Halogeni fizikalne in kemijske lastnosti uporabe spojin. Halogeni in njihove spojine. Halogenske spojine in njihova vloga v človeškem telesu
Halogeni– Elementi skupine VII – fluor, klor, brom, jod, astat (astatin je zaradi svoje radioaktivnosti malo raziskan). Halogeni so ločene nekovine. Samo jod v redkih primerih izkazuje nekatere lastnosti, podobne kovinam.
V nevzbujenem stanju imajo atomi halogenov skupno elektronsko konfiguracijo: ns2np5. To pomeni, da imajo halogeni 7 valenčnih elektronov, razen fluora.
Fizikalne lastnosti halogenov: F2 – brezbarven, težko utekočinjen plin; Cl2 je rumeno zelen, zlahka utekočinjen plin z ostrim zadušljivim vonjem; Br2 – rdeče-rjava tekočina; I2 je vijolično kristalinična snov.
Vodne raztopine vodikovih halogenidov tvorijo kisline. HF – vodikov fluorid (fluorid); HCl – klorovodikova (sol); НBr - vodikov bromid; HI – vodikov jodid. Jakost kislin pada od zgoraj navzdol. Fluorovodikova kislina je najšibkejša v vrsti halogeniranih kislin, jodovodikova kislina pa najmočnejša. To je razloženo z dejstvom, da se energija vezave Hg zmanjša od zgoraj. Moč molekule NG se zmanjšuje v isti smeri, kar je povezano s povečanjem medjedrne razdalje. Zmanjša se tudi topnost slabo topnih soli v vodi:
Od leve proti desni se topnost halogenidov zmanjšuje. AgF je dobro topen v vodi. Vsi halogeni v prostem stanju so oksidanti. Njihova moč kot oksidantov se zmanjša od fluora do joda. V kristalnem, tekočem in plinastem stanju obstajajo vsi halogeni v obliki posameznih molekul. Atomski polmeri se povečujejo v isti smeri, kar vodi do povečanja tališča in vrelišča. Fluor bolje disociira na atome kot jod. Potenciali elektrod se zmanjšajo, ko se premikate navzdol po podskupini halogenov. Fluor ima največji elektrodni potencial. Fluor je najmočnejši oksidant. Vsak višji prosti halogen bo izpodrinil nižjega, ki je v raztopini v stanju negativnega enojno nabitega iona.
20. Klor. Vodikov klorid in klorovodikova kislina
Klor (Cl) – stoji v 3. periodi, v skupini VII glavne podskupine periodnega sistema, zaporedna številka 17, atomska masa 35.453; se nanaša na halogene.
Fizične lastnosti: rumeno-zelen plin z ostrim vonjem. Gostota 3,214 g/l; tališče -101 °C; vrelišče -33,97 °C, Pri običajni temperaturi se zlahka utekočini pod tlakom 0,6 MPa. Ko se raztopi v vodi, tvori rumenkasto klorirano vodo. Je zelo topen v organskih topilih, zlasti v heksanu (C6H14) in ogljikovem tetrakloridu.
Kemične lastnosti klora: elektronska konfiguracija: 1s22s22p63s22p5. Na zunanjem nivoju je 7 elektronov. Za dokončanje stopnje potrebujete 1 elektron, ki ga sprejme klor in ima oksidacijsko stanje -1. Obstajajo tudi pozitivna oksidacijska stanja klora do + 7. Znani so naslednji klorovi oksidi: Cl2O, ClO2, Cl2O6 in Cl2O7. Vsi so nestabilni. Klor je močan oksidant. Neposredno reagira s kovinami in nekovinami:
Reagira z vodikom. V normalnih pogojih reakcija poteka počasi, z močnim segrevanjem ali osvetlitvijo - z eksplozijo, v skladu z verižnim mehanizmom:
Klor medsebojno deluje z alkalnimi raztopinami in tvori soli - hipoklorite in kloride:
Pri prehodu klora v raztopino alkalije nastane mešanica raztopin klorida in hipoklorita:
Klor je reducent: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Medsebojno delovanje z vodo:
Klor ne reagira neposredno z ogljikom, dušikom in kisikom.
Prejem: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
elektroliza: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.
Najdba v naravi: vsebovan v naslednjih mineralih: halit (kamena sol), silvit, bišofit; morska voda vsebuje kloride natrija, kalija, magnezija in drugih elementov.
Vodikov klorid HCl. Fizične lastnosti: brezbarven plin, težji od zraka, dobro topen v vodi in tvori klorovodikovo kislino.
Prejem: v laboratoriju:
V industriji: vodik sežge v toku klora. Nato vodikov klorid raztopimo v vodi, da nastane klorovodikova kislina (glej zgoraj).
Kemijske lastnosti: klorovodikova kislina je močna, enobazna, medsebojno deluje s kovinami v napetostnem nizu do vodika: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Kot redukcijsko sredstvo reagira z oksidi in hidroksidi mnogih kovin.
Kemija elementov
Nekovine VIIA podskupine
Elementi podskupine VIIA so tipični nekovine z visoko
elektronegativnost, imajo skupinsko ime - "halogeni".
Glavna vprašanja, obravnavana na predavanju
Splošne značilnosti nekovin podskupine VIIA. Elektronska zgradba, najpomembnejše lastnosti atomov. Najbolj značilna ste-
oksidacijske kazni. Značilnosti kemije halogenov.
