الهالوجينات الخواص الفيزيائية والكيميائية لتطبيقات المركبات. الهالوجينات ومركباتها. مركبات الهالوجين ودورها في جسم الإنسان
الهالوجينات– عناصر المجموعة السابعة – الفلور، الكلور، البروم، اليود، الأستاتين (لم تتم دراسة الأستاتين إلا قليلاً بسبب نشاطه الإشعاعي). الهالوجينات هي غير معدنية متميزة. يظهر اليود فقط في حالات نادرة بعض الخصائص المشابهة للمعادن.
في الحالة غير المثارة، يكون لذرات الهالوجين تكوين إلكتروني مشترك: ns2np5. وهذا يعني أن الهالوجينات لديها 7 إلكترونات تكافؤ، باستثناء الفلور.
الخصائص الفيزيائية للهالوجينات: F2 - غاز عديم اللون، يصعب تسييله؛ Cl2 هو غاز أصفر مخضر يسهل تسييله وله رائحة خانقة نفاذة. Br2 - سائل أحمر-بني؛ I2 مادة بلورية بنفسجية.
تشكل المحاليل المائية لهاليدات الهيدروجين أحماضًا. HF – فلوريد الهيدروجين (الفلورايد)؛ حمض الهيدروكلوريك - الهيدروكلوريك (الملح)؛ НBr — بروميد الهيدروجين؛ مرحبا - يوديد الهيدروجين. تتناقص قوة الأحماض من الأعلى إلى الأسفل. حمض الهيدروفلوريك هو الأضعف في سلسلة الأحماض المهلجنة، وحمض الهيدروديك هو الأقوى. ويفسر ذلك حقيقة أن طاقة الربط للزئبق تتناقص من الأعلى. تتناقص قوة جزيء NG في نفس الاتجاه، وهو ما يرتبط بزيادة المسافة بين النواة. تنخفض أيضًا ذوبان الأملاح القابلة للذوبان قليلاً في الماء:
من اليسار إلى اليمين، تنخفض ذوبان الهاليدات. AgF قابل للذوبان بدرجة عالية في الماء. جميع الهالوجينات في الحالة الحرة هي عوامل مؤكسدة. تتناقص قوتها كعوامل مؤكسدة من الفلور إلى اليود. في الحالات البلورية والسائلة والغازية، توجد جميع الهالوجينات على شكل جزيئات فردية. زيادة نصف القطر الذري في نفس الاتجاه مما يؤدي إلى زيادة درجات الانصهار والغليان. وينفصل الفلور إلى ذرات أفضل من اليود. تنخفض إمكانات القطب عند التحرك لأسفل مجموعة الهالوجين الفرعية. الفلور لديه أعلى إمكانات القطب. الفلور هو أقوى عامل مؤكسد. أي هالوجين حر أعلى سوف يحل محل الهالوجين السفلي، الذي يكون في حالة أيون سالب مشحون بشحنة مفردة في المحلول.
20. الكلور. كلوريد الهيدروجين وحمض الهيدروكلوريك
الكلور (الكلور) –يقع في الفترة الثالثة، في المجموعة السابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية للنظام الدوري، الرقم التسلسلي 17، الكتلة الذرية 35.453؛ يشير إلى الهالوجينات.
الخصائص الفيزيائية:غاز أصفر أخضر ذو رائحة نفاذة. الكثافة 3.214 جم/لتر؛ نقطة الانصهار -101 درجة مئوية؛ درجة الغليان -33.97 درجة مئوية، عند درجة الحرارة العادية يسيل بسهولة تحت ضغط 0.6 ميجا باسكال. عند ذوبانه في الماء، يتكون ماء الكلور المصفر. وهو قابل للذوبان بدرجة عالية في المذيبات العضوية، وخاصة الهكسان (C6H14)، ورابع كلوريد الكربون.
الخواص الكيميائية للكلور:التكوين الإلكتروني: 1s22s22p63s22p5. هناك 7 إلكترونات في المستوى الخارجي. لإكمال المستوى، تحتاج إلى إلكترون واحد، وهو ما يقبله الكلور، ويظهر حالة أكسدة قدرها -1. هناك أيضًا حالات أكسدة موجبة للكلور تصل إلى +7. وأكاسيد الكلور التالية معروفة: Cl2O، ClO2، Cl2O6، وCl2O7. كلهم غير مستقرين. الكلور عامل مؤكسد قوي. يتفاعل مباشرة مع المعادن وغير المعادن:
يتفاعل مع الهيدروجين . في الظروف العادية، يتم التفاعل ببطء، مع تسخين أو إضاءة قوية - مع انفجار، وفقا لآلية السلسلة:
يتفاعل الكلور مع المحاليل القلوية مكونًا الأملاح - هيبوكلوريت وكلوريدات:
عند تمرير الكلور إلى محلول قلوي، يتكون خليط من محاليل الكلوريد والهيبوكلوريت:
الكلور هو عامل اختزال: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
التفاعل مع الماء:
لا يتفاعل الكلور مباشرة مع الكربون والنيتروجين والأكسجين.
إيصال: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
التحليل الكهربائي: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
البحث في الطبيعة:الواردة في المعادن التالية: الهاليت (الملح الصخري)، سلفيت، بيشوفيت؛ تحتوي مياه البحر على كلوريدات الصوديوم والبوتاسيوم والمغنيسيوم وعناصر أخرى.
كلوريد الهيدروجين HCl. الخصائص الفيزيائية:غاز عديم اللون، أثقل من الهواء، شديد الذوبان في الماء لتكوين حمض الهيدروكلوريك.
إيصال:في المختبر:
في الصناعة: يتم حرق الهيدروجين في تيار من الكلور. بعد ذلك، يذوب كلوريد الهيدروجين في الماء لتكوين حمض الهيدروكلوريك (انظر أعلاه).
الخواص الكيميائية: حمض الهيدروكلوريك قوي، أحادي القاعدة، يتفاعل مع المعادن في سلسلة الجهد حتى الهيدروجين: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
كعامل اختزال فإنه يتفاعل مع أكاسيد وهيدروكسيدات العديد من المعادن.
كيمياء العناصر
اللافلزات من المجموعة الفرعية VIIA
عناصر المجموعة الفرعية VIIA هي عناصر غير معدنية نموذجية ذات نسبة عالية
السالبية الكهربية، لديهم اسم المجموعة - "الهالوجينات".
