A halogének bomló sói. Halogének: fizikai tulajdonságok, kémiai tulajdonságok. Halogének és vegyületeik használata. Halogének reakciói összetett anyagokkal

A fluor csak oxidálószer lehet, ami könnyen megmagyarázható a periodikus rendszer kémiai elemek DI Mendelejev. Ez a legerősebb oxidálószer, még néhány nemesgázt is oxidál:

2F 2 + Xe = XeF 4

Meg kell magyarázni a fluor magas kémiai aktivitását

o egy fluor molekula megsemmisítése sokkal kevesebb energiát igényel, mint amennyit új kötések képződése során szabadít fel.

Tehát a fluoratom kis sugara miatt a fluormolekulában lévő egyedüli elektronpárok ütköznek és gyengülnek

A halogének szinte mindenkivel kölcsönhatásba lépnek egyszerű anyagok.

1. A legerőteljesebb reakció a fémekkel megy végbe. Hevítve a fluor kölcsönhatásba lép az összes fémmel (beleértve az aranyat és a platinát is); hidegben reagál alkálifémekkel, ólommal, vassal. Rézzel, nikkelrel a reakció hidegben nem megy végbe, mivel a fém felületén védőfluorid-réteg képződik, amely megvédi a fémet a további oxidációtól.

A klór élénken reagál alkálifémekkel, rézzel, vassal és ónnal pedig a reakció melegítéssel megy végbe. A bróm és a jód hasonlóan viselkednek.

A halogének és a fémek kölcsönhatása exoterm folyamat, és az alábbi egyenlettel fejezhető ki:

2M + nHaI2 = 2MHaI DH<0

A fémhalogenidek tipikus sók.

A halogének ebben a reakcióban erős oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek. Ebben az esetben a fématomok feladják az elektronokat, a halogénatomok például:

2. Normál körülmények között a fluor sötétben robbanásszerűen reagál a hidrogénnel. A klór és a hidrogén kölcsönhatása erős napfényben zajlik.

A bróm és a hidrogén csak melegítéskor lép kölcsönhatásba, a jód és a hidrogén pedig erős melegítéssel (350 ° C-ig) reagál, de ez a folyamat visszafordítható.

Н 2 + Сl 2 = 2HCl Н 2 + Br 2 = 2НBr

2 + I 2 "350 ° 2HI

A halogén ebben a reakcióban oxidálószer.

Tanulmányok kimutatták, hogy a hidrogén és a klór kölcsönhatásának reakciója a fényben a következő mechanizmusú.

Az Сl 2 molekula elnyeli a hv fénykvantumot és szervetlen Сl gyökökre bomlik. ... Ez a reakció kezdete (a reakció kezdeti gerjesztése). Aztán magától folytatódik. Klórgyök Сl. hidrogénmolekulával reagál. Ebben az esetben a hidrogéngyök és a NN képződik. Viszont az N. hidrogéngyök reagál a Cl 2 molekulával, HCl-t és Cl-t alkotva. stb.

Cl 2 + hv = Cl. + Сl.

Cl. + H 2 = HCl + H.

H. + Cl2 = HCl + C1.

A kezdeti izgalom egymást követő reakciók láncolatát okozta. Az ilyen reakciókat láncreakcióknak nevezzük. Az eredmény hidrogén-klorid.

3. A halogének nem lépnek kölcsönhatásba közvetlenül az oxigénnel és a nitrogénnel.

4. A halogének jól reagálnak más nemfémekkel, például:

2Р + 3Сl 2 = 2РСl 3 2Р + 5Сl 2 = 2РСl 5 Si + 2F 2 = SiF 4

A halogének (a fluor kivételével) nem reagálnak inert gázokkal. A bróm és a jód kémiai aktivitása a nemfémekhez képest kevésbé kifejezett, mint a fluor és a klóré.

A fenti reakciók mindegyikében a halogének oxidáló tulajdonságokkal rendelkeznek.

Halogének kölcsönhatása a összetett anyagok... 5. Vízzel.

A fluor robbanásszerűen reagál a vízzel atom oxigént képezve:

H20 + F2 = 2HF + O

A többi halogén a vízzel reagál a következő séma szerint:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal +1 O

Ez a reakció aránytalan reakció, amikor a halogén egyszerre redukálószer és oxidálószer is, például:

Сl 2 + Н 2 O «НСl + НСlO

Cl 2 + H 2 O «H + + Cl - + HClO

Сl ° + 1e - ®Сl - Cl ° -1e - ®Сl +

ahol a HCl egy erős sósav; НСlO - gyenge hipoklorinsav

6. A halogének képesek eltávolítani a hidrogént más anyagokból, a terpentin + C1 2 = HC1 + szén

A klór telített szénhidrogénekben helyettesíti a hidrogént: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

és csatlakozik telítetlen vegyületekhez:

C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2

7. A halogének reaktivitása csökken az F-Cl - Br - I sorozatban. Ezért az előző elem kiszorítja a következőt az NG típusú savakból (G - halogén) és sóikból. Ebben az esetben az aktivitás csökken: F 2> Сl 2> Br 2> I 2

Alkalmazás

A klórt ivóvíz fertőtlenítésére, szövetek és papírpép fehérítésére használják. Nagy mennyiséget használnak sósav, fehérítő stb. Előállítására. A fluor széles körben alkalmazható polimer anyagok szintézisében - a magas kémiai ellenálló képességű fluor-műanyagok, valamint a rakéta-üzemanyag oxidálószereként. Néhány fluorvegyületet használnak az orvostudományban. A bróm és a jód erős oxidálószerek, és különféle szintézisekben és anyagelemzésekben használják őket.

Nagy mennyiségű brómot és jódot fogyasztanak a gyógyszerek gyártása során.

Hidrogén-halogenidek

A HX hidrogénnel rendelkező halogének vegyületeit, ahol X jelentése halogénatom, hidrogén-halogenideknek nevezzük. A halogének nagy elektronegativitása miatt a kötő elektronpár az irányukban elmozdul, ezért ezen vegyületek molekulái polárosak.

Hidrogén-halogenidek - színtelen gázok szúrós szagú, vízben könnyen oldódik. 0 ° C-on 500 térfogatrész sósavat, 600 térfogatrész HBr-t és 450 térfogatrész HI-t oldunk fel 1 térfogatrész vízben. A hidrogén-fluorid bármilyen arányban elegyedik a vízzel. Ezeknek a vegyületeknek a vízben való nagy oldhatósága lehetővé teszi a koncentrátum előállítását

16. táblázat: A hidrogén-halogenidek disszociációs foka

fürdő megoldások. Vízben oldva a hidrogén-halogenidek savként disszociálnak. A HF gyengén disszociált vegyületekhez tartozik, amit a magban lévő kötés különleges erőssége magyaráz. A hidrogén-halogenidek többi oldata a következők közé tartozik erős savak.

HF - fluorozott (hidrogén-fluorid) sav HC1 - sósav (sósav) HBr - hidrogén-bromid sav HI - jód-hidrogén-sav

A HF - HCl - HBr - HI sorozat savainak erőssége növekszik, ami a kötési energia ugyanabban az irányban bekövetkező csökkenésével és az internukleáris távolság növekedésével magyarázható. A HI a hidrogén-halogénsav-sorozat közül a legerősebb sav (lásd 16. táblázat).