Preproste snovi.
Naravne spojine.
Halogenske spojine
Halovodikove kisline in njihove soli. Sol in fluorovodikova kislina
reže, račun in prijava.
Halogenidni kompleksi.
Binarne kisikove spojine halogenov. Nestabilnost pribl.
Redoks lastnosti enostavnih snovi in ko-
enotnosti. Disproporcionalne reakcije. Latimerjevi diagrami.
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Kemija elementov podskupine VIIA
splošne značilnosti
Mangan |
||||||||
tehnecij |
||||||||
VIIA-skupino tvorijo p-elementi: fluor F, klor
Cl, brom Br, jod I in astat At.
Splošna formula za valenčne elektrone je ns 2 np 5.
Vsi elementi skupine VIIA so značilne nekovine.
Kot je razvidno iz distribucije |
|||||||
valenčni elektroni |
|||||||
glede na orbitale atomov |
manjka samo en elektron |
||||||
za tvorbo stabilne osemelektronske lupine
škatle, zato imajo obstaja močna težnja po
dodatek elektrona.
Vsi elementi zlahka tvorijo preprosto enopolnitev
ny anioni G – .
V obliki preprostih anionov se elementi skupine VIIA nahajajo v naravni vodi in v kristalih naravnih soli, na primer halit NaCl, silvit KCl, fluorit.
CaF2.
Splošno ime skupine elementov VIIA-
skupine »halogenov«, tj. »nastajanje soli«, je posledica dejstva, da je večina njihovih spojin s kovinami pred-
je tipična sol (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), ki
ki jih lahko pridobimo z neposredno interakcijo
interakcija kovine s halogenom. Prosti halogeni so pridobljeni iz naravnih soli, zato je ime "halogeni" prevedeno tudi kot "rojeni iz soli".
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Minimalno oksidacijsko stanje (–1) je najbolj stabilno
za vse halogene.
Nekatere značilnosti atomov elementov skupine VIIA so podane v
Najpomembnejše značilnosti atomov elementov skupine VIIA
Relativno- |
Afiniteta |
||||||
električni |
|||||||
negativno |
ionizacija, |
||||||
nost (glede na |
|||||||
glasovanje) |
|||||||
povečanje števila |
|||||||
elektronske plasti; |
|||||||
povečanje velikosti |
|||||||
zmanjšanje električnega |
|||||||
trojna negativnost |
Halogeni imajo visoko afiniteto do elektronov (največ pri
Cl) in zelo visoko ionizacijsko energijo (največ pri F) in največ
možna elektronegativnost v vsaki periodi. Največ je fluora
elektronegativen za vse kemične elemente.
Prisotnost enega nesparjenega elektrona v atomih halogena določa
predstavlja združevanje atomov v enostavnih snoveh v dvoatomne molekule Г2.
Za enostavne snovi so najbolj značilni oksidanti halogeni
lastnosti, ki so najmočnejše v F2 in oslabijo pri prehodu v I2.
Za halogene je značilna največja reaktivnost vseh nekovinskih elementov. Fluor, tudi med halogeni, izstopa
ima izjemno visoko aktivnost.
Element druge periode, fluor, se od drugega najbolj razlikuje
drugi elementi podskupine. To je splošen vzorec za vse nekovine.
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Fluor, kot najbolj elektronegativen element, ne prikazuje seksa
rezidenčna oksidacijska stanja. V kakršni koli povezavi, tudi s ki-
kisik, fluor je v oksidacijskem stanju (-1).
Vsi drugi halogeni imajo pozitivne stopnje oksidacije
leniya do največ +7.
Najbolj značilna oksidacijska stanja halogenov:
F: -1, 0;
Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.
Cl ima znane okside, v katerih se nahaja v oksidacijskih stopnjah: +4 in +6.
Najpomembnejše halogenske spojine, v pozitivnih stanjih,
Kazni za oksidacijo so kisline, ki vsebujejo kisik, in njihove soli.
Vse halogenske spojine v pozitivnih oksidacijskih stopnjah so
so močni oksidanti.
strašna stopnja oksidacije. Disproporcionalnost spodbuja alkalno okolje.
Praktična uporaba enostavnih snovi in kisikovih spojin
Redukcija halogenov je predvsem posledica njihovega oksidacijskega učinka.
Najpreprostejše snovi, Cl2, najdejo najširšo praktično uporabo.
in F2. Največ klora in fluora se porabi v industriji
organska sinteza: pri proizvodnji plastike, hladilnih sredstev, topil,
pesticidi, zdravila. Znatne količine klora in joda se uporabljajo za pridobivanje kovin in njihovo rafiniranje. Uporablja se tudi klor
za beljenje celuloze, za dezinfekcijo pitne vode in v proizvodnji
voda z belilom in klorovodikovo kislino. Soli oksokislin se uporabljajo pri proizvodnji eksplozivov.
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Kisline - klorovodikova in staljena kislina - se pogosto uporabljajo v praksi.
Fluor in klor spadata med dvajset najpogostejših elementov
tam je v naravi bistveno manj broma in joda. Vsi halogeni se v naravi pojavljajo v oksidacijskih stanjih(-1). Samo jod se pojavlja v obliki soli KIO3,
ki je vključen kot nečistoča v čilsko solitro (KNO3).
