Fizička i hemijska svojstva halogena u primeni jedinjenja. Halogeni, molekularna struktura. Hlor. Hlorovodonik i hlorovodonična kiselina
Atom vodonika ima elektronsku formulu vanjskog (i jedinog) nivoa elektrona 1 s 1 . S jedne strane, zbog prisustva jednog elektrona na vanjskom elektronski nivo Atom vodika je sličan atomima alkalnih metala. Međutim, baš kao i halogeni, potreban mu je samo jedan elektron da popuni vanjski elektronski nivo, budući da prvi elektronski nivo ne može sadržavati više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodonik može istovremeno smjestiti i u prvu i u pretposljednju (sedmu) grupu periodnog sistema, što se ponekad radi u različitim verzijama periodnog sistema:
Sa stanovišta svojstava vodonika kao jednostavne supstance, on još uvek ima više zajedničkog sa halogenima. Vodik je, kao i halogeni, nemetal i formira dvoatomske molekule (H 2) poput njih.
U normalnim uslovima, vodonik je gasovita, niskoaktivna supstanca. Niska aktivnost vodika objašnjava se visokom čvrstoćom veza između atoma vodika u molekuli, za čije razbijanje je potrebno ili snažno zagrijavanje, ili korištenje katalizatora, ili oboje.
Interakcija vodika sa jednostavnim supstancama
sa metalima
Od metala, vodonik reaguje samo sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima! Alkalni metali uključuju metale glavna podgrupa Grupa I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) i zemnoalkalni metali - metali glavne podgrupe II grupa, osim berilija i magnezijuma (Ca, Sr, Ba, Ra)
U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidirajuća svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U ovom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala, koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se javlja kada se zagrije:
Treba napomenuti da je interakcija sa aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodonik H2 oksidant.
sa nemetalima
Od nemetala, vodonik reaguje samo sa ugljenikom, azotom, kiseonikom, sumporom, selenom i halogenima!
Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, budući da je dijamant izuzetno inertna alotropna modifikacija ugljika.
Kada je u interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog agensa, odnosno samo povećati svoje oksidacijsko stanje:
Interakcija vodika sa složenim supstancama
sa metalnim oksidima
Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključivo), međutim, sposoban je reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrijava:
sa nemetalnim oksidima
Od nemetalnih oksida, vodik reagira kada se zagrije s oksidima dušika, halogenima i ugljikom. Od svih interakcija vodika sa oksidima nemetala, posebno se ističe njegova reakcija sa ugljen monoksid CO.
Mješavina CO i H2 čak ima i svoje ime - "sintetski plin", jer se, ovisno o uvjetima, iz nje mogu dobiti popularni industrijski proizvodi poput metanola, formaldehida, pa čak i sintetičkih ugljikovodika:
sa kiselinama
Vodonik ne reaguje sa neorganskim kiselinama!
Od organskih kiselina, vodonik reaguje samo sa nezasićenim kiselinama, kao i sa kiselinama koje sadrže funkcionalne grupe sposoban za redukciju vodonikom, posebno aldehidnim, keto ili nitro grupama.
sa solima
U slučaju vodenih rastvora soli ne dolazi do njihove interakcije sa vodonikom. Međutim, kada se vodik propušta preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:
Hemijska svojstva halogena
Halogeni se nazivaju hemijski elementi Grupa VIIA (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne supstance koje formiraju. Ovdje i dalje u tekstu, osim ako nije drugačije navedeno, halogeni će se shvatiti kao jednostavne tvari.
Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, koja određuje niske temperature topljenje i ključanje ovih supstanci. Molekuli halogena su dvoatomni, tj. njihova formula se može napisati kao opšti pogled kao Hal 2.
Treba napomenuti tako specifično fizičko svojstvo joda kao što je njegova sposobnost sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. Sublimacija, je pojava u kojoj se supstanca u čvrstom stanju ne topi kada se zagreje, već, zaobilazeći tečnu fazu, odmah prelazi u gasovito stanje.
Elektronska struktura vanjskog energetskog nivoa atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sistema u kojem se halogen nalazi. Kao što možete vidjeti, atomima halogena potreban je samo jedan elektron da dođu do vanjskog omotača od osam elektrona. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidirajuća svojstva slobodnih halogena, što se i potvrđuje u praksi. Kao što je poznato, elektronegativnost nemetala opada kada se kreće niz podgrupu, pa se aktivnost halogena smanjuje u nizu:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Interakcija halogena sa jednostavnim supstancama
Svi halogeni su visoki aktivne supstance i reaguju sa većinom jednostavnih supstanci. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje izuzetno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i sa njima jednostavne supstance, sa kojim drugi halogeni ne mogu da reaguju. Takve jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), dušik, platinu, zlato i neke plemenite plinove (ksenon i kripton). One. zapravo, fluor ne reaguje samo sa nekim plemenitim gasovima.
Preostali halogeni, tj. hlor, brom i jod su takođe aktivne supstance, ali manje aktivne od fluora. Reaguju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika, ugljika u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.
Interakcija halogena sa nemetalima
vodonik
Kada svi halogeni stupe u interakciju sa vodonikom, nastaju vodonik halogenidi With opšta formula HHal. U ovom slučaju, reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak i u mraku i nastavlja se eksplozijom u skladu s jednadžbom:
Reakcija hlora sa vodonikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili toplotom. Takođe nastavlja sa eksplozijom:
Brom i jod reaguju sa vodikom samo kada se zagreju, a u isto vreme reakcija sa jodom je reverzibilna:
fosfor
Interakcija fluora sa fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najviši stepen oksidacija (+5). U ovom slučaju nastaje fosfor pentafluorid:
Kada klor i brom interaguju sa fosforom, moguće je dobiti fosforne halogenide i u oksidacionom stanju +3 i u oksidacionom stanju +5, što zavisi od proporcija reagujućih supstanci:
Štaviše, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, hlora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.
Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfornog triodida zbog njegove znatno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:
siva
Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacionog stanja +6, formirajući sumpor heksafluorid:
Klor i brom reaguju sa sumporom, formirajući spojeve koji sadrže sumpor u oksidacionim stanjima +1 i +2, koji su za njega izuzetno neuobičajeni. Ove interakcije su vrlo specifične i za polaganje Jedinstvenog državnog ispita u hemiji, sposobnost pisanja jednačina za ove interakcije nije neophodna. Stoga su sljedeće tri jednadžbe date radije za referencu:
Interakcija halogena sa metalima
Kao što je gore spomenuto, fluor je sposoban reagirati sa svim metalima, čak i neaktivnim poput platine i zlata:
Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:
Reakcije halogena sa složenim supstancama
Reakcije supstitucije sa halogenima
Aktivniji halogeni, tj. hemijski elementi koji se nalaze više u periodnom sistemu su sposobni da istisnu manje aktivne halogene iz halogenovodoničnih kiselina i metalnih halogenida koje stvaraju:
Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz rastvora sulfida i/ili vodonik sulfida:
Klor je jači oksidant i oksidira sumporovodik u svojoj vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:
Reakcija halogena sa vodom
Voda gori u fluoru s plavim plamenom u skladu s jednačinom reakcije:
Brom i hlor drugačije reaguju sa vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada su klor i brom nesrazmjerni u vodi, tvoreći mješavinu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:
Interakcija joda sa vodom odvija se u toliko neznatnom stepenu da se može zanemariti i može se pretpostaviti da do reakcije uopšte nema.
Interakcija halogena sa alkalnim rastvorima
Fluor, kada je u interakciji s vodenom otopinom alkalija, opet djeluje kao oksidant:
Sposobnost vođenja bilješki zadata jednačina nije potrebno položiti Jedinstveni državni ispit. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidativnoj ulozi fluora u ovoj reakciji.
Za razliku od fluora, drugi halogeni u alkalnim otopinama su nesrazmjerni, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoje oksidacijsko stanje. U ovom slučaju, u slučaju hlora i broma, u zavisnosti od temperature, moguće je protok kroz dva različitim pravcima. Konkretno, na hladnoći se reakcije odvijaju na sljedeći način:
i kada se zagreje:
Jod sa alkalijama reaguje isključivo po drugoj opciji, tj. sa stvaranjem jodata, jer hipojodit nije stabilan ne samo kada se zagreje, već i na uobičajenim temperaturama, pa čak i na hladnoći.
Hajde da razgovaramo o tome šta su halogeni. Oni su u sedmoj grupi (glavnoj podgrupi) periodnog sistema. Prevedeno sa grčki jezik"halogen" znači "proizvodnja soli". Ovaj članak će raspravljati o čemu se radi hemijski halogen, koje se tvari kombiniraju pod ovim pojmom, koja su njihova svojstva i karakteristike proizvodnje.
Posebnosti
Kada govorimo o tome šta su halogeni, primjećujemo specifičnu strukturu njihovih atoma. Svi elementi imaju sedam elektrona na svom vanjskom energetskom nivou, od kojih je jedan nesparen (slobodan). Dakle, oksidaciona svojstva halogena su jasno izražena, odnosno dodavanje jednog elektrona tokom interakcije sa razne supstance, što dovodi do potpunog završetka vanjskog energetskog nivoa, formiranja stabilnih halogenih konfiguracija. Sa metalima stvaraju jake veze jonske prirode.
Predstavnici halogena
To uključuje sljedeće elemente: fluor, hlor, brom, jod. Formalno su im povezani astat i tenezin. Da bismo razumjeli šta su halogeni, potrebno je napomenuti da klor, brom i jod imaju slobodnu orbitalu. To je ono što objašnjava različita oksidaciona stanja ovih elemenata. Na primjer, hlor ima sljedeće vrijednosti: -1, +1, +3, +5, +7. Kada se atomu hlora doda dodatna energija, dolazi do postepenog prijenosa elektrona, što objašnjava promjene u oksidacijskim stanjima. Među najstabilnijim konfiguracijama hlora su njegova jedinjenja, u kojima je oksidaciono stanje -1, kao i +7.
Biti u prirodi
Njihove strukturne karakteristike objašnjavaju njihovu rasprostranjenost u prirodi. Halogeni spojevi u prirodi su predstavljeni u obliku halogenida, vrlo topljivih u vodi. Sa povećanjem atomskog radijusa halogena, njihov kvantitativni sadržaj u zemljine kore. Na primjer, neki spojevi broma, hlora i fluora se koriste u industrijskim količinama.
Glavno jedinjenje fluora koje se nalazi u prirodi je kalcijum fluorid (fluorit).
Karakteristike prijema
Da bismo razumjeli šta su halogeni, potrebno je saznati kako ih dobiti. Glavna opcija za odvajanje čistih halogena od soli je elektroliza rastopljenih soli. Na primjer, kada je natrijum hlorid izložen konstantnom električna struja Kao produkt reakcije može se smatrati ne samo plinoviti hlor, već i metalni natrijum. Na katodi dolazi do redukcije metala, a na anodi se formira halogen. Za dobijanje broma elektrolizom ovog rastvora koristi se morska voda.
Fizička svojstva
Hajde da se zadržimo na tome fizička svojstva ah predstavnici sedme grupe glavne podgrupe. Fluor je u normalnim uslovima gasovita materija svetlo žute boje i oštrog i iritantnog mirisa. Žuto-zeleni hlor je takođe gasovit i ima oštar, zagušljiv ćilibar. Brom je smeđa, teška tečnost. Od svih halogena, samo jod je kristalna supstanca ljubičasta boja.
Najmoćnije oksidaciono sredstvo je fluor. U grupi, mogućnost dodavanja elektrona tokom hemijska reakcija postepeno se smanjuje od fluora do astata. Razlog slabljenja ovog svojstva je povećanje atomskog radijusa.