A polarizálhatóság a víz polarizációjának köszönhetően növekszik

több az a link, amelynek hossza nagyobb. I A hidrogén-halogén-savak sói a következő neveket viselik: fluoridok, kloridok, bromidok, jodidok.

A hidrogén-halogén-savak kémiai tulajdonságai

Száraz formában a hidrogén-halogenidek nem hatnak a legtöbb fémre.

1. Vizes oldatok a hidrogén-halogenidek anoxsavval rendelkeznek. Erőteljesen kölcsönhatásba lép számos fémmel, azok oxidjaival és hidroxidjaival; azok a fémek, amelyek hidrogén után a fémfeszültségek elektrokémiai sorozatában vannak, nem hatnak. Kölcsönhatásba lép néhány sóval és gázzal.

A fluorsav elpusztítja az üveget és a szilikátokat:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20

Ezért nem tárolható üvegárukban.

2. Redox-reakciókban a hidrogén-halogén-savak redukálószerként viselkednek, és a Cl -, Br -, I - sorozat redukáló aktivitása megnő.

Fogadás

A hidrogén-fluoridot tömény kénsav fluoridra gyakorolt ​​hatásával nyerik:

CaF2 + H2S04 = CaS04 + 2HF

A hidrogén-kloridot a hidrogén és a klór közvetlen kölcsönhatásával állítják elő:

H2 + Cl2 = 2HCl

Ez szintetikus módszer a megszerzésére.

A szulfát módszer tömény reakción alapszik

kénsav NaCl-oldattal.

Kissé melegítve a reakció HCl és NaHSO 4 képződésével megy végbe.

NaCl + H2S04 = NaHSO4 + HCl

Magasabb hőmérsékleten a reakció második lépése zajlik le:

NaCl + NaHSO4 = Na2S04 + HCl

De nem lehet hasonló módon megszerezni a HBr-t és a HI-t, mert vegyületeik fémekkel, amikor kölcsönhatásba lépnek a koncentrációval

kénsavval oxidálódnak, mert Az I és a Br erős redukálószerek.

2NaBr -1 + 2H 2S + 6 O 4 (c) = Br 0 2 + S + 4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

A hidrogén-bromidot és a hidrogén-jodidot PBr 3 és PI 3 hidrolízisével nyerjük: PBr 3 + 3H 2 O = 3HBr + H 3 PO 3 PI 3 + 3H 2 O = 3HI + H 3 PO 3

Halogenidek

A fémhalogenidek tipikus sók. Ezeket egy ion típusú kötés jellemzi, ahol a fémionok pozitív töltéssel rendelkeznek, a halogénionok pedig negatívak. Kristályrácsuk van.

A halogenidek redukáló képessége növekszik a Cl -, Br -, I - sorozatokban (lásd: §2.2).

A gyengén oldódó sók oldhatósága csökken az AgCl - AgBr - AgI sorozatban; ezzel szemben az AgF só nagyon jól oldódik vízben. A hidrogén-halogén-savak sóinak többsége vízben könnyen oldódik.

Halogének- a VII. csoport elemei - fluor, klór, bróm, jód, asztatin (az astatin radioaktivitása miatt kevéssé tanulmányozott). A halogének nagyon hangsúlyos nemfémek. Csak a jód ritka esetekben mutat bizonyos, a fémekhez hasonló tulajdonságokat.

Nem izgatott állapotban a halogénatomok közös elektronikus konfigurációval rendelkeznek: ns2np5... Ez azt jelenti, hogy a halogénatomokon a fluoron kívül 7 vegyérték elektron van.

A halogének fizikai tulajdonságai: F2 - színtelen, nehezen cseppfolyósítható gáz; Cl2 - sárga-zöld színű, csípős, fullasztó szagú, könnyen cseppfolyósító gáz; Br2 - vörösbarna folyadék; Az I2 lila kristályos anyag.

A hidrogén-halogenidek vizes oldatai savakat képeznek. HF - fluorozott (hidrogén-fluorid); HCl - sósav (sósav); НBr - hidrogén-bromid; HI - hidrogén-jód. A savak erői felülről lefelé csökkennek. A sósav-sorozatban a fluorsav a leggyengébb, a jód-hidrogén-sav a legerősebb. Ezt azzal magyarázzák, hogy a Hr kötési energia felülről csökken. A НГ molekula ereje is ugyanabban az irányban csökken, ami az internukleáris távolság növekedésével jár. A rosszul oldódó sók vízben való oldhatósága is csökken:

Balról jobbra csökken a halogenidek oldhatósága. Az AgF könnyen oldódik vízben. Minden szabad halogén halmazállapotú oxidálószer... Erősségük oxidálószerként fluorról jódra csökken. Kristályos, folyékony és gáznemű állapot minden halogén különálló molekulaként létezik. Az atomsugarak ugyanabban az irányban nőnek, ami az olvadáspont és a forráspont növekedéséhez vezet. A fluor jobban disszociál atomokká, mint a jód. Az elektródpotenciál csökken, ha lefelé halad a halogének alcsoportján. A fluor elektródpotenciálja a legnagyobb. A fluor a legerősebb oxidálószer... Bármelyik upstream szabad halogén kiszorítja a downstream-et, amely oldatban negatív, egyszeresen töltött ion állapotában van.

20. Klór. Hidrogén-klorid és sósav

Klór (Cl) - a 3. periódusban áll, a periodikus rendszer fő alcsoportjának VII. csoportjában, 17. sorszám, 35.453 atomtömeg; halogénekre utal.

Fizikai tulajdonságok: a gáz sárga-zöld színű, csípős szagú. Sűrűség 3,214 g / l; olvadáspont -101 ° C; forráspont -33,97 ° C, Normál hőmérsékleten 0,6 MPa nyomáson könnyen folyékony. Vízben oldva sárgás klórvizet képez. Oldjuk jól szerves oldószerekben, különösen hexánban (C6H14), szén-tetrakloridban.

Klór kémiai tulajdonságai: elektronikus konfiguráció: 1s22s22p63s22p5. A külső szinten 7 elektron található. A szint befejezése előtt 1 elektronra van szükség, amelyet a klór elfogad, -1 oxidációs állapotot mutatva. A klór + 7-ig pozitív oxidációs állapota is van. A következő klór-oxidok ismertek: Cl2O, ClO2, Cl2O6 és Cl2O7. Mind instabilak. A klór erős oxidálószer. Közvetlenül reagál fémekkel és nemfémekkel:

Reagál hidrogénnel. Normál körülmények között a reakció lassan halad, erős melegítéssel vagy megvilágítással - robbanással, egy láncmechanizmus szerint:

A klór kölcsönhatásba lép alkáli oldatokkal, sókat képezve - hipokloritok és kloridok:

A klór lúgos oldatba juttatásakor klorid és hipoklorit oldatok keveréke képződik:

A klór redukálószer: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Kölcsönhatás vízzel:

A klór nem lép közvetlen kölcsönhatásba a szénnel, nitrogénnel és oxigénnel.

