Podgrupu halogena čine elementi fluor, hlor, brom i jod.

Elektronske konfiguracije vanjskog valentnog sloja halogena su one od fluora, hlora, broma i joda, respektivno). Takve elektronske konfiguracije određuju tipična oksidirajuća svojstva halogena - svi halogeni imaju sposobnost da dobiju elektrone, iako je pri prelasku na jod oksidacijska sposobnost halogena oslabljena.

U normalnim uslovima, halogeni postoje u obliku jednostavnih supstanci koje se sastoje od dvoatomskih molekula tipa sa kovalentnim vezama. Fizička svojstva halogena značajno se razlikuju: na primjer, u normalnim uvjetima, fluor je plin koji se teško rastvara u tečnost, hlor je takođe gas, ali se lako ukapljuje, brom je tečnost, jod je čvrsta supstanca.

Hemijska svojstva halogena.

Za razliku od svih drugih halogena, fluor u svim svojim spojevima pokazuje samo jedno oksidacijsko stanje, 1-, i ne pokazuje promjenjivu valentnost. Za druge halogene, najkarakterističnije oksidaciono stanje je također 1-, međutim, zbog prisustva slobodnih -orbitala na vanjskom nivou, oni mogu pokazati i druga čudna oksidacijska stanja od do zbog djelomičnog ili potpunog uparivanja valentnih elektrona.

Najveću aktivnost ima fluor. Većina metala, čak i na sobnoj temperaturi, zapali se u njegovoj atmosferi, oslobađajući veliku količinu topline, na primjer:

Bez zagrevanja, fluor takođe reaguje sa mnogim nemetalima (vodonik - vidi gore), istovremeno oslobađajući veliku količinu toplote:

Kada se zagrije, fluor oksidira sve ostale halogene prema sljedećoj shemi:

gdje su , a u jedinjenjima su oksidacijska stanja hlora, broma i joda jednaka.

Konačno, kada je ozračen, fluor reaguje čak i sa inertnim gasovima:

Interakcija fluora sa složenim supstancama također se odvija vrlo snažno. Dakle, oksidira vodu, a reakcija je eksplozivna:

Slobodni hlor je takođe vrlo reaktivan, iako je njegova aktivnost manja od aktivnosti fluora. Direktno reagira sa svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika i plemenitih plinova, na primjer:

Za ove reakcije, kao i za sve druge, veoma su važni uslovi za njihovo nastanak. Dakle, na sobnoj temperaturi, hlor ne reaguje sa vodonikom; kada se zagrije, ova reakcija se javlja, ali se ispostavi da je vrlo reverzibilna, a uz snažno zračenje teče nepovratno (uz eksploziju) kroz lančani mehanizam.

Klor reagira s mnogim složenim tvarima, na primjer, supstitucijom i dodavanjem ugljikovodika:

Hlor je sposoban nakon zagrijavanja, istisnuti brom ili jod iz njihovih spojeva vodikom ili metalima:

i reverzibilno reaguje sa vodom:

Klor, rastvarajući se u vodi i djelimično reagirajući s njom, kao što je prikazano gore, formira ravnotežnu mješavinu supstanci koja se naziva hlorna voda.

Imajte na umu i da hlor na lijevoj strani posljednje jednadžbe ima oksidacijsko stanje 0. Kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje nekih atoma hlora postalo je 1- (in), za druge (u hipoklorovoj kiselini). Ova reakcija je primjer reakcije samooksidacije-samoredukcije, ili disproporcionalnosti.

Podsetimo se da hlor može da reaguje (neproporcionalno) sa alkalijama na isti način (videti odeljak „Baze“ u § 8).

Hemijska aktivnost broma je manja od fluora i hlora, ali je još uvijek prilično visoka zbog činjenice da se brom obično koristi u tekućem stanju i stoga su njegove početne koncentracije, pod ostalim jednakim uvjetima, veće od klora. Kao "mekši" reagens, brom se široko koristi u organskoj hemiji.

Imajte na umu da se brom, kao i klor, otapa u vodi i, djelomično reagirajući s njom, stvara takozvanu "bromnu vodu", dok je jod praktički netopiv u vodi i nije sposoban oksidirati čak ni kada se zagrije; iz tog razloga ne postoji „jodna voda“.

Proizvodnja halogena.

Najčešća tehnološka metoda za proizvodnju fluora i hlora je elektroliza rastopljenih soli (vidi § 7). Brom i jod u industriji se obično dobijaju hemijskim putem.

U laboratoriju se klor proizvodi djelovanjem različitih oksidacijskih sredstava na klorovodičnu kiselinu, na primjer:

Oksidacija se još efikasnije provodi sa kalijum permanganatom - vidi odeljak „Kiseline“ u § 8.

Vodonik halogenidi i halogenvodične kiseline.

Svi vodonik halogenidi su u normalnim uslovima gasoviti. Hemijska veza ostvarena u njihovim molekulima je polarna kovalentna, a polaritet veze opada u nizu. Snaga veze se takođe smanjuje u ovoj seriji. Zbog svog polariteta, svi vodonik halogenidi su, za razliku od halogena, vrlo topljivi u vodi. Dakle, na sobnoj temperaturi u 1 zapremini vode možete rastvoriti oko 400 zapremina i oko 400 zapremina

Kada se vodonik halogenidi rastvore u vodi, oni se disociraju u jone i nastaju rastvori odgovarajućih halogenovodoničnih kiselina. Štaviše, nakon rastvaranja, HCI se gotovo potpuno disocira, tako da se rezultirajuće kiseline smatraju jakim. Nasuprot tome, fluorovodonična kiselina je slaba. Ovo se objašnjava asocijacijom HF molekula zbog pojave vodikovih veza između njih. Tako se jačina kiselina smanjuje sa HI na HF.

Kako negativni ioni halogenovodoničnih kiselina mogu pokazivati ​​samo redukciona svojstva, pri interakciji ovih kiselina sa metalima dolazi do oksidacije potonjih samo zbog jona, pa kiseline reagiraju samo s metalima koji su u naponskom nizu lijevo od vodonika.

Svi metalni halogenidi, sa izuzetkom soli Ag i Pb, vrlo su rastvorljivi u vodi. Niska rastvorljivost srebrnih halogenida omogućava upotrebu reakcije razmene kao što je

kao kvalitativno za detekciju odgovarajućih jona. Kao rezultat reakcije, AgCl precipitira kao bijeli talog, AgBr - žućkasto-bijeli, Agl - svijetlo žuti.

Za razliku od drugih halogenovodoničnih kiselina, fluorovodonična kiselina reaguje sa silicijum (IV) oksidom:

Budući da je silicijum oksid dio stakla, fluorovodonična kiselina korodira staklo, pa se u laboratorijima čuva u posudama od polietilena ili teflona.

Svi halogeni, osim fluora, mogu formirati spojeve u kojima imaju pozitivno oksidacijsko stanje. Najvažniji od ovih spojeva su kiseline halogenog tipa koje sadrže kisik i njihove odgovarajuće soli i anhidridi.

At, otvoren 1940
Elektronske konfiguracije halogena: F - 1 s 2 2s 2 2str 5 ; Cl - 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 5 ; Br - 1 s 2 2s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 5 ; I - 1 s 2 s 2 2str 6 3s 2 3str 6 3d 10 4s 2 4str 6 4d 10 5s 2 5str 5 .

Raspodjela elektronskih orbitala u vanjskom elektronskom sloju svih halogena je istog tipa

Imaju mnogo zajedničkog u strukturi atoma i molekula. Završavaju gradnju R-ljuske vanjskog sloja, pa sve spadaju u broj p-elemenata. Spoljašnjem elektronskom sloju atoma halogena nedostaje jedan elektron za kompletiranje, pa je elektronegativnost ovih elemenata izražena i u redoks reakcijama se ponašaju uglavnom kao oksidanti.
Molekule halogena sastoje se od dva atoma (F2, Cl2, Br2, l2) međusobno povezanih kovalentnom nepolarnom vezom. Jedan zajednički elektronski par pojavljuje se između atoma u molekulima halogena. To ukazuje da su u jednostavnim supstancama ovi elementi jednovalentni. Kristalna rešetka halogena molekularnog tipa.
Atomi različitih halogena razlikuju se po broju elektronskih slojeva, pa su i radijusi atoma halogena različiti (tablica 11). S povećanjem nuklearnog naboja, radijusi atoma se povećavaju, što dovodi do postepenog smanjenja vrijednosti elektronegativnosti od fluora do joda i smanjenja nemetalnih svojstava. Najizraženiji nemetal među halogenima je fluor, a najmanje sjajan je .

