Propriétés chimiques et préparation des halogènes. Production d'halogènes. Signification biologique et application des halogènes et de leurs composés. Informations générales sur les halogènes

Chimie des éléments

Non-métaux du sous-groupe VIIA

Les éléments du sous-groupe VIIA sont des non-métaux typiques à haute teneur

électronégativité, ils ont un nom de groupe - « halogènes ».

Principales questions abordées lors de la conférence

Caractéristiques générales des non-métaux du sous-groupe VIIA. Structure électronique, les caractéristiques les plus importantes atomes. L'étape la plus caractéristique

pénalités d’oxydation. Caractéristiques de la chimie des halogènes.

Substances simples.

Composés naturels.

Composés halogènes

Acides halohydriques et leurs sels. Sel et acide fluorhydrique

créneaux horaires, reçu et demande.

Complexes halogénures.

Composés binaires d'oxygène des halogènes. Instabilité env.

Propriétés rédox substances simples et Cie-

unités. Réactions de disproportion. Diagrammes de Latimer.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Chimie des éléments du sous-groupe VIIA

caractéristiques générales

							Manganèse
							Technétium

Le groupe VIIA est formé d'éléments p : fluor F, chlore

Cl, brome Br, iode I et astate At.

La formule générale des électrons de valence est ns 2 np 5.

Tous les éléments du groupe VIIA sont des non-métaux typiques.

							Comme le montre la distribution
							électrons de valence
selon les orbitales des atomes						il ne manque qu'un seul électron

pour former une coque stable à huit électrons

des boîtes, c'est pourquoi ils ont il y a une forte tendance à

ajout d'un électron.

Tous les éléments forment facilement une simple charge unique

ny anions G – .

Sous forme d'anions simples, les éléments du groupe VIIA se trouvent dans l'eau naturelle et dans les cristaux de sels naturels, par exemple l'halite NaCl, la sylvite KCl, la fluorite

CaF2.

Nom général du groupe des éléments VIIA-

Le groupe « halogènes », c'est-à-dire « donnant naissance à des sels », est dû au fait que la plupart de leurs composés avec des métaux sont pré-

est un sel typique (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), qui

qui peut être obtenu par interaction directe

interaction du métal avec l'halogène. Les halogènes libres sont obtenus à partir de sels naturels, c'est pourquoi le nom « halogènes » est également traduit par « nés de sels ».

Exécuteur:

Numéro d'événement

L'état d'oxydation minimum (–1) est le plus stable

pour tous les halogènes.

Certaines caractéristiques des atomes des éléments du groupe VIIA sont données dans

Les caractéristiques les plus importantes des atomes des éléments du groupe VIIA

		Relatif-		Affinité
		électrique
		négatif	l'ionisation,
		ness (selon
		Vote)
						augmentation du nombre
						couches électroniques ;
						augmenter en taille
						réduction de l'électricité
						triple négativité

Les halogènes ont une affinité électronique élevée (maximum à

Cl) et une énergie d'ionisation très élevée (maximale à F) et maximale

électronégativité possible à chaque période. Le fluor est le plus

électronégatif de tous les éléments chimiques.

La présence d'un électron non apparié dans les atomes d'halogène détermine

représente l'union des atomes de substances simples en molécules diatomiques Г2.

Pour les substances simples, les halogènes, les agents oxydants les plus caractéristiques sont

propriétés, qui sont les plus fortes en F2 et s’affaiblissent lors du passage à I2.

Les halogènes se caractérisent par la plus grande réactivité de tous les éléments non métalliques. Le fluor, même parmi les halogènes, se démarque

a une activité extrêmement élevée.

L'élément de la deuxième période, le fluor, diffère le plus fortement des autres

autres éléments du sous-groupe. Ce modèle général pour tous les non-métaux.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Le fluor, élément le plus électronégatif, ne montre pas de sexe

états d'oxydation résidents. Dans tous les cas, y compris avec le ki-

l'oxygène, le fluor est à l'état d'oxydation (-1).

Tous les autres halogènes présentent degrés positifs oxyde-

leniya jusqu'à un maximum de +7.

Les états d'oxydation les plus caractéristiques des halogènes :

F : -1, 0 ;

Cl, Br, I : -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl possède des oxydes connus dans lesquels il se trouve dans des états d'oxydation : +4 et +6.

Les composés halogènes les plus importants, dans les états positifs,

Les pénalités d'oxydation sont les acides contenant de l'oxygène et leurs sels.

Tous les composés halogènes dans des états d'oxydation positifs sont

sont des agents oxydants puissants.

terrible degré d'oxydation. La disproportion est favorisée par un environnement alcalin.

Application pratique de substances simples et de composés oxygénés

La réduction des halogènes est principalement due à leur effet oxydant.

Le plus large utilisation pratique trouver des substances simples Cl2

et F2. La plus grande quantité le chlore et le fluor sont consommés dans l'industrie

synthèse organique : dans la production de plastiques, de réfrigérants, de solvants,

pesticides, médicaments. Des quantités importantes de chlore et d'iode sont utilisées pour obtenir des métaux et pour leur raffinage. Le chlore est également utilisé

pour le blanchiment de la cellulose, pour la désinfection de l'eau potable et en production

eau de Javel et acide chlorhydrique. Les sels d'oxoacides sont utilisés dans la production d'explosifs.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Les acides – acides chlorhydrique et fondu – sont largement utilisés dans la pratique.

Le fluor et le chlore font partie des vingt éléments les plus courants

là-bas, il y a beaucoup moins de brome et d’iode dans la nature. Tous les halogènes sont présents dans la nature à l'état d'oxydation.(-1). Seul l'iode se présente sous forme de sel KIO3,

qui est inclus comme impureté dans le salpêtre chilien (KNO3).

L'astatine est un élément radioactif produit artificiellement (il n'existe pas dans la nature). L'instabilité de At se reflète dans le nom, qui vient du grec. "astatos" - "instable". L'astatine est un émetteur pratique pour la radiothérapie des tumeurs cancéreuses.

Substances simples

Les substances simples des halogènes sont formées de molécules diatomiques G2.

Dans les substances simples, lors du passage de F2 à I2 avec augmentation du nombre d'électrons

couches de trône et une augmentation de la polarisabilité des atomes, il y a une augmentation

interaction intermoléculaire, conduisant à un changement dans la co-

debout dans des conditions standard.

Le fluor (dans des conditions normales) est un gaz jaune, à –181°C il se transforme en

état liquide.

Le chlore est un gaz jaune-vert qui se transforme en liquide à –34°C. De couleur ha-

Le nom Cl lui est associé, il vient du grec « chloros » - « jaune-

vert". Une forte augmentation du point d'ébullition du Cl2 par rapport au F2,

indique une interaction intermoléculaire accrue.

Le brome est un liquide rouge foncé très volatil qui bout à 58,8°C.

le titre de l'élément est associé à un dièse odeur désagréable gaz et formé à partir de

"bromos" - "malodorant".

Iode – cristaux violet foncé, avec un léger « métallique »

des grumeaux qui, lorsqu'ils sont chauffés, se subliment facilement en formant des vapeurs violettes ;

avec refroidissement rapide

vapeurs jusqu'à 114o C

du liquide se forme. Température

Exécuteur:

Numéro d'événement

Le point d'ébullition de l'iode est de 183°C. Son nom vient de la couleur de la vapeur d'iode -

"iodos" - "violet".

Toutes les substances simples ont une odeur âcre et sont toxiques.

L'inhalation de leurs vapeurs provoque une irritation des muqueuses et des organes respiratoires, et à des concentrations élevées, une suffocation. Durant la Première Guerre mondiale, le chlore était utilisé comme agent toxique.

