Šta su halogeni? Hemijski elementi fluor, hlor, jod i astat. Hemijska svojstva halogena

Halogeni - ovo je oznaka za elemente periodnog hemijskog sistema koji se nalazi u sedamnaestoj grupi. Posebnost je u tome što reagiraju s gotovo svim supstancama jednostavnog tipa, isključujući samo određene nemetale. Budući da djeluju kao energetski oksidanti, u prirodi se miješaju s drugim tvarima. Hemijska aktivnost halogena direktno zavisi od atomskog broja.

Opće informacije o halogenima

Ovi elementi se nazivaju halogeni: fluor, hlor, brom, jod i astat. Svi oni spadaju u naglašene nemetale. Samo u jodu se, pod određenim okolnostima, mogu naći svojstva koja se pripisuju metalima.

Termin “halogen” je prvobitno upotrijebio njemački naučnik I. Schweigger 1811. godine, što se doslovno prevodi sa grčkog kao “solar”.

Biti u glavnom stanju elektronska konfiguracija atoma halogena je sljedeća - ns 2 np 5, gdje slovo n označava glavni kvantni broj ili period. Uporedimo li atom klora s drugim halogenima, uočljivo je da su njegovi elektroni slabo zaštićeni od jezgre, zbog čega se odlikuje velikom specifičnom gustoćom elektrona i manjim radijusom, a također ima i veliku energiju ionizacije i elektronegativnost.

Fluor (F) je element dostupan u obliku soli koje su raspršene u različitim stijenama. Najvažniji spoj je mineral fluorit i fluorit. Poznat je i mineral kriolit.

Klor (Cl) je najčešći halogen. Njegov najvažniji prirodni spoj je natrijum hlorid, koji se koristi kao glavna sirovina ako su potrebna druga jedinjenja hlorida. Natrijum hlorid je uglavnom rasprostranjen u vodama mora i okeana, ali se može naći iu nekim jezerima. Ovaj halogen se može naći iu čvrstom obliku, takozvanoj kamenoj soli.

Brom (Br) - u prirodi se pojavljuje kao soli natrijuma i kalija uparene sa hloridnim solima. Obično se nalazi u slanim jezerima i morima.

Jod (J) je hemijski element koji se također često nalazi u morskoj vodi, ali u vrlo malim količinama, pa je izolacija od vlage prilično težak postupak. Imajte na umu da postoji određeni tip alge - alge, jod se nakuplja u njihovim tkivima. Jod se ekstrahuje iz pepela ovih algi. Jod se takođe može naći u bušotinama koje leže ispod zemlje.

Astatin (At) je hemijski element koji se praktično ne nalazi u prirodi. Da bi se izvukao, nuklearne reakcije se provode umjetno. Astatin ima najdugovječniji izotop, s poluživotom od 8,3 sata.

Hemijske karakteristike halogena

Kada postavljate pitanje, halogeni - šta su to, treba da odgovorite da su to sve elementi periodnog sistema, gde svaki ima svoj indikator hemijske aktivnosti. Kada se razmatra potonji za fluor, treba napomenuti da je on najveći. Akademik A.E. Fersman naziva fluor da sve konzumira. Dakle, ako uzmemo sobnu temperaturu, tada će željezo, olovo i alkalni metali izgorjeti u atmosferi fluora.

Bitan! Fluor nema uticaja na određene metale (bakar, nikal) na čijoj površini zaštitni sloj u obliku fluorida. Ali ako zagrijete fluor, počinje se javljati reakcija.

Zapazimo reakciju fluora na mnoge nemetale, uključujući vodonik, jod, ugljik, bor i druge. U hladnim uslovima stvaraju se odgovarajuća jedinjenja koja mogu dovesti do eksplozije ili plamena. Fluor ne može reagirati samo na kisik, dušik i ugljik (potonji mora biti u obliku dijamanta).

Uočena je vrlo energična reakcija na složene supstance. Čak i prilično postojane tvari u obliku stakla (vune) i vodene pare izgaraju u atmosferi fluora. Treba napomenuti da se fluor ne može otopiti u vodi, jer ga može snažno otopiti.

Bilješka! Fluor je najjači oksidant.

Svako jedinjenje halogena ima svoje karakteristike, na primjer, klor također ima primjetnu visoku hemijsku aktivnost, iako je inferioran u odnosu na fluor. Ovaj element može djelovati na sve jednostavne tvari, isključujući samo kisik, dušik i plemenite plinove. U uslovima visoke temperature, sledeći nemetali: fosfor, arsen, silicijum i antimon reaguju sa hlorom i oslobađaju se veliki broj toplota. Na sobnoj temperaturi i bez svjetlosti, hlor ima malo utjecaja na vodonik, ali ako se zagrije ili se doda jaka sunčeva svjetlost, reakcija može izazvati eksploziju.

Reakcija hlora na vodu je sljedeća: nastaju hlorovodonična i hlorovodonična kiselina. Ako se fosfor doda hloru, potonji će se zapaliti, što će rezultirati stvaranjem fosfor triklorida i pentaklorida.

Za dobivanje hlora potrebno je provesti elektrolizu koncentriranih vodenih otopina NaCl. Klor će se početi oslobađati iz ugljične anode, a vodik će se početi oslobađati na katodi. Korištenjem hlora dobijaju se hlorovodon i hlorovodonična kiselina, koji se koriste za izbeljivanje papira i tkanina, a po potrebi i za dezinfekciju vode za piće.

Halogena jedinjenja sa bromom imaju nižu hemijsku aktivnost nego sa hlorom. Brom i vodonik se kombinuju samo pod uslovima zagrevanja. Za dobivanje broma potrebno je oksidirati HBr. IN industrijskim uslovima bromidi i rastvor hlorida. U Rusiji su glavni izvor broma podzemne bušotine i zasićene otopine pojedinih slanih jezera.

Jod ima čak niži nivo hemijske reaktivnosti od ostalih jedinjenja halogena. Unatoč nižoj aktivnosti, ovaj element također može reagirati s mnogim nemetalima u normalnim uvjetima, što rezultira stvaranjem soli (ako obratite pažnju, riječ “halogen” dolazi od riječi “rađanje soli”).