Astat je umetno proizveden radioaktivni element (v naravi ga ni). Nestalnost Ata se odraža v imenu, ki izhaja iz grščine. "astatos" - "nestabilen". Astatin je primeren oddajnik za radioterapijo rakavih tumorjev.
Preproste snovi
Preproste snovi halogenov tvorijo dvoatomne molekule G2.
V enostavnih snoveh pri prehodu iz F2 v I2 s povečanjem števila elektronov
prestolnih plasti in povečanju polarizabilnosti atomov, pride do povečanja
medmolekularno interakcijo, ki vodi do spremembe agregatne ko-
stoji pod standardnimi pogoji.
Fluor (pri normalnih pogojih) je rumen plin, pri –181o C preide v
tekoče stanje.
Klor je rumeno-zelen plin, ki se pri –34o C spremeni v tekočino. Z barvo ha-
Z njim je povezano ime Cl, izhaja iz grškega "kloros" - "rumen-
zelena". Močno povečanje vrelišča Cl2 v primerjavi s F2,
kaže povečano medmolekularno interakcijo.
Brom je temno rdeča, zelo hlapljiva tekočina, vre pri 58,8o C.
ime elementa je povezano z ostrim neprijetnim vonjem po plinu in izhaja iz
"bromos" - "smrdljivo".
Jod – temno vijolični kristali z rahlim »kovinskim«
grudice, ki pri segrevanju zlahka sublimirajo in tvorijo vijolične pare;
s hitrim hlajenjem |
hlapi do 114o C |
nastane tekočina. Temperatura |
|||||||||||||||||
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||||
Vrelišče joda je 183 ° C. Njegovo ime izhaja iz barve jodovih hlapov -
"jodos" - "vijolična".
Vse enostavne snovi imajo oster vonj in so strupene.
Vdihavanje njihovih hlapov povzroči draženje sluznice in dihalnih organov, pri visokih koncentracijah pa - zadušitev. Med prvo svetovno vojno so klor uporabljali kot strupeno sredstvo.
Plin fluor in tekoči brom povzročata opekline kože. Delo s ha-
logens, je treba upoštevati previdnostne ukrepe.
Ker preproste snovi halogenov tvorijo nepolarne molekule
ohladijo, se dobro topijo v nepolarnih organskih topilih:
alkohol, benzen, ogljikov tetraklorid itd. Klor, brom in jod so slabo topni v vodi; njihove vodne raztopine imenujemo klor, brom in jod. Br2 se topi bolje kot drugi, koncentracija broma v nas.
Raztopina doseže 0,2 mol/l, klor pa 0,1 mol/l.
Fluorid razgrajuje vodo:
2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF
Halogeni kažejo visoko oksidativno aktivnost in prehod
v halogenidne anione.
Г2 + 2e– 2Г–
Fluor ima posebno visoko oksidativno aktivnost. Fluor oksidira plemenite kovine (Au, Pt).
Pt + 3F2 = PtF6
Deluje celo z nekaterimi inertnimi plini (kripton,
ksenon in radon), npr.
Xe + 2F2 = XeF4
Veliko zelo stabilnih spojin gori v atmosferi F2, npr.
voda, kremen (SiO2).
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Pri reakcijah s fluorom celo tako močna oksidanta, kot sta dušik in žveplo
nična kislina, delujejo kot reducenti, medtem ko fluor oksidira vhod
ki v svoji sestavi vsebujejo O(–2).
2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2
Visoka reaktivnost F2 povzroča težave pri izbiri kon-
strukturni materiali za delo z njim. Običajno za te namene uporabljamo
Obstajata nikelj in baker, ki ob oksidaciji na svoji površini tvorita gosto zaščitno folijo fluoridov. Ime F je zaradi agresivnega delovanja.
Jem, izhaja iz grščine. "fluoros" - "destruktivno".
V seriji F2, Cl2, Br2, I2 oksidacijska sposobnost oslabi zaradi povečanja
povečanje velikosti atomov in zmanjšanje elektronegativnosti.
V vodnih raztopinah oksidativne in reduktivne lastnosti snovi
Snovi se običajno karakterizirajo z uporabo elektrodnih potencialov. Tabela prikazuje standardne elektrodne potenciale (Eo, V) za redukcijske polovične reakcije
nastajanje halogenov. Za primerjavo vrednost Eo za ki-
ogljik je najpogostejši oksidant.
Standardni elektrodni potenciali za enostavne halogenske snovi
Eo, B, za reakcijo |
|||||||||||||
O2 + 4e– + 4H+ 2H2 O |
|||||||||||||
Eo, V |
|||||||||||||
za elektrodo |
|||||||||||||
2Г– +2е – = Г2 |
|||||||||||||
Zmanjšana oksidativna aktivnost
Kot je razvidno iz tabele, F2 je veliko močnejši oksidant,
kot O2, zato F2 ne obstaja v vodnih raztopinah , oksidira vodo,
okrevanje na F–. Sodeč po vrednosti Eо, oksidacijska sposobnost Cl2
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
tudi višja kot pri O2. Dejansko se pri dolgotrajnem skladiščenju klorirane vode razgradi s sproščanjem kisika in nastankom HCl. Vendar je reakcija počasna (molekula Cl2 je opazno močnejša od molekule F2 in
aktivacijska energija za reakcije s klorom večja), dispro-
porcioniranje:
Cl2 + H2 O HCl + HOCl
V vodi ne doseže konca (K = 3,9 . 10–4), zato Cl2 obstaja v vodnih raztopinah. Za Br2 in I2 je značilna še večja stabilnost v vodi.