Karakteristike hemijskih svojstava
Fluor, kao najmoćnije oksidaciono sredstvo, može stupiti u interakciju sa gotovo svim nemetalima bez dodatnog zagrijavanja. Proces je praćen oslobađanjem velike količine topline. Kod metala, proces karakterizira samozapaljenje fluora.
Pošto je ovaj halogen visoko hemijski aktivan, može da stupi u interakciju sa plemenitim gasovima kada je ozračen.
Fluor također stupa u interakciju sa složenim supstancama. Brom ima znatno nižu aktivnost. Uglavnom se koristi u organska hemija za izvođenje kvalitativnih reakcija na nezasićene spojeve.
Jod reaguje sa metalima samo kada se zagreje, a proces karakteriše apsorpcija energije (egzotermna reakcija).
Karakteristike upotrebe
Kakav je značaj halogena? Da bismo odgovorili na ovo pitanje, razmotrimo glavna područja njihove primjene. Na primjer, prirodni mineral kriolit, koji je spoj aluminija, fluora, natrijuma, koristi se kao aditiv u pasta za zube, pomaže u prevenciji karijesa.
Hlor u velike količine koristi se u proizvodnji hlorovodonične kiseline. Osim toga, ovaj halogen je tražen u proizvodnji plastike, rastvarača, boja, gume, sintetička vlakna. Koristi se veliki broj spojeva koji sadrže hlor efektivna borba sa raznim štetočinama useva. Klor, kao i njegova jedinjenja, neophodni su i za proces izbeljivanja pamučnih i lanenih tkanina, papira i dezinfekcije. pije vodu. Brom i jod se koriste u hemijskoj i farmaceutskoj industriji.
Nedavno se umjesto hlora za pročišćavanje vode za piće koristio ozon.
Biološki efekat
Visoka reaktivnost halogena objašnjava činjenicu da su svi ovi spojevi otrovi koji djeluju zagušljivo i mogu utjecati na organsko tkivo. Uprkos takvim karakteristikama, ovi elementi su neophodni za životne procese ljudsko tijelo.
Na primjer, fluor je uključen u metaboličke procese u nervne celije, mišići, žlijezde. Teflonsko posuđe, čija je jedna od komponenti fluor, sve je češće u svakodnevnom životu.
Hlor pospešuje rast kose, stimuliše metaboličke procese, daje telu snagu i snagu. Maksimalna količina u obliku natrijum hlorida je uključena u krvnu plazmu. Među spojevima ovog elementa, hlorovodonična kiselina je od posebnog interesa sa biološke tačke gledišta.
Osnova je želudačnog soka i uključen je u procese razgradnje hrane. Da bi organizam normalno funkcionirao, osoba mora dnevno unositi najmanje dvadeset grama kuhinjske soli.
Svi halogeni su neophodni za ljudski život i takođe se koriste u različitim oblastima aktivnosti.
Halogeni fluor F, hlor C1, brom Br, jod I su elementi VILA grupe. Elektronska konfiguracija valentne ljuske atoma halogena u osnovnom stanju ns 2 np 5 . Prisustvo pet elektrona na vanjskoj p orbitali, uključujući i jedan nespareni, razlog je visokog afiniteta halogena prema elektronima. Dodatak elektrona dovodi do formiranja halogenih anjona (F-, Cl-, Br-, I-) sa stabilnom ljuskom od 8 elektrona najbližeg plemenitog gasa. Halogeni su različiti nemetali.
Najelektronegativniji element, fluor, ima samo jedno oksidaciono stanje u spojevima - 1, budući da je uvijek akceptor elektrona. Ostali halogeni u jedinjenjima mogu imati oksidaciona stanja u rasponu od -1 do +7. Pozitivni stepeni oksidacija halogena je uzrokovana prijelazom njihovih valentnih elektrona u slobodne d-orbitale vanjskog nivoa (odjeljak 2.1.3) pri formiranju veza sa više elektronegativnih elemenata.
Molekuli halogena su dvoatomni: F 2, C1 2, Br 2, I 2. U standardnim uslovima, fluor i hlor su gasovi, brom je isparljiva tečnost (Tbp = 59 °C), a jod je čvrsta supstanca, ali se lako sublimira (prelazi u gasovito stanje, zaobilazeći tečno stanje).
Redox svojstva. Halogeni su jaki oksidanti, koji reagiraju sa gotovo svim metalima i mnogim nemetalima:
Posebno visoku hemijsku aktivnost pokazuje fluor, koji, kada se zagreje, reaguje čak i sa plemenitim gasovima ksenonom, kriptonom i radonom:
Hemijska aktivnost halogena opada od fluora do joda, jer s povećanjem atomskog radijusa smanjuje se sposobnost halogena da vežu elektrone:
Aktivniji halogen uvijek istiskuje manje aktivni iz svojih spojeva s metalima. Dakle, fluor istiskuje sve ostale halogene iz njihovih halogenida, a brom istiskuje samo jod iz jodida:
Različita oksidativna svojstva halogena očituju se i u njihovom djelovanju na organizam. Plinoviti hlor i fluor, zbog svojih vrlo jakih oksidacijskih svojstava, moćne su toksične tvari koje uzrokuju teška oštećenja pluća i sluzokože očiju, nosa i larinksa. Jod je blaži oksidant koji ispoljava antiseptička svojstva, pa se široko koristi u medicini.
Razlike u redoks svojstvima halogena također se pojavljuju kada su u interakciji s vodom. Fluor oksidira vodu, a redukcijski agens je atom kisika u molekuli vode:
Interakcija drugih halogena sa vodom je praćena redoks dismutacijom njihovih atoma. Dakle, kada hlor reaguje sa vodom, jedan od atoma molekule hlora, dobijajući elektron od drugog atoma, se redukuje, a drugi atom hlora, koji odustaje od elektrona, oksidira. Ovo stvara hlorna voda, koji sadrže klorovodik (hlorovodoničnu kiselinu) i hipohlorovu (hipohlornu) kiselinu:
Reakcija je reverzibilna, a njena ravnoteža je snažno pomaknuta ulijevo. Hipohlorna kiselina je nestabilna i lako se razgrađuje, posebno na svetlosti, sa stvaranjem jakog oksidacionog sredstva - atomskog kiseonika:
Dakle, klorna voda sadrži u različitim koncentracijama tri oksidirajuća agensa s različitim oksidacijskim sposobnostima: molekularni hlor, hipohlornu kiselinu i atomski kiseonik, čiji se zbroj često naziva "aktivni hlor".