Reakcija joda s vodikom zahtijeva prilično visoku toplinu. Sama reakcija je nepotpuna, jer tečni vodonik počinje da se raspada.

Upoređujući halogene spojeve, primjećuje se da njihova aktivnost postaje manja od fluora do astatina. Posebnost halogena je u tome što reagiraju s mnogim jednostavnim tvarima. U slučaju metala to se primjećuje brza reakcija, koji oslobađa veliku količinu toplote.

Osobine ekstrakcije i upotrebe halogena

U prirodnim uvjetima, halogeni su anioni, pa se za dobivanje slobodnih halogena koristi metoda oksidacije elektrolizom ili korištenjem oksidacijskih sredstava. Na primjer, da bi se dobio hlor, potrebno je hidrolizirati otopinu kuhinjska so. Halogena jedinjenja se koriste u mnogim industrijama:

• Fluor. Uprkos visokoj reaktivnosti, ovaj hemijski element se često koristi u industriji. Na primjer, fluor - ključni element Teflon i drugi fluoropolimeri. Dostupan i kao organski hemijske supstance Uzmite u obzir hlorofluorougljike, koji su se ranije koristili kao rashladna sredstva i potisni plinovi u aerosolima. Oni su naknadno prekinuti jer je vjerovatno da će utjecati okruženje. Fluor se često nalazi u pastama za zube kako bi pomogao u održavanju integriteta zuba. Ovaj halogen može se naći i u glini, gdje je relevantan za proizvodnju keramike;
• Hlor. Većina česta upotreba hlor – dezinfekcija pije vodu i bazene. A spoj pod nazivom natrijum hipohlorit je glavna komponenta izbjeljivača. Industrijske strukture i laboratorije ne mogu bez upotrebe hlorovodonične kiseline. Polivinil hlorid također sadrži fluor, kao i drugi polimeri koji se koriste za izolaciju cijevi, ožičenja i drugih komunikacija. Klor se također koristi u farmaciji, gdje se koristi za proizvodnju lijekova za liječenje infekcija, alergija i dijabetesa. Kao što je gore navedeno, hlor dobro dezinficira, pa se uz njegovu pomoć sterilizira bolnička oprema;
• Brom. glavna karakteristika ovog hemijskog elementa je da nije zapaljiv. Iz tog razloga se uspješno koristi za suzbijanje sagorijevanja. Brom, u kombinaciji s drugim elementima, korišten je za proizvodnju u isto vrijeme specijalnim sredstvima za baštu, zahvaljujući kojoj su sve bakterije umrle. Ali s vremenom je lijek zabranjen uz izgovor koji je ovaj imao negativan uticaj on ozonski sloj planete. Brom je također relevantan u sljedećim oblastima: proizvodnja benzina, proizvodnja fotografskog filma, aparata za gašenje požara i nekih lijekova;
• Jod. Važan hemijski element od kojeg zavisi pravilno funkcionisanje štitne žlezde. Zbog nedostatka joda u tijelu, potonji se čak može početi povećavati. Jod se pokazao kao odličan antiseptik. Jod se nalazi u rastvorima koji se koriste za čišćenje rana;
• Astatin Ovaj halogen nije samo rijetka zemlja, već je i radioaktivan, iz tog razloga se ne koristi posebno.

Halogeni i njihova fizička svojstva

Prisustvo određenih hemikalija i fizička svojstva direktno zavisi od atomske strukture elementa. Uglavnom, svi halogeni imaju slična svojstva, ali ipak imaju određene karakteristike:

• Fluor. Element u obliku svijetlozelenog plina sa otrovnim svojstvima;
• Hlor. Žuto-zeleni gas, takođe otrovan, sa oštrim, zagušljivim i neprijatan miris. Element se može lako otopiti u vodi, zbog čega nastaje klorna voda;
• Brom. Djeluje kao jedini tečni nemetal. Ovo je težak element, napravljen u crveno-braon boji. Ako se brom stavi u bilo koju posudu, zidovi ove potonje će postati crveno-smeđi, oslobođeni parama halogena. Miris broma je težak i neprijatan. Za skladištenje broma koriste se specijalne boce sa brušenim čepovima i čepovima. Važno je napomenuti da potonji ne bi trebao biti izrađen od gume, jer element može lako korodirati ovaj materijal;
• Jod. Tamno siva kristalna supstanca, u parama ima ljubičasta. Normalni uslovi ne omogućavaju dovođenje joda u stanje topljenja, a još manje ključanja, jer čak i blago zagrevanje elementa dovodi do njegove sublimacije: kada prelazi iz čvrstog u gasovito stanje. Ovo svojstvo posjeduje ne samo jod, već i neke druge supstance. Ovo svojstvo je bilo korisno u prečišćavanju supstanci od nečistoća. Jod je jedan od onih elemenata koji je slabo rastvorljiv u vodi. Potonji dobija svetlo žutu boju. Jod se posebno dobro rastvara u alkoholu, zbog čega su počeli da prave 5-10% rastvor joda, nazvan jodna tinktura.

Halogeni spojevi i njihova uloga u ljudskom tijelu

Prilikom odabira paste za zube, mnogi ljudi obraćaju pažnju na sastav: sadrži li fluor. Ova komponenta se dodaje s razlogom, jer je ono što pomaže u izgradnji zubne cakline i kostiju, a može i učiniti zube otpornijim na karijes. Metabolički procesi također ne mogu bez pomoći fluora.

U ljudskom tijelu klor također igra važnu ulogu, aktivno sudjeluje u održavanju ravnoteže vode i soli, kao i u održavanju osmotskog tlaka. Zahvaljujući hloru, metabolizam i izgradnja tkiva funkcionišu efikasnije. Upravo hlorovodonična kiselina pospješuje bolju probavu, bez koje bi bilo nemoguće probaviti hranu.

Hlor je neophodan za ljudski organizam i mora mu se dostavljati u određenim količinama. Ako zanemarite brzinu ulaska elementa u tijelo, možete naići na otok, glavobolju i druge neugodne senzacije.

Brom se nalazi u malim količinama u mozgu, bubrezima, krvi i jetri. U medicini, brom je odličan sedativ. Međutim, mora se davati u strogim proporcijama, jer posljedice predoziranja nisu najbolje: depresivno stanje nervnog sistema.