■ 1. Kako se mijenja polumjer atoma u zavisnosti od povećanja naboja atomskog jezgra?
2. Koje vrste molekula halogena postoje?
3. Koju vrstu kristalne rešetke imaju halogeni?
4. Koliki je sadržaj halogena u slobodnom stanju?
5. Zašto se pri formiranju molekula halogena između atoma pojavljuje samo jedan elektronski par?
6. Kako se mijenja vrijednost elektronegativnosti s povećanjem atomskih polumjera?

Fizička svojstva halogena

Sva svojstva halogena, fizička i hemijska, zavise od strukture atoma elementa. Ova svojstva različitih halogena su u velikoj mjeri slična, ali u isto vrijeme svaki halogen ima niz karakteristika.
Fluor- svijetlozeleni plin sa izuzetno toksičnim svojstvima. Tačka ključanja fluora je -188°, temperatura očvršćavanja je -218°. Gustina 1,11 g/cm.
- žuto-zeleni gas. Takođe je otrovan, ima oštar, zagušljiv, neprijatan miris. Hlor je teži od vazduha i relativno se dobro otapa u vodi (za 1 zapreminu vode, 2 zapremine hlora), formirajući hlornu vodu; Cl2agi prelazi u tečnost na temperaturi od -34°, a stvrdnjava se na -101°. Gustina 1,568 g/cm3..
-jedini tečni nemetal. Ova supstanca je crveno-smeđe boje, teška, isparljiva. Posuda koja sadrži brom je uvijek obojena crveno-smeđom bojom zbog svoje pare.
Brom ima jak neprijatan miris („brom“ u prevodu na ruski znači „smrdljiv“). Slabo se rastvara u vodi, formirajući bromnu vodu Br2aq. Brom se mnogo bolje otapa u organskim rastvaračima - benzenu, toluenu, hloroformu.
Ako dodate malu količinu benzena u bromnu vodu i dobro je promućkate, nakon što se tečnosti odvoje, primijetit ćete kako boja bromne vode nestaje, a benzen koji se skupio na vrhu je obojen u svijetlo narančasto od otopljenog broma. Ovo se objašnjava činjenicom da je benzen ekstrahovao brom iz vode zbog njegove bolje rastvorljivosti u benzenu.
Brom skladištite u bocama sa samljevenim čepovima i samljevenim čepovima. Gumeni čepovi nisu pogodni za rad sa bromom, kao ni za rad sa hlorom, jer brzo korodiraju. Brom je mnogo teži od vode (gustina 3,12 g/cm3). Tačka ključanja broma je 63°, temperatura očvršćavanja je -7,3°.
- kristalna supstanca, tamnosive boje, u parama - ljubičasta. Gustina joda je 4,93 g/cm3, tačka topljenja 113°, tačka ključanja 184°. U normalnim uslovima nije ga moguće dovesti do topljenja, a još manje do ključanja, jer i pri slabom zagrevanju odmah prelazi iz čvrstog stanja u paru i sublimira. Prijelaz iz čvrstog u plinovito stanje, zaobilazeći tekuće stanje, i natrag naziva se sublimacija. Ovo svojstvo je karakteristično ne samo za jod, već i za neke druge supstance. Pogodan je za korištenje za pročišćavanje tvari od nečistoća.
Jod je slabo rastvorljiv u vodi. Boja jodne vode I2aq je uvijek svijetložuta. Ali savršeno se otapa u alkoholu. Ovo se koristi za pripremu 5-10% rastvora joda u alkoholu, koji se zove jodna tinktura. Jod se također rastvara u benzenu, toluenu, eteru, ugljičnom disulfidu i drugim organskim rastvaračima. Zanimljivo je da se jod veoma dobro rastvara u rastvoru sopstvenih soli, na primer u kalijum jodidu. Ovo rješenje, nazvano Lugolova otopina, ima široku primjenu u kliničkim laboratorijama.
Ako u jodnu vodu I2aq dodate malo benzola, kada se protrese, na površini se također formira obojeni benzenski prsten, ali samo grimizne boje.

■ 7. Kako se intenzitet boje halogena mijenja s povećanjem nuklearnog naboja?
8. Kako se zovu rastvori hlora, broma i joda u vodi?
9. Kako se gustoća halogena mijenja s povećanjem nuklearnog naboja?

10. Sastaviti i popuniti tabelu „Fizička svojstva halogena“ prema sljedećem uzorku:
11. Kako objasniti niske tačke topljenja i ključanja halogena sa stanovišta strukture kristalne rešetke?
12. Kolika je relativna gustina fluora i hlora u odnosu na vazduh i vodonik? Ako ne znate kolika je relativna gustina gasova, kako se ona određuje i kako je koristiti u proračunima, pogledajte Dodatak II, strana 387. Tada ćete moći da odgovorite na pitanje.
13. Koliku zapreminu će zauzeti 20 kg hlora u normalnim uslovima? Ako ste zaboravili kako izračunati zapreminu gasa u normalnim uslovima, pogledajte.

Fiziološki efekat halogena

Svi su otrovni po svojim fiziološkim efektima. Fluorid je posebno toksičan: kada se udiše u malim količinama izaziva plućni edem, a u velikim količinama izaziva uništavanje plućnog tkiva i smrt.
Hlor- takođe vrlo toksična supstanca, iako u nešto manjoj meri. Tokom Prvog svetskog rata korišćen je kao hemijsko ratno sredstvo jer je teži od vazduha i dobro se drži iznad zemlje, posebno po mirnom vremenu. Maksimalna dozvoljena koncentracija slobodnog hlora u vazduhu je 0,001 mg/l.
Kronično trovanje hlorom uzrokuje promjene u tenu, plućne i bronhijalne bolesti. U slučaju trovanja hlorom, kao protuotrov mora se koristiti mješavina alkoholne pare sa etrom, kao i vodene pare pomiješane sa amonijakom, a prethodno je potrebno unesrećenog iznijeti na svježi zrak.
U malim količinama hlor može izliječiti bolesti gornjih dišnih puteva, jer štetno djeluje na bakterije. Zbog svog dezinfekcionog učinka, hlor se koristi za dezinfekciju vode iz slavine.
Pare broma uzrokuju gušenje. Tečni brom je takođe otrovan, izaziva teške opekotine ako dođe u kontakt sa kožom. Preporučljivo je sipati brom iz jedne posude u drugu koristeći gumene rukavice i pod vučom.
U slučaju kontakta s kožom, brom treba isprati organskim rastvaračem - benzolom ili tetrahloridom ugljika, obrisati zahvaćeno područje vatom natopljenom ovim rastvaračima. Kada se brom ispere vodom, često je nemoguće izbjeći opekotine.

Jod Najmanje toksičan od svih halogena. Udisanje pare joda kada je zagrijano može izazvati trovanje, ali rijetko se radi s parnim jodom, na primjer, kada se pročišćava sublimacijom. Kristalni jod ne treba uzimati rukama, jer u kontaktu sa kožom nastaju karakteristične žute mrlje. Svi radovi sa halogenima treba da se obavljaju u haubi.
Međutim, halogeni su vitalni elementi. Klor u obliku kuhinjske soli stalno se koristi u hrani, a također je dio zelenih biljaka - klorofila. Nedostatak jedinjenja fluora u vodi za piće uzrokuje karijes. Jod je neophodan za sve žive organizme, i biljke i životinje. Učestvuje u regulaciji metabolizma. U ljudskom tijelu jod je koncentriran uglavnom u štitnoj žlijezdi i učestvuje u stvaranju njenog hormona. Nedostatak joda uzrokuje bolne promjene u štitnoj žlijezdi. Za prevenciju bolesti, jod se dodaje hrani u vrlo malim količinama, razblažujući nekoliko kapi tinkture joda u čaši vode, ali češće u obliku natrijum jodida i kalijum jodida.

Zapišite u svoju bilježnicu sigurnosne mjere opreza za rad sa halogenima i prvu pomoć kod trovanja.

Hemijska svojstva halogena

Po prirodi svojih hemijskih svojstava, kao što je gore navedeno, svi halogeni su tipični nemetali sa značajnom elektronegativnošću. Najelektronegativniji element sa najvećom nemetalnom aktivnošću je fluor, a najmanje aktivan jod.

Rice. 21. Sagorevanje vodonika u hloru. 1- hlor 2-

Interakcija halogena sa jednostavnim supstancama. Možete pratiti smanjenje hemijske aktivnosti od fluora do hlora koristeći primjere različitih reakcija. Posebno je zanimljiva interakcija različitih halogena sa vodonikom. Njihovi uslovi reakcije su različiti.
Dakle, fluor reagira s vodonikom eksplozivno čak i u mraku. U ovom slučaju, fluor se formira prema jednačini.
H2 + F2 = 2HF

Fluorid je najtrajnije jedinjenje među vodonik halogenidima.
Interakcija hlora sa vodonikom se dešava eksplozivno samo na svetlosti:
Cl2+ H2 = 2HCl
Ako zapalite mlaz vodonika u atmosferi hlora, on će tiho gorjeti bezbojnim plamenom (slika 21).