Le fluor gazeux et le brome liquide provoquent des brûlures cutanées. Travailler avec ha-

logens, des précautions doivent être prises.

Puisque les substances simples des halogènes sont formées de molécules non polaires

refroidit, ils se dissolvent bien dans les solvants organiques non polaires :

alcool, benzène, tétrachlorure de carbone, etc. Le chlore, le brome et l'iode sont peu solubles dans l'eau ; leurs solutions aqueuses sont appelées eau de chlore, de brome et d'iode. Br2 se dissout mieux que les autres, concentration de brome en sat.

La solution atteint 0,2 mol/l et le chlore – 0,1 mol/l.

Le fluorure décompose l'eau :

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Les halogènes présentent une activité et une transition oxydatives élevées

en anions halogénures.

Г2 + 2e–  2Г–

Le fluor a une activité oxydante particulièrement élevée. Le fluor s'oxyde métaux précieux(Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Interagit même avec certains des gaz inertes(krypton,

xénon et radon), par exemple,

Xe + 2F2 = XeF4

De nombreux composés très stables brûlent dans une atmosphère F2, par ex.

eau, quartz (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Exécuteur:

Numéro d'événement

Dans les réactions avec le fluor, même des agents oxydants aussi puissants que l'azote et le soufre

l'acide nique, agissent comme agents réducteurs, tandis que le fluor oxyde l'entrée

contenant O(–2) dans leur composition.

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

La grande réactivité de F2 crée des difficultés dans le choix des composants.

matériaux de structure pour travailler avec. Habituellement, à ces fins, nous utilisons

Il existe du nickel et du cuivre qui, une fois oxydés, forment à leur surface des films protecteurs denses de fluorures. Le nom F est dû à son action agressive.

Je mange, ça vient du grec. "fluoros" – "destructeur".

Dans la série F2, Cl2, Br2, I2, le pouvoir oxydant s'affaiblit en raison d'une augmentation

augmenter la taille des atomes et diminuer l’électronégativité.

Dans les solutions aqueuses, les propriétés oxydantes et réductrices de la matière

Les substances sont généralement caractérisées à l'aide de potentiels d'électrode. Le tableau montre les potentiels d'électrode standard (Eo, V) pour les demi-réactions de réduction

formation d'halogènes. A titre de comparaison, la valeur Eo pour ki-

le carbone est l’agent oxydant le plus courant.

Potentiels d'électrode standard pour les substances halogènes simples

Eo, B, pour la réaction

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

pour électrode

2Г– +2е – = Г2

Activité oxydative réduite

Comme le montre le tableau, F2 est un agent oxydant beaucoup plus puissant,

que l'O2, donc F2 n'existe pas dans les solutions aqueuses , il oxyde l'eau,

revenir à F–. A en juger par la valeur E®, le pouvoir oxydant du Cl2

Exécuteur:

Numéro d'événement

également supérieure à celle de l'O2. Valable à stockage à long terme L'eau chlorée se décompose avec libération d'oxygène et formation de HCl. Mais la réaction est lente (la molécule Cl2 est sensiblement plus forte que la molécule F2 et

l'énergie d'activation pour les réactions avec le chlore est plus élevée), la dispro-

portionnement :

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Dans l'eau, il n'atteint pas la fin (K = 3,9, 10–4), donc le Cl2 existe dans les solutions aqueuses. Br2 et I2 se caractérisent par une stabilité encore plus grande dans l'eau.

La dismutation est une oxydation très caractéristique.

réaction de réduction des halogènes. Disproportion de l'amplification

se verse dans un environnement alcalin.

La dismutation du Cl2 dans les alcalis conduit à la formation d'anions

Cl– et ClO–. La constante de disproportion est de 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Lorsque l’iode est disproportionné dans l’alcali, I– et IO3– se forment. Ana-

Logiquement, Br2 disproportionne l'iode. Le changement de produit est disproportionné

nation est due au fait que les anions GO– et GO2– dans Br et I sont instables.

La réaction de dismutation du chlore est utilisée dans l'industrie

capacité à obtenir un oxydant hypochlorite puissant et à action rapide,

chaux décolorante, sel de bertholet.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O

Exécuteur:

Numéro d'événement

Interaction des halogènes avec les métaux

Les halogènes réagissent vigoureusement avec de nombreux métaux, par exemple :

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Halogénures Na +, dans lesquels le métal a un faible état d'oxydation (+1, +2),

- Ce sont des composés de type sel avec des liaisons principalement ioniques. Comment

voilà, les halogénures ioniques sont des solides avec un point de fusion élevé

Halogénures métalliques, dans lesquels le métal a haut degré oxydation

Les composés sont des composés avec des liaisons principalement covalentes.

Beaucoup d'entre eux sont des gaz, des liquides ou sont fusibles dans des conditions normales. solides. Par exemple, WF6 est un gaz, MoF6 est un liquide,

TiCl4 est liquide.

Interaction des halogènes avec les non-métaux

Les halogènes interagissent directement avec de nombreux non-métaux :

hydrogène, phosphore, soufre, etc. Par exemple :

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

La liaison dans les halogénures non métalliques est principalement covalente.

Généralement, ces composés ont des points de fusion et d’ébullition bas.

Lors du passage du fluor à l'iode, le caractère covalent des halogénures augmente.

Les halogénures covalents des non-métaux typiques sont des composés acides ; lorsqu'ils interagissent avec l'eau, ils s'hydrolysent pour former des acides. Par exemple:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3 PO4

Exécuteur:

Numéro d'événement

Les deux premières réactions sont utilisées pour produire du brome et de l'iodure d'hydrogène.

acide noique.

Interhalogénures. Les halogènes, se combinant les uns avec les autres, forment des interg-

conduit. Dans ces composés, l’halogène le plus léger et le plus électronégatif est à l’état d’oxydation (-1), et le plus lourd est à l’état positif.

pénalités d’oxydation.

En raison de l'interaction directe des halogènes lors du chauffage, on obtient : ClF, BrF, BrCl, ICl. Il existe également des interhalogénures plus complexes :

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Tous les interhalogénures dans des conditions normales – substances liquides avec de bas points d'ébullition. Les interhalogénures ont une activité oxydante élevée

activité. Par exemple, des substances chimiquement stables telles que SiO2, Al2 O3, MgO, etc. brûlent dans les vapeurs de ClF3.

2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Le Fluorure ClF 3 est un réactif fluorant agressif qui agit rapidement

cour F2. Il est utilisé dans les synthèses organiques et pour obtenir films de protectionà la surface des équipements en nickel pour travailler avec le fluor.

Dans l'eau, les interhalogénures s'hydrolysent pour former des acides. Par exemple,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogènes dans la nature. Obtention de substances simples

Dans l'industrie, les halogènes sont obtenus à partir de leurs composés naturels. Tous

les procédés d'obtention d'halogènes libres sont basés sur l'oxydation de l'halogène

Ions Nid.

2Г –  Г2 + 2e–

Une quantité importante d'halogènes se trouve dans eaux naturelles sous forme d'anions : Cl–, F–, Br–, I–. L'eau de mer peut contenir jusqu'à 2,5 % de NaCl.

Le brome et l'iode sont obtenus à partir de l'eau de puits de pétrole et de l'eau de mer.

Exécuteur:

Numéro d'événement

Le fluor ne peut être qu'un agent oxydant, ce qui s'explique facilement par sa position dans tableau périodiqueéléments chimiques par D. I. Mendeleev. C'est un agent oxydant puissant, oxydant même certains gaz rares :

2F 2 +Xe=XeF 4

La forte activité chimique du fluor doit être expliquée

La destruction d'une molécule de fluor nécessite beaucoup moins d'énergie que celle libérée lors de la formation de nouvelles liaisons.