Disproporcionacija je zelo značilna oksidacija.
reakcija redukcije za halogene. Nesorazmernost ojačanja
vlije v alkalnem okolju.
Disproporcioniranje Cl2 v alkalijah povzroči nastanek anionov
Cl– in ClO–. Disproporcionalna konstanta je 7,5. 1015.
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
Pri nesorazmerju joda v alkalijah nastaneta I– in IO3–. Ana-
Logično je, da Br2 nesorazmerno vpliva na jod. Sprememba izdelka je nesorazmerna
naroda je posledica dejstva, da sta aniona GO– in GO2– v Br in I nestabilna.
Reakcija disproporcioniranja klora se uporablja v industriji
sposobnost pridobivanja močnega in hitro delujočega hipokloritnega oksidanta,
belilno apno, bertholet sol.
3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2 O
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Interakcija halogenov s kovinami
Halogeni močno reagirajo s številnimi kovinami, na primer:
Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2 TiI4
Na + halogenidi, v katerih ima kovina nizko oksidacijsko stopnjo (+1, +2),
- To so soli podobne spojine s pretežno ionskimi vezmi. Kako
glej, ionski halogenidi so trdne snovi z visokim tališčem
Kovinski halogenidi, v katerih ima kovina visoko stopnjo oksidacije
so spojine s pretežno kovalentnimi vezmi.
Mnogi med njimi so plini, tekočine ali taljive trdne snovi v normalnih pogojih. Na primer, WF6 je plin, MoF6 je tekočina,
TiCl4 je tekoč.
Interakcija halogenov z nekovinami
Halogeni neposredno komunicirajo s številnimi nekovinami:
vodik, fosfor, žveplo itd. Na primer:
H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6
Vez v nemetalnih halogenih je pretežno kovalentna.
Običajno imajo te spojine nizka tališča in vrelišča.
Pri prehodu s fluora na jod se poveča kovalentna narava halogenidov.
Kovalentni halogenidi značilnih nekovin so kisle spojine; pri interakciji z vodo hidrolizirajo in tvorijo kisline. Na primer:
PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3
PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3
PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Prvi dve reakciji se uporabljata za proizvodnjo broma in vodikovega jodida.
noična kislina.
Interhalidi. Halogeni, ki se povezujejo med seboj, tvorijo medsebojne
vodi. V teh spojinah je lažji in bolj elektronegativen halogen v (–1) oksidacijskem stanju, težji pa v pozitivnem stanju.
oksidacijske kazni.
Zaradi neposredne interakcije halogenov pri segrevanju dobimo: ClF, BrF, BrCl, ICl. Obstajajo tudi kompleksnejši interhalogenidi:
ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.
Vsi interhalogenidi so v normalnih pogojih tekoče snovi z nizkim vreliščem. Interhalidi imajo visoko oksidativno aktivnost
dejavnost. Tako kemično stabilne snovi, kot so SiO2, Al2O3, MgO itd., gorijo v parah ClF3.
2Al2 O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2
Fluorid ClF 3 je agresiven fluorirni reagent, ki deluje hitro
dvorišče F2. Uporablja se v organskih sintezah in za pridobivanje zaščitnih filmov na površini opreme iz niklja za delo s fluorom.
V vodi interhalidi hidrolizirajo in tvorijo kisline. na primer
ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF
Halogeni v naravi. Pridobivanje enostavnih snovi
V industriji se halogeni pridobivajo iz njihovih naravnih spojin. Vse
postopki za pridobivanje prostih halogenov temeljijo na oksidaciji halogena
Nid ioni.
2Г – Г2 + 2e–
Znatna količina halogenov se nahaja v naravnih vodah v obliki anionov: Cl–, F–, Br–, I–. Morska voda lahko vsebuje do 2,5 % NaCl.
Brom in jod se pridobivata iz vode iz naftnih vrtin in morske vode.
Izvajalec: |
Dogodek št. |
||||||||||||||||
Halogeni fluor F, klor C1, brom Br, jod I so elementi skupine VILA. Elektronska konfiguracija valenčne lupine atomov halogenov v osnovnem stanju ns 2 np 5 . Prisotnost petih elektronov v zunanji p orbitali, vključno z enim neparnim, je razlog za visoko elektronsko afiniteto halogenov. Dodatek elektrona povzroči nastanek halogenidnih anionov (F-, Cl-, Br-, I-) s stabilno 8-elektronsko ovojnico najbližjega žlahtnega plina. Halogeni so ločene nekovine.
Najbolj elektronegativni element, fluor, ima v spojinah le eno oksidacijsko stanje - 1, saj je vedno sprejemnik elektronov. Drugi halogeni v spojinah imajo lahko oksidacijska stanja v območju od -1 do +7. Pozitivna oksidacijska stanja halogenov nastanejo zaradi prehoda njihovih valenčnih elektronov na proste d-orbitale zunanje ravni (oddelek 2.1.3) pri tvorbi vezi z bolj elektronegativnimi elementi.
Molekule halogenov so dvoatomne: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Pri standardnih pogojih sta fluor in klor plina, brom je hlapljiva tekočina (Tbp = 59 °C), jod pa trdna snov, vendar zlahka sublimira (prehaja v plinasto stanje, mimo tekočega stanja).