Sa vodonikom, brom stvara bromovodonik.
Br2 + H2 = 2NVg
Proces se odvija na niskoj temperaturi.
Jod reaguje sa vodonikom samo kada se zagreje i formira jodid vodonik:
N2 + I2 = 2NI
Međutim, ovaj spoj je vrlo nestabilan i lako se razgrađuje stvaranjem vodika i joda. U svim ovim slučajevima halogeni se ponašaju kao oksidanti. Halogeni vodika formiraju kiseline kada se rastvore u vodi.

Halogeni također pokazuju oksidirajuća svojstva kada su u interakciji s metalima, što je obično vrlo aktivno.
Fluor reaguje sa skoro svim metalima. Lako je pratiti interakciju hlora sa metalima. Mnogi gore u hloru, na primjer, spontano se zapale (slika 22). Drugi reaguju sa hlorom kada se zagreju, na primer (slika 23).
2Na + Cl2 = 2NaCl
Ako mogu imati različita oksidaciona stanja, tada u reakciji s hlorom obično pokazuju najviše.

Rice. 22.

Na primjer.
2Fe + 3Sl2 = 2FeCl3

Su + Sl2 = SuSl2

Ovdje, u reakciji sa hlorom, pokazuje oksidaciono stanje jednako +3 - Fe +3, i jednako +2 - Cu +2. U svim gore navedenim slučajevima, hlor se ponaša kao.

Burno reaguje sa metalima i bromom. Ako u epruvetu s tekućim bromom sipate neke aluminijske strugotine, one sagorevaju u bromu i nastaju aluminij bromid, što je praćeno oslobađanjem braon bramovih para i snopom iskri. Reakcija se odvija prema sljedećoj jednadžbi:
2Al + ZVr2 = 2AlVr3

Eksperiment se izvodi u uređaju prikazanom na sl. 24. Duga cijev 1 djeluje kao hladnjak zraka. Oni takođe gore u bromu, a sa bromom daje jaku eksploziju.

Rice. 22.

Jod takođe reaguje sa metalima i formira jodidne soli. Posebno je zanimljiva reakcija aluminijuma sa jodom. Da biste to učinili, kristali joda se melju u malteru dok se ne formira fini prah, a zatim se jod pomiješa s aluminijskom prašinom na azbestnoj mreži. Smjesa, pribor i materijali moraju biti potpuno suhi. Ako zatim u smjesu dodate kap vode, koja djeluje kao katalizator u ovom procesu, smjesa se zapali i izgori, oslobađajući ljubičaste oblake jodne pare
2Al + 3I2 = 2AlI3

Treba napomenuti da jod teže reagira s metalima od hlora i broma.
Za razliku od većine drugih jednostavnih supstanci, halogeni ne stupaju u direktnu interakciju s kisikom, budući da halogeni također imaju slične vrijednosti elektronegativnosti. Međutim, halogeni se dobijaju indirektno i postoje.

Rice. 23.
1- metal
2-kalcijum hlorid cijev
3-hlor
4- kaustičan

■ 14. Dokazati sastavljanjem elektronske ravnoteže da se u reakcijama sa vodonikom i metalima halogeni ponašaju kao oksidanti. Opravdajte ovo ponašanje strukturom atoma halogena.

15. Koja se zapremina hlorovodonika može dobiti reakcijom 20 litara hlora sa vodonikom? (ovaj problem je u potpunosti riješen u volumenima).
16. Kako bi se osiguralo da nastali hlorovodonik nije kontaminiran hlorom, kada hlor reaguje sa vodonikom, ovaj drugi se uzima 5% više od potrebne količine. Izračunajte koliko vodonika treba uzeti da se dobije 50 litara hlorovodonika.

Halogeni u prirodi Halogeni se, zbog svoje ogromne hemijske aktivnosti, u prirodi nalaze isključivo u obliku jedinjenja, uglavnom u obliku...

DEFINICIJA

Halogeni– Elementi VIIA grupe – fluor (F), hlor (Cl), brom (Br) i jod (I). Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa halogena ns 2 np 5.

Budući da halogenima nedostaje samo jedan elektron prije nego što završe energetski nivo, u ORR-u najčešće ispoljavaju svojstva oksidacijskih sredstava. Oksidacijska stanja halogena: od “-1” do “+7”. Jedini element halogenske grupe, fluor, pokazuje samo jedno oksidaciono stanje "-1" i najelektronegativniji je element.

Priprema halogena i njihovih spojeva

Halogeni se mogu dobiti elektrolizom otopina ili talina halogenida:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (rastop)

Najčešće se halogeni dobivaju reakcijom oksidacije halogenovodičnih kiselina:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O

2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl

HF i HCl se pripremaju reakcijom njihovih čvrstih soli s koncentriranom sumpornom kiselinom kada se zagrijavaju:

CaCl 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HCl

HBr i HI se ne mogu dobiti na ovaj način, jer su ove tvari jaka redukcijska sredstva i oksidiraju se sumpornom kiselinom:

2KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Br 2 + 2H 2 O + SO 2

8KI + 5H 2 SO 4 = 4K 2 SO 4 +4I 2 +4H 2 O + H 2 S

Dakle, HBr i HI se dobijaju hidrolizom odgovarajućih fosfornih halida:

PBr 3 + 3H 2 O = 3HBr + H 3 PO 3

Među halogenim spojevima koji sadrže kisik, od najveće važnosti su kiseline koje sadrže kisik i njihove soli. Dakle, HClO je jedna od kiselina klora koje sadrže kisik - hipoklorovita kiselina se dobiva u vodenim otopinama klora kao proizvod hidrolize:

Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl

Soli hipohlorne kiseline - hipohloriti nastaju kada se klor propušta kroz hladne alkalne rastvore, na primer:

Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O

Hipohlorna kiselina (HClO 3) se dobija obradom kiselih soli (hlorata) koncentrovanom sumpornom kiselinom:

Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 +2HClO 3

Soli hipohlorne kiseline - klorati se dobijaju propuštanjem Cl 2 u vrući alkalni rastvor:

3Cl 2 + 6KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3H 2 O

HClO 4 je perhlorna kiselina, koja se može dobiti tretiranjem kalijum perhlorata koncentrovanom sumpornom kiselinom:

2 KClO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2 HClO 4

Otopine hipobromnih (HOBr) i hipojodnih (HOI) kiselina mogu se pripremiti, poput HClO, reakcijom odgovarajućih halogena sa vodom.

Br 2 + H 2 O = HBr + HOBr

I 2 + H 2 O = HI + HOI

Bromne (HBrO 3) i jodne (HIO 3) kiseline mogu se dobiti oksidacijom broma ili jodne vode hlorom:

Br 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HBrO 3 + 10 HCl

Biološki značaj halogena i njihovih spojeva

Hlor - jedan od najvažnijih elemenata koji čine žive organizme. Tijelo ga sadrži u obliku soli – natrijum hlorida. Klor stimuliše metabolizam, rast kose, daje snagu i snagu. Većina NaCl se nalazi u krvnoj plazmi.

HCl, koji je dio želudačnog soka, kontrolira probavne procese. U nedostatku 0,2% HCl, proces varenja hrane se praktično zaustavlja.

Alge, kao i neke druge biljke, aktivno akumuliraju brom. Morska voda sadrži najveću količinu broma, koji može proći u zrak, pa je njen sadržaj u zraku priobalnih područja uvijek veći nego u područjima udaljenim od mora.

Jod je, kao i hlor, jedan od najvažnijih elemenata koji čine žive organizme. Nedostatak joda u vodi i hrani smanjuje proizvodnju hormona štitnjače i dovodi do endemske strume. Jod ulazi u organizam hranom: hljebom, jajima, mlijekom, vodom, morskim algama i zrakom (posebno morskim) prilikom disanja.

Primjena halogena i njihovih spojeva

Halogeni se široko koriste u industriji. Tako se fluor koristi za proizvodnju maziva koja mogu izdržati visoke temperature, teflona, ​​freona itd. Klor se koristi u proizvodnji hlorovodonične kiseline, izbjeljivača, hipohlorita i hlorata, za izbjeljivanje tkanina i pulpe za izradu papira, za sterilizaciju vode za piće i dezinfekciju otpadnih voda itd.

Brom je neophodan za proizvodnju raznih lekovitih supstanci, nekih boja, kao i bromida srebra koji se koristi u proizvodnji fotografskih materijala.

Jod se u medicini koristi u obliku 10% rastvora u etanolu kao antiseptik i hemostatski agens. Jod je uključen u brojne farmaceutske lijekove.

Fluorovodonična kiselina (HF) se koristi za proizvodnju fluorida, jetkanje stakla, uklanjanje peska sa metalnih odlivaka i analizu minerala.