Fogadás: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Elektrolízis: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

A természetben lenni:ásványi anyagokat tartalmaz: halit (kősó), szilvin, biszchofit; a tengervíz nátrium-, kálium-, magnézium-kloridot és egyéb elemeket tartalmaz.

Hidrogén-klorid-HCl. Fizikai tulajdonságok: színtelen gáz, nehezebb, mint a levegő, könnyen oldódik vízben, sósav képződésével.

Fogadás: a laboratóriumban:

Az iparban: a hidrogént klóráramban égetik el. Ezután a hidrogén-kloridot vízben oldjuk, és sósavat kapunk (lásd fent).

Kémiai tulajdonságok: sósav - erős, egyalapú, kölcsönhatásba lép a fémekkel hidrogénig terjedő feszültségsorozatban: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Redukálószerként reagál sok fém oxidjaival és hidroxidjaival.

A fluor-F, klór-C1, Br-bróm, I-jód halogének a VILA csoport elemei. Elektronikus konfiguráció halogénatomok valencia héja alapállapotban ns 2 np 5.Öt elektron jelenléte a külső p-pályán, köztük egy párosítatlan, okozza a halogének nagy elektron-affinitását. Az elektron hozzáadása halogén-anionok (F-, C1-, Br-, I-) képződéséhez vezet a legközelebbi nemesgáz stabil, 8 elektronos héjával. A halogének nagyon hangsúlyos nemfémek.

A legelektronegatívabb fluortartalmú elemeknek csak egy oxidációs állapota van a vegyületekben - 1, mivel mindig elektron akceptor. A vegyületek egyéb halogénjeinek oxidációs állapota -1 és +7 között lehet. A halogének pozitív oxidációs állapotát az okozza, hogy vegyérték-elektronjaik áttérnek a szabad d-pályákra külső szint(2.1.3. Szakasz) az elektronegatívabb elemekkel rendelkező kötések kialakításában.

A halogén molekulák diatomiák: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Normál körülmények között a fluor és a klór gáz, a bróm illékony folyadék (Tboil = 59 ° C), a jód pedig szilárd, de könnyen szublimál (gáz halmazállapotba kerül, megkerülve a folyékony állapotot).

Redox tulajdonságok. A halogének erős oxidálószerek, amelyek kölcsönhatásba lépnek szinte minden fémmel és sok nemfémmel:

A fluor különösen nagy kémiai aktivitást mutat, amely hevítve még a nemesgázokkal, a xenonnal, a kriptonnal és a radonnal is reagál:

A halogének kémiai aktivitása fluorról jódra csökken, mivel az atomsugár növekedésével csökken a halogének elektronokhoz való kötődési képessége:

Az aktívabb halogén mindig kiszorítja a kevésbé aktívat vegyületeiből fémekkel. Tehát a fluor kiszorítja az összes többi halogént a halogenidjeiből, és a bróm csak a jódot szorítja ki a jodidokból:

A halogének eltérő oxidációs képessége a testre gyakorolt ​​hatásukban is megmutatkozik. A klór- és fluorgázok nagyon erős oxidáló tulajdonságaik miatt erős mérgező anyagok, amelyek súlyos károsodást okoznak a tüdőben és a szem, az orr és a torok nyálkahártyájában. A jód enyhébb oxidálószer, amely antiszeptikus tulajdonságokkal rendelkezik, ezért széles körben használják az orvostudományban.

A halogének redox tulajdonságai közötti különbségek akkor is megjelennek, amikor kölcsönhatásba lépnek a vízzel. A fluor oxidálja a vizet, míg az ox molekula oxigénatomja redukálószerként működik:

A többi halogén és a víz kölcsönhatását atomjaik redox dismutációja kíséri. Tehát, amikor a klór reakcióba lép a vízzel, a klórmolekula egyik atomja egy másik atom elektronjának kapcsolódásával redukálódik, és a másik klóratom, amely feladja az elektront, oxidálódik. Ebben az esetben, klórvíz, hidrogén-kloridot (sósavat) és hipokloros (hipokloros) savot tartalmaz:
A reakció reverzibilis, egyensúlya erőteljesen balra tolódik. A hipoklorinsav instabil és könnyen lebomlik, különösen fényben, nagyon erős oxidálószer, atomi oxigén képződésével:

Így a klórvíz különböző koncentrációban három különböző oxidációs kapacitású oxidálószert tartalmaz: molekuláris klórt, hipoklorinsavat és atomi oxigént, amelyek összegét gyakran nevezzük. "aktív klór".

A keletkező atomi oxigén elszínezi a színezékeket és megöli a mikrobákat, ez magyarázza a klórvíz fehérítő és baktériumölő hatását.

A hipoklorinsav erősebb oxidálószer, mint a klórgáz. RH szerves vegyületekkel reagál, mint oxidáló és klórozó szer:

Ezért a szennyeződést tartalmazó szerves anyagokat tartalmazó ivóvíz klórozása mérgezőbb RC1 szerves klórvegyületekké alakíthatja őket. Ezt figyelembe kell venni a víztisztítási módszerek és azok alkalmazásának kidolgozása során.

Ha a klórvízhez lúgot adunk, az egyensúly jobbra tolódik a hipokloridsav és a sósav semlegesítése miatt:
A kapott sókeverék oldata, az ún zselés víz fehérítőként és fertőtlenítőszerként használják. Ezek a tulajdonságok annak a ténynek köszönhetők, hogy a kálium-hipoklorit a СО2 + Н 2 0 hatására, és a hidrolízis eredményeként instabil hipoklorinsavvá válik, amely atom oxigént képez. Ennek eredményeként a zselés víz lebontja a színezékeket és megöli a csírákat.
A nedves oltott mész Ca (OH) 2 gáznemű klórjának hatására CaCl 2 és Ca (0C1) 2 sók keverékét kapjuk, az ún. fehérítő:
A fehérítő a sósav és a hipokloridsav CaCl (OCl) keverékének tekinthető. Párás levegőben fehérítsen, kölcsönhatásba lépve a vízzel és szén-dioxid fokozatosan felszabadítja a hipoklorinsavat, amely fehérítő, fertőtlenítő és gáztalanító tulajdonságait biztosítja:

Sósav fehérítő hatására szabad klór szabadul fel:

Melegítéskor a hipoklorinsav a redox-aránytalanság következtében bomlik, sósavat és klórsavat képezve:

Amikor a klórt forró alkáli oldaton vezetjük át, például KOH, kálium-klorid és kálium-klorát, KClO 3 (Berthollet-só) keletkezik:

Az anionok oxidáló képessége oxigénes savak a klór vizes oldatokban az СlO - - СlO4 (-) sorozatban csökken a bennük lévő klór oxidációs állapotának növekedése ellenére:

Ezt az anionok stabilitásának növekedésével magyarázzák a megadott számot negatív töltésük fokozott delokalizációja miatt. Ugyanakkor a LiC10 4, KClO 4 perklorátok száraz állapotban, magas hőmérsékleten erős oxidálószerek, és különféle biomanyagok mineralizálására szolgálnak a bennük lévő szervetlen komponensek meghatározásakor.