أهم القضايا التي تناولتها المحاضرة
الخصائص العامة للمواد غير المعدنية للمجموعة الفرعية VIIA. التركيب الإلكتروني، أهم خصائص الذرات. الأكثر تميزا-
عقوبات الأكسدة ملامح كيمياء الهالوجينات.
مواد بسيطة.
مركبات طبيعية.
مركبات الهالوجين
الأحماض الهيدروهاليكية وأملاحها. الملح وحمض الهيدروفلوريك
فتحات والاستلام والتطبيق.
مجمعات هاليد.
مركبات الأكسجين الثنائية من الهالوجينات. عدم الاستقرار تقريبا
خصائص الأكسدة والاختزال للمواد البسيطة والمركبات المشتركة
الوحدات. تفاعلات عدم التناسب. مخططات لاتيمر.
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
كيمياء عناصر المجموعة الفرعية VIIA
الخصائص العامة
المنغنيز |
||||||||
التكنيتيوم |
||||||||
تتكون مجموعة VIIA من عناصر p: الفلور F، الكلور
Cl، البروم Br، اليود I والأستاتين At.
الصيغة العامة لإلكترونات التكافؤ هي ns 2 np 5.
جميع عناصر المجموعة VIIA هي عناصر غير معدنية نموذجية.
كما يتبين من التوزيع |
|||||||
إلكترونات التكافؤ |
|||||||
حسب مدارات الذرات |
إلكترون واحد فقط مفقود |
||||||
لتكوين غلاف مستقر بثمانية إلكترونات
صناديق، لهذا السبب لديهمهناك ميل قوي نحو
إضافة إلكترون.
جميع العناصر تشكل بسهولة شحنة واحدة بسيطة
نيويورك الأنيونات G - .
على شكل أنيونات بسيطة، توجد عناصر المجموعة VIIA في المياه الطبيعية وفي بلورات الأملاح الطبيعية، على سبيل المثال الهاليت NaCl، السيلفيت KCl، الفلوريت
CaF2.
اسم المجموعة العامة للعناصر VIIA-
مجموعة "الهالوجينات" أي "التي تولد الأملاح" يرجع إلى أن معظم مركباتها مع المعادن تكون مسبقة الذوبان.
هو ملح نموذجي (CaF2، NaCl، MgBr2، KI)، والذي
والتي يمكن الحصول عليها من خلال التفاعل المباشر
تفاعل المعدن مع الهالوجين. يتم الحصول على الهالوجينات الحرة من الأملاح الطبيعية، لذلك يُترجم اسم "الهالوجينات" أيضًا على أنه "مولود من الأملاح".
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
حالة الأكسدة الدنيا (-1) هي الأكثر استقرارًا
لجميع الهالوجينات.
بعض خصائص ذرات عناصر المجموعة VIIA مذكورة في
أهم خصائص ذرات عناصر المجموعة VIIA
نسبي- |
التقارب |
||||||
كهربائي |
|||||||
سلبي |
التأين, |
||||||
نيس (بحسب |
|||||||
الاقتراع) |
|||||||
زيادة في العدد |
|||||||
الطبقات الإلكترونية |
|||||||
زيادة في الحجم |
|||||||
تخفيض الكهربائية |
|||||||
سلبية ثلاثية |
الهالوجينات لها ألفة إلكترونية عالية (الحد الأقصى عند
Cl) وطاقة تأين عالية جدًا (الحد الأقصى عند F) والحد الأقصى
السالبية الكهربية المحتملة في كل فترة. الفلور هو الأكثر
السالبية الكهربائية لجميع العناصر الكيميائية.
يحدد وجود إلكترون واحد غير متزاوج في ذرات الهالوجين
يمثل اتحاد الذرات في المواد البسيطة في جزيئات ثنائية الذرة Г2.
بالنسبة للمواد البسيطة، الهالوجينات هي أكثر العوامل المؤكسدة المميزة
الخصائص التي تكون أقوى في F2 وتضعف عند الانتقال إلى I2.
تتميز الهالوجينات بأكبر تفاعلية بين جميع العناصر غير المعدنية. ويبرز الفلور، حتى بين الهالوجينات
لديه نشاط مرتفع للغاية.
ويختلف عنصر الدورة الثانية، الفلور، بقوة عن الآخر
عناصر أخرى من المجموعة الفرعية. وهذا هو النمط العام لجميع المعادن غير المعدنية.
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
الفلور، باعتباره العنصر الأكثر سالبية كهربية، لا يظهر الجنس
حالات الأكسدة المقيمة. في أي اتصال، بما في ذلك مع كي-
الأكسجين والفلور في حالة الأكسدة (-1).
تظهر جميع الهالوجينات الأخرى درجات أكسدة إيجابية
leniya بحد أقصى +7.
حالات الأكسدة المميزة للهالوجينات:
ف: -1، 0؛
Cl، Br، I: -1، 0، +1، +3، +5، +7.
يحتوي Cl على أكاسيد معروفة توجد في حالات الأكسدة: +4 و+6.
أهم مركبات الهالوجين في الحالات الإيجابية
عقوبات الأكسدة هي الأحماض المحتوية على الأكسجين وأملاحها.
جميع مركبات الهالوجين في حالات الأكسدة الإيجابية هي
هي عوامل مؤكسدة قوية.
درجة رهيبة من الأكسدة.يتم تعزيز عدم التناسب من خلال البيئة القلوية.
تطبيق عملي للمواد البسيطة ومركبات الأكسجين
يرجع انخفاض الهالوجينات بشكل أساسي إلى تأثيرها المؤكسد.
أبسط المواد، Cl2، تجد أوسع تطبيق عملي.
وF2. يتم استهلاك أكبر كمية من الكلور والفلور في الصناعة
التخليق العضوي: في إنتاج البلاستيك، ومواد التبريد، والمذيبات،
المبيدات الحشرية، المخدرات. وتستخدم كميات كبيرة من الكلور واليود للحصول على المعادن وتكريرها. يستخدم الكلور أيضًا
لتبييض السليلوز، لتطهير مياه الشرب وفي الإنتاج
ماء التبييض وحمض الهيدروكلوريك. تستخدم أملاح الأحماض الأوكسية في إنتاج المتفجرات.
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
وتستخدم الأحماض - أحماض الهيدروكلوريك والأحماض المنصهرة - على نطاق واسع في الممارسة العملية.
ينتمي الفلور والكلور إلى العناصر العشرين الأكثر شيوعًا
هناك، هناك كمية أقل بكثير من البروم واليود في الطبيعة. جميع الهالوجينات تحدث في الطبيعة في حالات الأكسدة(-1). يوجد اليود فقط على شكل ملح KIO3،
والذي يتم تضمينه كشوائب في الملح الصخري التشيلي (KNO3).