Redoks lastnosti. Halogeni so močni oksidanti, ki reagirajo s skoraj vsemi kovinami in mnogimi nekovinami:
Posebno visoko kemično aktivnost ima fluor, ki pri segrevanju reagira tudi z žlahtnimi plini ksenonom, kriptonom in radonom:
Kemična aktivnost halogenov se zmanjša od fluora do joda, saj se z naraščanjem atomskega polmera zmanjša sposobnost halogenov za vezavo elektronov:
Bolj aktivni halogen vedno izpodriva manj aktivnega iz spojin s kovinami. Tako fluor izpodriva vse druge halogene iz njihovih halogenidov, brom pa iz jodidov izpodriva le jod:
Različne oksidativne lastnosti halogenov se kažejo tudi v njihovem delovanju na telo. Plinasta klor in fluor sta zaradi svojih zelo močnih oksidativnih lastnosti močni strupeni snovi, ki povzročata hude poškodbe pljuč in sluznice oči, nosu in grla. Jod je blažji oksidant, ki ima antiseptične lastnosti, zato se pogosto uporablja v medicini.
Razlike v redoks lastnostih halogenov se pojavijo tudi pri interakciji z vodo. Fluor oksidira vodo, redukcijsko sredstvo pa je atom kisika v molekuli vode:
Medsebojno delovanje drugih halogenov z vodo spremlja redoks dismutacija njihovih atomov. Ko torej klor reagira z vodo, se eden od atomov molekule klora, ki pridobi elektron od drugega atoma, reducira, drugi atom klora, ki odda elektron, pa se oksidira. To ustvarja klorirana voda, ki vsebujejo vodikov klorid (klorovodikovo kislino) in hipoklorovito (hipoklorovito) kislino:
Reakcija je reverzibilna, njeno ravnovesje pa je močno premaknjeno v levo. Hipoklorova kislina je nestabilna in zlahka razpade, zlasti na svetlobi, s tvorbo zelo močnega oksidanta - atomskega kisika:
Tako klorirana voda vsebuje v različnih koncentracijah tri oksidante z različnimi oksidacijskimi sposobnostmi: molekularni klor, hipokloričasto kislino in atomski kisik, katerega vsoto pogosto imenujemo "aktivni klor".
Nastali atomski kisik beli barve in ubija mikrobe, kar pojasnjuje belilni in baktericidni učinek klorirane vode.
Hipoklorova kislina je močnejši oksidant kot plinasti klor. Reagira z organskimi spojinami RH kot oksidant in kot reagent za kloriranje:
Ko torej kloriramo pitno vodo, ki vsebuje organske snovi kot nečistoče, se te lahko spremenijo v bolj strupene organoklorove spojine RC1. To je vsekakor treba upoštevati pri razvoju metod čiščenja vode in njihovi uporabi.
Ko klorirani vodi dodamo alkalije, se ravnotežje premakne v desno zaradi nevtralizacije klorovodikove in klorovodikove kisline:
Nastala raztopina mešanice soli, imenovana Javel voda, uporablja se kot belilo in razkužilo. Te lastnosti so posledica dejstva, da se kalijev hipoklorit pod vplivom CO2 + H 2 0 in kot posledica hidrolize pretvori v nestabilno hipoklorovo kislino, ki tvori atomski kisik. Posledično voda Javel uniči barvila in ubije mikrobe.
Pri delovanju plinastega klora na mokro gašeno apno Ca(OH) 2 nastane zmes soli CaCl 2 in Ca(0C1) 2, t.i. belilo:
Apnenčev klorid lahko obravnavamo kot mešano kalcijevo sol klorovodikove in hipoklorove kisline CaCl(OCl). V vlažnem zraku belilo pri interakciji z vodo in ogljikovim dioksidom postopoma sprošča hipoklorovo kislino, ki zagotavlja njegove lastnosti beljenja, razkuževanja in razplinjevanja:
Ko je belilo izpostavljeno klorovodikovi kislini, se sprosti prosti klor:
Pri segrevanju hipoklorova kislina razpade zaradi redoks nesorazmerja, da nastane klorovodikova in perklorova kislina:
Ko klor prehaja skozi vročo raztopino alkalije, kot je KOH, nastaneta kalijev klorid in kalijev klorat KClO 3 (Bertholletova sol):
Oksidativna sposobnost anionov klorovih kislin, ki vsebujejo kisik, v vodnih raztopinah v seriji СlO - - СlO4(-) se zmanjša kljub povečanju stopnje oksidacije klora v njih:
To je razloženo s povečanjem stabilnosti anionov v tej seriji zaradi povečane delokalizacije njihovega negativnega naboja. Hkrati sta perklorata LiC10 4 in KClO 4 v suhem stanju pri visokih temperaturah močna oksidanta in se uporabljata za mineralizacijo različnih biomaterialov pri določanju anorganskih komponent, ki jih vsebujejo.
Halogenski anioni (razen F-) so sposobni oddajati elektrone, zato so reducenti. Ko se njihov polmer poveča, se redukcijska sposobnost halogenidnih anionov poveča od kloridnega aniona do jodidnega aniona:
Tako se jodovodikova kislina oksidira z atmosferskim kisikom že pri normalni temperaturi:
Klorovodikova kislina se ne oksidira s kisikom, zato je kloridni anion stabilen v telesnih pogojih, kar je zelo pomembno s stališča fiziologije in medicine.