A halogén anionok (az F- kivételével) képesek elektront adni, tehát redukáló szerek. A halogenid-anionok redukáló képessége növekszik, ha a sugaruk megnő a klorid-aniontól a jodid-anionig:

Tehát a hidrogén-jodidot a légköri oxigén oxidálja már normál hőmérsékleten:

Sósav nem oxidálja az oxigén, ezért a klorid-anion stabil a test körülményei között, ami nagyon fontos a fiziológia és az orvostudomány szempontjából.

Sav-bázis tulajdonságok. A HF, HC1, HBr, HI hidrogén-halogenidek molekuláik polaritása miatt könnyen oldódnak vízben. Ebben az esetben a molekulák hidratációja következik be, amelyek disszociációjához vezetnek hidratált protonok és halogenid-anionok képződésével. A HF, HC1, HBr, HI sorozat savainak erőssége megnő az anionok sugarának és polarizálhatóságának növekedése miatt F-ról I-re.

A gyomornedv részeként a sósav fontos szerepet játszik az emésztési folyamatban. Főleg a sósav miatt, tömegfrakció amely a gyomornedvben 0,3%, pH-ja 1 és 3 közötti tartományban marad különféle aminosavak:

A sósav és más savak gyomornedv-tartalmának meghatározását a Sec. 8.3.3.

Az oxigéntartalmú klórsavak sorozatában, oxidációs állapotának növekedésével a savak szilárdsága növekszik.

Ennek oka az O - H kötés polaritásának megnövekedése az elektron sűrűségének a klóratomra történő eltolódása miatt, valamint az anionok stabilitásának növekedése miatt.

Komplex tulajdonságok. A halogén anionok hajlamosak a komplexre, mint ligandumok. A halogenid-komplexek stabilitása általában F-> Cl-> Br - >> I- sorrendben csökken. A komplexképző folyamat magyarázza a fluoridanionok toxikus hatását, amelyek az enzimek aktív központjában lévő fémkationokkal fluorid komplexeket képezve elnyomják azok aktivitását.
A jódmolekula érdekes komplexképző tulajdonságokkal rendelkezik. Így a molekuláris jód vízben való oldhatósága kálium-jodid jelenlétében élesen növekszik, ami egy komplex anion képződésével jár együtt

Ennek a komplex ionnak az alacsony stabilitása biztosítja a molekuláris jód jelenlétét az oldatban. Ezért az orvostudományban jód vizes oldatát KI hozzáadásával használják baktériumölő szerként. Ezenkívül a molekuláris jód zárványkomplexeket képez keményítővel (22.3. Szakasz) és polivinil-alkohollal (kék jód). Ezekben a komplexekben a jódmolekulák vagy azok jód-anionokkal társult anyagai töltik meg a megfelelő polihidroxi-polimerek spirális szerkezete által képzett csatornákat. Az inklúziós komplexek nem túl stabilak, és képesek fokozatosan felszabadítani a molekuláris jódot. Ezért egy olyan gyógyszer, mint a kék jód, hatékony, de enyhe, hosszú hatású baktericid szer.

Biológiai szerep valamint a halogének és vegyületeik használata az orvostudományban. Az élő szövetekben különböző vegyületek formájában találhatók halogének. A szervezetben minden halogén oxidációs állapota 1. Sőt, a klór és a bróm hidratált Cl- és Br- anionok formájában létezik, a fluor és a jód pedig a vízben oldhatatlan bioszubsztrátok részei:.

A fluorvegyületek a csontszövet, a körmök és a fogak alkotóelemei. A fluorid biológiai hatása elsősorban a fogbetegségek problémájához kapcsolódik. A fluoridanion, amely hidroxi-apatitban helyettesíti a hidroxid-iont, szilárd fluorapatit védőrétegét képezi:

Az ivóvíz fluoridozása 1 mg / l fluoridion-koncentrációra és nátrium-fluorid hozzáadása a fogkrémhez jelentősen csökkenti a fogszuvasodást a lakosság körében. Ugyanakkor a fluorid anion koncentrációjában vizet inni 1,2 mg / l felett megnő a csontok, a fogzománc törékenysége és megjelenik a test általános kimerülése, az ún fluorózis.

A kloridanionok ionáramot biztosítanak a sejtmembránokon, részt vesznek az ozmotikus homeosztázis fenntartásában, kedvező környezetet teremtenek a gyomornedvben lévő protolitikus enzimek működéséhez és aktiválásához.

Az emberi testben a bromid anionok főleg az agyalapi mirigyben és más endokrin mirigyekben helyezkednek el. Megállapítottuk a dinamikus kapcsolat jelenlétét a bromid és klorid anion tartalma között a testben. Így a megnövekedett bromid-aniontartalom a vérben hozzájárul a klorid-anionok vesén keresztüli gyors kiválasztódásához. A bromidok főleg az extracelluláris folyadékban lokalizálódnak. Fokozzák a gátló folyamatokat az agykéreg idegsejtjeiben, ezért a farmakológiában kálium-, nátrium- és brómkamphor-bromidokat alkalmaznak.

A jód és vegyületei befolyásolják a fehérjék, zsírok és hormonok szintézisét. A jód mennyiségének több mint a fele kötött állapotban van a pajzsmirigyben, pajzsmirigyhormonok formájában. A szervezetben a jód elégtelen bevitele esetén endémiás golyva alakul ki. E betegség megelőzése érdekében NaI-t vagy KI-t adnak az étkezési sóhoz (1-2 g / 1 kg NaCl). Így minden halogén elengedhetetlen az élő szervezetek normális működéséhez.

13. fejezet

Valens pályákon - 7 elektron ns2np5. Erős oxidáló szerek, amelyek ionot kötnek - negatív töltésű halogenideket képeznek. A klór-bróm-jód-asztatin oxidációs foka +1 +3 +5 +7, a fluor - a legnagyobb elektronegativitású, nem rendelkezik + CO-val. F-> az atom sugarain növekszik, csökken: ionizációs energia, elektron affinitás, elektronegativitás - nem fém tulajdonságok - gyengülnek. Alakítson diatomikus molekulákat Г2. az F2-Cl2-Br2-I2 sorozatban a kötési szilárdság csökken a valencia pályák átfedő sűrűségének csökkenése és a fő tér növekedése miatt. számok. Ugyanebben a sorozatban a van der Waals-kölcsönhatás fokozódik (az olvadási sebesség növekedése) és az oxidatív aktivitás csökken.