Nastali atomski kisik izbjeljuje boje i ubija mikrobe, što objašnjava izbjeljivanje i baktericidni učinak vode s klorom.
Hipohlorna kiselina je jači oksidant od gasovitog hlora. Ona reaguje sa organska jedinjenja RH i kao oksidant i kao sredstvo za hlorisanje:
Stoga, kada se klorira voda za piće koja sadrži nečistoće organska materija, mogu se pretvoriti u toksičnija organoklorna jedinjenja RC1. Ovo svakako treba uzeti u obzir pri razvoju metoda prečišćavanja vode i njihovoj primjeni.
Kada se alkalije dodaju klornoj vodi, ravnoteža se pomiče udesno zbog neutralizacije hipohlorne i hlorovodonične kiseline:
Dobijeni rastvor mešavine soli, tzv Javel voda, koristi se kao sredstvo za izbjeljivanje i dezinfekciju. Ova svojstva su posljedica činjenice da se kalijev hipohlorit pod uticajem CO2 + H 2 0 i kao rezultat hidrolize pretvara u nestabilnu hipohlornu kiselinu, formirajući atomski kiseonik. Kao rezultat, Javel voda uništava materija za bojenje i ubija klice.
Kada gasoviti hlor deluje na vlažno gašeno vapno Ca(OH) 2, dobija se mešavina soli CaCl 2 i Ca(0C1) 2 tzv. izbjeljivač:
Klorid vapna može se smatrati miješanom kalcijevom soli hlorovodonične i hipohlorne kiseline CaCl(OCl). U vlažnom zraku, izbjeljivač stupa u interakciju s vodom i ugljen-dioksid, postupno oslobađa hipohlornu kiselinu koja obezbeđuje njena svojstva izbeljivanja, dezinfekcije i otplinjavanja:
Kada je izbjeljivač izložen klorovodičnoj kiselini, oslobađa se slobodni klor:
Kada se zagrije, hipoklorovita kiselina se razgrađuje kao rezultat redoks nesrazmjernosti da nastane hlorovodonična i perhlorična kiselina:
Kada se hlor propušta kroz vrući rastvor alkalija, kao što je KOH, nastaju kalijum hlorid i kalijum hlorat KClO 3 (Bertholletova so):
Oksidirajuća sposobnost anjona hlornih kiselina koje sadrže kiseonik u vodenim rastvorima u seriji SlO - - SlO4(-) opada uprkos povećanju stepena oksidacije hlora u njima:
Ovo se objašnjava povećanjem stabilnosti anjona u ovoj seriji zbog povećane delokalizacije njihovog negativnog naboja. Istovremeno, LiC10 4 i KClO 4 perhlorati u suhom stanju na visokim temperaturama su jaki oksidanti i koriste se za mineralizaciju različitih biomaterijala pri određivanju anorganskih komponenti koje sadrže.
Halogeni anjoni (osim F-) su sposobni da doniraju elektrone, tako da su redukcioni agensi. Kako se njihov radijus povećava, smanjuje se sposobnost halogenih aniona od kloridnog aniona do jodidnog aniona:
Dakle, jodovodonična kiselina se oksidira atmosferskim kisikom već na normalnoj temperaturi:
Hlorovodonična kiselina se ne oksidira kiseonikom, pa je hloridni anjon stabilan u tjelesnim uvjetima, što je sa stanovišta fiziologije i medicine veoma važno.
Kiselinsko-bazna svojstva. Halogenidi vodonika HF, HC1, HBr, HI, zbog polariteta svojih molekula, vrlo su rastvorljivi u vodi. U tom slučaju dolazi do hidratacije molekula, što dovodi do njihove disocijacije sa stvaranjem hidratiziranih protona i halogenih aniona. Jačina kiselina u seriji HF, HC1, HBr, HI raste zbog povećanja radijusa i polarizabilnosti anjona od F- do I-.
Hlorovodonična kiselina, kao komponenta želudačnog soka, igra važnu ulogu u procesu probave. Uglavnom zbog hlorovodonične kiseline čiji je maseni udio u želučanom soku 0,3%, pH joj se održava u rasponu od 1 do 3. Hlorovodonična kiselina pospješuje prelazak enzima pepsina u njegov aktivni oblik, koji osigurava probavu proteina zbog hidrolitičkog cijepanja peptidnih veza sa stvaranjem različitih aminokiselina:
Određivanje sadržaja hlorovodonične kiseline i drugih kiselina u želučanom soku razmatrano je u odjeljku. 8.3.3.
U nizu kiselina klora koje sadrže kisik, kako se njegovo oksidacijsko stanje povećava, jačina kiselina se povećava.
To je zbog povećanja polariteta O-N konekcije zbog pomaka njegove elektronske gustine na atom hlora, kao i zbog povećanja stabilnosti anjona.
Kompleksna svojstva. Halogeni anioni imaju tendenciju da formiraju komplekse kao ligande. Stabilnost halogenih kompleksa obično opada u redu F- > Cl- > Br- > > I-. To je proces formiranja kompleksa koji objašnjava toksični efekat fluoridnih anjona, koji formiranjem kompleksa fluorida sa metalnim kationima uključenim u aktivne centre enzima, potiskuju njihovu aktivnost.