الأستاتين هو عنصر مشع يتم إنتاجه بشكل مصطنع (لا يوجد في الطبيعة). ينعكس عدم استقرار أت في الاسم الذي يأتي من اليونانية. "أستاتوس" - "غير مستقر". الأستاتين هو باعث مناسب للعلاج الإشعاعي للأورام السرطانية.
مواد بسيطة
تتشكل المواد البسيطة من الهالوجينات بواسطة جزيئات ثنائية الذرة G2.
في المواد البسيطة أثناء الانتقال من F2 إلى I2 مع زيادة عدد الإلكترونات
طبقات العرش وزيادة في استقطاب الذرات، هناك زيادة
التفاعل بين الجزيئات، مما يؤدي إلى تغيير في مجموع المشترك
الوقوف في ظل الظروف القياسية.
الفلور (في الظروف العادية) هو غاز أصفر، يتحول إلى -181 درجة مئوية
الحالة السائلة.
الكلور هو غاز أصفر مخضر يتحول إلى سائل عند -34 درجة مئوية.
يرتبط اسم Cl به لأنه يأتي من الكلمة اليونانية "كلوروس" - "أصفر-".
أخضر". زيادة حادة في درجة غليان Cl2 مقارنة بـ F2،
يشير إلى زيادة التفاعل بين الجزيئات.
البروم سائل أحمر داكن، شديد التطاير، يغلي عند درجة حرارة 58.8 درجة مئوية.
يرتبط اسم العنصر بالرائحة الكريهة الحادة للغاز وهو مشتق من
"بروموس" - "رائحة كريهة".
اليود - بلورات أرجوانية داكنة، ذات لون "معدني" باهت.
كتل، والتي عند تسخينها تتسامى بسهولة، وتشكل أبخرة بنفسجية؛
مع التبريد السريع |
أبخرة تصل إلى 114 درجة مئوية |
يتكون السائل. درجة حرارة |
|||||||||||||||||
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||||
درجة غليان اليود هي 183 درجة مئوية. ويأتي اسمه من لون بخار اليود -
"يودوس" - "أرجواني".
جميع المواد البسيطة لها رائحة نفاذة وهي سامة.
استنشاق أبخرةها يسبب تهيج الأغشية المخاطية وأعضاء الجهاز التنفسي، وفي تركيزات عالية - الاختناق. خلال الحرب العالمية الأولى، تم استخدام الكلور كعامل سام.
يتسبب غاز الفلور والبروم السائل في حروق الجلد. العمل مع ها-
تسجيل الدخول، وينبغي اتخاذ الاحتياطات اللازمة.
حيث أن المواد البسيطة للهالوجينات تتشكل بواسطة جزيئات غير قطبية
تبرد، فإنها تذوب جيدًا في المذيبات العضوية غير القطبية:
الكحول والبنزين ورابع كلوريد الكربون، وما إلى ذلك. الكلور والبروم واليود قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء وتسمى محاليلها المائية ماء الكلور والبروم واليود. يذوب Br2 بشكل أفضل من غيره، حيث يكون تركيز البروم في المركب سات.
يصل المحلول إلى 0.2 مول / لتر والكلور - 0.1 مول / لتر.
الفلورايد يفكك الماء:
2F2 + 2H2 يا = O2 + 4HF
تظهر الهالوجينات نشاطًا مؤكسدًا عاليًا وانتقالًا
إلى أنيونات الهاليد.
Г2 + 2e– 2Г–
يمتلك الفلور نشاطًا مؤكسدًا عاليًا بشكل خاص. يؤكسد الفلور المعادن النبيلة (Au، Pt).
حزب العمال + 3F2 = PtF6
حتى أنه يتفاعل مع بعض الغازات الخاملة (الكريبتون،
الزينون والرادون)، على سبيل المثال،
Xe + 2F2 = XeF4
العديد من المركبات المستقرة للغاية تحترق في جو F2، على سبيل المثال.
الماء والكوارتز (SiO2).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
في التفاعلات مع الفلور، حتى العوامل المؤكسدة القوية مثل النيتروجين والكبريت
يعمل حمض النيكل كعوامل اختزال، بينما يعمل الفلور على أكسدة المدخلات
تحتوي على O(-2) في تركيبها.
2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2
التفاعلية العالية لـ F2 تخلق صعوبات في اختيار المحتوى.
المواد الهيكلية للعمل معها. عادة لهذه الأغراض نستخدمها
هناك النيكل والنحاس، اللذان عند أكسدتهما يشكلان طبقات واقية كثيفة من الفلوريد على سطحهما. الاسم F يرجع إلى عملها العدواني
أنا آكل، فهو يأتي من اليونانية. "الفلوروس" - "المدمرة".
في السلسلة F2، Cl2، Br2، I2، تضعف قدرة الأكسدة بسبب الزيادة
زيادة حجم الذرات وتقليل السالبية الكهربية.
في المحاليل المائية، خصائص الأكسدة والاختزال للمادة
عادة ما يتم وصف المواد باستخدام إمكانات القطب. يوضح الجدول جهود القطب القياسية (Eo، V) لنصف التفاعلات الاختزالية
تشكيل الهالوجينات. للمقارنة، قيمة Eo لـ ki-
الكربون هو العامل المؤكسد الأكثر شيوعا.
إمكانات القطب القياسية للمواد الهالوجينية البسيطة
Eo، B، لرد الفعل |
|||||||||||||
O2 + 4e– + 4H+ 2H2 O |
|||||||||||||
إيو، V |
|||||||||||||
للقطب |
|||||||||||||
2Г– +2е – = Г2 |
|||||||||||||
انخفاض النشاط التأكسدي
وكما يتبين من الجدول، F2 هو عامل مؤكسد أقوى بكثير،
من O2، وبالتالي فإن F2 لا يوجد في المحاليل المائية ، فهو يؤكسد الماء،
يتعافى إلى F–. إذا حكمنا من خلال قيمة Eо، فإن القدرة المؤكسدة لـ Cl2
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
كما أنها أعلى من نسبة O2. في الواقع، أثناء تخزين مياه الكلور على المدى الطويل، فإنها تتحلل مع إطلاق الأكسجين وتكوين حمض الهيدروكلوريك. لكن التفاعل بطيء (جزيء Cl2 أقوى بشكل ملحوظ من جزيء F2 و
طاقة التنشيط للتفاعلات مع الكلور أعلى)،
التقسيم:
Cl2 + H2 O حمض الهيدروكلوريك + HOCl
وفي الماء لا يصل إلى النهاية (K = 3.9 .10–4)، لذلك يوجد Cl2 في المحاليل المائية. يتميز Br2 وI2 بثبات أكبر في الماء.