Fizikai

A fluor halványzöld gáz, olvadáspontja -219 ° C, forráspont -188 ° C, vízben nem oldható fel, mivel intenzíven kölcsönhatásba lép vele. A klór sárga-zöld gáz, olvadáspontja -101 ° C, forráspont -34 ° C, 20 ° C-on és 6 atm (0,6 MPa) nyomáson könnyen cseppfolyósodik, oldhatóság vízben 20 ° C-on - 2,5 liter 1 liter vizet. A klór vizes oldata gyakorlatilag színtelen, és klórvíznek nevezik. A bróm vörösesbarna folyadék, olvadáspontja -70 ° C, forráspont + 59 ° C, vízben való oldhatósága 20 ° C-on 0,02 g 100 g vízben. A bróm vizes oldata - a brómvíz - barna színű. Jód - fémes fényű fekete-ibolya színű kristályok, + 113,6 ° C-on olvadnak, a folyékony jód forráspontja + 185,5 ° C. A kristályos jód könnyen szublimál (szublimál) - szilárd anyagból gáznemű állapotba kerül. Oldékonyság vízben 20 ° C-on 0,02 g 100 g vízben. A kapott világossárga oldatot jódvíznek nevezzük. Sokkal jobb, mint a vízben, a jód és a bróm szerves oldószerekben oldódik: szén-tetraklorid, kloroform, benzol. Forráspont / olvadáspont az F2-Cl2-Br2-I2 - -219 / -188, -101 / -34, -7/60, 113/185 sorozatokkal

Chem. tulajdonságait

Forma oxigénvegyületek- oxidok és oxósavak

Oldható alkoholokban benzoléterek

Vizes oldatban a fluort leszámítva minden aránytalan, az egyensúly balra tolódik

A fluor oxidálja a vizet

Hallogenideket képezhet fémekkel

Az oxidatív aktivitás csökkenése: H2 + G2 = 2NG (sötétben fluor, sötétben klór, melegítéskor bróm is, és a jód is reverzibilis)

A gyengébb G-k kiszorulnak a sókból - a klór kiszorítja a bromidokat és a jodidokat (Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl)

Különböző oxidok a képesség az élő organizmusokra - klórra és brómra - mérgező hatással van. a jód pedig antiszeptikus

Alkalmazás:

Klór - polivinil-klorid, klórbenzol stb. a szövetek fehérítéséhez a víztisztítás, a fertőtlenítés és a random (KClO3) a hajtógáz alkotóeleme. Bróm - mint festék és gyógyszer... Jód - nagy tisztaságú fémek előállítása, katalizátorként az org-szintézisben, antiszeptikusként és gyógyszerként

Fogadás:

A természetben ezek az elemek főleg halogenidek formájában találhatók (a jód kivételével, amely alkálifém-nitrát-lerakódásokban nátrium- vagy kálium-jodát formájában is előfordul). Mivel sok klorid, bromid és jodid oldódik vízben, ezek az anionok jelen vannak az óceánban és a természetes sóoldatokban. A fluor fő forrása a kalcium-fluorid, amely nagyon kissé oldódik és megtalálható az üledékes kőzetekben (például a CaF2-fluoritban). Az iparban a klórt elsősorban nátrium-klorid vizes oldatának elektrolízissel nyerik speciális elektrolizátorokban. Az egyszerű anyagok előállításának fő módszere a halogenidek oxidációja, így brómot kapunk kémiai oxidáció ben található bromidion tengervíz... Hasonló eljárást alkalmaznak a jód előállítására az I- ban gazdag természetes sóoldatokból. Mindkét esetben klórt használunk oxidálószerként, amely erősebb oxidáló tulajdonságai, és a kapott Br2-t és I2-et levegőárammal eltávolítjuk az oldatból. A következők találhatók a természetben stabil izotópok halogének: fluor - 19F, klór - 35Cl és 37Cl, bróm - 79Br és 81Br, jód - 127I. A természetben a halogének csak vegyületek formájában találhatók meg, és ezeknek a vegyületeknek az összetétele (ritka kivételekkel) csak -1 oxidációs állapotban tartalmaz halogént. Gyakorlati érték fluortartalmú ásványi anyagai vannak: CaF2 - fluoreszkáló, Na2AlF6 - kriolit, Ca5F (PO4) 3 - fluorapatit és klórásványok: NaCl - kősó (ugyanaz az anyag a fő komponens, amely meghatározza a tengervíz sótartalmát), KСl - szilvin, MgCl2 * KCl * 6H2O - karnallit, KCl * NaCl - szilvinit. A bróm sók formájában megtalálható a tengervízben, egyes tavak vizében és a földalatti sóoldatokban. A jódvegyületek megtalálhatók a tengervízben, és egyes algákban felhalmozódnak. Chilében és Bolíviában kisebb mennyiségű jód-só található - KIO3 és KIO4.

3. Oldhatóság... A halogének bizonyos mértékű oldékonysággal rendelkeznek a vízben, azonban a XX kötés kovalens jellege és a kis töltés miatt - ahogy az várható volt - oldhatóságuk alacsony. A fluor annyira aktív, hogy egy elektronpárt húz le a víz oxigénjéből, miközben szabad O2 szabadul fel, és OF2 és HF képződik. A klór kevésbé aktív, de vízzel reagálva HOCl és HCl keletkezik. A klór-hidrátokat (pl. Cl2 * 8H2O) lehűtve el lehet választani az oldattól. A jód különféle oldószerekben oldva szokatlan tulajdonságokkal rendelkezik. Amikor kis mennyiségű jódot vízben, alkoholokban, ketonokban és más oxigéntartalmú oldószerekben oldunk, barna színű oldat képződik (az I2 1% -os alkoholos oldata általános orvosi fertőtlenítőszer). A halogén molekulák nem polárosak, a halogének könnyen oldódnak alkoholokban, benzolban és éterekben. Fluor: nem oldható fel vízben, mivel intenzíven kölcsönhatásba lép vele.

Klór: oldhatóság vízben 20 ° C-on - 2,5 liter 1 liter vízben. A klór vizes oldata gyakorlatilag színtelen, és klórvíznek nevezik.

Bróm: vízben való oldhatóság 20 ° C-on 0,02 g 100 g vízben. A bróm vizes oldata - a brómvíz - barna színű.

Jód: Oldékonyság vízben 20 ° C-on 0,02 g 100 g vízben. A kapott világossárga oldatot jódvíznek nevezzük. Sokkal jobb, mint a vízben, a jód és a bróm szerves oldószerekben oldódik: szén-tetraklorid, kloroform, benzol. A halogének és a víz kölcsönhatása összetett folyamat, amely magában foglalja az oldódást, a szolvátok képződését és az aránytalanságot.

A fluor a többi halogénnel ellentétben oxidálja a vizet:

2H2O + 2F2 = 4HF + O2.

Ha azonban a jeget -400 ° C-on fluorral telítjük, HFO-vegyület képződik. A vízmolekuláknak a halogénmolekulákkal való kölcsönhatásának két típusát lehet megemlíteni. Az első a klatrátok képződése, például a 8Cl2. 46H2O oldatok fagyasztásakor. A klatrátokban lévő halogén molekulák hidrogénkötésekkel összekapcsolt H2O molekulák keretében foglalják el a szabad üregeket. A második típus magában foglalja a heterolitikus hasítást és a redox-aránytalanságot, a reakciótermékek összetételét a Cl2 + H2O rendszerben: vízben oldott klór (érvényesül), HCl, HClO, HClO3. Ha klórral telített hideg víz A Cl2 molekulák (0-20оС) része aránytalan:

Cl2 + H2O = HCl + HClO,

míg az oldat savassága fokozatosan növekszik. A bróm és a jód a klórhoz hasonlóan reagál a vízzel.