Ainsi, en raison du petit rayon de l’atome de fluor, les paires d’électrons isolés de la molécule de fluor entrent en collision et s’affaiblissent.

Les halogènes interagissent avec presque toutes les substances simples.

1. La réaction avec les métaux se produit la plus vigoureusement. Lorsqu'il est chauffé, le fluor réagit avec tous les métaux (y compris l'or et le platine) ; à froid, il réagit avec les métaux alcalins, le plomb, le fer. Avec le cuivre et le nickel, la réaction ne se produit pas à froid, car un couche protectrice fluorure, qui protège le métal d'une oxydation ultérieure.

Le chlore réagit vigoureusement avec les métaux alcalins et avec le cuivre, le fer et l'étain, la réaction se produit lorsqu'il est chauffé. Le brome et l'iode se comportent de la même manière.

L'interaction des halogènes avec les métaux est un processus exothermique et peut être exprimé par l'équation :

2M+nHaI2 =2MHaIDH<0

Les halogénures métalliques sont des sels typiques.

Les halogènes présents dans cette réaction présentent de fortes propriétés oxydantes. Dans ce cas, les atomes métalliques cèdent des électrons, et les atomes d'halogène acceptent, par exemple :

2. Dans des conditions normales, le fluor réagit avec l'hydrogène dans l'obscurité avec une explosion. L'interaction du chlore avec l'hydrogène se produit en plein soleil.

Le brome et l'hydrogène n'interagissent que lorsqu'ils sont chauffés, et l'iode réagit avec l'hydrogène sous forte chaleur (jusqu'à 350°C), mais ce processus est réversible.

H 2 + Cl 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

L'halogène est un agent oxydant dans cette réaction.

Des recherches ont montré que la réaction entre l’hydrogène et le chlore à la lumière suit le mécanisme suivant.

La molécule Cl 2 absorbe un quantum de lumière hv et se décompose en radicaux Cl inorganiques. . Ceci sert de début de réaction (excitation initiale de la réaction). Puis ça continue tout seul. Radical chlore Cl. réagit avec une molécule d'hydrogène. Dans ce cas, un radical hydrogène H et HCl se forment. À son tour, le radical hydrogène H. réagit avec la molécule Cl 2, formant HCl et Cl. etc.

Cl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H 2 =HCl+H.

N. + Cl 2 = HCl + C1.

L’excitation initiale a provoqué une chaîne de réactions successives. De telles réactions sont appelées réactions en chaîne. Le résultat est du chlorure d’hydrogène.

3. Les halogènes n'interagissent pas directement avec l'oxygène et l'azote.

4. Les halogènes réagissent bien avec d'autres non-métaux, par exemple :

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Les halogènes (sauf le fluor) ne réagissent pas avec les gaz inertes. L'activité chimique du brome et de l'iode envers les non-métaux est moins prononcée que celle du fluor et du chlore.

Dans toutes les réactions ci-dessus, les halogènes présentent des propriétés oxydantes.

Interaction des halogènes avec des substances complexes. 5. Avec de l'eau.

Le fluor réagit de manière explosive avec l'eau pour former de l'oxygène atomique :

H 2 O+F 2 =2HF+O

Les halogènes restants réagissent avec l'eau selon le schéma suivant :

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Cette réaction est une réaction de dismutation où l'halogène est à la fois un agent réducteur et un agent oxydant, par exemple :

Cl 2 +H 2 O«HCl+HClO

Cl 2 +H 2 O«H + +Cl - +HClO

Cl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

où HCl est l'acide chlorhydrique fort ; HClO - acide hypochloreux faible

6. Les halogènes sont capables d'éliminer l'hydrogène d'autres substances, térébenthine + C1 2 = HC1 + carbone

Le chlore remplace l'hydrogène dans les hydrocarbures saturés : CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

et rejoint les composés insaturés :

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. La réactivité des halogènes diminue dans la série F-Cl - Br - I. Par conséquent, l'élément précédent déplace le suivant des acides de type NG (G - halogène) et leurs sels. Dans ce cas, l'activité diminue : F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Application

Le chlore est utilisé pour désinfecter l’eau potable, blanchir les tissus et la pâte à papier. De grandes quantités sont consommées pour produire de l'acide chlorhydrique, de l'eau de Javel, etc. Le fluor est largement utilisé en synthèse. matériaux polymères- les plastiques fluorés, qui ont une haute résistance chimique, et qui servent également d'oxydant pour le carburant des fusées. Certains composés fluorés sont utilisés en médecine. Le brome et l'iode sont des agents oxydants puissants et sont utilisés dans diverses synthèses et analyses de substances.

De grandes quantités de brome et d’iode sont utilisées pour fabriquer des médicaments.

Halogénures d'hydrogène

Les composés d'halogènes avec l'hydrogène HX, où X est n'importe quel halogène, sont appelés halogénures d'hydrogène. En raison de la forte électronégativité des halogènes, la paire d'électrons de liaison est décalée vers eux, les molécules de ces composés sont donc polaires.

Les halogénures d'hydrogène sont des gaz incolores avec une odeur âcre et facilement solubles dans l'eau. A 0°C, dissoudre 500 volumes de HC1, 600 volumes de HBr et 450 volumes de HI dans 1 volume d'eau. Le fluorure d'hydrogène se mélange à l'eau dans n'importe quelle proportion. La haute solubilité de ces composés dans l'eau permet d'obtenir des concentrés

Tableau 16. Degrés de dissociation des acides halohydriques

solutions de bain. Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les halogénures d'hydrogène se dissocient comme des acides. Le HF fait partie des composés faiblement dissociés, ce qui s'explique par la force de liaison particulière du liquide de refroidissement. Les solutions restantes d'halogénures d'hydrogène sont classées comme acides forts.

HF - acide fluorhydrique HC1 - acide chlorhydrique HBr - acide bromhydrique HI - acide iodhydrique

La force des acides de la série HF - HCl - HBr - HI augmente, ce qui s'explique par une diminution de l'énergie de liaison dans le même sens et une augmentation de la distance internucléaire. HI est l'acide le plus fort de la série des acides halohydriques (voir tableau 16).

La polarisabilité augmente du fait que l'eau polarise

La connexion la plus grande est celle dont la longueur est la plus grande. I Les sels d'acides halohydriques sont respectivement titres suivants: fluorures, chlorures, bromures, iodures.

Propriétés chimiques des acides halohydriques

Sous leur forme sèche, les halogénures d’hydrogène n’ont aucun effet sur la plupart des métaux.

1. Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène ont les propriétés des acides sans oxygène. Interagir vigoureusement avec de nombreux métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; ils n'affectent pas les métaux qui se trouvent dans la série de tensions électrochimiques des métaux après l'hydrogène. Interagissez avec certains sels et gaz.

L'acide fluorhydrique détruit le verre et les silicates :

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

Il ne peut donc pas être conservé dans des récipients en verre.

2. Dans les réactions redox, les acides halohydriques se comportent comme des agents réducteurs et l'activité réductrice dans la série Cl - , Br - , I - augmente.

Reçu

Le fluorure d'hydrogène est produit par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le spath fluor :

CaF 2 +H 2 SO 4 =CaSO 4 +2HF

Le chlorure d'hydrogène est produit par réaction directe de l'hydrogène avec le chlore :

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Il s'agit d'une méthode de production synthétique.

La méthode au sulfate est basée sur une réaction concentrée

acide sulfurique avec NaCl.

Avec un léger chauffage, la réaction se déroule avec formation de HCl et NaHSO 4.