Hlorovodonična kiselina (HCl) se široko koristi u hemijskoj praksi, kao i njene soli. Na primjer, natrijum hlorid (kuhinjska so) služi kao sirovina za proizvodnju hlora, hlorovodonične kiseline, kaustične sode, a koristi se u bojanju, izradi sapuna i drugim industrijama.

Primjeri rješenja postavljanjem pitanja

PRIMJER 1

Halogeni se nalaze lijevo od plemenitih plinova u periodnom sistemu. Ovih pet toksičnih nemetalnih elemenata nalazi se u grupi 7 periodnog sistema. To uključuje fluor, hlor, brom, jod i astatin. Iako je astat radioaktivan i ima samo kratkotrajne izotope, ponaša se kao jod i često se klasifikuje kao halogen. Pošto halogeni elementi imaju sedam valentnih elektrona, potreban im je samo jedan dodatni elektron da formiraju puni oktet. Ova karakteristika ih čini reaktivnijima od drugih grupa nemetala.

opšte karakteristike

Halogeni formiraju dvoatomne molekule (tip X 2, gdje X označava atom halogena) - stabilan oblik postojanja halogena u obliku slobodnih elemenata. Veze ovih dvoatomskih molekula su nepolarne, kovalentne i jednostruke. omogućavaju im da se lako kombinuju sa većinom elemenata, tako da se nikada ne nalaze nepovezani u prirodi. Fluor je najaktivniji halogen, a astat najmanje.

Svi halogeni formiraju soli grupe I sa sličnim svojstvima. U ovim jedinjenjima halogeni su prisutni u obliku halogenih anjona sa nabojem od -1 (na primjer, Cl -, Br -). Završetak -id označava prisustvo halogenih anjona; na primjer Cl - naziva se "hlorid".

Osim toga, hemijska svojstva halogena omogućavaju im da djeluju kao oksidirajuća sredstva - oksidirajuće metale. Većina hemijskih reakcija u kojima učestvuju halogeni su redoks reakcije u vodenom rastvoru. Halogeni formiraju jednostruke veze sa ugljikom ili dušikom gdje je njihov oksidacijski broj (CO) -1. Kada je atom halogena zamijenjen kovalentno vezanim atomom vodika u organskom spoju, prefiks halo- može se koristiti u opštem smislu, ili prefiksi fluor-, hloro-, bromo-, jodo- - za specifične halogene. Halogeni elementi mogu se umrežiti kako bi formirali dvoatomske molekule s polarnim kovalentnim jednostrukim vezama.

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

Hemijski elementi

Fluor, element s atomskim brojem 9, označen je simbolom F. Elementarni fluor je prvi put otkriven 1886. izolacijom iz fluorovodonične kiseline. U slobodnom stanju, fluor postoji kao dvoatomski molekul (F2) i najzastupljeniji je halogen u zemljinoj kori. Fluor je najelektronegativniji element u periodnom sistemu. Na sobnoj temperaturi to je blijedožuti plin. Fluor takođe ima relativno mali atomski radijus. Njegov CO je -1, osim u elementarnom dvoatomskom stanju, u kojem je njegovo oksidacijsko stanje nula. Fluor je izuzetno reaktivan i direktno reaguje sa svim elementima osim helijuma (He), neona (Ne) i argona (Ar). U rastvoru H2O, fluorovodonična kiselina (HF) je slaba kiselina. Iako je fluor visoko elektronegativan, njegova elektronegativnost ne određuje kiselost; HF je slaba kiselina zbog činjenice da je jon fluora bazičan (pH > 7). Osim toga, fluor proizvodi vrlo moćna oksidirajuća sredstva. Na primjer, fluor može reagirati s inertnim plinom ksenonom i formirati jak oksidacijski agens ksenon difluorid (XeF2). Fluorid ima mnogo namjena.

Klor je element sa atomskim brojem 17 i hemijskim simbolom Cl. Otkriven 1774. izolacijom iz hlorovodonične kiseline. U svom elementarnom stanju formira dvoatomski molekul Cl 2 . Hlor ima nekoliko CO: -1, +1, 3, 5 i 7. Na sobnoj temperaturi je svetlozeleni gas. Budući da je veza koja se stvara između dva atoma hlora slaba, molekula Cl 2 ima vrlo visoku sposobnost formiranja jedinjenja. Hlor reaguje sa metalima i formira soli koje se nazivaju hloridi. Joni hlora su najčešći ioni koji se nalaze u morskoj vodi. Hlor takođe ima dva izotopa: 35 Cl i 37 Cl. Natrijum hlorid je najčešće jedinjenje od svih hlorida.

Brom je hemijski element sa atomskim brojem 35 i simbolom Br. Prvi put je otkriven 1826. U svom elementarnom obliku, brom je dvoatomski molekul Br 2 . Na sobnoj temperaturi je crvenkasto-smeđa tečnost. Njegovi CO su -1, + 1, 3, 4 i 5. Brom je aktivniji od joda, ali manje aktivan od hlora. Osim toga, brom ima dva izotopa: 79 Br i 81 Br. Brom se nalazi u bromidu otopljenom u morskoj vodi. Globalna proizvodnja bromida značajno je porasla posljednjih godina zbog njegove dostupnosti i dugog vijeka trajanja. Kao i drugi halogeni, brom je oksidant i vrlo je toksičan.

Jod je hemijski element sa atomskim brojem 53 i simbolom I. Jod ima oksidaciona stanja: -1, +1, +5 i +7. Postoji u obliku dvoatomske molekule, I 2. Na sobnoj temperaturi je ljubičasta čvrsta supstanca. Jod ima jedan stabilan izotop - 127 I. Prvi put je otkriven 1811. pomoću morskih algi i sumporne kiseline. Trenutno se jodni joni mogu izolovati u morskoj vodi. Iako jod nije jako rastvorljiv u vodi, njegova rastvorljivost se može povećati upotrebom pojedinačnih jodida. Jod igra važnu ulogu u tijelu, učestvujući u proizvodnji hormona štitnjače.

Astatin je radioaktivni element sa atomskim brojem 85 i simbolom At. Njegova moguća oksidaciona stanja su -1, +1, 3, 5 i 7. Jedini halogen koji nije dvoatomski molekul. U normalnim uslovima to je crna metalna čvrsta materija. Astatin je vrlo rijedak element, tako da se o njemu malo zna. Osim toga, astat ima vrlo kratko vrijeme poluraspada, ne duže od nekoliko sati. Dobiven 1940. kao rezultat sinteze. Vjeruje se da je astatin sličan jodu. Drugačije je

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

Ova struktura vanjskog sloja elektrona znači da su fizička i kemijska svojstva halogena slična. Međutim, prilikom poređenja ovih elemenata uočavaju se i razlike.

Periodična svojstva u halogenoj grupi

Fizička svojstva jednostavnih halogenih tvari mijenjaju se s povećanjem atomskog broja elementa. Za bolje razumijevanje i veću jasnoću nudimo vam nekoliko tabela.

Tačke topljenja i ključanja grupe rastu kako se povećava veličina molekula (F

Tabela 1. Halogeni. Fizička svojstva: tačke topljenja i ključanja

• Atomski radijus se povećava.

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

Tabela 2. Halogeni. Fizička svojstva: atomski radijusi

• Energija jonizacije se smanjuje.

Ako se vanjski valentni elektroni ne nalaze blizu jezgre, tada neće biti potrebno mnogo energije da se uklone iz nje. Dakle, energija potrebna za izbacivanje vanjskog elektrona nije tako visoka u donjem dijelu grupe elemenata, jer tamo ima više nivoa energije. Uz to, visoka energija jonizacije uzrokuje da element pokazuje nemetalne kvalitete. Jod i displej astat pokazuju metalna svojstva jer je energija jonizacije smanjena (At< I < Br < Cl < F).

Tabela 3. Halogeni. Fizička svojstva: energija jonizacije

• Elektronegativnost se smanjuje.

Broj valentnih elektrona u atomu raste sa povećanjem nivoa energije na progresivno nižim nivoima. Elektroni se progresivno udaljuju od jezgra; Dakle, jezgro i elektroni se međusobno ne privlače. Uočeno je povećanje zaštite. Stoga se elektronegativnost smanjuje sa povećanjem perioda (At< I < Br < Cl < F).

Tabela 4. Halogeni. Fizička svojstva: elektronegativnost

• Smanjuje se afinitet elektrona.

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

Tabela 5. Elektronski afinitet halogena

• Reaktivnost elemenata se smanjuje.

Reaktivnost halogena opada sa povećanjem perioda (At

Vodik + halogeni

Halid nastaje kada halogen reaguje sa drugim, manje elektronegativnim elementom da bi se formiralo binarno jedinjenje. Vodik reaguje sa halogenima, formirajući halogenide oblika HX:

• fluorovodonik HF;
• hlorovodonik HCl;
• bromovodonik HBr;
• Vodonik jodid HI.