Kislinsko-bazične lastnosti. Vodikovi halogenidi HF, HC1, HBr, HI so zaradi polarnosti svojih molekul dobro topni v vodi. V tem primeru pride do hidratacije molekul, kar vodi do njihove disociacije s tvorbo hidratiranih protonov in halogenidnih anionov. Jakost kislin v seriji HF, HC1, HBr, HI se poveča zaradi povečanja polmera in polarizabilnosti anionov od F- do I-.
Klorovodikova kislina kot sestavina želodčnega soka ima pomembno vlogo v procesu prebave. Predvsem zaradi klorovodikove kisline, katere masni delež v želodčnem soku je 0,3%, se njen pH vzdržuje v območju od 1 do 3. Klorovodikova kislina spodbuja prehod encima pepsina v njegovo aktivno obliko, ki zagotavlja prebavo beljakovin zaradi hidrolitične cepitve peptidnih vezi s tvorbo različnih aminokislin:
Določanje vsebnosti klorovodikove kisline in drugih kislin v želodčnem soku je bilo obravnavano v poglavju. 8.3.3.
V nizu kislin, ki vsebujejo kisik, klor, ko se njegovo oksidacijsko stanje poveča, se moč kislin poveča.
To je posledica povečanja polarnosti O-H vezi zaradi premika njene elektronske gostote proti atomu klora, pa tudi zaradi povečanja stabilnosti anionov.
Kompleksne lastnosti. Halogenski anioni se nagibajo k tvorbi kompleksov kot ligandov. Stabilnost halogenidnih kompleksov običajno pada v vrstnem redu F- > Cl- > Br- > > I-. To je proces tvorbe kompleksov, ki pojasnjuje toksični učinek fluoridnih anionov, ki s tvorbo fluoridnih kompleksov s kovinskimi kationi, vključenimi v aktivne centre encimov, zavirajo njihovo aktivnost.
Molekula joda ima zanimive kompleksne lastnosti. Tako se topnost molekularnega joda v vodi močno poveča v prisotnosti kalijevega jodida, kar je povezano s tvorbo kompleksnega aniona
Nizka stabilnost tega kompleksnega iona zagotavlja prisotnost molekularnega joda v raztopini. Zato se v medicini kot baktericidno sredstvo uporablja vodna raztopina joda z dodatkom KI. Poleg tega molekularni jod tvori inkluzijske komplekse s škrobom (oddelek 22.3) in polivinil alkoholom (modri jod). V teh kompleksih molekule joda ali njihovi asociati z jodidnimi anioni zapolnijo kanale, ki jih tvori spiralna struktura ustreznih polihidroksi polimerov. Inkluzijski kompleksi niso zelo stabilni in so sposobni postopoma sproščati molekularni jod. Zato je zdravilo, kot je modri jod, učinkovito, a blago baktericidno sredstvo z dolgotrajnim delovanjem.
Biološka vloga in uporaba halogenov in njihovih spojin v medicini. Halogeni so v obliki različnih spojin del živih tkiv. V telesu imajo vsi halogeni oksidacijsko stopnjo 1. Hkrati klor in brom obstajata v obliki hidratiranih anionov Cl- in Br-, fluor in jod pa sta del v vodi netopnih biosubstratov:
Fluoridne spojine so sestavni del kostnega tkiva, nohtov in zob. Biološki učinek fluora je povezan predvsem s problemom zobnih bolezni. Fluoridni anion, ki nadomešča hidroksidni ion v hidroksiapatitu, tvori plast zaščitne sklenine iz trdnega fluorapatita:
Fluorizacija pitne vode do koncentracije fluoridnih ionov 1 mg/l in dodajanje natrijevega fluorida zobni pasti pomembno zmanjšata zobni karies pri populaciji. Hkrati se pri koncentraciji fluoridnega aniona v pitni vodi nad 1,2 mg/l poveča krhkost kosti in zobne sklenine ter pojavi splošna izčrpanost telesa, t.i. fluoroza.
Kloridni anioni zagotavljajo ionske tokove skozi celične membrane, sodelujejo pri vzdrževanju osmotske homeostaze in ustvarjajo ugodno okolje za delovanje in aktivacijo protolitičnih encimov želodčnega soka.
Bromidni anioni v človeškem telesu so lokalizirani predvsem v hipofizi in drugih endokrinih žlezah. Ugotovljena je bila prisotnost dinamičnega razmerja med vsebnostjo bromidnih in kloridnih anionov v telesu. Tako povečana vsebnost bromidnih anionov v krvi spodbuja hitro sproščanje kloridnih anionov v ledvicah. Bromidi so lokalizirani predvsem v medcelični tekočini. Povečajo zaviralne procese v nevronih možganske skorje, zato se v farmakologiji uporabljajo kalijevi, natrijevi in bromokamforni bromidi.
Jod in njegove spojine vplivajo na sintezo beljakovin, maščob in hormonov. Več kot polovica količine joda je v ščitnici v vezanem stanju v obliki ščitničnih hormonov. Z nezadostnim vnosom joda v telo se razvije endemična golša. Za preprečevanje te bolezni kuhinjski soli dodajamo NaI ali KI (1-2 g na 1 kg NaCl). Tako so vsi halogeni potrebni za normalno delovanje živih organizmov.
13. poglavje
OPREDELITEV
Halogeni– Elementi skupine VIIA – fluor (F), klor (Cl), brom (Br) in jod (I).