4. A HX molekulák polárosak. A polaritást kvantitatív módon a dipólus momentum nagysága jellemzi. A dipólus pillanatok csökkennek a HF-HI sorozatban. A MO LCAO szempontjából a polaritást a kölcsönhatásban lévő 1s hidrogénatom pályájának energiája és a halogénatom ns, np pályája energiája közötti különbség határozza meg. Amint megjegyeztük, az F-Cl-Br-I sorozatban ez a különbség, valamint a halogénatomok elektron lokalizációjának mértéke és a HX molekulák polaritása csökken. Normál körülmények között a hidrogén-halogenidek gázok. A molekulák tömegének és méretének növekedésével az intermolekuláris interakció fokozódik, és ennek következtében az olvadás (Tm) és a forráspont (Tb) nő. Ugyanakkor a HF esetében az azonos típusú HF-HCl-HBr-HI vegyületek sorozatának extrapolálásával kapott Тmelt és Тbp értékek szignifikánsan alacsonyabbnak bizonyulnak, mint a kísérleti értékek (4. táblázat). Rendellenesen magas hőmérséklet az olvadást és a forralást az intermolekuláris interakció fokozódása magyarázza a képződés miatt hidrogénkötések a HF molekulák között. A szilárd HF cikcakk polimer láncokból áll. Folyékony és gáznemű HF-ben 60 ° C-ig (HF) 2 - (HF) 6 polimerek vannak jelen. HCl, HBr, HI esetében a hidrogénkötések képződése nem jellemző a halogénatom alacsonyabb elektronegativitása miatt. Vízben oldhatóság. Nagy polaritásuk miatt a gáznemű HX könnyen oldódik vízben *), például 507 térfogatrész HCl vagy 612 térfogat HBr oldódik 1 térfogatrész vízben 0 ° C-on. Lehűlés után vizes oldatokból kristályos HF-hidrátokat izoláltunk. H20, HCl. 2H2O stb., Amelyek a megfelelő oxónium-halogenidekből épülnek fel. A HX vizes oldataiban protolitikus egyensúly alakul ki

HX + HOH = + H3O + (X = F, Cl, Br, I), (1),

vagyis ezek az oldatok savak.

A HCl, HBr és HI vizes oldatai erős savaként viselkednek. Híg vizes oldatokban a HF gyenge sav (рКа = 3,2), amely kapcsolatban áll nagy energia kommunikáció H-F szemben az energiával kommunikáció H-O egy vízmolekulában. Mivel azonban a HF koncentrációja 1 M fölé emelkedik, a sav erőssége nő. A hidrogén-fluorid és a fluorsav egyik jellemzője az üveg korrodálódásának képessége.

A hidrogén-halogenidek csökkentő tulajdonságai. A halogénatom méretének növekedésével és ionizációs energiájának csökkenésével a HF-HCl-HBr-HI sorozatban növekszik a redukáló képesség (5. táblázat). Például a hidrogén-fluoridos hidrogén-fluorid és a sósav-sósavak nem lépnek kölcsönhatásba tömény kénsavval, és a HBr és a HI oxidálódik:

2HBr + H2SO4 (konc) = Br2 + SO2 + 2H20

8HI + H2SO4 (konc) = 4I2 + H2S + 4H2O.

A klór hidrogénnel történő elégetése a fő iparilag HCl előállítása. A bróm és a jód nyugodtabban reagál a hidrogénnel, de a hozam kicsi, mivel a H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) egyensúly balra tolódik. A gáznemű HX nem illékony erős savak hatására szabadul fel szilárd ionos fémhalogenideken: (a gyakorlatban 70-85% kénsavoldatot használnak, mivel a reakció a sókristályok felületén megy végbe.), Kicsapódott NaHSO4. tört kénsav alkalmazásával a HCl jelentős része az oldatban marad. A kialakult HCL-t tömény kénsav felett szárítják. A foszfor-oxid erre alkalmatlan, mert kölcsönhatásba lép a HCL-lel: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O

CaF2 + H2SO4 (konc) = CaS04 + 2HF

NaCl + H2SO4 (koncentrált) = NaHS04 + HCl

A legtöbb nemfém-halogenid vegyület kovalens kötésés hidrolizálva felszabadítják például a megfelelő hidrogén-halogenidet

SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl

A halogénezés során hidrogén-halogenidek is keletkeznek szerves vegyületek, például:

RH + Cl2 = RCl + HCl

A sósavat úgy kapjuk, hogy gáznemű hidrogén-kloridot vízben oldunk. A hidrogén-kloridot hidrogén klórban történő elégetésével állítják elő. Laboratóriumi körülmények között az alkimisták által kifejlesztett módszert alkalmazzák, amely az erős kénsav étkezési sóra gyakorolt ​​hatásából áll:

NaCl + H2SO4 (koncentrált) (150 ° C)> NaHSO4 + HCl ^

550 ° C feletti hőmérsékleten és az étkezési só feleslegében interakció lehetséges:

NaCl + NaHSO4 (> 550 ° C) = Na2SO4 + HCl ^

A hidrogén-klorid vízben tökéletesen oldódik. Tehát 0 ° C-on 1 térfogatrész víz képes 507 térfogatrész HCl felszívására, ami 45% -os savkoncentrációnak felel meg. Szobahőmérsékleten azonban a sósav oldhatósága alacsonyabb, ezért a gyakorlatban általában 36% -os sósavat alkalmaznak.

Ipar.

Hidrometallurgia és galvanizálás (maratás, pácolás), forrasztás és ónozás során a fémek felületének tisztítására, cink-, mangán-, vas- és más fémkloridok előállítására használják őket. Felületaktív anyagokkal keverve kerámia és fémtermékek (itt gátolt savra van szükség) tisztítására szolgál a szennyeződéstől és fertőtlenítéstől. Az élelmiszeriparban savtartalom-szabályozóként regisztrálták, élelmiszer-adalék E507. Seltzer (szóda) víz előállítására használják.

Gyógyszer

Összetevő gyomornedv; hígított sósavat korábban belsőleg írtak fel, elsősorban a gyomornedv elégtelen savasságával járó betegségek esetén.

5. Hipohalogén savak HXO

A hipohalogén savak gyengék. A hipohalit-oldatok erősen lúgos reakcióval rendelkeznek, és a szén-dioxid átjutása rajtuk keresztül sav képződéséhez vezet, például

NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.

A hipokloritok magas oxidáló képességét a következő reakciók szemléltetik:

NaSlO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH

2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.