عدم التناسب هو مادة مؤكسدة مميزة للغاية
رد فعل الاختزال للهالوجينات. عدم التناسب في التضخيم
يصب في بيئة قلوية.
يؤدي عدم تناسب Cl2 في القلويات إلى تكوين الأنيونات
الكلورين- و ClO-. ثابت عدم التناسب هو 7.5. 1015.
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
عندما يكون اليود غير متناسب في القلويات، يتم تشكيل I– وIO3–. آنا-
منطقيا، Br2 لا يتناسب مع اليود. تغيير المنتج غير متناسب
الأمة يرجع إلى حقيقة أن الأنيونات GO– وGO2– في Br وI غير مستقرة.
يستخدم تفاعل عدم تناسب الكلور في الصناعة
القدرة على الحصول على مؤكسد هيبوكلوريت قوي وسريع المفعول،
تبييض الجير، ملح بيرثوليت.
3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
تفاعل الهالوجينات مع المعادن
تتفاعل الهالوجينات بقوة مع العديد من المعادن، على سبيل المثال:
Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4
Na + هاليدات، حيث يكون المعدن ذو حالة أكسدة منخفضة (+1، +2)،
- وهي مركبات شبيهة بالأملاح ذات روابط أيونية في الغالب. كيف
لو، الهاليدات الأيونية هي مواد صلبة ذات نقطة انصهار عالية
هاليدات معدنية يكون فيها المعدن على درجة عالية من الأكسدة
هي مركبات ذات روابط تساهمية في الغالب.
العديد منها عبارة عن غازات أو سوائل أو مواد صلبة قابلة للانصهار في الظروف العادية. على سبيل المثال، WF6 عبارة عن غاز، وMoF6 سائل،
TiCl4 سائل.
تفاعل الهالوجينات مع اللافلزات
تتفاعل الهالوجينات بشكل مباشر مع العديد من اللافلزات:
الهيدروجين والفوسفور والكبريت وغيرها، على سبيل المثال:
H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6
الترابط في الهاليدات اللافلزية يكون في الغالب تساهميًا.
عادةً ما تحتوي هذه المركبات على نقاط انصهار وغليان منخفضة.
عند الانتقال من الفلور إلى اليود، تزداد الطبيعة التساهمية للهاليدات.
الهاليدات التساهمية لللافلزات النموذجية هي مركبات حمضية؛ عند تفاعلها مع الماء، فإنها تتحلل لتشكل الأحماض. على سبيل المثال:
PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3
PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3
PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
يتم استخدام التفاعلين الأولين لإنتاج البروم ويوديد الهيدروجين.
حمض نويك.
الهاليدات البينية. تتحد الهالوجينات مع بعضها البعض لتشكل جزيئات متداخلة
يؤدي. في هذه المركبات، يكون الهالوجين الأخف والأكثر سالبية كهربية في حالة الأكسدة (-1)، والهالوجين الأثقل في الحالة الإيجابية.
عقوبات الأكسدة
نتيجة للتفاعل المباشر للهالوجينات عند التسخين يتم الحصول على ما يلي: ClF، BrF، BrCl، ICl. هناك أيضًا هاليدات أكثر تعقيدًا:
ClF3، BrF3، BrF5، IF5، IF7، ICl3.
جميع الهاليدات في الظروف العادية هي مواد سائلة ذات نقاط غليان منخفضة. Interhalides لها نشاط مؤكسد عالي
نشاط. على سبيل المثال، المواد المستقرة كيميائيًا مثل SiO2 وAl2 O3 وMgO وما إلى ذلك تحترق في أبخرة ClF3.
2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2
يعتبر Fluoride ClF 3 كاشفًا قويًا للفلورة يعمل بسرعة
ساحة F2. يتم استخدامه في التركيبات العضوية وللحصول على أفلام واقية على سطح معدات النيكل للعمل مع الفلور.
في الماء، تتحلل الهاليدات الداخلية لتكوين الأحماض. على سبيل المثال،
ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF
الهالوجينات في الطبيعة. الحصول على مواد بسيطة
وفي الصناعة يتم الحصول على الهالوجينات من مركباتها الطبيعية. الجميع
تعتمد عمليات الحصول على الهالوجينات الحرة على أكسدة الهالوجين
أيونات نيد.
2Г – Г2 + 2e–
توجد كمية كبيرة من الهالوجينات في المياه الطبيعية على شكل أنيونات: Cl–، F–، Br–، I–. يمكن أن تحتوي مياه البحر على ما يصل إلى 2.5% من كلوريد الصوديوم.
يتم الحصول على البروم واليود من مياه آبار النفط ومياه البحر.
المنفذ: |
رقم الحدث |
||||||||||||||||
الهالوجينات الفلور F، الكلور C1، البروم Br، اليود I هي عناصر من مجموعة VILA. التكوين الإلكتروني لقذيفة التكافؤ لذرات الهالوجين في الحالة الأرضية نس 2 نب 5 .إن وجود خمسة إلكترونات في المدار p الخارجي، بما في ذلك إلكترون واحد غير مزدوج، هو سبب الألفة الإلكترونية العالية للهالوجينات. تؤدي إضافة الإلكترون إلى تكوين أنيونات الهاليد (F-، Cl-، Br-، I-) مع غلاف مستقر مكون من 8 إلكترونات من أقرب غاز نبيل. الهالوجينات هي غير معدنية متميزة.
العنصر الأكثر سالبية كهربية، الفلور، لديه حالة أكسدة واحدة فقط في المركبات - 1، لأنه دائمًا متقبل للإلكترون. الهالوجينات الأخرى في المركبات يمكن أن يكون لها حالات أكسدة تتراوح من -1 إلى +7. تنجم حالات الأكسدة الإيجابية للهالوجينات عن انتقال إلكترونات التكافؤ الخاصة بها إلى مدارات d الحرة من المستوى الخارجي (القسم 2.1.3) عند تكوين روابط مع عناصر أكثر سالبية كهربية.
جزيئات الهالوجين ثنائية الذرة: F 2، C1 2، Br 2، I 2. في ظل الظروف القياسية، يكون الفلور والكلور غازات، والبروم سائل متطاير (Tbp = 59 درجة مئوية)، واليود مادة صلبة، ولكنها تتسامى بسهولة (تتحول إلى حالة غازية، متجاوزة الحالة السائلة).