NaCl+H 2 SO 4 =NaHSO 4 +HCl

Avec plus haute température la deuxième étape de la réaction se produit :

NaCl+NaHSO 4 =Na 2 SO 4 +HCl

Mais il est impossible d’obtenir HBr et HI de la même manière, car leurs composés avec des métaux lorsqu'ils interagissent avec des concentrés

sont oxydés par l'acide sulfurique, car I - et Br - sont de puissants agents réducteurs.

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

Le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène sont obtenus par hydrolyse de PBr 3 et PI 3 : PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halogènes

Les halogénures métalliques sont des sels typiques. Ils sont caractérisés par un type de liaison ionique, dans lequel les ions métalliques ont une charge positive et les ions halogènes ont une charge négative. Ils ont un réseau cristallin.

Le pouvoir réducteur des halogénures augmente dans l'ordre Cl -, Br -, I - (voir §2.2).

La solubilité des sels peu solubles diminue dans la série AgCl - AgBr - AgI ; en revanche, le sel AgF est hautement soluble dans l’eau. La plupart des sels d'acides halohydriques sont hautement solubles dans l'eau.

Halogènes– Éléments du groupe VII – fluor, chlore, brome, iode, astatine (l'astatine a été peu étudiée en raison de sa radioactivité). Les halogènes sont des non-métaux distincts. Seul l'iode présente dans de rares cas des propriétés similaires à celles des métaux.

A l'état non excité, les atomes d'halogène ont une configuration électronique commune : ns2np5. Cela signifie que les halogènes ont 7 électrons de valence, à l'exception du fluor.

Propriétés physiques des halogènes : F2 – gaz incolore et difficile à liquéfier ; Le Cl2 est un gaz jaune-vert, facilement liquéfiable, avec une odeur âcre et suffocante ; Br2 – liquide rouge-brun ; I2 est une substance cristalline violette.

Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène forment des acides. HF – fluorure d’hydrogène (fluorure) ; HCl – chlorhydrique (sel); НBr—bromure d'hydrogène ; HI – iodure d’hydrogène. La force des acides diminue de haut en bas. L'acide fluorhydrique est le plus faible de la série des acides halogénés et l'acide iodhydrique est le plus fort. Cela s'explique par le fait que l'énergie de liaison du Hg diminue d'en haut. La force de la molécule NG diminue dans le même sens, ce qui est associé à une augmentation de la distance internucléaire. La solubilité des sels légèrement solubles dans l'eau diminue également :

De gauche à droite, la solubilité des halogénures diminue. AgF est hautement soluble dans l’eau. Tous les halogènes à l'état libre sont des agents oxydants. Leur force en tant qu'agents oxydants diminue du fluor à l'iode. À l’état cristallin, liquide et gazeux, tous les halogènes existent sous forme de molécules individuelles. Les rayons atomiques augmentent dans la même direction, ce qui entraîne une augmentation des points de fusion et d'ébullition. Le fluor se dissocie mieux en atomes que l'iode. Les potentiels des électrodes diminuent lorsque l'on descend dans le sous-groupe halogène. Le fluor a le potentiel d'électrode le plus élevé. Le fluor est l'agent oxydant le plus puissant. Tout halogène libre supérieur déplacera l'halogène inférieur, qui est dans l'état d'un ion négatif à charge unique en solution.

20. Chlore. Chlorure d'hydrogène et acide chlorhydrique

Chlore (Cl) – se situe en 3ème période, dans le groupe VII du sous-groupe principal du système périodique, numéro d'ordre 17, masse atomique 35.453 ; fait référence aux halogènes.

Propriétés physiques: gaz jaune-vert avec une odeur âcre. Densité 3,214 g/l ; point de fusion -101 °C ; point d'ébullition -33,97 °C. À température ordinaire, il se liquéfie facilement sous une pression de 0,6 MPa. En se dissolvant dans l'eau, il forme une eau chlorée jaunâtre. Il est très soluble dans les solvants organiques, notamment l'hexane (C6H14) et le tétrachlorure de carbone.

Propriétés chimiques du chlore : configuration électronique : 1s22s22p63s22p5. Il y a 7 électrons dans le niveau externe. Pour terminer le niveau, vous avez besoin d'un électron, que le chlore accepte, présentant un état d'oxydation de -1. Il existe également des états d'oxydation positifs du chlore jusqu'à + 7. Les oxydes de chlore suivants sont connus : Cl2O, ClO2, Cl2O6 et Cl2O7. Ils sont tous instables. Le chlore est un puissant agent oxydant. Il réagit directement avec les métaux et les non-métaux :

Réagit avec l'hydrogène. Dans des conditions normales, la réaction se déroule lentement, avec un fort échauffement ou un éclairage - avec une explosion, selon un mécanisme en chaîne :

Le chlore interagit avec les solutions alcalines, formant des sels - hypochlorites et chlorures :

Lorsque le chlore passe dans une solution alcaline, un mélange de solutions de chlorure et d'hypochlorite se forme :

Le chlore est un agent réducteur : Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interaction avec l'eau :

Le chlore ne réagit pas directement avec le carbone, l'azote et l'oxygène.

Reçu: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

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

Trouver dans la nature : contenu dans les minéraux suivants : halite (sel gemme), sylvite, bischofite ; l'eau de mer contient des chlorures de sodium, de potassium, de magnésium et d'autres éléments.

Chlorure d'hydrogène HCl. Propriétés physiques: gaz incolore, plus lourd que l'air, très soluble dans l'eau pour former de l'acide chlorhydrique.

Reçu: dans le laboratoire:

Dans l'industrie : l'hydrogène est brûlé dans un flux de chlore. Ensuite, le chlorure d'hydrogène est dissous dans l'eau pour former de l'acide chlorhydrique (voir ci-dessus).

Propriétés chimiques: l'acide chlorhydrique est fort, monobasique, interagit avec les métaux dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène : Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

En tant qu'agent réducteur, il réagit avec les oxydes et les hydroxydes de nombreux métaux.

1. Caractéristiques générales des halogènes . Structure atomique et états d'oxydation des halogènes dans les composés. La nature des changements dans les rayons atomiques, les énergies d'ionisation, les affinités électroniques et l'électronégativité dans la série F - At. La nature des liaisons chimiques des halogènes avec les métaux et les non-métaux. Stabilité des états de valence supérieure des halogènes. Caractéristiques du fluor.

1. Avec. 367-371 ; 2. Avec. 338-347 ; 3. Avec. 415-416 ; 4. Avec. 270-271 ; 7. Avec. 340-345.

2. Structure moléculaire et propriétés physiques des substances halogènes simples . Personnage liaison chimique dans les molécules halogènes. Propriétés physiques halogènes : état d'agrégation, points de fusion et d'ébullition dans la série fluor - astatine, solubilité dans l'eau et les solvants organiques.

1. Avec. 370-372 ; 2. Avec. 340-347 ; 3. Avec. 415-416 ; 4. Avec. 271-287 ; 8. Avec. 367-370.

3. Propriétés chimiques des halogènes . Raisons de la forte activité chimique des halogènes et de son évolution par groupe. Relation avec l'eau, les solutions alcalines, les métaux et les non-métaux. L'influence de la température sur la composition des produits de dismutation halogène dans les solutions alcalines. Caractéristiques de la chimie du fluor. Composés halogènes naturels. Principes des méthodes industrielles et de laboratoire pour produire des halogènes. Utilisation d'halogènes. Effets physiologiques et pharmacologiques des halogènes et de leurs composés sur les organismes vivants. Toxicité des halogènes et précautions à prendre lors de leur utilisation.