Jod je strogo neophodan za štitnu žlijezdu, pomažući joj da se aktivno bori protiv bakterija koje ulaze u tijelo. Ako u ljudskom tijelu nema dovoljno joda, može početi bolest štitne žlijezde.

Kao zaključak, napominjemo da su halogeni neophodni ne samo za provođenje mnogih svakodnevnih stvari, već i za efikasno funkcioniranje našeg tijela. Ovi hemijski elementi imaju određene karakteristike koje nalaze svoju primenu u različitim sektorima ljudskog života.

Video

Hemija elemenata

Nemetali VIIA podgrupe

Elementi VIIA podgrupe su tipični nemetali sa visokim

elektronegativnosti, imaju naziv grupe - "halogeni".

Glavna pitanja obrađena u predavanju

Opće karakteristike nemetala VIIA podgrupe. elektronska struktura, najvažnije karakteristike atomi. Najkarakterističniji ste-

oksidacijske kazne. Karakteristike hemije halogena.

Jednostavne supstance.

Prirodna jedinjenja.

Halogena jedinjenja

Halovodične kiseline i njihove soli. Sol i fluorovodonična kiselina

slotovi, račun i aplikacija.

Halogeni kompleksi.

Binarna jedinjenja kiseonika halogena. Nestabilnost cca.

Redox svojstva jednostavnih supstanci i ko-

jedinstva. Reakcije disproporcionalnosti. Latimerovi dijagrami.

Hemija elemenata VIIA podgrupe

opšte karakteristike

VIIA-grupu čine p-elementi: fluor F, hlor

Cl, brom Br, jod I i astat At.

Opšta formula za valentne elektrone je ns 2 np 5.

Svi elementi grupe VIIA su tipični nemetali.

da formiraju stabilnu ljusku od osam elektrona

kutije, zato i imaju postoji snažna tendencija ka

dodavanje elektrona.

Svi elementi jednostavno formiraju jednostruko punjenje

ny anjoni G – .

U obliku jednostavnih aniona, elementi grupe VIIA nalaze se u prirodnoj vodi i u kristalima prirodnih soli, na primjer, halit NaCl, silvit KCl, fluorit

CaF2.

Opšti naziv grupe elemenata VIIA-

grupa “halogeni”, odnosno “rađaju soli”, nastaje zbog činjenice da je većina njihovih spojeva s metalima pre-

je tipična so (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), koja

koji se mogu dobiti direktnom interakcijom

interakcija metala sa halogenom. Slobodni halogeni se dobijaju iz prirodnih soli, pa se naziv "halogeni" prevodi i kao "rođeni iz soli".

Minimalno oksidaciono stanje (–1) je najstabilnije

za sve halogene.

Date su neke karakteristike atoma elemenata VIIA grupe

Najvažnije karakteristike atoma elemenata VIIA grupe

Halogeni imaju visok afinitet prema elektronima (maksimalno pri

Cl) i vrlo odlična energija jonizacija (maksimalno na F) i maksimum

moguća elektronegativnost u svakom periodu. Najviše je fluora

elektronegativnost svih hemijskih elemenata.

Prisustvo jednog nesparenog elektrona u atomima halogena određuje

predstavlja spajanje atoma u jednostavnim supstancama u dvoatomske molekule G2.

Za jednostavne tvari, halogeni, najkarakterističniji su oksidanti

svojstva, koja su najjača u F2 i slabe kada pređu u I2.

Halogeni se odlikuju najvećom reaktivnošću od svih nemetalnih elemenata. Fluor se, čak i među halogenima, ističe

ima izuzetno visoku aktivnost.

Element drugog perioda, fluor, najjače se razlikuje od drugog

ostali elementi podgrupe. Ovo opšti obrazac za sve nemetale.

Fluor, kao najelektronegativniji element, ne pokazuje seks

rezidentna oksidaciona stanja. U bilo kojoj vezi, uključujući i ki-

kiseonika, fluor je u oksidacionom stanju (-1).

Svi ostali halogeni pokazuju pozitivne stupnjeve oksidacije

lenija do maksimalno +7.

Najkarakterističnija oksidaciona stanja halogena:

F: -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl ima poznate okside u kojima se nalazi u oksidacionim stanjima: +4 i +6.

Najvažnija jedinjenja halogena, u pozitivnom stanju,

Kazne oksidacije su kiseline koje sadrže kisik i njihove soli.

Sva jedinjenja halogena u pozitivnim oksidacionim stanjima su

su jaki oksidanti.

užasan stepen oksidacije. Alkalna sredina podstiče disproporciju.

Praktična primjena jednostavnih tvari i kisikovih spojeva

Smanjenje halogena je uglavnom zbog njihovog oksidativnog učinka.

Najšire praktična upotreba pronaći jednostavne supstance Cl2

i F2. Najveća količina hlora i fluora se troši u industriji

organska sinteza: u proizvodnji plastike, rashladnih sredstava, rastvarača,

pesticida, lekova. Značajan iznos hlor i jod se koriste za dobijanje metala i za njihovu rafinaciju. Koristi se i hlor

za izbjeljivanje celuloze, za dezinfekciju vode za piće iu proizvodnji

voda od izbjeljivača i hlorovodonične kiseline. Soli oksokiselina koriste se u proizvodnji eksploziva.

Kiseline - hlorovodonične i rastaljene kiseline - se široko koriste u praksi.

Fluor i hlor su među dvadeset najčešćih elemenata

tamo je u prirodi znatno manje broma i joda. Svi halogeni se javljaju u prirodi u svom oksidacionom stanju(-1). Samo jod se javlja u obliku soli KIO3,

koji je uključen kao nečistoća u čileansku salitru (KNO3).

Astatin je umjetno proizveden radioaktivni element (ne postoji u prirodi). Nestabilnost At se ogleda u imenu, koje dolazi iz grčkog. "astatos" - "nestabilan". Astatin je pogodan emiter za radioterapiju tumora raka.

Jednostavne supstance

Jednostavne supstance halogena formiraju dvoatomski molekuli G2.

U jednostavnim supstancama, tokom prijelaza iz F2 u I2 sa povećanjem broja elektrona

tronskih slojeva i povećanja polarizabilnosti atoma, dolazi do povećanja

međumolekularna interakcija, što dovodi do promjene u agregatnom ko-

stoje pod standardnim uslovima.