خصائص الأكسدة والاختزال.الهالوجينات هي عوامل مؤكسدة قوية، تتفاعل مع جميع المعادن تقريبًا والعديد من العناصر غير المعدنية:
يُظهر الفلور نشاطًا كيميائيًا عاليًا بشكل خاص، والذي يتفاعل عند تسخينه حتى مع الغازات النبيلة زينون والكريبتون والرادون:
يتناقص النشاط الكيميائي للهالوجينات من الفلور إلى اليود، لأنه مع زيادة نصف القطر الذري تقل قدرة الهالوجينات على ربط الإلكترونات:
دائمًا ما يحل الهالوجين الأكثر نشاطًا محل الهالوجين الأقل نشاطًا من مركباته بالمعادن. وبالتالي، فإن الفلور يزيح جميع الهالوجينات الأخرى من هاليداتها، كما يزيح البروم اليود فقط من اليوديدات:
تتجلى الخصائص المؤكسدة المختلفة للهالوجينات أيضًا في تأثيرها على الجسم. يعتبر الكلور والفلور الغازيان، بسبب خصائصهما المؤكسدة القوية جدًا، من المواد السامة القوية التي تسبب أضرارًا جسيمة للرئتين والأغشية المخاطية للعينين والأنف والحنجرة. اليود هو عامل مؤكسد أخف وله خصائص مطهرة، لذلك يستخدم على نطاق واسع في الطب.
تظهر أيضًا الاختلافات في خصائص الأكسدة والاختزال للهالوجينات عندما تتفاعل مع الماء. يقوم الفلور بأكسدة الماء، ويكون عامل الاختزال هو ذرة الأكسجين في جزيء الماء:
يصاحب تفاعل الهالوجينات الأخرى مع الماء تفكك الأكسدة والاختزال في ذراتها. وهكذا، عندما يتفاعل الكلور مع الماء، فإن إحدى ذرات جزيء الكلور، التي اكتسبت إلكترونًا من ذرة أخرى، تقل، وتتأكسد ذرة الكلور الأخرى، التي تتخلى عن إلكترون. هذا يصنع ماء الكلور,تحتوي على كلوريد الهيدروجين (حمض الهيدروكلوريك) وحمض هيبوكلوروس (هيبوكلوروس):
يكون التفاعل عكسيًا، وينزاح توازنه بقوة نحو اليسار. حمض الهيبوكلوروز غير مستقر ويتحلل بسهولة، خاصة في الضوء، مع تكوين عامل مؤكسد قوي جدًا - الأكسجين الذري:
وهكذا، يحتوي ماء الكلور بتركيزات مختلفة على ثلاثة عوامل مؤكسدة بقدرات أكسدة مختلفة: الكلور الجزيئي، وحمض الهيبوكلوروس، والأكسجين الذري، والتي يُطلق عليها غالبًا اسم "الكلور النشط".
يؤدي الأكسجين الذري الناتج إلى تبييض الأصباغ وقتل الميكروبات، وهو ما يفسر تأثير التبييض والجراثيم لمياه الكلور.
حمض الهيبوكلوروس هو عامل مؤكسد أقوى من غاز الكلور. يتفاعل مع المركبات العضوية RH كعامل مؤكسد وكاشف مكلور:
لذلك، عندما تتم معالجة مياه الشرب التي تحتوي على مواد عضوية كشوائب بالكلور، فإنها يمكن أن تتحول إلى مركبات كلورية عضوية أكثر سمية RC1. يجب بالتأكيد أن يؤخذ ذلك في الاعتبار عند تطوير طرق تنقية المياه وتطبيقها.
عند إضافة القلويات إلى ماء الكلور، ينتقل التوازن إلى اليمين بسبب معادلة حمضي الهيبوكلوروس والهيدروكلوريك:
ويسمى المحلول الناتج من خليط من الأملاح ماء جافيل,يستخدم كمبيض ومطهر. ترجع هذه الخصائص إلى حقيقة أن هيبوكلوريت البوتاسيوم تحت تأثير ثاني أكسيد الكربون + H 2 0 ونتيجة للتحلل المائي يتحول إلى حمض هيبوكلوروس غير مستقر، ويشكل الأكسجين الذري. ونتيجة لذلك، فإن ماء جافيل يدمر الأصباغ ويقتل الميكروبات.
عندما يعمل الكلور الغازي على الجير المطفأ الرطب Ca(OH) 2، يتم الحصول على خليط من أملاح CaCl 2 وCa(0C1) 2، يسمى مبيض:
يمكن اعتبار كلوريد الجير عبارة عن ملح كالسيوم مختلط من أحماض الهيدروكلوريك وهيبوكلوروس CaCl (OCl). في الهواء الرطب، يقوم المبيض، الذي يتفاعل مع الماء وثاني أكسيد الكربون، بإطلاق حمض الهيبوكلوروس تدريجيًا، والذي يوفر خصائص التبييض والمطهر وإزالة الغازات:
عند تعرض المبيض لحمض الهيدروكلوريك، يتحرر الكلور الحر:
عند تسخينه، يتحلل حمض الهيبوكلوروس نتيجة عدم تناسب الأكسدة والاختزال لتكوين أحماض الهيدروكلوريك والبيركلوريك:
عندما يتم تمرير الكلور من خلال محلول قلوي ساخن، مثل KOH، يتكون كلوريد البوتاسيوم وكلورات البوتاسيوم KClO 3 (ملح بيرثوليت):
تتناقص قدرة أكسدة أنيونات أحماض الكلور المحتوية على الأكسجين في المحاليل المائية في السلسلة СlO - - СlO4(-) على الرغم من زيادة درجة أكسدة الكلور فيها:
ويفسر ذلك زيادة في استقرار الأنيونات في هذه السلسلة بسبب زيادة عدم تمركز شحنتها السالبة. وفي الوقت نفسه، تعد بيركلورات LiC10 4 وKClO 4 في الحالة الجافة عند درجات حرارة عالية عوامل مؤكسدة قوية وتستخدم لتمعدن المواد الحيوية المختلفة عند تحديد المكونات غير العضوية التي تحتوي عليها.