Halogenidi vodonika se lako rastvaraju u vodi i formiraju halogenvodičnu kiselinu (fluorovodonična, hlorovodonična, bromovodonična, jodovodonična) kiselina. Svojstva ovih kiselina su data u nastavku.

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

Svi halogenidi vodonika formiraju jake kiseline, sa izuzetkom HF.

Povećava se kiselost halogenovodoničnih kiselina: HF

Fluorovodonična kiselina može dugo vremena nagrizati staklo i neke neorganske fluoride.

Može se činiti kontraintuitivnim da je HF najslabija halogenvodična kiselina, budući da fluor ima najveću elektronegativnost. Međutim, H-F veza je vrlo jaka, što rezultira vrlo slabom kiselinom. Jaka veza je određena kratkom dužinom veze i visokom energijom disocijacije. Od svih halogenovodonika, HF ima najkraću dužinu veze i najveću energiju disocijacije veze.

Halogene oksokiseline

Halogene okso kiseline su kiseline sa atomima vodika, kiseonika i halogena. Njihova kiselost se može odrediti strukturnom analizom. Halogene okso kiseline su navedene u nastavku:

• Hipohlorna kiselina HOCl.
• Hlorna kiselina HClO 2.
• Hipohlorna kiselina HClO 3.
• Perhlorna kiselina HClO 4.
• Hipobromna kiselina HOBr.
• Bromna kiselina HBrO 3.
• Bromna kiselina HBrO 4.
• Vodena kiselina HOI.
• Vodena kiselina HIO 3.
• Metajodna kiselina HIO4, H5IO6.

U svakoj od ovih kiselina, proton je vezan za atom kiseonika, tako da poređenje dužina protonskih veza ovde nije korisno. Elektronegativnost ovdje igra dominantnu ulogu. Aktivnost kiseline raste sa brojem atoma kiseonika koji su povezani sa centralnim atomom.

Izgled i stanje supstance

Osnovna fizička svojstva halogena mogu se sažeti u sljedećoj tabeli.

Objašnjenje izgleda

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

U zatvorenim posudama, tečni brom i čvrsti jod su u ravnoteži sa svojim parama, što se može posmatrati u obliku obojenog gasa.

Iako je boja astatina nepoznata, pretpostavlja se da je tamniji od joda (tj. crn) prema uočenom uzorku.

Sada, ako vas pitaju: “Okarakterizirajte fizička svojstva halogena,” imat ćete nešto za reći.

Oksidacijsko stanje halogena u jedinjenjima

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

Na primjer, u jod hloridu (ICl), hlor ima CO -1, a jod +1. Klor je elektronegativniji od joda, tako da je njegov CO -1.

U bromovoj kiselini (HBrO 4), kiseonik ima CO -8 (-2 x 4 atoma = -8). Vodonik ima ukupno stanje oksidacije +1. Dodavanje ovih vrijednosti daje CO od -7. Pošto konačni CO jedinjenja mora biti nula, CO broma je +7.

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

Zašto je CO fluor uvijek -1?

Elektronegativnost se povećava sa povećanjem perioda. Fluor stoga ima najveću elektronegativnost od svih elemenata, o čemu svjedoči i njegov položaj u periodnom sistemu. Njegova elektronska konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 5. Ako fluor dobije još jedan elektron, najudaljenije p orbitale su potpuno popunjene i formiraju puni oktet. Budući da fluor ima visoku elektronegativnost, lako može uzeti elektron od susjednog atoma. Fluor je u ovom slučaju izoelektronski prema inertnom plinu (sa osam valentnih elektrona), sve njegove vanjske orbitale su popunjene. U ovom stanju, fluor je mnogo stabilniji.

Proizvodnja i upotreba halogena

U prirodi su halogeni u stanju aniona, pa se slobodni halogeni dobijaju oksidacijom elektrolizom ili upotrebom oksidacionih sredstava. Na primjer, hlor se proizvodi hidrolizom otopine kuhinjske soli. Upotreba halogena i njihovih spojeva je raznolika.

• Fluor. Iako je fluor vrlo reaktivan, koristi se u mnogim industrijskim aplikacijama. Na primjer, ključna je komponenta politetrafluoroetilena (teflona) i nekih drugih fluoropolimera. Klorofluorougljici su organska jedinjenja koja su se ranije koristila kao rashladna sredstva i potisni plinovi u aerosolima. Njihova upotreba je obustavljena zbog mogućeg uticaja na životnu sredinu. Zamijenjeni su. Fluorid se dodaje pasti za zube (SnF 2) i vodi za piće (NaF) kako bi se spriječilo karijes. Ovaj halogen se nalazi u glini koja se koristi za proizvodnju određenih vrsta keramike (LiF), koja se koristi u nuklearnoj energiji (UF 6), za proizvodnju antibiotika fluorokinolona, ​​aluminijuma (Na 3 AlF 6) i za izolaciju visokonaponske opreme ( SF 6).
• Hlor također pronašao razne primjene. Koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazena. (NaClO) je glavna komponenta izbjeljivača. Hlorovodonična kiselina se široko koristi u industriji i laboratorijama. Klor je prisutan u polivinil hloridu (PVC) i drugim polimerima koji se koriste za izolaciju ožičenja, cijevi i elektronike. Osim toga, hlor se pokazao korisnim u farmaceutskoj industriji. Lijekovi koji sadrže klor koriste se za liječenje infekcija, alergija i dijabetesa. Neutralni oblik hidroklorida je komponenta mnogih lijekova. Klor se također koristi za sterilizaciju bolničke opreme i dezinfekciju. U poljoprivredi, hlor je komponenta mnogih komercijalnih pesticida: DDT (dihlorodifeniltrikloretan) se koristio kao poljoprivredni insekticid, ali je njegova upotreba postupno ukinuta.

• Brom, zbog svoje nezapaljivosti, koristi se za suzbijanje gorenja. Također se nalazi u metil bromidu, pesticidu koji se koristi za očuvanje usjeva i ubijanje bakterija. Međutim, prekomjerna upotreba je postupno ukinuta zbog utjecaja na ozonski omotač. Brom se koristi u proizvodnji benzina, fotografskog filma, aparata za gašenje požara i lijekova za liječenje upale pluća i Alchajmerove bolesti.
• Jod igra važnu ulogu u pravilnom funkcioniranju štitne žlijezde. Ako tijelo ne dobije dovoljno joda, štitna žlijezda se povećava. Za prevenciju gušavosti ovaj halogen se dodaje kuhinjskoj soli. Jod se koristi i kao antiseptik. Jod se nalazi u rastvorima koji se koriste za čišćenje otvorenih rana, kao i u sprejevima za dezinfekciju. Osim toga, srebro jodid je važan u fotografiji.
• Astatin- radioaktivni i halogen rijetkih zemalja, stoga se još nigdje ne koristi. Međutim, vjeruje se da ovaj element može pomoći jodu u regulaciji hormona štitnjače.

Biološki značaj
i upotreba halogena
i njihove veze

9. razred

Ciljevi. Obrazovni. Negovanje kolektivizma, ekološke kulture i svakodnevne kompetencije učenika.

edukativni: razvoj sposobnosti izvođenja zaključaka, utvrđivanja bitnih, razvoj logičkog mišljenja.

edukativni: Učenici treba da poznaju biološku ulogu halogena, upotrebu halogena i njihovih spojeva.

Lekcija po programu Gabrielyan O.S. kombinovano, sa elementima proučavanja novog gradiva, u vidu razgovora, grupnog rada.

Oprema. Uzorci paste za zube, teflonskih proizvoda, plastike, lijekova, fotografskog papira, kartica sa halogenim simbolima.

moto:Čovek je kreator budućnosti!

TOKOM NASTAVE

Organiziranje vremena

Učitelju. Koje smo elemente obrađivali na prošlim časovima?

Studenti. Halogeni.

Učitelju. Šta smo naučili o halogenima?

Studenti. Struktura, svojstva.

Učitelju. Šta ostaje neistraženo?

Studenti. Primjena, istorija otkrića.

Učitelju. Tema naše lekcije...(učenici sami formulišu temu: “Biološki značaj i primena halogena i njihovih jedinjenja”) . Trebaće nam nešto od vašeg znanja.

Pitanja se dijele na papirima na koje učenici odgovaraju pismeno.

Pitanja za ažuriranje znanja

1) Navedite halogene, navodeći atomski broj i relativnu atomsku masu svakog od njih.

2) Nastavite frazu: "Molekuli halogena sastoje se od..."

3) Koje je oksidaciono stanje tipično za halogene?

4) Kako se mijenja radijus atoma u halogenoj podgrupi?