Molekul joda pokazuje zanimljiva svojstva formiranja kompleksa. Dakle, rastvorljivost molekularnog joda u vodi naglo raste u prisustvu kalijum jodida, koji je povezan sa stvaranjem kompleksnog anjona
Niska stabilnost ovog kompleksnog jona osigurava prisustvo molekularnog joda u rastvoru. Stoga se u medicini kao baktericidno sredstvo koristi vodena otopina joda s dodatkom KI. osim toga, molekularni jod formira inkluzijske komplekse sa škrobom (Odjeljak 22.3) i polivinil alkoholom (plavi jod). U ovim kompleksima, molekule joda ili njihovi pridruženi anioni jodida ispunjavaju kanale formirane spiralnom strukturom odgovarajućih polihidroksi polimera. Inkluzioni kompleksi nisu vrlo stabilni i sposobni su za postepeno oslobađanje molekularnog joda. Stoga je lijek kao što je plavi jod djelotvorno, ali blago, dugodjelujuće baktericidno sredstvo.
Biološka uloga i upotreba halogena i njihovih spojeva u medicini. Halogeni u obliku razne veze dio su živog tkiva. U organizmu svi halogeni imaju oksidaciono stanje 1. Istovremeno, hlor i brom postoje u obliku hidratisanih Cl- i Br- aniona, a fluor i jod su deo biosupstrata nerastvorljivih u vodi:
Jedinjenja fluora su komponente koštanog tkiva, noktiju i zuba. Biološki efekat fluora prvenstveno je povezan sa problemom zubnih bolesti. Fluoridni anion, zamjenjujući hidroksidni ion u hidroksiapatitu, formira sloj zaštitne cakline od čvrstog fluorapatita:
Fluorizacija vode za piće do koncentracije jona fluorida od 1 mg/l i dodavanje natrijum fluorida u pastu za zube značajno smanjuju karijes u populaciji. Istovremeno, kada je koncentracija anjona fluorida u vodi za piće iznad 1,2 mg/l, povećava se krhkost kostiju i zubne cakline i javlja se opšta iscrpljenost organizma tzv. fluoroza.
Hloridni anjoni obezbeđuju protok jona kroz ćelijske membrane, učestvuju u održavanju osmotske homeostaze i stvaraju povoljno okruženje za delovanje i aktivaciju protolitičkih enzima želudačnog soka.
Bromidni anjoni u ljudskom tijelu lokalizirani su uglavnom u hipofizi i drugim endokrinim žlijezdama. Utvrđeno je prisustvo dinamičke veze između sadržaja bromidnih i hloridnih anjona u organizmu. Dakle, povećani sadržaj bromidnih aniona u krvi potiče brzo oslobađanje kloridnih aniona u bubrezima. Bromidi su uglavnom lokalizirani u međućelijskoj tekućini. Oni pojačavaju inhibitorne procese u neuronima moždane kore, pa se kalijum, natrij i bromokafor bromidi koriste u farmakologiji.
Jod i njegova jedinjenja utiču na sintezu proteina, masti i hormona. Više od polovine količine joda nalazi se u štitnoj žlijezdi u vezanom stanju u obliku tiroidnih hormona. Kod nedovoljnog unosa joda u organizam nastaje endemska struma. U cilju prevencije ove bolesti kuhinjskoj soli se dodaje NaI ili KI (1-2 g na 1 kg NaCl). Dakle, svi halogeni su neophodni za normalno funkcionisanje živih organizama.
Poglavlje 13
Halogeni - ovo je oznaka za elemente periodnog hemijskog sistema koji se nalazi u sedamnaestoj grupi. Posebnost je u tome što reaguju sa gotovo svim supstancama jednostavnog tipa, isključujući samo određene nemetale. Budući da djeluju kao energetski oksidanti, u prirodi se miješaju s drugim tvarima. Hemijska aktivnost halogena direktno zavisi od atomskog broja.
Opće informacije o halogenima
Ovi elementi se nazivaju halogeni: fluor, hlor, brom, jod i astat. Svi oni spadaju u naglašene nemetale. Samo u jodu se, pod određenim okolnostima, mogu naći svojstva koja se pripisuju metalima.
Termin “halogen” je prvobitno upotrijebio njemački naučnik I. Schweigger 1811. godine, što se doslovno prevodi sa grčkog kao “solar”.
Budući da su u osnovnom stanju, elektronska konfiguracija atoma halogena je sljedeća - ns 2 np 5, gdje slovo n označava glavni kvantni broj ili period. Ako uporedimo atom hlora sa drugim halogenima, uočljivo je da su njegovi elektroni slabo zaštićeni od jezgra, zbog čega ga karakteriše visoka specifična gustina elektrona i manji radijus, a takođe ima velike vrijednosti energija jonizacije i elektronegativnost.
Fluor (F) je element dostupan u obliku soli koje su dispergirane u raznim vrstama stijene. Većina važna veza– mineralni fluorit i fluorit. Poznat je i mineral kriolit.
Klor (Cl) je najčešći halogen. Najvažnije je prirodno jedinjenje Razmatra se natrijum hlorid, koji se koristi kao glavna sirovina ako je potrebno dobiti druga jedinjenja hlorida. Natrijum hlorid je uglavnom rasprostranjen u vodama mora i okeana, ali se može naći iu nekim jezerima. Ovaj halogen se može naći iu čvrstom obliku, takozvanoj kamenoj soli.
Brom (Br) - u prirodi se pojavljuje kao soli natrijuma i kalija uparene sa hloridnim solima. Obično se nalazi u slanim jezerima i morima.
Jod (J) je hemijski element koji se takođe često nalazi u morska voda, ali u vrlo malim količinama, pa je izolacija od vlage prilično težak postupak. Imajte na umu da postoji određena vrsta morskih algi - alge, jod se nakuplja u njihovim tkivima. Jod se ekstrahuje iz pepela ovih algi. Jod se takođe može naći u bušotinama koje leže ispod zemlje.