أنيونات الهالوجين (ما عدا F-) قادرة على منح الإلكترونات، لذا فهي عوامل اختزال. مع زيادة نصف قطرها، تزداد قدرة أنيونات الهاليد على الاختزال من أنيون الكلوريد إلى أنيون اليوديد:
وبالتالي، يتأكسد حمض الهيدروديك بواسطة الأكسجين الجوي الموجود بالفعل في درجة الحرارة العادية:
لا يتأكسد حمض الهيدروكلوريك بالأكسجين، وبالتالي فإن أنيون الكلوريد مستقر في ظروف الجسم، وهو أمر مهم جدًا من وجهة نظر علم وظائف الأعضاء والطب.
خصائص الحمض القاعدي.هاليدات الهيدروجين HF، HC1، HBr، HI، بسبب قطبية جزيئاتها، قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. في هذه الحالة، يحدث ترطيب الجزيئات، مما يؤدي إلى تفككها وتكوين البروتونات المائية وأنيونات الهاليد. تزداد قوة الأحماض في السلسلة HF، HC1، HBr، HI بسبب زيادة نصف قطر واستقطاب الأنيونات من F- إلى I-.
يلعب حمض الهيدروكلوريك، باعتباره أحد مكونات عصير المعدة، دورا هاما في عملية الهضم. ويرجع ذلك أساسًا إلى حمض الهيدروكلوريك، الذي تبلغ نسبة كتلته في عصير المعدة 0.3٪، ويتم الحفاظ على الرقم الهيدروجيني في النطاق من 1 إلى 3. ويعزز حمض الهيدروكلوريك انتقال إنزيم البيبسين إلى شكله النشط، مما يضمن هضم البروتينات. بسبب الانقسام المائي للروابط الببتيدية مع تكوين الأحماض الأمينية المختلفة:
تمت مناقشة تحديد محتوى حمض الهيدروكلوريك والأحماض الأخرى في عصير المعدة في القسم. 8.3.3.
في سلسلة أحماض الكلور المحتوية على الأكسجين، مع زيادة حالة الأكسدة، تزداد قوة الأحماض.
ويرجع ذلك إلى زيادة قطبية الرابطة OH بسبب تحول كثافة إلكتروناتها نحو ذرة الكلور، وكذلك بسبب زيادة ثبات الأنيونات.
خصائص معقدة.تميل أنيونات الهالوجين إلى تكوين معقدات مثل الروابط. عادة ما يتناقص استقرار مجمعات الهاليد بالترتيب F- > Cl- > Br- > > I-. إنها عملية التكوين المعقد التي تفسر التأثير السام لأنيونات الفلورايد، والتي، من خلال تكوين مجمعات الفلورايد مع الكاتيونات المعدنية المدرجة في المراكز النشطة للإنزيمات، تثبط نشاطها.
يُظهر جزيء اليود خصائص تشكيل معقدة مثيرة للاهتمام. وبالتالي فإن ذوبان اليود الجزيئي في الماء يزداد بشكل حاد في وجود يوديد البوتاسيوم، والذي يرتبط بتكوين أنيون معقد
يضمن الثبات المنخفض لهذا الأيون المعقد وجود اليود الجزيئي في المحلول. لذلك، في الطب، يتم استخدام محلول مائي من اليود مع إضافة KI كعامل مبيد للجراثيم. بالإضافة إلى ذلك، يشكل اليود الجزيئي معقدات متضمنة مع النشا (القسم 22.3) وكحول البولي فينيل. (اليود الأزرق).في هذه المجمعات، تملأ جزيئات اليود أو ما يرتبط بها من أنيونات اليوديد القنوات التي تشكلها البنية الحلزونية لبوليمرات بولي هيدروكسي المقابلة. مجمعات الاشتمال ليست مستقرة جدًا وتكون قادرة على إطلاق اليود الجزيئي تدريجيًا. ولذلك، فإن دواء مثل اليود الأزرق هو عامل مبيد للجراثيم فعال ولكنه خفيف وطويل المفعول.
الدور البيولوجي واستخدام الهالوجينات ومركباتها في الطب.الهالوجينات على شكل مركبات مختلفة هي جزء من الأنسجة الحية. في الجسم، جميع الهالوجينات لها حالة أكسدة تبلغ 1. وفي الوقت نفسه، يوجد الكلور والبروم على شكل Cl- وBr- أيونات، والفلور واليود جزء من الركائز الحيوية غير القابلة للذوبان في الماء:
مركبات الفلورايد هي مكونات أنسجة العظام والأظافر والأسنان. يرتبط التأثير البيولوجي للفلورايد في المقام الأول بمشكلة أمراض الأسنان. أنيون الفلورايد، الذي يحل محل أيون الهيدروكسيد في الهيدروكسيباتيت، يشكل طبقة من المينا الواقية من الفلوراباتيت الصلب:
إن فلورة مياه الشرب إلى تركيز أيون الفلورايد بمقدار 1 ملغم / لتر وإضافة فلوريد الصوديوم إلى معجون الأسنان تقلل بشكل كبير من تسوس الأسنان لدى السكان. وفي الوقت نفسه، عندما يزيد تركيز أنيون الفلورايد في مياه الشرب عن 1.2 ملغم/لتر، تزداد هشاشة العظام ومينا الأسنان ويظهر الإرهاق العام للجسم، وهو ما يسمى التسمم بالفلور.
توفر أنيونات الكلوريد التدفقات الأيونية عبر أغشية الخلايا، وتشارك في الحفاظ على التوازن الأسموزي، وتخلق بيئة مواتية لعمل وتنشيط الإنزيمات المحللة للبروتين في عصير المعدة.
تتمركز أنيونات البروميد في جسم الإنسان بشكل رئيسي في الغدة النخامية والغدد الصماء الأخرى. تم إثبات وجود علاقة ديناميكية بين محتوى أنيونات البروميد والكلوريد في الجسم. وبالتالي، فإن زيادة محتوى أنيونات البروميد في الدم تساهم في الإطلاق السريع لأنيونات الكلوريد عن طريق الكلى. يتم توطين البروميدات بشكل رئيسي في السائل بين الخلايا. أنها تعزز العمليات المثبطة في الخلايا العصبية لقشرة الدماغ، وبالتالي يتم استخدام بروميدات البوتاسيوم والصوديوم والبروموكافور في علم الصيدلة.
يؤثر اليود ومركباته على تخليق البروتينات والدهون والهرمونات. أكثر من نصف كمية اليود موجودة في الغدة الدرقية في حالة مقيدة على شكل هرمونات الغدة الدرقية. مع عدم كفاية تناول اليود في الجسم، يتطور تضخم الغدة الدرقية المتوطن. من أجل الوقاية من هذا المرض، يتم إضافة NaI أو KI إلى ملح الطعام (1-2 جم لكل 1 كجم من كلوريد الصوديوم). وبالتالي، فإن جميع الهالوجينات ضرورية للعمل الطبيعي للكائنات الحية.