5) Kako se oksidirajuća svojstva mijenjaju od fluora do astata?

Odgovori za samoprovjeru znanja učenika.

1) Ž – br. 9, A r= 19; Kl – br. 17, A r = 35,5;

Br – br. 35, A r= 80; I – br. 53, A r = 127;

Na – br. 85, A r = 210.

2) Dva atoma.

4) Povećava se od fluora do astata.

5) Smanjena.

Učitelju. Ako nešto niste znali, ispravite se, zapamtite.

Motivacija

Nastavnik (pokazuje na uzorke paste za zube, teflonskih proizvoda, lijekova). Što mislite da funkcionira u ovim često korištenim materijalima?

Studenti. Halogeni.

Učitelju. Zanimljivo je saznati više o upotrebi halogena i njihovih spojeva.

Grupni rad

Učenici u svojim radnim sveskama dijele list u dvije kolone:

1) Šta znam o značenju i primjeni halogena i njihovih spojeva?

2) Šta ste novo naučili o značenju i primjeni halogena i njihovih spojeva?

Odeljenje je podeljeno u grupe prema prirodi motivacije za učenje, karakteristikama intelektualnog razvoja, stepenu voljnog razvoja, samoregulacije, pažnje i stepena izvođenja. Radite u grupama sa tekstovima o halogenima: napravite knjižicu o svom predstavniku porodice halogena po planu.

1) Naslovna stranica ne treba samo da odražava naslov teme, već i da bude interesantna.

2) Posljednja stranica mora sadržavati imena autora.

3) Na četiri stranice brošure odraziti biološki značaj halogena i njegovih spojeva, ekološke probleme vezane za ovaj halogen, upotrebu halogena i njegovih spojeva u industriji, poljoprivredi, medicini i svakodnevnom životu.

4) U knjižici možete odraziti istoriju otkrića elementa.

5) Knjižica može sadržavati i slike, crteže, dijagrame po vašem nahođenju.

Socijalizacija – razmjena informacija, diskusija, pisanje u svesku.

T e x ts

Ovaj element je predvidio D. I. Mendeljejev pod imenom ekiodo i postao je drugi (posle tehnecijuma) sintetizirani element. Njegovu sintezu izveli su američki naučnici D. Corson, K. McKenzie i E. Segre (1940) koristeći nuklearnu reakciju:

Trenutno su poznata 24 umjetna izotopa astatina. Svi su kratkotrajni (otuda naziv elementa: na grčkom znači nestabilan). Najstabilniji izotop - poluživot mu je oko 8 sati.Po svojim svojstvima astat je sličan i jodu i polonijumu, olovo ima izražena metalna svojstva.

Atomi svih izotopa najtežeg halogena su vrlo nestabilni. Njihova jezgra podliježu brzom radioaktivnom raspadu, tako da u zemljinoj kori ima izuzetno malo astatina (prema najoptimističnijim procjenama, samo ~30 g), a njegova svojstva ostaju slabo shvaćena.

Yod je bio ponosan na svoju lepotu,
Bio je čvrst, ali je ispario.
Ljubičasta kao noć
Odjurio je daleko.

Jod je otkrio francuski hemičar B. Courtois 1811. Naučnik je uočio pojavu ljubičastih para sa mirisom sličnim mirisu hlora kada je koncentrisana sumporna kiselina delovala na pepeo morske alge.

Naziv jod potiče od grčke reči za boju ljubičice, ljubičice.

Jod je slabo rastvorljiv u vodi, ali mnogo bolje u alkoholu i mnogim drugim organskim rastvaračima. Alkoholna otopina joda se široko koristi za dezinfekciju malih rana na koži.

Jod igra izuzetnu ulogu u našem organizmu. Osigurava normalno funkcioniranje štitne žlijezde, o čemu posebno ovisi sposobnost osobe da obavlja mentalni rad. Mikro količine joda u organizam ulaze hranom, vodom za piće i nekim prehrambenim proizvodima (posebno morskog porijekla). U regiji Nižnji Novgorod ljudi pate od nedostatka joda - premalo ga ima u vodi za piće. Da bi se nadoknadio nedostatak joda koristi se jodirana so - kuhinjska so, kojoj su u fabrici dodane količine natrijum ili kalijum jodida u tragovima.

Kako bi zaštitili štitnu žlijezdu od nakupljanja atoma radionuklida 131 I, koji nastaju tokom rada nuklearnog reaktora i mogu biti ispušteni u atmosferu kao posljedica nesreće, liječnici preporučuju popiti čašu mlijeka uz koju dodana je jedna kap tinkture medicinskog joda. Volumen štitne žlijezde je vrlo mali, a ova količina joda je dovoljna da je zasiti i liši sposobnosti da apsorbuje dodatni jod koji ulazi u tijelo na tjedan dana. Nakon eksplozije u nuklearnoj elektrani Černobil u našoj zemlji, srećom, nije bilo nijedne nesreće praćene ispuštanjem 131 I u okoliš.

Jod se koristi za dubinsko prečišćavanje metala i sintezu lijekova.

Brom se prosuo u okean,
Iako smrdljivo, ali ružičasto.
Preteći se tukao u grudi:
„Ja sam brom! Ne bilo ko!..”

Brom dolazi od grčke riječi za smrad.

Godine 1825., francuski hemičar A. J. Balard izolovao je brom iz pepela morskih algi tretirajući ga koncentrovanom sumpornom kiselinom i piroluzitom (MnO 2).

Brom je teška tamnocrvena tečnost* (= 3,1055 g/cm3), koja formira žuto-smeđe pare sa oštrim mirisom koji mogu da izazovu oštećenje respiratornog trakta. Kada tečni brom dospije na kožu, nastaju vrlo bolne opekotine i teško zacjeljivi čirevi.

Brom se čuva u bocama sa brušenim staklenim čepovima. S bromom možete raditi samo pod vučom, uz masku (naočare) i gumene rukavice. Ako vam brom dospije na kožu, brzo isperite zahvaćeno područje alkoholom, puno vode, a zatim više puta 2% otopinom sode bikarbone. Ako slučajno udahnete paru broma, morate udahnuti paru 2% rastvora amonijaka, a zatim kiseonik ili svež vazduh.

Izvor broma u industriji su vode nekih jezera.

Fiziološka uloga broma u organizmu je beznačajna. Svi su čuli da ljekari propisuju brom kao sedativ. Jasno je da ne govorimo o jednostavnoj supstanci bromu (brom je veoma otrovan). Pacijentima se propisuje rastvor natrijum ili kalijum bromida.

Sočivo, mahune i mahune graška su bogate bromom. Kod životinja, brom se nalazi u krvi, cerebrospinalnoj tečnosti, hipofizi i nadbubrežnim žlezdama.

Srebrni bromid se koristi u fotografiji. Natrijum bromid se dodaje u alkoholna pića za štavljenje da bi se dobila tvrđa koža. Prozirni KBr kristali se koriste za izradu sočiva koja savršeno prenose infracrvene zrake i koriste se u uređajima za noćno osmatranje.

Litijum bromid sprečava koroziju u rashladnim uređajima, dehidrira mineralna ulja i pomaže klimatizaciji.

Bromindigo ima široku primenu u tekstilnoj industriji, sa kojom proizvodi čitav niz jarkih i čistih boja od plave do crvene.

Hlor čini 0,017% mase zemljine kore. Hlor je deo minerala halita (NaCl), silvina (KCl), silvinita (NaCl KCl) i drugih.

Hlor se hvalio:

„Nemam ravnog!
Halogen je najvažniji.
Ne volim da pričam uzalud:
Izbijeliću sve na svijetu!”

Klor sa grčkog znači žuto-zelen.

Švedski hemičar K. Scheele je 1774. godine dobio hlor zagrijavanjem minerala piroluzita MnO 2 sa koncentrovanom hlorovodoničnom kiselinom.

Klor se industrijski proizvodi elektrolizom vodene otopine natrijevog klorida:

Ekonomski nije isplativo proizvoditi hlor elektrolizom taline hlorida. U laboratoriji se za proizvodnju hlora koristi oksidacija koncentrirane hlorovodonične kiseline jakim oksidantima:

14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 + 7H 2 O.

Tačka ključanja hlora je –33,97 °C; hlor je zelenkasto-žuti gas oštrog mirisa, 2,5 puta teži od vazduha; pri povišenom pritisku prelazi u tečno stanje (žuta tečnost) već na sobnoj temperaturi, pa ga je pogodno transportovati i čuvati u tečnom obliku u cilindrima. Boce hlora su obojene zelenom bojom.

Rastvorljivost hlora u vodi je niska.

Rastvor dobijen apsorbovanjem 2,5 zapremine Cl 2 sa jednom zapreminom vode naziva se hlorna voda.