Astatin (At) je hemijski element koji se praktično ne nalazi u prirodi. Da bi se to dobilo, umjetno se provodi nuklearne reakcije. Astatin ima najdugovječniji izotop, s poluživotom od 8,3 sata.
Hemijske karakteristike halogena
Kada postavljate pitanje, halogeni - šta su to, treba da odgovorite da su to sve elementi periodnog sistema, gde svaki ima svoj indikator hemijske aktivnosti. Kada se razmatra potonji za fluor, treba napomenuti da je on najveći. Akademik A.E. Fersman naziva fluor da sve konzumira. Dakle, ako uzmemo sobnu temperaturu, tada će željezo, olovo i alkalni metali izgorjeti u atmosferi fluora.
Bitan! Fluor nema uticaja na određene metale (bakar, nikal) na čijoj površini zaštitni sloj u obliku fluora. Ali ako zagrijete fluor, počinje se javljati reakcija.
Zapazimo reakciju fluora na mnoge nemetale, uključujući vodonik, jod, ugljik, bor i druge. U hladnim uslovima stvaraju se odgovarajuća jedinjenja koja mogu dovesti do eksplozije ili plamena. Fluor ne može reagirati samo na kisik, dušik i ugljik (potonji mora biti u obliku dijamanta).
Uočena je vrlo energična reakcija na složene supstance. Čak i prilično postojane tvari u obliku stakla (vune) i vodene pare izgaraju u atmosferi fluora. Treba napomenuti da se fluor ne može otopiti u vodi, jer ga može snažno otopiti.
Bilješka! Fluor je najjači oksidant.
Svako jedinjenje halogena ima svoje karakteristike, na primjer, klor također ima primjetnu visoku hemijsku aktivnost, iako je inferioran u odnosu na fluor. Ovaj element može djelovati na sve jednostavne tvari, isključujući samo kisik, dušik i plemenite plinove. U uslovima visoke temperature slijedeći nemetali: fosfor, arsen, silicijum i antimon se pri reakciji sa hlorom oslobađaju veliki broj toplota. Na sobnoj temperaturi i bez svjetlosti, hlor nema skoro nikakvog uticaja na vodonik, ali ako je zagrejan ili svetao sunčeva svetlost, reakcija može dovesti do eksplozije.
Reakcija hlora na vodu je sljedeća: nastaju hlorovodonična i hlorovodonična kiselina. Ako se fosfor doda hloru, potonji će se zapaliti, što će rezultirati stvaranjem fosfor triklorida i pentaklorida.
Za dobivanje hlora potrebno je provesti elektrolizu koncentriranih vodenih otopina NaCl. Klor će se početi oslobađati iz ugljične anode, a vodik će se početi oslobađati na katodi. Korištenjem hlora dobijaju se hlorovodon i hlorovodonična kiselina, koji se koriste za izbeljivanje papira i tkanina, a po potrebi i za dezinfekciju vode za piće.
Halogena jedinjenja sa bromom imaju nižu hemijsku aktivnost nego sa hlorom. Brom i vodonik se kombinuju samo pod uslovima zagrevanja. Za dobivanje broma potrebno je oksidirati HBr. U industrijskim okruženjima koriste se bromidi i rastvor hlorida. U Rusiji su glavni izvor broma podzemne bušotine i zasićene otopine pojedinih slanih jezera.
Jod ima čak niži nivo hemijske reaktivnosti od ostalih jedinjenja halogena. Uprkos manje aktivnosti, ovaj element takođe je sposoban da reaguje sa mnogim nemetalima u uobičajenim uslovima, što rezultira stvaranjem soli (ako obratite pažnju, reč „halogen“ dolazi od reči „rađanje soli“).
Reakcija joda s vodikom zahtijeva prilično visoku toplinu. Sama reakcija je nepotpuna, jer tečni vodonik počinje da se raspada.
Upoređujući halogene spojeve, primjećuje se da njihova aktivnost postaje manja od fluora do astatina. Posebnost halogena je u tome što reagiraju s mnogim jednostavnim tvarima. U slučaju metala uočava se brza reakcija koja oslobađa veliku količinu topline.
Osobine ekstrakcije i upotrebe halogena
IN prirodni uslovi halogeni su anioni, pa se za dobijanje slobodnih halogena koristi metoda oksidacije elektrolizom ili upotrebom oksidacionih sredstava. Na primjer, za dobivanje klora potrebno je hidrolizirati otopinu kuhinjske soli. Halogena jedinjenja se koriste u mnogim industrijama:
- Fluor. Uprkos velikoj reaktivnosti, ovaj hemijski element pronalazi česta upotreba u industriji. Na primjer, fluor - ključni element Teflon i drugi fluoropolimeri. Takođe u obliku organskih hemikalija predstavićemo hlorofluorougljenike, koji su se ranije koristili kao rashladna sredstva i pogonska sredstva u aerosolima. Oni su naknadno prekinuti jer je vjerovatno da će utjecati okruženje. Fluor se često nalazi u pastama za zube kako bi pomogao u održavanju integriteta zuba. Ovaj halogen može se naći i u glini, gdje je relevantan za proizvodnju keramike;
- Hlor. Najčešća upotreba hlora je za dezinfekciju vode za piće i bazena. A spoj pod nazivom natrijum hipohlorit je glavna komponenta izbjeljivača. Industrijske strukture i laboratorije ne mogu bez upotrebe hlorovodonične kiseline. Polivinil hlorid također sadrži fluor, kao i drugi polimeri koji se koriste za izolaciju cijevi, ožičenja i drugih komunikacija. Klor se također koristi u farmaciji, gdje se koristi za proizvodnju lijekova za liječenje infekcija, alergija i dijabetesa. Kao što je gore navedeno, hlor dobro dezinficira, pa se uz njegovu pomoć sterilizira bolnička oprema;
- Brom. glavna karakteristika ovog hemijskog elementa je da nije zapaljiv. Iz tog razloga se uspješno koristi za suzbijanje sagorijevanja. Brom, u kombinaciji s drugim elementima, korišten je za proizvodnju u isto vrijeme specijalnim sredstvima za baštu, zahvaljujući kojoj su sve bakterije umrle. Ali s vremenom je lijek zabranjen uz izgovor koji je ovaj imao negativan uticaj na ozonskom omotaču planete. Brom je također relevantan u sljedećim oblastima: proizvodnja benzina, proizvodnja fotografskog filma, aparata za gašenje požara i nekih lijekova;
- Jod. Važan hemijski element od kojeg zavisi ispravno funkcionisanještitne žlijezde. Zbog nedostatka joda u tijelu, potonji se čak može početi povećavati. Jod se pokazao kao odličan antiseptik. Jod se nalazi u rastvorima koji se koriste za čišćenje rana;
- Astatin Ovaj halogen nije samo rijetka zemlja, već je i radioaktivan, iz tog razloga se ne koristi posebno.