Fluor (u normalnim uslovima) je žuti gas, na -181o C se pretvara u

tečno stanje.

Hlor je žutozeleni gas koji na –34o C prelazi u tečnost. Boje ha-

Ime Cl je povezano s njim, dolazi od grčkog "chloros" - "žuto-

zeleno". Oštar porast tačke ključanja Cl2 u poređenju sa F2,

ukazuje na povećanu međumolekularnu interakciju.

Brom je tamnocrvena, vrlo isparljiva tečnost, ključa na 58,8o C.

naziv elementa povezan je s oštrim neugodnim mirisom plina i izveden je iz

"bromos" - "smrdljiv".

Jod - tamno ljubičasti kristali, sa slabim "metalnim"

grudvice, koje se zagrijavanjem lako sublimiraju, stvarajući ljubičaste pare;

Tačka ključanja joda je 183 °C. Njegovo ime potiče od boje jodnih para -

"jodos" - "ljubičasta".

Sve jednostavne tvari imaju oštar miris i otrovne su.

Udisanje njihovih para izaziva iritaciju sluzokože i dišnih organa, a pri visokim koncentracijama - gušenje. Tokom Prvog svetskog rata hlor je korišćen kao otrovno sredstvo.

Plin fluor i tekući brom uzrokuju opekotine kože. Rad sa ha-

logens, potrebno je poduzeti mjere opreza.

Budući da su jednostavne tvari halogena formirane od nepolarnih molekula

hladi, dobro se rastvaraju u nepolarnim organski rastvarači:

alkohol, benzen, ugljen-tetrahlorid itd. Klor, brom i jod su slabo rastvorljivi u vodi, a njihove vodene rastvore nazivaju se hlor, brom i jodna voda. Br2 se rastvara bolje od ostalih, koncentracija broma u zas.

Rastvor dostiže 0,2 mol/l, a hlor – 0,1 mol/l.

Fluorid razlaže vodu:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Halogeni pokazuju visoku oksidativnu aktivnost i prelaz

u halogenidne anjone.

G2 + 2e–  2G–

Fluor ima posebno visoku oksidativnu aktivnost. Fluor oksidira plemenite metale (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Čak je u interakciji sa nekim inertnim gasovima (kriptonom,

ksenon i radon), na primjer,

Xe + 2F2 = XeF4

Mnoga vrlo stabilna jedinjenja sagorevaju u atmosferi F2, npr.

voda, kvarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

U reakcijama s fluorom, čak i jaki oksidanti kao što su dušik i sumpor

nikalne kiseline, djeluju kao redukcioni agensi, dok fluor oksidira ulaz

koji sadrže O(–2) u svom sastavu.

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

Visoka reaktivnost F2 stvara poteškoće pri izboru kon-

konstrukcijski materijali za rad s njim. Obično u te svrhe koristimo

Postoje nikal i bakar, koji, kada se oksidiraju, na svojoj površini formiraju guste zaštitne filmove fluorida. Ime F je zbog njegovog agresivnog djelovanja.

Ja jedem, dolazi iz grčkog. “fluoros” – “destruktivan”.

U serijama F2, Cl2, Br2, I2 oksidaciona sposobnost slabi zbog povećanja

povećanje veličine atoma i smanjenje elektronegativnosti.

U vodenim otopinama, oksidativna i reduktivna svojstva tvari

Supstance se obično karakterišu pomoću elektrodnih potencijala. U tabeli su prikazani standardni elektrodni potencijali (Eo, V) za polu-reakcije redukcije

formiranje halogena. Za poređenje, Eo vrijednost za ki-

ugljenik je najčešći oksidant.

Standardni elektrodni potencijali za jednostavne halogene supstance

Smanjena oksidativna aktivnost

Kao što se može videti iz tabele, F2 je mnogo jači oksidant,

nego O2, stoga F2 ne postoji u vodenim rastvorima oksidira vodu,

oporavlja se na F–. Sudeći po Eo vrijednosti, oksidirajuća sposobnost Cl2

takođe veći od O2. Zaista, tokom dugotrajnog skladištenja hlorne vode, ona se razgrađuje oslobađanjem kiseonika i stvaranjem HCl. Ali reakcija je spora (molekul Cl2 je primjetno jači od molekula F2 i

energija aktivacije za reakcije sa hlorom je veća), dispro-

porcioniranje:

Cl2 + H2 O HCl + HOCl

U vodi ne dolazi do kraja (K = 3,9 . 10–4), stoga Cl2 postoji u vodenim rastvorima. Br2 i I2 karakteriše još veća stabilnost u vodi.

Disproporcionalnost je vrlo karakterističan oksidans

reakcija redukcije za halogene. Disproporcionalnost pojačanja

izliva se u alkalnoj sredini.

Disproporcija Cl2 u lužini dovodi do stvaranja anjona

Cl– i ClO–. Konstanta disproporcionalnosti je 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kada je jod u disproporciji u lužini, nastaju I– i IO3–. Ana-

Logično, Br2 je disproporcionalan jod. Promjena proizvoda je nesrazmjerna

nacije je zbog činjenice da su anjoni GO– i GO2– u Br i I nestabilni.

Reakcija disproporcionalnosti hlora se koristi u industriji

sposobnost dobivanja jakog i brzodjelujućeg oksidatora hipoklorita,

kreč za izbjeljivanje, bertolet so.

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

Interakcija halogena sa metalima

Halogeni snažno reagiraju s mnogim metalima, na primjer:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenidi, u kojima metal ima nisko oksidaciono stanje (+1, +2),

- To su jedinjenja nalik solima sa pretežno jonskim vezama. Kako

lo, jonski halogenidi su čvrste materije sa visokom tačkom topljenja

Metalni halogenidi u kojima metal ima visok stepen oksidacije

cije su jedinjenja sa pretežno kovalentnim vezama.

Mnogi od njih su gasovi, tečnosti ili topljive čvrste materije u normalnim uslovima. Na primjer, WF6 je plin, MoF6 je tekućina,

TiCl4 je tečan.

Interakcija halogena sa nemetalima

Halogeni stupaju u direktnu interakciju sa mnogim nemetalima:

vodonik, fosfor, sumpor, itd. Na primjer:

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

Veza u nemetalnim halogenidima je pretežno kovalentna.