1. Avec. 372-374, p. 387-388 ; 2. Avec. 342-347 ; 3. Avec. 416-419 ; 4. Avec. 276-287 ; 7. pp.340-345, p. 355 ; 8. Avec. 380-382.

Substances simples, les halogènes, contrairement à l'hydrogène, sont très actifs. Ils se caractérisent surtout par des propriétés oxydantes, qui s'affaiblissent progressivement dans la série F 2 – At 2. Le plus actif des halogènes est le fluor : même l’eau et le sable s’enflamment spontanément dans son atmosphère ! Les halogènes réagissent vigoureusement avec la plupart des métaux, des non-métaux et des substances complexes.

4. Production et utilisation d'halogènes .

1. Avec. 371-372 ; 2. Avec. 345-347 ; 3. Avec. 416-419 ; 4. Avec. 275-287 ; 7. pages 340 à 345 ; 8. Avec. 380-382.

Toutes les méthodes de production d'halogènes sont basées sur des réactions d'oxydation d'anions halogénures avec divers agents oxydants : 2Gal -1 -2e - = Gal

Dans l'industrie, les halogènes sont obtenus par électrolyse de matières fondues (F 2 et Cl 2) ou de solutions aqueuses (Cl 2) d'halogénures ; déplacement des halogènes moins actifs par des halogènes plus actifs des halogénures correspondants (I 2 - brome ; I 2 ou Br 2 - chlore)

Les halogènes en laboratoire sont obtenus par oxydation d'halogénures d'hydrogène (HCl, HBr) dans des solutions avec des agents oxydants forts (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3) ; oxydation des halogénures (NaBr, KI) avec les agents oxydants indiqués en milieu acide (H 2 SO 4).

Composés halogènes binaires

1. Composés avec de l'hydrogène (halogénures d'hydrogène) . La nature des liaisons chimiques dans les molécules. Polarité des molécules. Propriétés physiques, état d'agrégation, solubilité dans l'eau. La nature du changement des températures de fusion et d’ébullition dans la série HF – HI. Association de molécules de fluorure d'hydrogène. Stabilité thermique des halogénures d'hydrogène. Réactivité. Propriétés acides, caractéristiques de l'acide fluorhydrique. Propriétés réparatrices. Principes généraux obtention d'halogénures d'hydrogène : synthèse à partir de substances simples et d'halogénures. Chlorure d'hydrogène et acide chlorhydrique. Physique et Propriétés chimiques. Modalités d'obtention. L'utilisation d'acide chlorhydrique. Le rôle de l'acide chlorhydrique et des chlorures dans les processus vitaux. Halogènes.

1. Avec. 375-382 ; 2. Avec. 347-353 ; 3. Avec. 419-420 ; 4. Avec. 272-275, p. 289-292 ; 7. pages 354 à 545 ; 8. Avec. 370-373, p. 374-375.

2 . Composés d'halogènes avec de l'oxygène.

1. Avec. 377-380 ; 2. Avec. 353-359 ; 3. Avec. 420-423 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. pages 350 à 354 ; 8. Avec. 375-376, p. 379.

3. Composés avec d'autres non-métaux.

1. Avec. 375-381 ; 2. Avec. 342-345 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. p.350-355.

4 . Connexions aux métaux .

2. Avec. 342 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. p.350-355.

Composés halogènes multi-éléments

1. Acides chlorés contenant de l'oxygène et leurs sels. Acides hypochloreux, chloreux, perchlorique et perchlorique. Modifications des propriétés acides, de la stabilité et des propriétés oxydantes dans la série HClO – HClO 4 . Principes d'obtention de ces acides. Hypochlorites, chlorites, chlorates et perchlorates. Stabilité thermique et propriétés oxydantes. Principes généraux d'obtention des sels. Utilisation de sels. Poudre blanchissante. Le sel de Berthollet. Perchlorate d'ammonium.

1. Avec. 382-387 ; 2. Avec. 353-359 ; 3. Avec. 423 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. pages 350 à 354 ; 8. Avec. 375-378.

2 . Acides oxygénés de brome et d'iode et leurs sels .

1. Avec. 382-387 ; 2. Avec. 353-359 ; 3. Avec. 423 ; 4. Avec. 292-296 ; 7. pages 350 à 354 ; 8. Avec. 379-380.

3 . Application d'halogènes et de leurs composés les plus importants

1. Avec. 387-388 ; 2. Avec. 345-347 ; 3. Avec. 419-423 ; 4. Avec. 272-296 ; 8. Avec. 380-382.

4 . Rôle biologique des composés halogénés

1. Avec. 387-388 ; 2. Avec. 340-347 ; 3. Avec. 419-423 ; 4. Avec. 272-296 ; 8. Avec. 380-382.

Relationles composés chlorés les plus importants :

Fluor- oxydant carburants pour fusées; ClF 3 est un comburant pour les carburéacteurs liquides et comme agent fluorant. HF - pour produire de la cryolite synthétique K 3 [AlF 6], pour graver le verre. Le fluor et les fluorochlorocarbures sont utilisés pour produire des fréons, des liquides de refroidissement dans unités de réfrigération et climatiseurs. La principale consommation de fluor concerne l'industrie nucléaire, l'électrotechnique et la fabrication de matériaux polymères, dont le fluoroplastique - 4 (Téflon). Les polymères fluorés ont des qualités précieuses : ininflammabilité, résistance chimique, manque de fragilité à basse température, etc. Les caoutchoucs fluorés conservent leur élasticité et ne sont pas détruits par les acides.

Chlore- pour la production de chlorure d'hydrogène (HCl) et d'acide chlorhydrique (chlorhydrique) ; pour blanchir les tissus et la pâte à papier, pour désinfecter l'eau potable (~ 1,5 g pour 1 m 3 H 2 O), dans la production d'eau de Javel et de substances toxiques. Le chlore est également utilisé pour obtenir des dérivés chlorés de composés solvants organiques - SHC1 3 ; CCl4.

HC1 - utilisé pour produire de l'acide chlorhydrique (chlorhydrique) et ses sels - chlorures divers métaux. L'acide chlorhydrique est utilisé en médecine comme médicament. NaС1 - assaisonnement alimentaire, pour obtenir Cl 2 ; NaOH; Le Na 2 CO 3 , le savon, est aussi un médicament.

AlC1 3 - catalyseur dans les synthèses organiques.

KI et NaI sont également utilisés dans analyse chimique et production de matériel photographique.

AgBr est le composant principal de la couche photosensible des films et papiers photographiques.

I 2 - en pharmacie pour la préparation de solutions alcooliques d'iode.

AgI - dans la production de matériel photographique.

Parmi les sels oxo, les chlorates sont utilisés : KClO 3 et NaClO 3 dans la fabrication d'allumettes et d'explosifs, et en pyrotechnie. Mg(ClO 3) 2 - l'herbicide est utilisé pour lutter contre les mauvaises herbes. Les perchlorates ont trouvé une utilisation dans la pyrotechnie.

Hypochlorites : KClO et NaClO sont des agents oxydants puissants, utilisés pour blanchir les tissus en coton et en lin ainsi que la pâte à papier. L'effet blanchissant est associé à l'oxygène atomique :

KClO + H 2 O + CO 2 ® KHCO 3 + HClO

Chlorure de chaux - CaOCl 2 - pour la désinfection et comme dégazeur. Il est utilisé sous forme sèche et sous forme de solutions à 0,2-5%.

CaOCl 2 + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + 2HClO + CaCl 2

CaOCl 2 + CO 2 ®CaCO 3 + Cl 2

Brome et iode sont utilisés en synthèse organique pour obtenir des composés organobromés, qui servent à imprégner le bois, le protégeant de la pourriture.