Halogeni i njihova fizička svojstva
Prisustvo određenih hemijskih i fizičkih svojstava direktno zavisi od strukture atoma elementa. Uglavnom, svi halogeni imaju slična svojstva, ali ipak imaju određene karakteristike:
- Fluor. Element u obliku svijetlozelenog plina sa otrovnim svojstvima;
- Hlor. Žuto-zeleni gas, takođe otrovan, sa oštrim, zagušljivim i neprijatan miris. Element se može lako otopiti u vodi, zbog čega nastaje klorna voda;
- Brom. Djeluje kao jedini tečni nemetal. Ovo teški element, izrađen u crveno-braon boji. Ako se brom stavi u bilo koju posudu, zidovi ove potonje će postati crveno-smeđi, oslobođeni parama halogena. Miris broma je težak i neprijatan. Za skladištenje broma koriste se specijalne boce sa brušenim čepovima i čepovima. Važno je napomenuti da potonji ne bi trebao biti izrađen od gume, jer element može lako korodirati ovaj materijal;
- Jod. Tamno siva kristalna supstanca, u parama ima ljubičasta. Normalni uslovi ne omogućavaju dovođenje joda u stanje topljenja, a još manje ključanja, jer čak i blago zagrevanje elementa dovodi do njegove sublimacije: kada prelazi iz čvrstog u gasovito stanje. Ovo svojstvo posjeduje ne samo jod, već i neke druge supstance. Ovo svojstvo je bilo korisno u prečišćavanju supstanci od nečistoća. Jod je jedan od onih elemenata koji je slabo rastvorljiv u vodi. Potonji dobija svetlo žutu boju. Jod se posebno dobro rastvara u alkoholu, zbog čega su počeli da prave 5-10% rastvor joda, nazvan jodna tinktura.
Halogeni spojevi i njihova uloga u ljudskom tijelu
Prilikom odabira paste za zube, mnogi ljudi obraćaju pažnju na sastav: sadrži li fluor. Ova komponenta se dodaje s razlogom, jer je ono što pomaže u izgradnji zubne cakline i kostiju, a može i učiniti zube otpornijim na karijes. Metabolički procesi također ne mogu bez pomoći fluora.
U ljudskom tijelu klor također igra važnu ulogu, aktivno sudjeluje u održavanju ravnoteže vode i soli, kao i u održavanju osmotskog tlaka. Zahvaljujući hloru, metabolizam i izgradnja tkiva funkcionišu efikasnije. Upravo hlorovodonična kiselina pospješuje bolju probavu, bez koje bi bilo nemoguće probaviti hranu.
Hlor je neophodan za ljudski organizam i mora mu se dostavljati u određenim količinama. Ako zanemarite brzinu ulaska elementa u tijelo, možete naići na otok, glavobolju i druge neugodne senzacije.
Brom se nalazi u malim količinama u mozgu, bubrezima, krvi i jetri. U medicini, brom - odličan lijek sedativni tip. Međutim, mora se davati u strogim proporcijama, jer posljedice predoziranja nisu najbolje: depresivno stanje nervni sistem.
Jod je strogo neophodan za štitnu žlijezdu, pomažući joj da se aktivno bori protiv bakterija koje ulaze u tijelo. Ako u ljudskom tijelu nema dovoljno joda, može početi bolest štitne žlijezde.
Kao zaključak, napominjemo da su halogeni neophodni ne samo za provođenje mnogih svakodnevnih stvari, već i za efikasno funkcioniranje našeg tijela. Ovi hemijski elementi imaju određene karakteristike koje nalaze svoju primenu u različitim sektorima ljudskog života.
Video
opšte karakteristike
Halogeni uključuju pet glavnih nemetalnih elemenata, koji se nalaze u grupi VII periodnog sistema. Ova grupa uključuje hemijske elemente kao što su fluor F, hlor Cl, brom Br, jod I, astat At.
Halogeni su dobili ime po grčkoj riječi, što u prijevodu znači stvaranje soli ili "tvorba soli", budući da se, u principu, većina spojeva koji sadrže halogene nazivaju soli.
Halogeni reagiraju s gotovo svim jednostavnim tvarima, s izuzetkom samo nekoliko metala. Oni su prilično energični oksidanti, imaju vrlo jak i oštar miris, dobro komuniciraju s vodom, a također imaju visoku isparljivost i visoku elektronegativnost. Ali u prirodi se mogu naći samo kao spojevi.
Fizička svojstva halogena
1. Tako jednostavno hemijske supstance, kao i halogeni, sastoje se od dva atoma;
2. Ako posmatramo halogene u normalnim uslovima, onda treba da znate da su fluor i hlor u gasovitom stanju, dok je brom tečna supstanca, a jod i astat se klasifikuju kao čvrste materije.
3. Za halogene, tačka topljenja, tačka ključanja i gustina rastu sa povećanjem atomske mase. Takođe, istovremeno im se menja boja, postaje tamnija.
4. Sa svakim povećanjem serijskog broja, hemijska reaktivnost i elektronegativnost se smanjuju, a nemetalna svojstva postaju slabija.