Obično ova jedinjenja imaju niske tačke topljenja i ključanja.

Prilikom prelaska sa fluora na jod, povećava se kovalentna priroda halogenida.

Kovalentni halogenidi tipičnih nemetala su kisela jedinjenja; u interakciji s vodom, hidroliziraju se u kiseline. Na primjer:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POinterga-

vodi. U ovim jedinjenjima lakši i elektronegativniji halogen je u (–1) oksidacionom stanju, a teži u pozitivnom stanju.

oksidacijske kazne.

Direktnom interakcijom halogena pri zagrevanju dobijaju se: ClF, BrF, BrCl, ICl. Postoje i složeniji interhalogenidi:

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

Svi interhalogenidi u normalnim uslovima su tečne supstance sa niske temperature ključanje. Interhalogenidi imaju visoku oksidativnu aktivnost

aktivnost. Na primjer, takve hemijski stabilne supstance kao što su SiO2, Al2O3, MgO itd. sagorevaju u parama ClF3.

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

Fluorid ClF 3 je agresivan fluorirajući reagens koji brzo djeluje

dvorište F2. Koristi se u organskim sintezama i za dobijanje zaštitne folije na površini opreme od nikla za rad sa fluorom.

U vodi, interhalogenidi hidroliziraju i formiraju kiseline. Na primjer,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Halogeni u prirodi. Dobijanje jednostavnih supstanci

U industriji se halogeni dobivaju iz njihovih prirodnih spojeva. Sve

procesi za dobijanje slobodnih halogena zasnivaju se na oksidaciji halogena

Nid joni.

2G –  G2 + 2e–

Značajna količina halogena se nalazi u prirodne vode u obliku anjona: Cl–, F–, Br–, I–. Morska voda može sadržavati do 2,5% NaCl.

Brom i jod se dobijaju iz vode naftnih bušotina i morsku vodu.

OPĆE KARAKTERISTIKE

Halogeni (od grčkog halos - sol i geni - formiranje) - elementi glavna podgrupa Grupa VII periodnog sistema: fluor, hlor, brom, jod, astat.

Table. Elektronska struktura i neka svojstva atoma i molekula halogena

1) Opšta elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa je nS2nP5.
2) Sa povećanjem atomskog broja elemenata, radijusi atoma se povećavaju, elektronegativnost se smanjuje, nemetalna svojstva slabe (povećavaju se metalna svojstva); halogeni su jaki oksidanti, oksidaciona sposobnost elemenata opada sa povećanjem atomska masa.
3) Molekuli halogena sastoje se od dva atoma.
4) Sa povećanjem atomske mase, boja postaje tamnija, povećavaju se tačke topljenja i ključanja, kao i gustina.
5) Jačina halogenovodoničnih kiselina raste sa povećanjem atomske mase.
6) Halogeni mogu formirati spojeve jedni s drugima (na primjer, BrCl)

FLUOR I NJEGOVA JEDINJENJA

Fluor F2 - otkrio A. Moissan 1886. godine.

Fizička svojstva

Gas je svijetlo žute boje; t° topljenja= -219°C, t° ključanja= -183°C.

Potvrda

Elektroliza taline kalij-hidrofluorida KHF2:

Hemijska svojstva

F2 je najjači oksidant od svih supstanci:

1. 2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2. H2 + F2 ® 2HF (sa eksplozijom)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Vodonik fluorid

Fizička svojstva

Bezbojni gas, veoma rastvorljiv u vodi, mp. = - 83,5°C; t°boil. = 19,5°C;

Potvrda

CaF2 + H2SO4(konc.) ® CaSO4 + 2HF

Hemijska svojstva

1) Rastvor HF u vodi - slaba kiselina (fluorovodonična):

HF « H+ + F-

Soli fluorovodonične kiseline - fluoridi

2) Fluorovodonična kiselina otapa staklo:

SiO2 + 4HF ® SiF4+ 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 heksafluorosilicijska kiselina

HLOR I NJEGOVA JEDINJENJA

Klor Cl2 - otkrio je K. Scheele 1774. godine.

Fizička svojstva

Gas žuto-zelene boje, mp. = -101°C, t°vri. = -34°C.

Potvrda

Oksidacija Cl-iona jakim oksidantima ili električnom strujom:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

elektroliza otopine NaCl (industrijska metoda):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Hemijska svojstva

Klor je jako oksidaciono sredstvo.

1) Reakcije sa metalima:

2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

2) Reakcije sa nemetalima:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClZ

3) Reakcija sa vodom:

Cl2 + H2O « HCl + HClO

4) Reakcije sa alkalijama:

Cl2 + 2KOH –5°C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40°C® 5KCl + KClOZ + 3H2O
Cl2 + Ca(OH)2 ® CaOCl2 (izbjeljivač) + H2O

5) Izmješta brom i jod iz halogenovodoničnih kiselina i njihovih soli.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

Jedinjenja hlora
Hlorovodonik

Fizička svojstva

Bezbojni gas oštrog mirisa, otrovan, teži od vazduha, dobro rastvorljiv u vodi (1:400).
t°pl. = -114°C, t°vri. = -85°C.

Potvrda

1) Sintetička metoda (industrijska):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Hidrosulfatna metoda (laboratorijska):

NaCl(čvrsta) + H2SO4(konc.) ® NaHSO4 + HCl

Hemijska svojstva

1) Rastvor HCl u vodi - hlorovodonična kiselina - jaka kiselina:

HCl « H+ + Cl-

2) Reaguje sa metalima u opsegu napona do vodonika:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

3) sa metalnim oksidima:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) sa bazama i amonijakom:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al(OH)3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3 ® NH4Cl

5) sa solima:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Formiranje bijelog taloga srebrnog hlorida, nerastvorljivog u mineralnim kiselinama, koristi se kao kvalitativna reakcija za detekciju Cl-aniona u rastvoru.
Metalni kloridi su soli hlorovodonične kiseline, dobijaju se interakcijom metala sa hlorom ili reakcijama hlorovodonične kiseline sa metalima, njihovim oksidima i hidroksidima; razmjenom sa određenim solima

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb(NO3)2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Većina hlorida je rastvorljiva u vodi (s izuzetkom srebra, olova i monovalentnih živinih hlorida).