Les halogènes ont un effet toxique ; ils irritent les muqueuses et les organes respiratoires. Excès d’ions fluorure dans boire de l'eau nocif pour le développement des dents et des os, et sa carence est également nocive. Un effet dangereux des fréons sur le système cardiovasculaire a été constaté. Les oxydes d'halogène et les interhalogénures (composés interhalogènes) ont un effet toxique.

Chlorates de métaux alcalins : KClO 3 ; NaClO 3 et autres sont classés comme poisons sanguins (provoquent la dégradation des globules rouges). Il est également nécessaire de prendre en compte la capacité de nombreux composés halogènes à s'enflammer et à se décomposer de manière explosive (HClO 4), donc le stockage et le travail avec ces substances nécessitent mesures nécessaires précautions et respect des règles de sécurité.

Interhalogénures (combinaisons d'halogènes entre eux)

Les halogènes peuvent former divers composés entre eux. Il s'agit généralement d'un, deux, trois, cinq et plus (IF 7) - composés de valence par rapport au fluor, au chlore et au brome. formule généraleГ(Г) n . La valeur n est impaire et ne dépasse pas sept. Ils sont obtenus directement à partir des éléments, ou par action d'un excès d'halogène sur l'interhalogénure correspondant :

Cl 2 + F 2 2ClF;

Br 2 + F 2 ® 2BrF

5F 2 + I 2 ® 2IF 5

F 2 + ClF 3 ® ClF 5

4F 2 + 2BrF ® 2BrF 5

3Cl 2 + I 2 ® 2ICl 3

Br 2 + Cl 2 ® 2BrCl

Ce sont des composés très volatils ; la plupart d'entre eux sont faiblement stables et très réactifs, mais aucun d'entre eux n'est explosif.

En présence d'halogénures, la solubilité de certains halogènes dans l'eau augmente en raison de la complexation :

I 2 + KI ® K - diiodoiodate de potassium

Je - + Je 2 ® -

Rôle biologique des halogènes

Fluor

Le fluor, comme l'iode, se trouve principalement à l'état lié dans le corps humain (chlore et brome - sous forme d'ions hydratés) et est classé comme oligo-élément en termes de teneur (~ 7 mg, 10 -5 %). .

Le fluor est nécessaire au développement normal corps humain, avec sa carence, une anémie se développe. Mais le rôle biologique principal de cet élément est associé à sa participation au développement des dents, des os et des ongles non seulement chez l'homme, mais aussi chez l'animal. On le trouve dans tous les organes humains, mais les plus riches d’entre eux sont les os et les dents. Dans l'émail des dents (0,01 %) et le tissu osseux (sa teneur est 100 000 fois supérieure à celle des tissus mous), le fluor se trouve sous forme minérale, sous la forme d'un sel de calcium peu soluble et résistant aux acides - fluorapatite - Ca 5 (PO 4 ) 3 F ou 3Ca 3 (PO 4) 2 ´CaF 2.

L'effet biologique du fluor est étroitement lié à sa teneur et à son entrée dans l'organisme à partir de boire de l'eau et la nourriture. Des études sur l'équilibre du fluorure dans le corps humain ont montré que l'apport de fluorure dans l'eau est en moyenne de 1 mg/l. 90 % du fluorure entrant dans l'organisme avec l'eau potable est excrété dans l'urine. En excluant l’eau potable, une personne reçoit environ 0,2 à 0,3 mg de fluorure par jour via son alimentation. Le corps humain absorbe 20 % moins de fluorure provenant des produits alimentaires que de l’eau. Par conséquent, une surveillance constante de la teneur en fluorure de l’eau potable est nécessaire.

Lorsque la teneur en fluorure de l’eau potable est inférieure à 1 mg/l, des caries dentaires se développent. Lorsque la teneur en fluor est supérieure à la concentration maximale admissible - supérieure à 1,2 mg/l (il existe des zones connues contenant des dépôts de fluorapatites dans lesquelles le fluor contient plus de 8 mg/l), les processus de renouvellement du tissu osseux sont perturbés et un danger la maladie se développe - fluorose ou fluorose associée à une fragilité accrue des os, à leur déformation et à un épuisement général de tout le corps, en raison de perturbations du métabolisme phosphore-calcium. Dans ce cas, l'émail des dents devient fragile et facilement détruit (la teneur en fluorure dépasse la norme de 3 à 5 fois). D'autres symptômes de cette maladie apparaissent également - des dommages à la glande thyroïde, aux reins et à d'autres organes.

Lait de vache contient du fluor de 0,1 à 0,2 mg pour 1 litre. Les poissons, crustacés et algues comestibles contiennent en moyenne 0,5 à 1,5 mg de fluorure pour 100 g de poids frais. La teneur la plus élevée en fluorure provenant des objets végétaux se trouve dans le thé.

Dans les zones généralement montagneuses ou éloignées de la mer, la teneur en fluor de l'eau potable et des produits alimentaires est généralement bien inférieure à la concentration requise (inférieure à 0,5 mg/l). Ce manque de fluor entraîne des caries dentaires.

Selon les recherches, l’émail des dents saines contient 0,01 % de fluor, tandis que les dents cariées en contiennent 0,0069 % ou moins. Comme on le sait, la base minérale des tissus dentaires (dentine) est constituée des sels suivants : Ca 5 (PO 4) 3 (OH) - hydroxyapatite, Ca 5 (PO 4) 3 Cl - chlorapatite (contenue dans la dentine) et Ca 5 (PO 4) 3 F – fluorapatite (trouvée dans l'émail).

La fluorapatite est plus dure et protège la couche d'émail des dents de la destruction. Lorsque l'émail est endommagé par les acides produits par les bactéries, la carie dentaire commence - destruction progressive due à la dissolution base minérale sa partie interne :

Ca 5 (PO 4) 3 OH + 7H + ® 5Ca 2+ + 3H 2 PO 4 - + H 2 O

Il existe des preuves que les ions fluorure peuvent remplacer relativement facilement les ions hydroxyde (OH -) dans l'hydroxylapatite, formant des cristaux plus durs et moins solubles - fluorapatite :

Ca 5 (PO 4) 3 OH + F - Û Ca 5 (PO 4) 3 F + OH -

Par conséquent, dans les zones caractérisées par une teneur insuffisante en fluorure dans l'eau potable et une incidence accrue de caries dentaires, l'eau est fluorée à des fins préventives en y ajoutant certaines quantités de NaF jusqu'à la norme (1 mg/l).

Si l'émail est légèrement endommagé, alors une reminéralisation de l'émail dentaire est possible en utilisant du fluorure de sodium comme agent externe local (dentifrices) :

NaF + Ca 5 (PO 4) 3 OH Û NaOH + Ca 5 (PO 4) 3 F

pâte d'émail dentaire

Simultanément à la reminéralisation, l'environnement buccal est alcalinisé et les acides produits par les bactéries sont neutralisés.

En termes de pollution de l'environnement environnement On peut noter que, par rapport à d'autres halogènes, le fluor étroitement lié (dans les composés qu'il forme) ne participe pratiquement pas au cycle chimique et s'effectue dans une faible mesure avec précipitation. Cependant, les ions fluorure contenus dans les engrais phosphorés non fluorés et les produits de préservation du bois - NaF et autres composés - présentent un risque environnemental important. Les substances organiques contenant des halogènes, utilisées comme pesticides, sont particulièrement toxiques.