Elektronska konfiguracija zunanje energijske ravni halogenov ns 2 np 5. Ker halogenom manjka le en elektron pred dokončanjem energetskega nivoja, imajo v ORR največkrat lastnosti oksidantov. Oksidacijska stanja halogenov: od "-1" do "+7". Edini element iz skupine halogenov, fluor, ima samo eno oksidacijsko stanje "-1" in je najbolj elektronegativen element.
Molekule halogena so dvoatomne: F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Z naraščajočim nabojem jedra atoma kemičnega elementa, tj. pri prehodu s fluora na jod se oksidacijska sposobnost halogenov zmanjša, kar potrjuje sposobnost izpodrivanja nižjih halogenov z višjimi iz halogenovodikovih kislin in njihovih soli:
Br 2 + 2HI = I 2 + 2HBr
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl
Fizikalne lastnosti halogenov
Na št. fluor je svetlo rumen plin z ostrim vonjem. Strupeno. Klor je svetlo zelen plin, tako kot fluor ima oster vonj. Močno strupeno. Pri povišanem tlaku in sobni temperaturi zlahka preide v tekoče stanje. Brom je težka tekočina rdeče-rjave barve z značilnim neprijetnim ostrim vonjem. Tekoči brom in njegovi hlapi so zelo strupeni. Brom je slabo topen v vodi in dobro v nepolarnih topilih. Jod je temno siva trdna snov s kovinskim leskom. Jodove pare so vijolične. Jod zlahka sublimira, tj. prehaja iz trdnega v plinasto stanje, pri tem pa obide tekoče stanje.
Proizvodnja halogenov
Halogene lahko dobimo z elektrolizo raztopin ali talin halogenidov:
MgCl 2 = Mg + Cl 2 (talina)
Najpogosteje se halogeni pridobivajo z oksidacijsko reakcijo halogenovodikovih kislin:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2KCl +2CrCl 3 +7H 2 O
2KMnO 4 +16HCl = 2MnCl 2 +5Cl 2 +8H 2 O +2KCl
Kemijske lastnosti halogenov
Največjo kemijsko aktivnost ima fluor. Večina kemičnih elementov medsebojno deluje s fluorom tudi pri sobni temperaturi, pri čemer se sprosti velika količina toplote. Tudi voda gori v fluoru:
2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2
Prosti klor je manj reaktiven kot fluor. Ne reagira neposredno s kisikom, dušikom in žlahtnimi plini. Medsebojno deluje z vsemi drugimi snovmi, kot je fluor:
2Fe + Cl 2 = 2FeCl 3
2P + 5Cl 2 = 2PCl 5
Ko klor medsebojno deluje z vodo v mrazu, pride do reverzibilne reakcije:
Cl 2 + H 2 O↔HCl +HClO
Mešanica reakcijskih produktov se imenuje klorova voda.
Pri interakciji klora z alkalijami na hladnem nastanejo mešanice kloridov in hipokloritov:
Cl 2 + Ca(OH) 2 = Ca(Cl)OCl + H 2 O
Ko se klor raztopi v vroči raztopini alkalije, pride do naslednje reakcije:
3Cl 2 + 6KOH=5KCl +KClO 3 +3H 2 O
Brom se, tako kot klor, raztopi v vodi in ob delni reakciji z njo tvori tako imenovano "bromovo vodo", medtem ko je jod v vodi praktično netopen.
Jod se po kemijski aktivnosti bistveno razlikuje od drugih halogenov. Z večino nekovin ne reagira, s kovinami pa le pri segrevanju reagira počasi. Interakcija joda z vodikom se pojavi le pri močnem segrevanju; reakcija je endotermna in zelo reverzibilna:
H 2 + I 2 = 2HI - 53 kJ.
Primeri reševanja problemov
PRIMER 1
| telovadba | Izračunajte prostornino klora (št.), ki je reagiral s kalijevim jodidom, če je nastal jod z maso 508 g. |
| rešitev | Zapišimo reakcijsko enačbo: Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl Ugotovimo količino nastalega joda: v(I 2)=m(I 2)/M(I 2) v(I 2)=508/254=2 mol Glede na reakcijsko enačbo je količina snovi klora. Iz učbenika kemije mnogi vedo, da halogeni vključujejo kemijske elemente periodičnega sistema Mendelejeva iz skupine 17 v tabeli. Prevedeno iz grščine kot rojstvo, izvor. Skoraj vsi so visoko aktivni, zaradi česar burno reagirajo z enostavnimi snovmi, razen nekaj nekovin. Kaj so halogeni in kakšne so njihove lastnosti? V stiku z Seznam halogenovHalogeni so dobri oksidanti, zato jih v naravi najdemo le v nekaterih spojinah. Višje kot je atomsko število, manjša je kemična aktivnost elementov te skupine. Skupina halogenov vključuje naslednje elemente:
Slednji je bil razvit na Inštitutu za jedrske raziskave, ki se nahaja v mestu Dubna. Fluor je strupen plin bledo rumene barve. Klor je tudi strupen. To je plin, ki ima precej oster in neprijeten vonj svetlo zelene barve. Brom je rdečkasto rjave barve in je strupena tekočina, ki lahko celo vpliva na voh. Je zelo hlapljiv, zato ga shranjujemo v ampulah. Jod je kristalinična, zlahka sublimirana, temno vijolična snov. Astatin je radioaktiven, kristalna barva: črna z modro, razpolovna doba je 8,1 ure.