Hipohlorna kiselina HCl+1O
H–O–Cl

Fizička svojstva

Postoji samo u obliku razrijeđenih vodenih otopina.

Potvrda

Cl2 + H2O « HCl + HClO

Hemijska svojstva

HClO je slaba kiselina i jako oksidaciono sredstvo:

1) Razgrađuje se, oslobađajući atomski kiseonik

HClO – na svjetlu® HCl + O

2) Sa alkalijama daje soli - hipohlorite

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Hlorna kiselina HCl+3O2
H–O–Cl=O

Fizička svojstva

Postoji samo u vodenim rastvorima.

Potvrda

Nastaje interakcijom vodikovog peroksida sa hlor-oksidom (IV), koji se dobija iz Bertoletove soli i oksalne kiseline u H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2SlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2

Hemijska svojstva

HClO2 je slaba kiselina i jako oksidaciono sredstvo; soli hlorne kiseline - hloriti:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Nestabilan, raspada se tokom skladištenja

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Hipohlorna kiselina HCl+5O3

Fizička svojstva

Stabilan samo u vodenim rastvorima.

Potvrda

Ba (ClO3)2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Hemijska svojstva

HClO3 - Jaka kiselina i jak oksidant; soli perhlorne kiseline - klorati:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - Bertoletova so; dobiva se propuštanjem hlora kroz zagrijanu (40°C) otopinu KOH:

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Bertoletova so se koristi kao oksidaciono sredstvo; Kada se zagrije, raspada se:

4KClO3 – bez cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2

Perhlorna kiselina HCl+7O4

Fizička svojstva

Bezbojna tečnost, tačka ključanja. = 25°C, temperatura = -101°C.

Potvrda

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Hemijska svojstva

HClO4 je vrlo jaka kiselina i vrlo jak oksidant; soli perhlorne kiseline - perhlorati.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Kada se zagrije, perhlorna kiselina i njene soli se razlažu:

4HClO4 –t°® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t°® KCl + 2O2

BROM I NJEGOVA JEDINJENJA

Brom Br2 - otkrio J. Balard 1826. godine.

Fizička svojstva

Smeđa tekućina s teškim otrovnim isparenjima; ima neprijatan miris; r= 3,14 g/cm3; t°pl. = -8°C; t°boil. = 58°C.

Potvrda

Oksidacija Br jona jakim oksidantima:

MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

Hemijska svojstva

U slobodnom stanju, brom je jako oksidaciono sredstvo; a njegov vodeni rastvor - "bromna voda" (sa 3,58% broma) se obično koristi kao slabo oksidaciono sredstvo.

1) Reaguje sa metalima:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Reaguje sa nemetalima:

H2 + Br2 « 2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Reaguje sa vodom i alkalijama:

Br2 + H2O « HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Reaguje sa jakim redukcionim agensima:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Vodonik bromid HBr

Fizička svojstva

Bezbojni gas, vrlo rastvorljiv u vodi; t°boil. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Potvrda

2NaBr + H3PO4 –t°® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Hemijska svojstva

Vodeni rastvor bromovodonika je bromovodična kiselina, koja je čak i jača od hlorovodonične kiseline. Podvrgava se istim reakcijama kao HCl:

1) Disocijacija:

HBr « H+ + Br -

2) Sa metalima u nizu napona do vodonika:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) sa metalnim oksidima:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) sa bazama i amonijakom:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br

5) sa solima:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Soli bromovodične kiseline nazivaju se bromidi. Posljednja reakcija - stvaranje žutog, u kiselini netopivog taloga srebrovog bromida - služi za detekciju Br - aniona u otopini.

6) HBr je jako redukciono sredstvo:

2HBr + H2SO4(konc.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

Od kiseonikovih kiselina broma poznate su slaba bromovana kiselina HBr+1O i jaka bromovana kiselina HBr+5O3.
JOD I NJEGOVA JEDINJENJA

Jod I2 - otkrio B. Courtois 1811. godine.

Fizička svojstva

Kristalna supstanca tamnoljubičaste boje sa metalnim sjajem.
r= 4,9 g/cm3; t°pl.= 114°C; tačka ključanja = 185°C. Vrlo rastvorljiv u organskim rastvaračima (alkohol, CCl4).

Potvrda

Oksidacija I-iona jakim oksidantima:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Hemijska svojstva

1) sa metalima:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) sa vodonikom:

3) sa jakim redukcionim agensima:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) sa alkalijama:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Vodonik jodid

Fizička svojstva

Bezbojni gas oštrog mirisa, dobro rastvorljiv u vodi, tačka ključanja. = -35°S; t°pl. = -51°C.

Potvrda

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Hemijska svojstva

1) Rastvor HI u vodi - jaka jodovodonična kiselina:

HI « H+ + I-
2HI + Ba(OH)2 ® BaI2 + 2H2O

Soli jodovodične kiseline - jodidi (za ostale HI reakcije pogledajte svojstva HCl i HBr)

2) HI je veoma jak redukcioni agens:

2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4(konc.) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) Identifikacija I-aniona u rastvoru:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Nastaje tamnožuti talog srebrnog jodida, nerastvorljiv u kiselinama.

Kiseoničke kiseline joda

Vodena kiselina HI+5O3

Bezbojna kristalna supstanca, tačka topljenja = 110°C, dobro rastvorljiva u vodi.

Primite:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 je jaka kiselina (soli - jodati) i jako oksidaciono sredstvo.

Jodna kiselina H5I+7O6

Kristalna higroskopna supstanca, visoko rastvorljiva u vodi, tačka topljenja = 130°C.
Slaba kiselina (soli - periodati); jak oksidant.

Iz udžbenika hemije mnogi ljudi znaju da halogeni uključuju hemijske elemente periodnog sistema Mendeljejeva iz grupe 17 u tabeli.

Prevedeno sa grčkog kao rođenje, porijeklo. Gotovo svi su vrlo aktivni, zbog čega burno reagiraju s jednostavnim tvarima, s izuzetkom nekoliko nemetala. Šta su halogeni i koja su njihova svojstva?