Kada je sadržaj gasa u vazduhu neznatan, kada se oseća samo slab miris, hlor ima dezinfekciono dejstvo. Međutim, produženo udisanje vazduha sa sadržajem hlora iznad 0,01 mg/l izaziva jaku iritaciju sluzokože respiratornog trakta, pečenje u ustima i kašalj, a ponekad i smrt od gušenja.

Hlor spada u grupu zagušivača. Bio je to prvo hemijsko ratno sredstvo koje su Nemci koristili tokom Prvog svetskog rata. Učinci toksičnih tvari na tijelo su različiti. Neki, poput hlora, prvenstveno utiču na respiratorni sistem, drugi, poput hloropikrina Cl 3 CNO 2, prvenstveno utiču na oči i izazivaju jaku lakrimaciju (otrovne supstance za suzenje), neke, poput iperita (C 2 H 4 Cl) 2 S i lewizita CHCl= CHAsCl 2 izazivaju apscese na koži (otrovne supstance plikova). Štetno djelovanje može se sastojati i od trovanja tijela nekom supstancom, na primjer fosgenom COCl 2, koja prodire u krv kroz sluznicu (toksične otrovne tvari).

Složene otrovne tvari, zajedno s hlorom, koriste se u poljoprivredi za suzbijanje štetočina. Da bi se uništili, na primjer, gofovi, klor iz cilindra se propušta u rupu na 1-2 s; onda se rupa drži zatvorena oko minut.

Klor je prvi put korišten u medicini. Kao dezinfekciono sredstvo lekarima i studentima medicine prilikom rada u mrtvačnicama preporučuje se rastvor CaCl(OCl) u vodi – izbeljivač.

Korištenjem spojeva koji sadrže hlor, pamuk, lanene tkanine i celuloza (u tekstilnoj i papirnoj industriji) se lako i brzo izbjeljuju. Zaista, prije pojave ovih spojeva, u nekim evropskim, posebno sjevernim, zemljama, u proljeće su polja i livade bile prekrivene lanenim tkaninama koje su pod utjecajem sunčeve svjetlosti i drugih prirodnih faktora dobijale potrebnu bjelinu. Za izbjeljivanje livada tkanine iz Engleske slane su čak u Holandiju, a trgovci iz francuskog grada Bordeauxa izvozili su tkanine na afričke obale.

Hlor dezinfikuje vodu.

U obojenoj metalurgiji neki metali (titanijum, niobijum, tantal) se ekstrahuju iz ruda hlorisanjem.

Dnevne potrebe odrasle osobe za hlorom (2-4 g) zadovoljavaju se prehrambenim proizvodima.

Hljeb, meso i mliječni proizvodi posebno su bogati hlorom. Hlor igra važnu ulogu u organizmu; joni hlorida doprinose zadržavanju vode u tkivima tokom metabolizma vode i soli.

Maksimalni maseni udio HCl u rastvoru hlorovodonične kiseline na sobnoj temperaturi je ~36%. Ispuštanje HCl para u atmosferu dovodi do teške korozije čeličnih proizvoda, ali staklena oprema je stabilna. Tehnička hlorovodonična kiselina je često obojena žuto zbog prisustva jedinjenja gvožđa u njoj. Koncentrirana HCl se ponekad koristi u svakodnevnom životu za čišćenje sudopera i uklanjanje rđe.

Od velike praktične važnosti su hipohloriti - soli hipohlorne kiseline HOCl, koje sadrže atom hlora u oksidacionom stanju +1. Posebno su važni natrijum hipohlorit NaOCl i kalijum KOCl, koji se nalaze u mnogim pastama i prahovima za čišćenje i izbeljivanje, kao i izbeljivač CaCl (OCl) – izbeljivač. Izbjeljivanje i dezinfekcija hipohlorita i izbjeljivača objašnjava se vrlo jakim oksidacijskim svojstvima hipokloritnog jona OCl – i oksida Cl 2 O, koji sadrži atom hlora u oksidacionom stanju +1.

Hloridni joni su dio želučanog soka i učestvuju u različitim unutarćelijskim procesima. Ovi joni ulaze u naš organizam u dovoljnim količinama s hranom. Kuhinjska so služi kao aditiv za ukus i nije potrebna za normalno funkcionisanje organizma. Štoviše, liječnici smatraju da višak soli u hrani doprinosi razvoju mnogih bolesti (prvenstveno kardiovaskularnih), a pacijentima često propisuju dijetu bez soli. Prilikom kuhanja čorbe, na primjer, kuharice preporučuju dodavanje soli u količini od jedne čajne žličice soli po litru vode.

Klor u oksidacionom stanju +3 odgovara nestabilnoj klorovoj kiselini HClO 2, čije se soli nazivaju hloritima. Hloriti pokazuju prilično jaka oksidaciona svojstva. Najvažniji je natrijum hlorit NaClO 2. Koristi se u cestogradnji - posipa se po pukotinama na asfaltnoj površini kako bi se spriječio rast raznih korova u tim pukotinama čiji korijen brzo uništava asfalt.

Oksidacijsko stanje hlora +5 odgovara jakoj perhlornoj kiselini HClO 3 i njenim solima - hloratima. Dobro poznata bertolet so - kalijum hlorat KClO 3 - stabilna je tokom skladištenja, ali su njene mešavine sa mnogim organskim materijalima eksplozivne. Neprihvatljivo je raditi s eksplozivom kod kuće; eksplozija može doći jednostavnim miješanjem smjese.

U oksidacionom stanju +7, hlor stvara vrlo jaku perhlornu kiselinu HClO 4 i njene soli - perklorate. Stabilni, na primjer, magnezijum perhlorat Mg(ClO 4) 2, ponekad se koriste kao sredstvo za sušenje plina; Amonijum perhlorat NH 4 ClO 4 se koristi kao oksidaciono sredstvo u čvrstom raketnom gorivu.

Hloroform (triklorometan) CHCl 3 je bezbojna, providna, teška, pokretna, isparljiva tečnost karakterističnog slatkastog mirisa i oštrog ukusa. Teško se rastvara u vodi. Miješa se u svim omjerima sa alkoholom, benzinom i eteričnim uljima. Hloroform je prvi sintetizirao J. Liebig 1831. Međutim, narkotički efekat hloroforma ostao je nepoznat nekoliko godina. Tek 1848. godine u Engleskoj je hloroform korišćen za opštu anesteziju tokom hirurških operacija, a u Rusiji je hloroform u tu svrhu prvi upotrebio N.I. Pirogov. Hloroform je jaka narkotična supstanca, koja takođe ima relativno visoku toksičnost. Često udisanje para hloroforma u visokim koncentracijama može uzrokovati srčanu aritmiju, distrofične promjene u miokardu, masnu degeneraciju, cirozu i atrofiju jetre, poremećen metabolizam ugljikohidrata, te imati kancerogeno djelovanje na organizam.

Na nadmorskoj visini od 15-25 km iznad zemlje nalazi se ozonski omotač atmosfere koji štiti žive objekte od tvrdog ultraljubičastog zračenja. Kada se ispuste u atmosferu, spojevi koji sadrže hlor disociraju pod utjecajem UV svjetlosti i formiraju atome hlora, koji reagiraju s ozonom:

Cl + O 3 = ClO + O 2.

Godine 1987. 36 država potpisalo je Montrealski protokol za smanjenje proizvodnje freona kao najopasnijih oštećivača ozona. Lansiranja svemirskih šatlova također uvelike uništavaju ozonski omotač. Tokom jednog lansiranja šatla, oko 200 tona hlora uđe u atmosferu.

Jedan atom hlora je u stanju da uništi oko 100 hiljada molekula ozona:

Cl + O 3 -> ClO + O 2,

O 3 -> O 2 + O,

ClO + O -> Cl + O 2 .

Fluor je najzastupljeniji u zemljinoj kori - 0,065% po masi, 13. mjesto, uglavnom se nalazi u dva minerala - fluorosprat CaF 2 i fluorapatit 3Ca 3 (PO 2) 2 CaF 2.

U periodnom sistemu, broj 9 je element koji formira jednostavnu supstancu sa ekstremnim svojstvima. U svijetu je poznat pod dva imena. U inostranstvu se zove fluor, što na latinskom znači "tečnost". Ovaj naziv potiče od riječi “fluorit”, tj. fluorit. (Ovaj mineral je sposoban da snizi tačku topljenja rude.) Fluorit je prvo jedinjenje fluora koje je čovjek koristio. U Rusiji se zove fluor. Važnost fluora u modernom svijetu teško je precijeniti, ali iza njega stoji slava agresivnog, opasnog, otrovnog razarača. Fluor – od grčkog phthoros– uništenje.

Priroda je zaštitila sve živo tako što sadrži prirodni fluor u slabo rastvorljivim i nereaktivnim jedinjenjima – fluorom, apatitom i fosforitom.