الفصل 13
تعريف
الهالوجينات– عناصر المجموعة VIIA – الفلور (F)، الكلور (Cl)، البروم (Br)، اليود (I).
التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي للهالوجينات ns 2 np 5. نظرًا لأن الهالوجينات تفتقر إلى إلكترون واحد فقط قبل إكمال مستوى الطاقة، فإنها غالبًا ما تظهر في ORR خصائص العوامل المؤكسدة. حالات أكسدة الهالوجينات: من "-1" إلى "+7". العنصر الوحيد في مجموعة الهالوجين، الفلور، يُظهر حالة أكسدة واحدة فقط "-1" وهو العنصر الأكثر سالبية كهربية.
جزيئات الهالوجين ثنائية الذرة: F 2، Cl 2، Br 2، I 2. مع زيادة شحن نواة ذرة العنصر الكيميائي، أي. عند الانتقال من الفلور إلى اليود، تقل قدرة الهالوجينات على الأكسدة، وهو ما تؤكده القدرة على إزاحة الهالوجينات السفلية بواسطة الهالوجينات الأعلى من الأحماض الهيدروهاليكية وأملاحها:
ر 2 + 2HI = أنا 2 + 2HBr
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
الخصائص الفيزيائية للهالوجينات
في لا. الفلور هو غاز أصفر فاتح ذو رائحة نفاذة. سامة. الكلور غاز أخضر فاتح، مثل الفلور، له رائحة نفاذة. شديدة السمية. عند الضغط المرتفع ودرجة حرارة الغرفة يتحول بسهولة إلى حالة سائلة. البروم هو سائل ثقيل ذو لون بني محمر وله رائحة نفاذة كريهة مميزة. البروم السائل، وكذلك أبخرته، شديدة السمية. البروم قليل الذوبان في الماء وجيد في المذيبات غير القطبية. اليود مادة صلبة ذات لون رمادي غامق ولها لمعان معدني. بخار اليود أرجواني. يتصاعد اليود بسهولة، أي. يتحول إلى الحالة الغازية من الحالة الصلبة، ويتجاوز الحالة السائلة.
إنتاج الهالوجينات
يمكن الحصول على الهالوجينات عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل أو ذوبان الهاليدات:
MgCl 2 = Mg + Cl 2 (الذوبان)
في أغلب الأحيان، يتم الحصول على الهالوجينات عن طريق تفاعل أكسدة أحماض الهيدروهاليك:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2KCl +2CrCl3 +7H2O
2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H2O +2KCl
الخواص الكيميائية للهالوجينات
الفلور لديه أكبر نشاط كيميائي. تتفاعل معظم العناصر الكيميائية مع الفلور حتى في درجة حرارة الغرفة، مما يؤدي إلى إطلاق كمية كبيرة من الحرارة. حتى الماء يحترق في الفلور:
2H2O + 2F2 = 4HF + O2
الكلور الحر أقل تفاعلاً من الفلور. لا يتفاعل مباشرة مع الأكسجين والنيتروجين والغازات النبيلة. يتفاعل مع جميع المواد الأخرى مثل الفلور:
2Fe + Cl2 = 2FeCl3
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
عندما يتفاعل الكلور مع الماء في البرد، يحدث تفاعل عكسي:
Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO
يُسمى خليط منتجات التفاعل بماء الكلور.
عندما يتفاعل الكلور مع القلويات في البرد، يتكون خليط من الكلوريدات والهيبوكلوريت:
Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H2O
عند إذابة الكلور في محلول قلوي ساخن يحدث التفاعل التالي:
3Cl 2 + 6KOH=5KCl +KClO 3 +3H 2 O
يذوب البروم، مثل الكلور، في الماء، ويتفاعل معه جزئيًا، ويشكل ما يسمى "ماء البروم"، في حين أن اليود غير قابل للذوبان عمليًا في الماء.
يختلف اليود بشكل كبير في النشاط الكيميائي عن الهالوجينات الأخرى. لا يتفاعل مع معظم اللافلزات ويتفاعل ببطء مع المعادن فقط عند تسخينه. يحدث تفاعل اليود مع الهيدروجين فقط عند التسخين القوي، ويكون التفاعل ماصًا للحرارة وقابل للانعكاس بدرجة كبيرة:
H 2 + I 2 = 2HI - 53 كيلوجول.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | احسب حجم الكلور (الرقم) الذي تفاعل مع يوديد البوتاسيوم في حالة تكوين اليود وزنه 508 جم |
| حل | لنكتب معادلة التفاعل: Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl لنجد كمية اليود المتكونة: الخامس(أنا 2)=م(أنا 2)/م(أنا 2) v(I 2)=508/254=2 مول وفقا لمعادلة التفاعل كمية مادة الكلور. من كتاب الكيمياء المدرسي، يعرف الكثير من الناس أن الهالوجينات تتضمن عناصر كيميائية للنظام الدوري لمندليف من المجموعة 17 في الجدول. ترجمت من اليونانية كولادة وأصل. جميعها تقريبًا نشطة للغاية، ولهذا السبب تتفاعل بعنف مع المواد البسيطة، باستثناء عدد قليل من اللافلزات. ما هي الهالوجينات وما هي خصائصها؟ في تواصل مع قائمة الهالوجيناتالهالوجينات هي عوامل مؤكسدة جيدة لهذا السبب، ولا يمكن العثور عليها في الطبيعة إلا في بعض المركبات. كلما زاد العدد الذري، قل النشاط الكيميائي لعناصر هذه المجموعة. تتضمن مجموعة الهالوجين العناصر التالية:
وقد تم تطوير هذا الأخير في معهد الأبحاث النووية الذي يقع في مدينة دوبنا. الفلور هو غاز سام ذو لون أصفر شاحب. الكلور سام أيضًا. هذا غاز له رائحة نفاذة وغير سارة إلى حد ما من اللون الأخضر الفاتح. يحتوي البروم على لون بني محمر وهو سائل سام يمكن أن يؤثر حتى على حاسة الشم. وهو شديد التقلب، لذلك يتم تخزينه في أمبولات. اليود هو مادة بلورية، سهلة التسامي، ذات لون أرجواني داكن. الأستاتين مشع، لونه بلوري: أسود مع أزرق، نصف عمره 8.1 ساعة.