Spisak halogena

Halogeni su dobri oksidanti, iz tog razloga se u prirodi mogu naći samo u nekim jedinjenjima. Što više serijski broj, što je manja hemijska aktivnost elemenata ove grupe. Halogena grupa uključuje sljedeće elemente:

• hlor (Cl);
• fluor (F);
• jod (I);
• brom (Br);
• astatin (At).

Potonji je razvijen na Institutu za nuklearna istraživanja, koji se nalazi u gradu Dubna. Fluor je otrovan gas blijedožute boje. Hlor je takođe otrovan. Ovo je plin koji ima prilično oštar i neugodan miris svijetlozelene boje. Brom ima crvenkasto-smeđu boju i toksična je tečnost koja čak može uticati na čulo mirisa. Veoma je isparljiv, pa se čuva u ampulama. Jod je kristalna, lako sublimirana, tamnoljubičasta supstanca. Astatin je radioaktivan, kristalna boja: crna sa plavom, poluživot je 8,1 sat.

Visoka oksidaciona aktivnost halogena opada sa fluora na jod. Najaktivniji od njegove braće je fluor, koji ima sposobnost da reaguje sa bilo kojim metalom, formirajući soli, neki od njih se spontano zapale, oslobađajući ogromnu količinu toplote. Bez zagrijavanja, ovaj element reagira sa gotovo svim nemetalima, reakcije su praćene oslobađanjem određene količine topline (egzotermne).

Fluor je u interakciji sa inertnim gasovima i ozračen je (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Kada se zagrije, fluor djeluje na druge halogene, oksidirajući ih. Formula važi: Hal 2 + F 2 = 2HalF, gde je Hal = Cl, Br, I, At, u slučaju kada su HalF oksidaciona stanja hlora, broma, joda i astatina jednaka +1.

Fluor također vrlo energično stupa u interakciju sa složenim supstancama. Posljedica je oksidacija vode. U tom slučaju dolazi do eksplozivne reakcije koja se ukratko zapisuje formulom: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Hlor

Aktivnost slobodnog hlora je nešto manja od fluora, ali ima i dobru sposobnost reakcije. To se može dogoditi u interakciji s mnogim jednostavnim supstancama, s rijetkim izuzecima u obliku kisika, dušika i inertnih plinova. On može burno reagirati sa složenim supstancama, stvarajući supstitucijske reakcije, svojstvo dodavanja ugljovodonika takođe je svojstveno hloru. Kada se zagrije, brom ili jod se istiskuju iz jedinjenja sa vodonikom ili metalima.

Ovaj element ima poseban odnos sa vodonikom. At sobnoj temperaturi a bez svjetlosti, hlor ne reaguje ni na koji način na ovaj gas, ali čim se zagreje ili usmeri na svetlost, doći će do eksplozivne lančane reakcije. Formula je data u nastavku:

Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H, itd.

Fotoni, kada su pobuđeni, uzrokuju razgradnju molekula Cl 2 na atome i dolazi do lančane reakcije koja uzrokuje pojavu novih čestica koje pokreću početak sljedeće faze. U istoriji hemije ovaj fenomen je proučavan. Ruski hemičar i laureat nobelova nagrada Semenov N.N. 1956. je proučavao fotohemijsku lančanu reakciju i time dao veliki doprinos nauci.

Klor reaguje sa mnogim složenim supstancama, to su reakcije supstitucije i adicije. Dobro se otapa u vodi.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO - 25 kJ.

Sa alkalijama, kada se zagreje, hlor može neproporcionalno.

Brom, jod i astat

Hemijska aktivnost broma je nešto manja od one gore spomenutog fluora ili hlora, ali je i prilično visoka. Brom se često koristi u tečnom obliku. On se, kao i hlor, veoma dobro rastvara u vodi. S njim dolazi do djelomične reakcije, omogućavajući dobivanje "bromne vode".

Hemijska aktivnost joda značajno se razlikuje od ostalih predstavnika ove serije. Gotovo da ne stupa u interakciju s nemetalima, već sa Kod metala reakcija se odvija vrlo sporo i samo kada se zagrije. U tom slučaju dolazi do velike apsorpcije topline (endotermna reakcija), koja je vrlo reverzibilna. Osim toga Jod se ni na koji način ne može rastvoriti u vodi, to se ne može postići ni grijanjem, zbog čega “jodna voda” ne postoji u prirodi. Jod se može rastvoriti samo u rastvoru jodida. U tom slučaju nastaju kompleksni anioni. U medicini se ovo jedinjenje naziva Lugolova otopina.

Astat reaguje sa metalima i vodonikom. U nizu halogena, hemijska aktivnost opada u pravcu od fluora do astatina. Svaki halogen u seriji F - At je sposoban da istisne sljedeće elemente iz spojeva s metalima ili vodonikom. Astatin je najpasivniji od ovih elemenata. Ali karakterizira ga interakcija s metalima.

Aplikacija

Hemija je čvrsto ukorijenjena u naše živote, prodire u sva područja. Čovjek je naučio da koristi halogene, kao i njihove spojeve, za svoju korist. Biološki značaj halogena je neosporan. Njihova područja primjene su različita:

• lijek;
• farmakologija;
• proizvodnja raznih plastičnih masa, boja i sl.;
• Poljoprivreda.

Napravljen od prirodnog jedinjenja kriolita, hemijska formula koji izgleda ovako: Na3AlF6, nabavi aluminijum. Jedinjenja fluora se široko koriste u proizvodnji paste za zube. Poznato je da fluor pomaže u prevenciji karijesa. Koristi se alkoholna tinktura joda za dezinfekciju i dezinfekciju rana.

Klor je našao najrašireniju upotrebu u našim životima. Opseg njegove primjene je prilično raznolik. Primjeri korištenja:

1. Proizvodnja plastike.
2. Dobijanje hlorovodonične kiseline.
3. Proizvodnja sintetičkih vlakana, rastvarača, gume itd.
4. Izbjeljivanje tkanina (lana i pamuka), papira.
5. Dezinfekcija vode za piće. Ali ozon se sve više koristi u tu svrhu, jer je upotreba hlora štetna za ljudski organizam.
6. Dezinfekcija prostorija

Treba imati na umu da su halogeni vrlo otrovne tvari. Ovo svojstvo je posebno izraženo kod fluora. Halogeni mogu izazvati gušenje, iritaciju disajnih puteva i oštetiti biološko tkivo.