A HXO2 oxosavak közül csak a HClO2 sósav ismert. Nem a HClO aránytalansága képezi. A HClO2 vizes oldatait úgy kapjuk, hogy Ba (ClO2) 2-t kénsavval kezelünk, majd a BaSO4 csapadékot kiszűrjük:

A HXO3 oxosavak stabilabbak, mint a HXO (lásd 1., 3-5., 7. reakció). Klórsav-HCl03-ot kapunk 30% alatti koncentrációjú oldatokban. A HClO3-oldatokat úgy kapjuk meg, hogy H2SO4-et hígítunk a megfelelő sók oldatain, például

30% feletti oldatkoncentráció esetén a HBrO3 és a HClO3 savak robbanásszerűen bomlanak. A HXO3 vizes oldatai erős savak, a sók jobban ellenállnak a hőnek, mint a megfelelő savak. Különösen a jodátok egy része természetesen ásványi anyagként fordul elő, például a lautarit NaIO3. Ha a szilárd KCIO3-at 500 ° C-ra melegítjük, lehetséges a 4KClO3 3KClO4 + KCl aránytalansága,

Perklórsavat (olvadáspont: -102 ° C, fp = 90 ° C) kaptunk egyedi állapotban, a KClO4 szilárd sójának tömény H2SO4-tal történő melegítésével, majd csökkentett nyomáson végzett desztillálással.

KCl04, szilárd + H2S04, koncentrált HClO4 + KHSO4

A HClO4 könnyen felrobban, ha érintkezik vele szerves anyag... A perklórsav az egyik legerősebb sav. A színtelen tömény HClO4 még a szintézis szobahőmérsékletén is sötétedik, alacsonyabb oxidációs állapotú klór-oxidok képződése miatt. A sók stabilitása magasabb, mint a megfelelő HXO4 oxosavaké. A sókristályok, például a KClO4, K + és ClO ionokból épülnek fel, amelyek elektrosztatikus kölcsönhatása növeli a kristályrács energiáját és növeli a stabilitást.

6. Hipohalogén savak HXO csak híg vizes oldatokban ismert. Ezeket egy halogén és a higany-oxid szuszpenziójának kölcsönhatásával nyerik:

2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2 + 2HOX.

Meg kell jegyezni a HOF kapcsolat sajátosságát. Úgy jön létre, hogy a fluort jégen vezetjük -400C-on, és a keletkező gázt 0oC alatti hőmérsékleten kondenzáljuk.

F2 gáz + H2 jég HOF + HF

Különösen a HOF nem képez sókat, és ha kölcsönhatásba lép a vízzel, a hidrogén-peroxid megjelenik:

HOF + H2O = H2O2 + HF

A hipohalogén savak gyengék. Amikor a klórról a jódra jut, amikor a sugár növekszik, és

elektronegativitás: a halogénatom az elektron sűrűségét gyengébben eltolja az oxigénatomtól, és így gyengébben polarizálódik kommunikáció N-O... Ennek eredményeként a HClO - HBrO - HIO sorozat savas tulajdonságai gyengülnek. A HXO2 oxosavak közül csak a HClO2 sósav ismert. Nem a HClO aránytalansága képezi. A HClO2 vizes oldatait úgy kapjuk, hogy Ba (ClO2) 2-t kénsavval kezelünk, majd a BaSO4 csapadékot kiszűrjük:

Ba (ClO2) 2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2.

A HClO2 közepes erősségű sav: pKa = 2,0 (7. táblázat). A kloritokat fehérítéshez használják. Ezeket a ClO2 enyhe redukciójával nyerik lúgos környezet:

2СlO2 + Ba (OH) 2 + H2O2 = Ba (ClO2) 2 + 2H2O + O2

2СlO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.

A reakció során bárium-bromitot szintetizáltak:

Ba (BrO) 2 + 2Br2 + 4KOH Ba (BrO2) 2 + 4KBr + 2H20.

A HXO3 oxosavak stabilabbak, mint a HXO (lásd az 1., 3-5., 7. reakciót a 9.3-ban). 30% alatti koncentrációjú oldatokban klórsav-HClO3-t és bróm-HBrO3-savakat kapunk, és a szilárd jódos HIO3-t különálló anyagként izoláljuk.

A HClO3 és a HBrO3 oldatait úgy kapjuk meg, hogy a H2SO4-et hígítjuk a megfelelő sók oldatain, például

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4.

A HXO3 vizes oldatai erős savak. A HClO3-HBrO3-HIO3 sorozatban a savak szilárdságának enyhe csökkenése figyelhető meg (10. táblázat). Ez azzal magyarázható, hogy a halogénatom méretének növekedésével az O többszörös kötés erőssége csökken, ami a polaritás csökkenéséhez vezet kommunikáció H-Oés csökken a hidrogén vízmolekulák általi elválasztásának könnyűsége. a HIO4 évodinsav és némely sója ismert, a jód (VII) a Cl-Br-I sorozat sugárának növekedése és koordinációs számának növekedése miatt főleg a (HO) 5IO összetételű hidroxi-származékokat képezi H5IO6, amelyben a jódatomot oktaéderesen oxigénatom és öt hidroxilcsoport veszi körül

A HBrO4 brómsav csak a NaBrO4 perbromátok megsavanyításával nyert oldatokban (legfeljebb 6 M) ismert, amelyeket viszont híg lúgos oldatban fluort tartalmazó bromátokkal oxidálva szintetizáltak (a bromátokat XeF2 alkalmazásával vagy elektrolitikus úton perbromátokká oxidálhatjuk):

NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBr04 + 2NaF + H20.

A perklórsav az egyik legerősebb sav. A brómsav erősségében közelíti meg, A jódsav többféle formában létezik, amelyek közül a legfontosabbak az orto-jódos H5IO6 és az évodos HIO4 savak. Az orto-jodinsav színtelen kristályként képződik a kapott oldat gondos bepárlása után csere reakció

Ba3 (H2IO6) 2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6.

A sók stabilitása magasabb, mint a megfelelő HXO4 oxisavaké. A sókristályok, például a KClO4, K + és ClO ionokból épülnek fel,

amelynek elektrosztatikus kölcsönhatása növeli a kristályrács energiáját és növeli a stabilitást.

8. Hidrogénvegyületekben H2E Az elemek oxidációs állapota (-2). A temodinamikus aktivitás Н2О-ról Н2Те-re csökken (Gibs ene szerint). Normál körülmények között kellemetlen szagú mérgező gázokról van szó. T. olvad. a Н2S H2Se H2Te sorozatban növekszik, mert az elektronok számának és a molekulák méretének növekedésével a van der Waals-kapcsolat fokozódik. A víz rendellenesen magas. forralás és olvadás ennél a csoportnál, mert a molekulák hidrogénkötései miatt a molekulák közötti kapcsolat nagyon erős. Az oldatokban úgy viselkednek, mint a biaxiális savak. Az Н2О és Н2Те közötti sorozat savainak erőssége nő. Ennek a térfogatnak a növekedése miatt a regenerációs képesség is növekszik, a H - E kötések gyengülése következik be.

Általános jellemzők

Öt fő halogén van nem fémes elemek, amelyek a periódusos rendszer VII. csoportjában találhatók. Ebbe a csoportba tartoznak olyanok kémiai elemek fluorként F, klór Cl, bróm bróm, I jód, asztatin At.

A halogének nevüket a görög szóból kapták, ami fordításban sót képez vagy "sót képez", mivel elvileg a legtöbb halogént tartalmazó és sók nevét hordozó vegyület.