Ainsi, le fluor en tant que microélément sous forme de fluorapatites entre dans la composition de l'émail dentaire et du tissu osseux. C’est nécessaire au développement normal du corps humain. Son effet biologique est principalement associé à la formation de fluorapatite insoluble, qui protège la couche d'émail des dents. En fonction de la concentration physiologique requise de fluorure dans l'organisme (qui est associée à son apport dans l'eau potable et produits alimentaires), il est possible de développer des maladies telles que la carie dentaire (la teneur en fluorure dans l'eau potable est inférieure à 1 mg/l) ou le fluorure - à des concentrations de fluorure plus élevées.

Chlore

Le chlore est un macroélément nécessaire et irremplaçable à la vie. Sa teneur dans le corps humain dépasse 100 g (~0,15%), les halogènes restants sont des oligo-éléments (10 -5%).

Dans l'organisme, il est à l'état d'oxydation -1 sous forme hydratée, comme l'ion bromure (le fluor et l'iode sont majoritairement à l'état lié). Le chlore, sous forme de sels solubles de sodium, calcium, potassium, etc., se trouve dans divers fluides biologiques et joue un rôle biologique important - il assure les flux d'ions à travers les membranes cellulaires, participe au maintien de la pression osmotique constante du sang et d'autres fluides (homéostasie osmotique), et participe à assurer la concentration requise de cations (homéostasie chimique) ; active certaines enzymes (pepsine) dans le processus de production du suc gastrique et de régulation du métabolisme de l'eau.

L'acide chlorhydrique est partie intégrante suc gastrique des humains et des animaux avec W(HCl) de 0,3 à 0,5 %. Le chlorure de sodium est nécessaire à la production d'acide chlorhydrique dans le suc gastrique. La libération de HCl par les cellules de la muqueuse gastrique est décrite par l'équation suivante :

Cl - + H 2 CO 3 (sang) HCO 3 - (sang) + HCl (estomac)

Transition de l'enzyme pepsine en forme active possible dans l'acide chlorhydrique. Grâce à la coupure hydrolytique des liaisons peptidiques, la pepsine assure la digestion des protéines :

R-CO-NH-R 1 + H 2 O RCOOH + R 1 NH 2

Ainsi, l’acide chlorhydrique joue un rôle important dans le processus de digestion. L'acide pur dilué avec W (HCl) = 8,2-8,4 % est utilisé par voie orale en gouttes et en mélanges (souvent avec de la pepsine) pour une faible acidité du suc gastrique.

Avec d'autres ions (K +, Na +, Ca 2+, etc.), les ions chlore participent à la transmission de l'influx nerveux à travers les membranes cellules nerveuses, maintenant l'excitabilité des cellules musculaires. Les ions chlorure sont les principaux ions chargés négativement de la solution intracellulaire et des fluides intercellulaires ; ils forment de fines couches ioniques des deux côtés des membranes cellulaires et participent ainsi à la création du potentiel électrique de membrane, qui régule les processus de transfert de substances inorganiques et matière organiqueà travers les membranes. Ceci explique sa participation (avec les ions K+ et Na+) à la création d'une certaine pression osmotique et à la régulation du métabolisme eau-sel. Les ions chlorure hydratés participent au maintien de la teneur en eau physiologiquement requise de la cellule.

Presque tous les tissus des organismes vivants ont des propriétés semi-perméables, y compris la membrane cellulaire, à travers laquelle seules les particules d'une certaine taille peuvent passer.

Contrairement aux ions bromure, les ions chlorure ont un rayon optimal pour pénétrer à travers les membranes cellulaires. Ceci explique la participation des ions chlorure (ainsi que des ions K + et Na +) à la création d'une certaine pression osmotique du sang et d'autres fluides biologiques (tissus, lymphe, etc.). Grâce à l'osmose, le flux d'eau dans les cellules et les structures intercellulaires est régulé. Dans les processus d'absorption et de métabolisme des aliments, les phénomènes osmotiques jouent également un rôle important. Solutions médicaments, qui sont administrés par voie intraveineuse ou sous-cutanée, doivent être isotoniques (contenir le même nombre de particules osmotiquement actives). Les ions chlorure ne sont pas toxiques, contrairement chlore moléculaire. Le chlore gazeux irrite la membrane muqueuse du système respiratoire et détruit les poumons. L'inhalation d'air contenant 0,05 % de chlore pendant 1 à 2 heures peut provoquer la suffocation et la mort. Le chlore fut le premier agent de guerre chimique utilisé par l'Allemagne lors des batailles près d'Ypres (Belgique) en 1915. La concentration maximale admissible de chlore gazeux dans l'air est de 0,001 mg/l.

La pression osmotique du sang humain à 310 K (37°C) est de 780 kPa (7,7 atm). La même pression est créée par une solution aqueuse à 0,9 % de NaCl (0,15 mol/l), isotonique avec le sang et appelée solution saline.

Cependant, en plus des ions Cl - et des ions Na +, le sang contient d'autres substances nécessaires à l'homme. En médecine, on utilise généralement des solutions contenant les mêmes composants et dans les mêmes quantités que dans le sang. Sinon, du fait de l'osmose, les cellules vont soit gonfler jusqu'à la rupture de leurs parois, soit rétrécir à cause de la perte d'eau. Un gonflement (hémolyse) se produit dans les solutions hypotoniques, c'est-à-dire dans des solutions dont les concentrations sont inférieures à celles des solutions isotoniques. Le rétrécissement (plasmolyse) se produit dans les solutions hypertoniques dont la concentration est supérieure à celle des solutions isotoniques. DANS à des fins médicinales, des solutions hypertoniques (W(NaCl) = 10 %) sont utilisées comme agent externe. Les pansements de gaze humidifiés avec une solution hypertonique de NaCl nettoient les plaies selon la loi de l'osmose en raison du sens d'écoulement du liquide vers l'extérieur.

Les besoins quotidiens en chlorure de sodium sont de 5 à 10 g. En cas de maladies de l'estomac (gastrite hyperacide) ou d'ulcères gastroduodénaux, la consommation de NaCl doit être réduite en raison de l'augmentation de l'acidité.

Une consommation excessive de NaCl contribue à l'apparition de l'hypertension.

Les ions chlorure n'ont pas d'effet toxique, mais une substance simple - Cl 2, comme déjà indiqué, et ses composés organiques et oxygénés sont hautement toxiques. La teneur en chlore de l'eau (2´10 -6 g/ml) détermine les propriétés antimicrobiennes de l'eau et provoque la mort d'une grande variété de bactéries. Lorsque le chlore est dissous dans l'eau, de l'acide hypochloreux se forme, qui pénètre facilement dans la cellule microbienne et inactive les enzymes :

Cl 2 + H 2 O « HCl + HClO

HClO « HCl + O

L'intensité du cycle du chlore dans la nature est bien supérieure à celle des autres halogènes.

Mobile, ne formant pas (dans la plupart des cas) de sels insolubles, le chlore est rapidement emporté par les précipitations, qui pénètrent dans le sol sous forme de poussières et d'aérosols.

Une forme de chlore nocive pour l’environnement est le chlorure d’hydrogène, rejeté par de nombreuses industries. Sous forme de précipitations, il acidifie le sol. Mais le plus grand risque environnemental est posé par les pesticides contenant du chlore. Par conséquent, lors de leur utilisation, il est nécessaire de respecter les normes et la technologie de distribution.

Brome

La forme inorganique du brome, les ions bromure (Br -), possède la plus grande activité biologique. Dans l'organisme, ils sont, comme les ions chlorure, sous forme hydratée en raison de l'orientation et de la coordination des molécules d'eau polaires :

L'hydratation est l'interaction de substances avec des molécules d'eau, dans laquelle les molécules d'eau ne sont pas détruites. Il existe une hydratation faible et forte. Une faible hydratation est caractéristique des ions de faible charge avec un grand rayon. Dans le cas des ions bromure (r(Br -) = 0,114 nm), l'orientation des dipôles d'eau ne conduit pas à la formation de liaison chimique, donc le nombre de molécules d'eau dans la coque d'hydratation change constamment.