Pare hlora mogu biti izuzetno opasne, kao i aerosol fluora, koji ima slab miris i može se osjetiti u visokim koncentracijama. Osoba može doživjeti efekat gušenja. Prilikom rada s takvim priključcima potrebno je poduzeti mjere opreza.

Metode za proizvodnju halogena su složene i raznolike. U industriji se tome pristupa sa određene zahtjeve, čije se poštovanje strogo poštuje.

Svi elementi periodni sistem Mendeljejev je grupiran u grupe u zavisnosti od njihovih hemijskih svojstava. U ovom članku ćemo pogledati šta su halogeni (ili halogeni).

Značenje halogena

Halogeni su elementi iz periodnog sistema grupe 17 Mendeljejeva, a prema zastarjeloj klasifikaciji - 7 glavne podgrupe. Halogeni uključuju samo 5 hemijskih elemenata, uključujući fluor, hlor, jod, astat i brom. Svi su nemetali. Halogeni su vrlo aktivni oksidanti, i eksternom nivou Ovi elementi imaju 7 elektrona.

Šta su halogeni, zašto su dobili ovo ime? Riječ "halogen" dolazi od dvije grčke riječi koje zajedno znače "rađanje soli". Jedan od elemenata ove grupe, hlor, zajedno sa natrijumom formira so.

Fizička svojstva halogene grupe

Slično, ali drugačije fizičke karakteristike elementi se razlikuju jedni od drugih.

Fluor je žuta gasovita tvar vrlo neugodnog i oštrog mirisa. Hlor je zeleno-žuti gas teškog i odbojnog mirisa. Brom - tečnost Brown. Astatin - plavo-crni solidan sa oštrim mirisom. Jod - siva Sumirajući gornje informacije, možemo odgovoriti na pitanje: "Šta su halogeni?" To uključuje gasove, tečnosti i čvrste materije.

Hemijska svojstva halogenske grupe

Glavno zajedničko svojstvo svih halogena je da su svi vrlo aktivni oksidanti. Najaktivniji halid je fluor, koji reaguje sa svim metalima, a najneaktivniji je astat.

Interakcija sa halogenima u jednostavnim supstancama (sa izuzetkom nekih nemetala) se odvija lako. U prirodi se nalaze samo u obliku jedinjenja.

Fluor

Takav fluor je tek krajem 19. veka dobio francuski naučnik Henri Moissan. Fluor je blijedožuti plin. Halogeni su tipični nemetali i oksidanti, a fluor je najaktivniji od svih halogena. Sada je ovaj halogen nezamjenjiv u industriji jer se koristi u proizvodnji cijevi, električnih traka i raznih obloge od tkanine, neljepljive površine za tave i kalupe, te u medicini u proizvodnji umjetnih arterija i vena. U industriji se ovaj halogen razrijeđuje dušikom.

Hlor

Hlor je poznati hemijski element koji pripada grupi halogena. Gore smo govorili šta su halogeni. Klor zadržava osnovna svojstva elemenata svoje grupe.

Ime je dobio po grčka riječ"chloros", što u prijevodu znači blijedo zeleno. Ovaj plin je vrlo rasprostranjen u prirodi i nalazi se u velikim količinama u morskoj vodi. Hlor je veoma važan hemijski element, praktično je neophodan za izbeljivanje, dezinfekciju bazena i dezinfekciju vode za piće.

Ali hlor je poznat i po tome što je smrtonosno oružje. Godine 1915. njemačke trupe su upotrijebile oko 6 hiljada cilindara ovog halogena protiv francuske vojske. Ovo smrtonosno oružje izumio je poznati njemački hemičar Fritz Haber.

Jod

Jod, ili jod, je još jedan hemijski element koji pripada halogenoj grupi. Zapravo, u periodnom sistemu ovaj element se ne naziva ništa drugo do jod, ali se njegovo trivijalno ime smatra jodom. Naziv elementa dolazi od grčke riječi, koja u prijevodu na ruski znači "ljubičasta". Ovaj hemijski element je Svakodnevni život javlja prilično često. Kada reaguje sa drugim halogenima, uglavnom hlorom, proizvodi odlično dezinfekciono sredstvo za rane i ogrebotine. Sada se jod koristi u medicini za prevenciju bolesti štitne žlijezde.

Astatin

Astatin je zanimljiv jer ga hemičari nikada nisu proizveli u tolikim količinama da se može vidjeti golim okom. I najvjerovatnije im se ova prilika nikada neće ukazati. Čak i kada bi stručnjaci uspjeli nabaviti veliku količinu ovog kemijskog elementa, on bi odmah ispario zbog visoke temperature koja se javlja kao rezultat radioaktivnog zračenja ovog elementa. Astatin je najrjeđi hemijski element, a male količine se nalaze u zemljinoj kori.

Među halogenima, astat je prilično beskoristan element, jer mu trenutno nije pronađena upotreba.

Primjena i značenje

Unatoč činjenici da svi halogeni imaju slična kemijska svojstva, u potpunosti se koriste različitim oblastima. Na primjer, fluor je vrlo koristan za zube, zbog čega se dodaje u paste za zube. Upotreba terapijskih i profilaktičkih sredstava koja sadrže hemijski element fluor sprečava nastanak karijesa. Klor se koristi za proizvodnju hlorovodonične kiseline, koja je neophodna u industriji i medicini. Klor se koristi za proizvodnju gume, plastike, rastvarača, boja i sintetička vlakna. Jedinjenja koja sadrže ovaj element se koriste u poljoprivreda za kontrolu štetočina. Halogeni hlor je nezamjenjiv za izbjeljivanje papira i tkanina. Upotreba hlora za tretiranje vode za piće smatra se nesigurnom. Brom, koji je halogen, i jod se često koriste u medicini.

Značaj halogena u ljudskom životu je ogroman. Ako zamislimo postojanje čovječanstva bez halogena, onda bismo bili uskraćeni za stvari poput fotografija, antiseptika i dezinfekciona sredstva, guma, plastika, linoleum i mnoge druge. Osim toga, ove tvari su neophodne za normalno funkcioniranje ljudskog tijela, odnosno igraju važnu biološku ulogu. Iako su svojstva halogena slična, njihova uloga u industriji i medicini je različita.

Povratak