Fluor medsebojno deluje z inertnimi plini in se obseva (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Pri segrevanju fluor vpliva na druge halogene in jih oksidira. Formula velja: Hal 2 + F 2 = 2HalF, kjer je Hal = Cl, Br, I, At, v primeru, ko je HalF, so oksidacijska stanja klora, broma, joda in astatina enaka + 1. Fluor tudi precej močno sodeluje s kompleksnimi snovmi. Posledica je oksidacija vode. V tem primeru pride do eksplozivne reakcije, ki jo na kratko zapišemo s formulo: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2. KlorAktivnost prostega klora je nekoliko manjša od aktivnosti fluora, vendar ima tudi dobro reakcijsko sposobnost. To se lahko zgodi pri interakciji s številnimi preprostimi snovmi, z redkimi izjemami v obliki kisika, dušika in inertnih plinov. On lahko burno reagira s kompleksnimi snovmi, ustvarjanje substitucijskih reakcij, lastnost dodajanja ogljikovodikov je lastna tudi kloru. Pri segrevanju se brom ali jod izpodrine iz spojin z vodikom ali kovinami.
Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H itd. Fotoni ob vzbujanju povzročijo razgradnjo molekul Cl 2 na atome in pride do verižne reakcije, ki povzroči nastanek novih delcev, ki sprožijo začetek naslednje stopnje. V zgodovini kemije so ta pojav preučevali. Ruski kemik in Nobelov nagrajenec N. N. Semenov. leta 1956 je proučeval fotokemično verižno reakcijo in s tem veliko prispeval k znanosti. Klor reagira s številnimi kompleksnimi snovmi, to so substitucijske in adicijske reakcije. Dobro se topi v vodi. Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO - 25 kJ. Z alkalijami, pri segrevanju, lahko klor nesorazmeren.
Brom, jod in astatKemična aktivnost broma je nekoliko manjša kot pri zgoraj omenjenem fluoru ali kloru, vendar je tudi precej visoka. Brom se pogosto uporablja v tekoči obliki. Tako kot klor se zelo dobro topi v vodi. Z njim pride do delne reakcije, ki omogoča pridobitev "bromove vode". Kemična aktivnost joda se opazno razlikuje od drugih predstavnikov te serije. Skoraj ne deluje z nekovinami, ampak z Pri kovinah reakcija poteka zelo počasi in le pri segrevanju. V tem primeru pride do velike absorpcije toplote (endotermna reakcija), ki je zelo reverzibilna. Poleg tega Joda nikakor ne moremo raztopiti v vodi, tega ni mogoče doseči niti s segrevanjem, zato »jodna voda« v naravi ne obstaja. Jod lahko raztopimo le v raztopini jodida. V tem primeru nastanejo kompleksni anioni. V medicini se ta spojina imenuje Lugolova raztopina. Astat reagira s kovinami in vodikom. V nizu halogenov se kemijska aktivnost zmanjšuje v smeri od fluora proti astatu. Vsak halogen v seriji F - At je sposoben izpodriniti naslednje elemente iz spojin s kovinami ali vodikom. Astat je najbolj pasiven od teh elementov. Toda zanj je značilna interakcija s kovinami. AplikacijaKemija je trdno zasidrana v naših življenjih in prodira na vsa področja. Človek se je naučil uporabljati halogene, pa tudi njihove spojine, sebi v prid. Biološki pomen halogenov je nesporen. Njihova področja uporabe so različna:
Klor je našel najbolj razširjeno uporabo v našem življenju. Obseg njegove uporabe je precej raznolik. Primeri uporabe:
Ne smemo pozabiti, da so halogeni zelo strupene snovi. Ta lastnost je še posebej izrazita pri fluoru. Halogeni lahko povzročijo zadušitev, draženje dihal in poškodujejo biološko tkivo. Klorovi hlapi so lahko zelo nevarni, prav tako pa tudi fluorov aerosol, ki ima rahel vonj in ga je čutiti v visokih koncentracijah. Oseba lahko občuti učinek zadušitve. Pri delu s takšnimi povezavami je treba upoštevati varnostne ukrepe. Metode za proizvodnjo halogenov so kompleksne in raznolike. V industriji se tega lotevajo z določenimi zahtevami, ki se jih dosledno upošteva. Več o temi
|
Visoka oksidacijska aktivnost halogenov se zmanjša od fluora do joda. Najbolj aktiven med svojimi brati je fluor, ki ima sposobnost reagirati s katero koli kovino in tvoriti soli, nekateri med njimi se spontano vžgejo in pri tem sprostijo ogromno toplote. Brez segrevanja ta element reagira s skoraj vsemi nekovinami, reakcije spremlja sproščanje določene količine toplote (eksotermne).
Ta element ima poseben odnos z vodikom. Pri sobni temperaturi in brez izpostavljenosti svetlobi klor nikakor ne reagira na ta plin, ko pa se segreje ali usmeri na svetlobo, bo prišlo do eksplozivne verižne reakcije. Formula je podana spodaj:
Iz naravne spojine kriolit, katere kemijska formula je naslednja: Na3AlF6, pridobivajo aluminij. Fluorove spojine se pogosto uporabljajo v proizvodnji zobne paste. Znano je, da fluor pomaga pri preprečevanju kariesa. Uporablja se alkoholna tinktura joda za dezinfekcijo in dezinfekcijo ran.
