероксид:

HOF + H2O \u003d H2O2 + HF

Хиполозологенните киселини са слаби. Когато се движите от хлор до анод като радиус и намаляване на увеличаването

електрическа негативност Халогенният атом е слаб променя електронната плътност от кислородния атом и по този начин по-слаби поляризира n-O комуникация. В резултат на това киселинните свойства в ред HCLO-HBRO - HiO отслабват HXO2 окциоквите са известни само чрез HCLO2 хлорид. Тя не се формира по време на непропорционалността на HCLO. Водните разтвори на HCLO2 се получават чрез третиране при (Clo2) 2 със сярна киселина, последвано от филтриране на BASO4 утайка:

BA (CLO2) 2 + H2SO4 \u003d BASO4 + 2HCLO2.

HCLO2 е киселина със средна якост: RKA \u003d 2.0 (Таблица 7). За избелване се използват хлорити. Те се получават чрез меко възстановяване clo2 в алкална среда:

2SLO2 + BA (OH) 2 + H2O2 \u003d BA (CLO2) 2 + 2H2O + O2

2SLO2 + PBO + 2NAOH \u003d PBO2 + 2NACLO2 + H2O.

Бромен барий успя да синтезира чрез реакция:

BA (BRO) 2 + 2BR2 + 4KOH BA (BRO2) 2 + 4KBR + 2N2O.

HXO3 Ocococuslots са по-устойчиви от HXO (виж реакции 1, 3-5, 7 при 9.3). Хлорирани HCLO3 и бромирани HBRO3 киселини са получени в разтвори с концентрация под 30% и твърд йодиращ Hio3 се подчертава като индивидуално вещество.

Разтворите HCLO3 и HBRO3 се получават чрез действие на разредените H2SO4 върху разтвори на конвенционални соли, например,

BA (CLO3) 2 + H2SO4 \u003d 2HCLO3 + BASO4.

Водните разтвори на HXO3 са силни киселини. В броя на HCLO3-HBRO3-Hio3 има известно намаляване на якостта на киселините (Таблица 10). Това може да се обясни с факта, че с увеличаване на размера на халогения атом се намалява силата на множеството комуникация, което води до намаляване на полярността свързване H-O и намаляване на лекотата на отделяне от него водород с водни молекули. Hio4 метаоде киселина и някои от нейните соли са известни, йод (vii) поради раста на радиус в серия от CL-BR-I и увеличаване на неговите форми на координация, главно хидроксикционен състав (HO) 5IO H5IO6, в който атом на октаедично заобиколен от атом кислород и пет хидроксилни групи

HBRO4 бромовата киселина е известна само в разтвори (не по-високи от 6 метра), получени чрез подкисляване на PeBroMates Nabro4, което от своя страна успя да се синтезира с окисляването на бромадата с флуор в разредени алкални разтвори (бромчета могат да бъдат окислени към PeBromates с XEF2 или електролит):

NaBro3 + F2 + 2NAOH \u003d NaBRO4 + 2NAF + H2O.

Хлорната киселина е една от силните киселини. За нейната сила се приближава бромната киселина. Андоидната киселина съществува в няколко форми, основната част от които са ортодоксална H5io6 и метао-водородна киселина. Православната киселина се образува под формата на безцветни кристали с предпазливо изпаряване на разтвора, образуван от реакция на обмен

BA3 (H2IO6) 2 + 3H2SO4 \u003d 3BASO4 + 2H5IO6.

Устойчивостта на сол е по-висока от съответните HXO4 Ococuslies. Салели кристалите, например, KCLO4, са изградени от K + и CLO йони,

електростатичното взаимодействие на което увеличава енергията на кристалната решетка и увеличава стабилността.

8. В H2E водородните съединения Елементите имат степен на окисление (-2), температурната активност намалява от Н20 до Н2Т (съгласно EN. Glex) при нормални условия - това са отровни газове с неприятна миризма. Т. Plave. В реда на H2S H2SE H2TE, защото С увеличаване на броя на електроните и размерите на молекулите, Van der Waalso се засилва. Водата има необичаен нрав. Кипене и топене за тази група, защото Поради водородните връзки на молекулите между молекулите му, много силни. В оран се държат като двуосна киселина. Силата на киселините в реда от H2O до H2TE се увеличава. Възможностите за възстановяване също се увеличават поради увеличаване на оценката на H - E.

основни характеристики

Халогените включват пет основни неметални елементикоито се намират във VII група на масата на Менделеев. Тази група включва такива химически елементиКато флуор F, хлор С1, бром-бр, йодист I, Astat at.

Халогените получиха името си от гръцката дума, която в превод обозначава формата на сол или "солено обслужване", тъй като по принцип повечето от съединенията, които съдържат халогени и носят соли.

Халогените реагират с почти всички прости вещества, с изключение на само множество метали. Те са доста енергични окислители, имат много силна и остър мирис, перфектно взаимодействат с вода, а също така имат по-голяма волатилност и висока електронни. Но в природата те могат да бъдат намерени само като съединения.

Физическите свойства на халоген

1. Такива прости химически веществаПодобно на халогените се състоят от два атома;
2. Ако разгледаме халогените при нормални условия, тогава трябва да знаете, че флуор и хлор са в газообразно състояние, докато бромът е течно веществоИ йод и астат принадлежат на твърди вещества.