Fluor se ne naziva bez veze neukrotivim. Formira spojeve sa svim hemijskim elementima. U struji fluora, drvo, guma pa čak i... voda se zapali. Ova aktivnost je zbog strukturnih karakteristika atoma i molekula fluora. Fluor jedini direktno reaguje i stvara jedinjenja sa plemenitim metalima (zlato, platina itd.), kao i sa inertnim gasovima (osim helijuma, neona i argona).

Teflonska plastika se naziva organska platina; protiv nje su nemoćne „regia vodka“ i rastopljene lužine, visoke i niske temperature. Takve veze su potrebne za raketnu, nuklearnu i avijacijsku tehnologiju.

Fluor je najjači oksidant; ovo svojstvo mu omogućava da se koristi kao oksidant za raketno gorivo. Fluor je vjeran sluga čovjeka u mnogim industrijama. Njegovi spojevi se koriste u optičkoj i laserskoj tehnologiji, u proizvodnji poluvodičkih uređaja i svemirske opreme, u modernim računarskim uređajima i nuklearnoj energiji.

Fluor se smatra glavnim elementom naučnog i tehnološkog napretka. Stvaranje novih načina za proizvodnju energije, lagane i izdržljive plastike, nove generacije računarske tehnologije, proizvodnja bez otpada i još mnogo toga moguće je zahvaljujući spojevima fluora.

Prvo poznato jedinjenje fluora bio je fluorit CaF 2, koji su u srednjem vijeku metalurzi koristili za snižavanje tačke topljenja rude i šljake. Mineral je opisan krajem 15. veka. Vasilija Valentina, a zatim 1529. od osnivača primenjene hemije Džordža Agrikole. Godine 1771. Karl Scheele je dobio fluorovodoničnu kiselinu. Mnogi naučnici rade na dobijanju fluora skoro 100 godina! To su E.B. Dumas, A.L. Lavoisier, G. Davy, A.M. Ampere, M. Faraday, G. Knox i T. Knox, E. Fermi, G. Gore, A. P. Borodin... I konačno, Anri Moissan je dobio fluor 26. juna. , 1886. Izveštaj o radu A. Moissana: fluor je dobijen elektrolizom bezvodnog fluorovodonika, ukapljenog na temperaturama ispod 0°C platina-iridijum elektrodama. Da bi se smanjila aktivnost fluora, cijeli aparat je uronjen u rashladnu smjesu, što je omogućilo da se temperatura smanji na –23 °C.

Godine 1906. Henri Moissan je dobio Nobelovu nagradu za izolaciju i proučavanje fluora i njegovih spojeva.

Fluorovodonična kiselina je slaba. Ali ovo je jedina kiselina koja može reagirati sa staklom:

4HF + SiO 2 = SiF 4 + 2H 2 O.

Posebnost fluorovodonične kiseline je da može postojati (baš kao voda) u obliku oligomera (HF) n. Prosječan stepen asocijacije u tečnosti n = 6.

HF se široko koristi u vazduhoplovstvu, hemijskoj industriji, industriji celuloze i papira; Koristi se za izradu natpisa i crteža na staklu.

Fluorid u fluorapatitu je dio zubne cakline, koji osigurava tvrdoću naših zuba.

S nedostatkom fluora, zaštitni sloj fluorapatita se uništava i pojavljuje se karijes. Uz višak fluora, uočava se povećana krhkost kostiju.

Fluor se dobija samo elektrolizom taline kalijum hidrofluorida KHF 2 u kojoj je rastvoren fluorovodonik. Fluor se obično transportuje u tečnom obliku u posebnim rashladnim kontejnerima (tzv. tankovima). Male količine fluora mogu se proizvesti u laboratoriji reakcijom:

2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.

Freoni, na primjer CF 2 Cl 2 - difluorodiklormetan, koriste se u frižiderima i klima uređajima kao „radna supstanca“.

Fluor je uključen u polimere, lijekove, deterdžente, pesticide, boje i umjetne komponente krvi.

Još tokom Drugog svetskog rata stvorena su hemijska ratna sredstva sa nervno-paralitičkim dejstvom - sarin, soman, koja sadrži fluor.

Fluoridi se koriste u medicini, biljnoj proizvodnji i stočarstvu. Povezuju se s mogućnošću liječenja raka i regulacije naslijeđa, stvaranjem moćnih psihotropnih lijekova, sredstava za smirenje i antibiotika.

Nakon proučavanja tekstova, učenici u grupi razmjenjuju informacije i zapisuju u bilježnicu šta su novo naučili. Zatim, svaka grupa kreira rukom pisanu knjižicu koja opisuje jedan od halogena i predstavlja je cijelom razredu. Jedan učenik brani kreativni rad cijele grupe. Tokom prezentacije knjižice je i prezentacija o halogenima.

Učitelju. Uradili ste odličan posao. Ima prostora za vašu kreativnost. Radit ćete i primjenjivati ​​stečeno znanje.

Učvršćivanje materijala

Kviz "Pogodi halogen"

(Odgovor je kartica sa simbolom elementa.)

1. Koji halogen je prisutan u zubnoj caklini?

2. Koji se halogen eksplozivno kombinuje sa vodonikom čak iu čvrstom stanju?

3. Nijedna dobra pasta za zube ne može bez nje.

4. Paradoks? Kontroverza?
Uništavač zuba leči!
Slon je rekao nauci:
“Karijes... barijera!”

(Odgovor. Fluor.)

1. Prvi ga je u tečnom stanju dobio Michael Faraday, hlađenjem u mješavini kuhinjske soli i leda.

2. Prevedeno s grčkog, njegovo ime znači "žuto-zeleno".

3. Korišćen je kao prvo hemijsko ratno sredstvo.

4. Hlorofil ne voli...
Ovo uopšte nije glupost.
Fatalni spoj riječi,
U... sva živa bića umiru.

(Odgovor. Hlor.)

1. Jedini tečni nemetal.

2. Mouride - tako ju je nazvao njen pronalazač Antoine Balard.

3. Danas mi je pomoglo:
Ja sam miran, kao jogi.

(Odgovor. Brom.)

1. Akademik A.E. Fersman nazvao ga je "sveprisutnim".

2. Nedostatak kog elementa u ljudskom tijelu uzrokuje bolest štitne žlijezde?

3. Zapamtite, borbe protiv ljudi:
Prvi doktor je...
Maži rane, ne plači,
...tinktura.

(Odgovor. Jod.)

1. Najnestabilniji halogen.

2. Halogena koja praktički ne postoji u prirodi.

3. San da ga poznajem je prazan.
On sam je potpuna misterija.
Sekunde se broje...
I, nestajući, topi se.

(Odgovor. Astatin.)

Ukrštenica "Halogeni"

okomito: 1. Fizičko stanje prva dva predstavnika halogena u normalnim uslovima. 2. Najteži halogen, umjetno proizveden 1940. nuklearnom reakcijom. Otkriven u prirodi 1943. Po svojstvima je sličan jodu. 3. Najkarakterističnije svojstvo halogena je dodavanje elektrona koji se predaju metalima, zbog čega za njih kažu: “Halogeni su jaki...” 4. Hemijski najaktivniji halogen. Prvi put nabavljen 1886. od strane A. Moissana (Francuska). 5. Prelazak iz čvrstog stanja direktno u paru, sposobnu da se pretvori u čvrsto stanje, zaobilazeći fazu tečnog stanja. Lako za jod. Koristi se za pročišćavanje supstanci. 6. Broj elektrona na vanjskom energetskom nivou u atomima halogena. 7. Značenje riječi “brom” prevedene sa grčkog na ruski. 8. Naziv soli koje se dobijaju kao rezultat interakcije hlora sa metalima; soli hlorovodonične kiseline.

Zaključak

Student.

Grupe od sedam Aboridžina:
Soli su halogeni.
Oksidativni ljudi -
Ove F, Cl, Br I Ja!

U ćelijama 9 i 17
Dva kriminalca čame.
Glavni elektronski lopov
Razarač fluora - Fluor,
Zajedno sa vodonikom
Lako će se uklopiti u prozor.

Zeleni hlor je otrovan,
Užasno iskušenje se sprema.
U ulozi priprema bijeg
Najbezopasnija so.

Tečni i smrdljivi brom
Sakrio se iza brda.
Sad će baciti omču
O Alkenima i Alkinima...

I lukav u razbojničkoj trci
Ljubičasti jod.
Teško samo za sada
Pred našim očima će nestati u parove.
Pogledajte kako je drzak:
Pokvario sav skrob!

* Tamno crvena boja tekućeg broma vidljiva je u propuštenoj svjetlosti, a u reflektiranoj svjetlosti je tamnoljubičasta, gotovo crna. – Bilješka ed.