يتفاعل الفلور مع الغازات الخاملة ويتم تشعيعه (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 كيلوجول). عند تسخينه، يؤثر الفلور على الهالوجينات الأخرى، ويؤكسدها. تحمل الصيغة: Hal 2 + F 2 = 2HalF، حيث Hal = Cl، Br، I، At، في الحالة التي تكون فيها حالات أكسدة النصف للكلور والبروم واليود والأستاتين مساوية لـ + 1. يتفاعل الفلور أيضًا بقوة مع المواد المعقدة. والنتيجة هي أكسدة الماء. في هذه الحالة، يحدث تفاعل متفجر، وهو مكتوب باختصار بالصيغة: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2. الكلورنشاط الكلور الحر أقل بقليل من الفلور، لكنه يتمتع أيضًا بقدرة جيدة على التفاعل. يمكن أن يحدث هذا عند التفاعل مع العديد من المواد البسيطة، مع استثناءات نادرة في شكل الأكسجين والنيتروجين والغازات الخاملة. هو يمكن أن تتفاعل بعنف مع المواد المعقدة، إنشاء تفاعلات بديلة، خاصية إضافة الهيدروكربونات متأصلة أيضًا في الكلور. عند تسخينه، يتم إزاحة البروم أو اليود من المركبات التي تحتوي على الهيدروجين أو المعادن.
Cl2+ حν → 2Cl، Cl + H2 → HCl + H، H + Cl2 → HCl + Cl، Cl + H2 → HCl + H، إلخ. تتسبب الفوتونات عند استثارتها في تحلل جزيئات Cl 2 إلى ذرات، ويحدث تفاعل متسلسل يؤدي إلى ظهور جسيمات جديدة تبدأ بداية المرحلة التالية. تمت دراسة هذه الظاهرة في تاريخ الكيمياء. الكيميائي الروسي الحائز على جائزة نوبل ن.ن.سيمينوف. وفي عام 1956 درس التفاعل المتسلسل الكيميائي الضوئي، وبالتالي قدم مساهمة كبيرة في العلوم. يتفاعل الكلور مع العديد من المواد المعقدة، وهي تفاعلات الاستبدال والإضافة. يذوب جيدا في الماء. Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO - 25 كيلوجول. مع القلويات، عند تسخينها، يمكن للكلور غير متناسب.
البروم واليود والأستاتينالنشاط الكيميائي للبروم أقل قليلاً من نشاط الفلور أو الكلور المذكور أعلاه، ولكنه أيضًا مرتفع جدًا. غالبًا ما يستخدم البروم في شكل سائل. وهو، مثل الكلور، يذوب جيدًا في الماء. ويحدث معها تفاعل جزئي مما يسمح بالحصول على "ماء البروم". يختلف النشاط الكيميائي لليود بشكل ملحوظ عن الممثلين الآخرين لهذه السلسلة. يكاد لا يتفاعل مع غير المعادن، ولكن مع يحدث التفاعل مع المعادن ببطء شديد وفقط عند تسخينه. في هذه الحالة، يحدث امتصاص كبير للحرارة (تفاعل ماص للحرارة)، وهو قابل للعكس بدرجة كبيرة. بجانب لا يمكن إذابة اليود في الماء بأي شكل من الأشكالوهذا لا يمكن تحقيقه حتى بالتسخين، ولهذا لا يوجد "ماء اليود" في الطبيعة. لا يمكن إذابة اليود إلا في محلول اليوديد. في هذه الحالة، يتم تشكيل الأنيونات المعقدة. في الطب، يسمى هذا المركب بمحلول لوغول. يتفاعل الأستاتين مع المعادن والهيدروجين. في سلسلة الهالوجينات، يتناقص النشاط الكيميائي في الاتجاه من الفلور إلى الأستاتين. كل هالوجين في السلسلة F - At قادر على إزاحة العناصر اللاحقة من المركبات التي تحتوي على معادن أو هيدروجين. الأستاتين هو الأكثر سلبية من بين هذه العناصر. لكنه يتميز بالتفاعل مع المعادن. طلبالكيمياء راسخة في حياتنا وتتغلغل في جميع المجالات. لقد تعلم الإنسان استخدام الهالوجينات ومركباتها لمصلحته الخاصة. الأهمية البيولوجية للهالوجينات لا يمكن إنكارها. مجالات تطبيقهم مختلفة:
لقد وجد الكلور الاستخدام الأكثر انتشارًا في حياتنا. نطاق تطبيقه متنوع للغاية. أمثلة على الاستخدام:
يجب أن نتذكر أن الهالوجينات مواد سامة للغاية. هذه الخاصية واضحة بشكل خاص في الفلور. يمكن أن تسبب الهالوجينات الاختناق وتهيج الجهاز التنفسي وتلف الأنسجة البيولوجية. يمكن أن تكون أبخرة الكلور خطيرة للغاية، وكذلك رذاذ الفلور، الذي له رائحة باهتة ويمكن الشعور به بتركيزات عالية. قد يعاني الشخص من تأثير الاختناق. عند العمل مع مثل هذه الاتصالات، يجب اتخاذ الاحتياطات اللازمة. طرق إنتاج الهالوجينات معقدة ومتنوعة. في الصناعة، يتم التعامل مع هذا بمتطلبات معينة، يتم التقيد بها بدقة. المزيد عن هذا الموضوع
|
يتناقص نشاط الأكسدة العالي للهالوجينات من الفلور إلى اليود. وأنشط إخوانه هو الفلور الذي لديه القدرة على التفاعل مع أي معادن وتكوين الأملاحوبعضها يشتعل تلقائيًا، ويطلق كمية هائلة من الحرارة. وبدون تسخين، يتفاعل هذا العنصر مع جميع المواد غير المعدنية تقريبًا، تكون التفاعلات مصحوبة بإطلاق كمية معينة من الحرارة (طاردة للحرارة).
هذا العنصر له علاقة غريبة مع الهيدروجين. وفي درجة حرارة الغرفة ودون التعرض للضوء، لا يتفاعل الكلور بأي شكل من الأشكال مع هذا الغاز، ولكن بمجرد تسخينه أو توجيهه نحو الضوء، سيحدث تفاعل متسلسل متفجر. الصيغة موضحة أدناه:
يتم الحصول على مركب الكريوليت الطبيعي، وصيغته الكيميائية كما يلي: Na3AlF6 الألومنيوم. تستخدم مركبات الفلور على نطاق واسع في الإنتاج معاجين الأسنان. من المعروف أن الفلورايد يساعد في منع التسوس. يتم استخدام صبغة الكحول من اليود لتطهير وتعقيم الجروح.