5. Halogeni imaju sposobnost da međusobno formiraju jedinjenja, kao što je BrCl.
6. Na sobnoj temperaturi, halogeni mogu postojati u sva tri agregatna stanja.
7. Takođe je važno zapamtiti da su halogeni prilično toksične hemikalije.
Hemijska svojstva halogena
Kada hemijski reaguju sa metalima, halogeni deluju kao oksidanti. Ako, na primjer, uzmemo fluor, onda čak iu normalnim uvjetima on reagira sa većinom metala. Ali aluminijum i cink se zapale čak i u atmosferi: +2-1: ZnF2.
Proizvodnja halogena
Prilikom proizvodnje fluora i hlora u industrijskim razmjerima koriste se elektroliza ili otopine soli.
Ako pažljivo pogledate sliku ispod, vidjet ćete kako se klor može proizvesti u laboratoriji pomoću jedinice za elektrolizu:
Na prvoj slici je prikazana instalacija za rastopljeni natrijum hlorid, a na drugoj za proizvodnju rastvora natrijum hlorida.
Ovaj proces elektrolize rastopljenog natrijum hlorida može se predstaviti u obliku ove jednadžbe:
Uz pomoć takve elektrolize, osim proizvodnje hlora, nastaju i vodik i natrijum hidroksid:
Naravno, vodonik se proizvodi na jednostavniji i jeftiniji način, što se ne može reći za natrijum hidroksid. On se, baš kao i klor, gotovo uvijek dobiva samo elektrolizom otopine kuhinjske soli.
Ako pogledate gornju sliku, vidjet ćete kako se hlor može proizvesti u laboratoriji. A dobiva se reakcijom hlorovodonične kiseline s mangan-oksidom:
U industriji se brom i jod dobivaju zamjenom ovih tvari hlorom iz bromida i jodida.
Primena halogena
Fluora, ili bi bilo ispravnije nazvati bakar fluorid (CuF2), ima dosta široka primena. Koristi se u proizvodnji keramike, emajla i raznih glazura. Teflonski tiganj koji se nalazi u svakom domu i rashladno sredstvo u frižiderima i klima uređajima takođe su se pojavili zahvaljujući fluoru.
Osim u kućnim potrebama, teflon se koristi i u medicinske svrhe, jer se koristi u proizvodnji implantata. Fluor je neophodan u proizvodnji sočiva u optici i pastama za zube.
Hlor se takođe nalazi bukvalno na svakom koraku u našim životima. Najraširenija i najraširenija upotreba hlora je, naravno, sol NaCl. Djeluje i kao sredstvo za detoksikaciju i koristi se u borbi protiv leda.
Osim toga, klor je neophodan u proizvodnji plastike, sintetičke gume i polivinil hlorida, zahvaljujući čemu dobijamo odjeću, obuću i ostalo potrebno u našoj Svakodnevni život stvari. Koristi se u proizvodnji izbjeljivača, pudera, boja i drugih kućnih hemikalija.
Brom je općenito potreban kao fotoosjetljiva supstanca pri štampanju fotografija. U medicini se koristi kao sedativ. Brom se također koristi u proizvodnji insekticida i pesticida, itd.
Pa dobro poznati jod, koji se nalazi u svačijoj apoteci, prvenstveno se koristi kao antiseptik. Osim svojih antiseptička svojstva, Jod je prisutan u izvorima svjetlosti i također pomaže u otkrivanju otisaka prstiju na papirnim površinama.
Uloga halogena i njihovih spojeva za ljudski organizam
Prilikom odabira paste za zube u trgovini, vjerovatno je svako od vas obratio pažnju na to da je sadržaj spojeva fluora naznačen na njenoj etiketi. I to nije bez razloga, jer ova komponenta učestvuje u izgradnji zubne cakline i kostiju, te povećava otpornost zuba na karijes. Takođe igra važnu ulogu u metaboličkim procesima, učestvuje u izgradnji koštanog skeleta i sprečava nastanak tako opasne bolesti kao što je osteoporoza.
Klor također igra važnu ulogu u ljudskom tijelu, jer aktivno učestvuje u održavanju ravnoteže vode i soli i održavanju osmotskog tlaka. Hlor učestvuje u metabolizmu ljudskog tela, izgradnji tkiva i, što je takođe važno, u oslobađanju od viška kilograma. Hlorovodonična kiselina koja se nalazi u želučanom soku veliki značaj ima za probavu, jer je bez njega proces varenja hrane nemoguć.
Hlor je neophodan našem organizmu i mora se svakodnevno snabdevati u potrebnim dozama. Ali ako je njegov unos u organizam prekoračen ili naglo smanjen, tada ćemo ga odmah osjetiti u vidu otoka, glavobolje i drugih neugodnih simptoma koji ne samo da mogu poremetiti metabolizam, već i uzrokovati crijevna oboljenja.
Kod ljudi, male količine broma su prisutne u mozgu, bubrezima, krvi i jetri. U medicinske svrhe, brom se koristi kao sedativ. Ali uz predoziranje može doći do štetnih posljedica koje mogu dovesti do depresivnog stanja nervnog sistema, au nekim slučajevima i do mentalnih poremećaja. A nedostatak broma u tijelu dovodi do neravnoteže između procesa ekscitacije i inhibicije.
Naša štitna žlijezda ne može bez joda, jer je sposobna ubiti mikrobe koji uđu u naše tijelo. Ako u ljudskom tijelu postoji nedostatak joda, može početi bolest štitne žlijezde koja se zove gušavost. Uz ovu bolest se pojavljuju prilično neprijatnih simptoma. Osoba koja ima strumu osjeća slabost, pospanost, groznicu, razdražljivost i gubitak snage.
Iz svega ovoga možemo zaključiti da bez halogena čovjek ne samo da bi mogao izgubiti mnoge stvari neophodne u svakodnevnom životu, već bez njih naše tijelo ne bi moglo normalno funkcionirati.