3. В халоген, точката на топене, точката на кипене и плътността се увеличават с увеличаване на атомната маса. Също така в същото време техните промени в оцветяването, тя става по-тъмна.
4. При всяко увеличение на номера на последователността намалява химическа активност, Електричество и по-слаби са неметални свойства.
5. Халогените имат способността да образуват връзки помежду си, като BRCL.
6. Халогени при стайна температура могат да бъдат разположени във всичките три състояния на материята.
7. Също така е важно да запомните какви халогени принадлежат към доста токсичните химикали.

Химични свойства на халоген

За химическа реакция С метали халогените действат като окислителни средства. Ако, например, вземете флуор, след това дори при нормални условия той дава реакция с повечето метали. Но алуминий и цинк запалим дори в атмосферата: + 2-1: ZNF2.

Получаване на халоген

При получаване на флуор и хлор в промишлеността се използват решения за електролиза или соли.

Ако внимателно разгледате картината, показана по-долу, ще видите как хлор може да бъде получен в лабораторията с инсталацията за електролиза:

На първата фигура е изобразена инсталация за стопенето на натриев хлорид, а на второто е вече за получаване на разтвор на натриев хлорид.

Такъв процес на електролиза на натриев хлорид топел може да бъде представен като дадено уравнение:

С тази електролиза, в допълнение към получаването на хлор, водород и натриев хидроксид също се образуват:

Разбира се, водородът се получава чрез по-прост и евтин начин, който не може да разкаже за натриев хидроксид. Неговата, както и хлор, се приготвя почти винаги само с помощта на електролизата на солната сол.

Ако смятате, че чертежът е изобразен на върха, ще видите как хлорът може да бъде получен като лабораторен начин. И се получава чрез взаимодействие на солна киселина с манганов оксид: \\ t

В индустрията, бром и йод се получават чрез реакция на изместването на тези вещества хлор от бромид и йодиди.

Използването на халоген

Флуор или по-правилно ще се наричат \u200b\u200bмеден флуорид (CUF2) е доста широк. Използва се при производството на керамика, емайли и различни стъкла. Наличието на тефлонова кожа и хладилен агент в хладилници и климатици във всяка къща, също се появи благодарение на Fectour.

В допълнение към нуждите на домакинствата, тефлонът се използва и за медицински цели, тъй като се използва при производството на импланти. Флуорът е необходим в производството на Lyson в оптика и в пасти за зъби.

Хлорът също се среща в нашия живот буквално на всяка стъпка. Най-масивното и широко разпространено използване на хлор е, разбира се, солената сол NaCl. Той действа и като дезинфектант и се използва в борбата срещу леда.

В допълнение, хлор е необходим при производството на пластмаса, синтетичен каучук и поливинилхлорид, благодарение на който получаваме дрехи, обувки и други необходими в нашите ежедневието неща. Използва се в производството на избелващи, прахове, багрила, както и други домакински химикали.

Бромът, като правило, е необходим като фоточувствително вещество при въвеждане на снимки. В медицината тя се използва като успокояващ агент. Също така, бромът се използва при производството на инсектициди и пестициди и др.

Е, и добре известният йод, който е в комплекта за първа помощ за всеки човек, се използва предимно като антисептик. В допълнение към антисептичните си свойства, йодът присъства в източници на светлина и също е асистент за откриване на пръстови отпечатъци върху повърхността на хартията.

Ролята на халогените и техните връзки за човешкото тяло

Изборът на паста за зъби в магазина, вероятно всеки от вас обърна внимание на факта, че съдържанието на флуорните връзки е посочено на неговия етикет. И това не е случайно, тъй като този компонент участва в изграждането на зъбния емайл и костите, увеличава стабилността на зъбите към кариеса. Той също така играе важна роля в процесите на метаболизъм, участва в изграждането на скелет на кости и предупреждава появата на такова опасно заболяване като остеопороза.

Важна роля в човешкото тяло е присвоена на хлор, тъй като отнема активно участие в запазването на баланса на водния сол и поддържане на осмотично налягане. Хлорът участва в метаболизма човешки организъм, Изграждане на тъкани, добре и какво също е важно - да се отървете от излишното тегло. Солна киселина, съдържаща се в стомашния сок голямо значение Тя има за храносмилането, тъй като без това е невъзможно да се хранят храната.

Хлорът е необходим за нашето тяло и трябва да бъде ежедневно в необходимите дози, за да го въведат. Но ако нейната норма на допускане до тялото ще надвиши или драстично да намали, тогава веднага се чувстваме под формата на оток, главоболие и други неприятни симптоми, които са способни не само да разрушат метаболизма, но и да причинят чревни заболявания.

Малко количество бром има малко количество бром в мозъка, бъбреците, кръвта и черния дроб. За медицински цели бромът се използва като успокоително. Но с предозиране може да има неблагоприятни последици, които могат да доведат до агресивно състояние. нервна системаи в някои случаи към психични разстройства. А липсата на бром в тялото води до дисбаланса между процесите на възбуждане и спиране.

Без йод, нашата щитовидната жлеза не може да направи, тъй като може да убие микробите, влизащи в тялото ни. С дефицит на йод в човешкото тяло, може да започне заболяването на щитовидната жлеза, наречено Goiter. В този случай се появяват доста неприятни симптоми. Човекът, който се появява, се появява, чувства слабост, сънливост, повишаване на температурата, раздразнителност и гниене на силите.

От всичко това можем да заключим, че без халогени, човек може не само да загуби необходимите си неща в ежедневието на нещата, но без тях обикновено не можеха да функционират нашето тяло.