Les ions bromure améliorent les processus d'inhibition dans le système nerveux central (SNC), c'est pourquoi les composés bromés sont largement utilisés dans la pratique médicale.

Pendant longtemps le mécanisme d'action des bromures sur le système nerveux central restait inconnu. Et à l’heure actuelle, le rôle des composés bromés dans la vie de l’organisme n’est pas encore suffisamment clarifié.

L'effet calmant des composés bromés était similaire à celui des somnifères, estimant que les ions bromure réduisaient l'excitabilité de la sphère motrice du cerveau et réduisaient l'excitabilité du système nerveux central.

Ce n'est qu'en 1910 que le physiologiste russe I.P. Pavlov et ses étudiants ont réussi à trouver l'explication correcte de l'effet du brome sur le système nerveux central.

Le brome ne réduit pas l'excitabilité, mais améliore le processus d'inhibition. Les préparations de brome se sont révélées utiles pour perturber la relation normale entre les processus d'excitation et d'inhibition dans le cortex cérébral. C'est l'effet curatif des bromures sur le système nerveux. Cependant, le mécanisme d’action des ions bromure n’a pas été entièrement élucidé.

Dans l'effet calmant, en plus d'améliorer le processus d'inhibition du système nerveux central, l'influence de ces ions sur l'hypophyse, les glandes surrénales et les gonades peut être importante.

Il existe des preuves que les composés bromés inhibent la fonction thyroïdienne et augmentent l'activité du cortex surrénalien.

Le brome pénètre dans le corps humain principalement par les aliments d'origine végétale. Dans les plantes, le brome est lié à des composés complexes et pour la plupart insolubles. composés organiques. Il est toujours présent dans les plantes, mais différentes parties des plantes sont approvisionnées différemment en brome. Il y a plus de brome dans la partie verte des plantes que dans les racines. La teneur en brome dans la partie minérale des sols et de la biomasse végétale sèche est insignifiante et varie de 10 -10 à 10 -7 %. Certaines plantes, par exemple les légumineuses (pois, haricots, lentilles, etc.), accumulent activement le brome. La présence de brome a également été constatée dans le blé et les pommes de terre. Il a été établi qu'il existe une quantité relativement importante de brome dans champignons comestibles(cèpes et cèpes ; dans les cèpes, leur teneur est de ~1,4´10 -3 %).

Mais la majeure partie du brome sur notre planète est concentrée dans les mers et dans l'eau des lacs salés (le sel de table contient 0,1 % de brome) ; algue. Il contient non seulement du brome, mais aussi de l'iode, ainsi que des oligo-éléments, des vitamines et bien d'autres substances précieuses pour l'organisme.

La poudre de Laminaria est utilisée pour traiter et prévenir l’athérosclérose, le goitre et d’autres maladies.

Les préparations de NaBr et de KBr sont utilisées comme agents thérapeutiques, bien que les préparations organobromées les plus efficaces et les moins irritantes pour les muqueuses soient les préparations organobromées, qui, dans certains cas, ont commencé à remplacer les bromures inorganiques. La composition et l'effet de ces médicaments sont étudiés dans le cadre de cours spéciaux.

Les préparations de brome sont également utilisées pour d'autres maladies, par exemple les maladies cardiovasculaires, l'ulcère gastroduodénal et l'épilepsie.

Dans la pratique médicale, l'isotope radioactif du brome - 82 Br (T1/2 = 35,8 heures) a été utilisé dans le traitement des tumeurs malignes.

Avec son aide, le mécanisme d'action de certains médicaments thérapeutiques contenant du brome est étudié.

Les bromures sont bien absorbés par le tractus gastro-intestinal. Les membranes cellulaires sont très peu perméables aux gros ions bromure, on les retrouve donc principalement dans le liquide extracellulaire et ne pénètrent que partiellement dans les cellules.

Le brome est libéré du sang pendant une longue période, mais dans les tissus cérébraux, il en contient 3 à 4 fois moins. Le brome est facilement retenu dans le corps et s'accumule progressivement (cumul). Cela peut conduire au développement d'un empoisonnement - le "bromisme".

Avec l'utilisation à long terme de bromures, les effets négatifs suivants sont possibles : somnolence, affaiblissement de la mémoire, tremblements des mains, de la langue, troubles de la parole et faiblesse générale. Dans ce cas, il est nécessaire d'arrêter de prendre des bromures et d'accélérer leur élimination de l'organisme en introduisant du chlorure de sodium à raison de 5-10-25 g. Dans le corps humain, il existe une certaine relation dynamique entre la teneur en bromure et. ions chlorure qu'il contient : Br - « Cl - .

Une augmentation de la teneur en ions bromure dans le sang perturbe cet équilibre et, selon le principe de Le Chatelier, il se produit une libération rapide d'ions chlorure par les reins, et avec un excès d'ions chlorure, au contraire, des ions bromure sont libérés du corps. Par conséquent, un excès important de chlorure de sodium augmente le taux de libération des ions bromure du corps, qui sont utilisés en cas d'empoisonnement aux sels de brome.

Les bromures à la dose de 1 à 2 g provoquent une sédation mentale et motrice ; à une dose de 3-4 g - somnolence et sommeil, léthargie ; à une dose de 10-15 g - coma, dépression du système nerveux central et empoisonnement de tout le corps.

Les doses thérapeutiques de bromure dépendent du type système nerveux patient et peut varier de quelques milligrammes à plusieurs grammes. Compte tenu de ces indicateurs, les doses de bromure sont sélectionnées individuellement.

La toxicité des ions bromure est faible, cependant, en raison de leur élimination lente de l'organisme (dans les 30 à 60 jours), ils peuvent s'accumuler, provoquant une intoxication chronique. Dans ce cas, il est nécessaire de prendre en compte un autre phénomène indésirable : l'interchangeabilité des ions halogénures.

En comparant certains indicateurs physiques et chimiques des halogènes (valeurs VEO, rayons des atomes et des ions, etc.), on peut noter que le brome occupe position intermédiaire entre le chlore et l'iode :

Indicateurs : Cl - Br - I -

OEO 3,2 3,0 2,7

ions r (nm) 0,181 0,196 0,220

Les valeurs proches de ces indicateurs et d'autres permettent aux ions bromure, lorsqu'ils sont en excès, de remplacer les ions iodure dans les hormones thyroïdiennes. Ce remplacement entraîne un manque d'iode dans l'organisme, ce qui contribue à un hyperfonctionnement de la glande (production excessive d'hormones). Dans ce cas, un phénomène de synergie est observé - augmentation de l'activité de la glande thyroïde (hyperthyroïdie).

Ainsi, l'effet biologique du brome dépend de sa quantité dans le corps humain et de son augmentation quantitative avec l'utilisation prolongée de composés bromés.

Le brome moléculaire (Br 2), contrairement aux ions bromure, est très toxique. Lorsque vous travaillez avec, vous devez être prudent et suivre les précautions de sécurité. Une concentration de vapeurs de brome d'environ 0,001 % dans l'air entraîne des étourdissements, une irritation des muqueuses, de la toux et une suffocation. À intoxication légère L'ammoniac doit être inhalé avec précaution. Si du brome liquide entre en contact avec vos mains, rincez-le. gros montant de l'eau et une solution de bicarbonate de soude, puis lubrifiez la zone touchée avec une pommade contenant du NaHCO 3.