A halogének szinte minden egyszerű anyaggal reagálnak, csak néhány fém kivételével. Ezek meglehetősen energikus oxidálószerek, nagyon erős és csípős szagúak, jól kölcsönhatásba lépnek a vízzel, továbbá nagy illékonysággal és nagy elektronegativitással rendelkeznek. De a természetben csak vegyületekként találhatók meg.

A halogének fizikai tulajdonságai

1. Olyan egyszerű vegyi anyagok a halogénekhez hasonlóan két atom alkotja;
2. Ha normális körülmények között vesszük figyelembe a halogéneket, akkor tudnia kell, hogy a fluor és a klór gáz halmazállapotú, míg a bróm folyékony anyagés a jód és az astatin szilárd anyag.

3. Halogénben az olvadáspont, a forráspont és a sűrűség az atomtömeg növekedésével nő. Emellett színük megváltozik, sötétebbé válik.
4. A sorozatszám minden egyes növekedésével a reakcióképesség, az elektronegativitás és a nemfémes tulajdonságok gyengülnek.
5. A halogének képesek egymással vegyületeket képezni, például BrCl-t.
6. Szobahőmérsékleten a halogének az anyag mindhárom állapotában lehetnek.
7. Fontos megjegyezni azt is, hogy a halogének meglehetősen mérgező vegyi anyagok.

A halogének kémiai tulajdonságai

Mikor kémiai reakció fémekkel a halogének oxidálószerként hatnak. Ha például fluort veszünk, akkor normális körülmények között is reagál a legtöbb fémmel. De az alumínium és a cink még a légkörben is meggyullad: + 2-1: ZnF2.

Halogéneket kapni

Fluor és klór kereskedelmi méretben történő előállításához elektrolízist vagy sóoldatokat alkalmaznak.

Ha alaposan megvizsgálja az alábbi ábrát, meglátja, hogyan lehet klórt nyerni laboratóriumi körülmények között elektrolízis-berendezéssel:

Az első ábra a nátrium-klorid megolvasztására szolgáló berendezést, a második pedig a nátrium-klorid-oldat előállítását mutatja be.

A nátrium-klorid-olvadék elektrolízisének ezen eljárása a következő egyenlet formájában ábrázolható:

Az ilyen elektrolízis segítségével a klór termelése mellett hidrogén és nátrium-hidroxid is képződik:

Természetesen a hidrogént egyszerűbb és olcsóbb módon állítják elő, ami nem mondható el a nátrium-hidroxidról. A klórhoz hasonlóan szinte mindig csak nátrium-klorid-oldat elektrolízissel nyerhető.

Ha megnézi a fenti képet, látni fogja, hogy a klór hogyan nyerhető laboratóriumi úton. És a sósav és a mangán-oxid kölcsönhatásával jutnak hozzá:

Az iparban a brómot és a jódot úgy kapják meg, hogy ezeket az anyagokat klór helyettesíti a bromidokból és a jodidokból.

Halogének alkalmazása

A fluor, vagy helyesebb lenne rézfluoridot (CuF2) hívni, meglehetősen széles körű. Kerámia, zománcok és különféle mázak gyártásához használják. A teflon serpenyő minden otthonban, valamint a hűtőszekrényekben és légkondicionálókban lévő hűtőközeg szintén fluoridból származott.

A háztartási szükségletek mellett a teflont orvosi célokra is használják, mivel implantátumok gyártásához használják. A fluor szükséges az optikában és a fogkrémekben található lencsék gyártásához.

A klór az életünkben szó szerint minden lépésben megtalálható. A klór legelterjedtebb és legelterjedtebb használata természetesen a nátrium-klorid-nátrium-klorid. Méregtelenítő szerként is működik, és a jég elleni harcban használják.

Ezenkívül a klór nélkülözhetetlen a műanyag, a szintetikus kaucsuk és a polivinil-klorid előállításában, ennek köszönhetően ruhákat, cipőket és más anyagokat kapunk, amelyekre szükségünk van Mindennapi élet dolgokat. Fehérítők, porok, színezékek és egyéb háztartási vegyszerek előállítására használják.

A fényképészeti nyomtatásban fényérzékeny anyagként általában brómra van szükség. Az orvostudományban nyugtatóként használják. A brómot rovarölő és rovarirtó szerek stb.

Nos, a jól ismert jódot, amely minden ember gyógyszeres szekrényében kapható, elsősorban antiszeptikusként használják. Antiszeptikus tulajdonságai mellett a jód jelen van a fényforrásokban, és segédeszköz az ujjlenyomatok felismerésére is a papírfelületeken.

A halogének és vegyületeik szerepe az emberi testben

Amikor kiválaszt egy fogkrémet egy boltban, valószínűleg mindannyian odafigyeltek arra, hogy a címkéje a fluoridvegyületek tartalmát jelzi. És ez nem ok nélkül, mivel ez a komponens részt vesz a fogzománc és a csontok felépítésében, növeli a fogak fogszuvasodással szembeni ellenállását. Fontos szerepet játszik az anyagcsere folyamatokban is, részt vesz a csontváz felépítésében és megakadályozza egy ilyen veszélyes betegség, mint az oszteoporózis megjelenését.

A klór az emberi testben is fontos szerepet játszik, mivel aktív szerepet játszik a víz-só egyensúly fenntartásában és az ozmotikus nyomás fenntartásában. A klór részt vesz az anyagcserében emberi test, szövetek építése, és ami szintén fontos - a túlsúly megszabadulásában. Sósav a gyomornedvben nagyon fontos van az emésztésre, mivel nélküle az élelmiszer emésztésének folyamata lehetetlen.

A klór szervezetünk számára szükséges, és minden nap be kell adnia a szükséges adagokban. De ha azonban meghaladja vagy drasztikusan csökkenti a szervezetben a bevitel arányát, akkor azonnal érezni fogjuk ödéma, fejfájás és egyéb kellemetlen tünetek formájában, amelyek nemcsak az anyagcserét zavarhatják meg, hanem bélbetegségeket is okozhatnak.

Emberben kis mennyiségű bróm van jelen az agyban, a vesében, a vérben és a májban. Gyógyászati ​​célokra a brómot nyugtatóként használják. De túladagolás esetén olyan negatív következmények lehetnek, amelyek depresszióhoz vezethetnek. idegrendszer, és egyes esetekben mentális rendellenességek. A bróm hiánya a testben egyensúlyhiányhoz vezet a gerjesztés és a gátlás folyamata között.

Pajzsmirigyünk nem nélkülözheti a jódot, mivel képes megölni a testünkbe kerülő mikrobákat. Az emberi test jódhiányával megkezdődhet a golyvának nevezett pajzsmirigybetegség. Ezzel a betegséggel meglehetősen kellemetlen tünetek jelentkeznek. A golyvával küzdő személy gyengeséget, álmosságot, lázat, ingerlékenységet és fáradtságot érez.

Mindebből arra következtethetünk, hogy halogén nélkül az ember nemcsak a mindennapi életben szükséges sok dolgot elveszíthet, de nélkülük a testünk sem képes normálisan működni.