Cum se schimbă proprietățile oxidative în subgrupul de halogeni. Proprietățile chimice ale halogenilor

Atomul de hidrogen are formula electronică a nivelului electronului exterior (și singurului) nivel 1 s 1. Pe de o parte, în ceea ce privește prezența unui electron la nivelul electronic exterior, atomul de hidrogen este similar cu atomii de metale alcaline. Cu toate acestea, la fel ca halogenii, are nevoie doar de un electron pentru a umple nivelul electronic exterior, deoarece primul nivel electronic nu poate conține mai mult de 2 electroni. Se pare că hidrogenul poate fi plasat simultan atât în ​​primul, cât și în penultimul (al șaptelea) grup al tabelului periodic, ceea ce se face uneori în diferite versiuni ale tabelului periodic:

Din punct de vedere al proprietăților hidrogenului ca substanță simplă, acesta are încă mai multe în comun cu halogenii. Hidrogenul, ca și halogenii, este un nemetal și formează molecule diatomice (H 2) ca acestea.

În condiții normale, hidrogenul este o substanță gazoasă, slab activă. Activitatea scăzută a hidrogenului se explică prin rezistența ridicată a legăturilor dintre atomii de hidrogen din moleculă, care necesită fie încălzire puternică, fie utilizarea catalizatorilor, fie ambele în același timp pentru a o rupe.

Interacțiunea hidrogenului cu substanțe simple

cu metale

Dintre metale, hidrogenul reacţionează numai cu metale alcaline şi alcalino-pământoase! Metalele alcaline includ metale din subgrupul principal al grupului I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), iar metalele alcalino-pământoase includ metale din subgrupul principal al grupului II, cu excepția beriliului și magneziului (Ca, Sr, Ba, Ra)

Când interacționează cu metalele active, hidrogenul prezintă proprietăți oxidante, de exemplu. scade starea sa de oxidare. În acest caz, se formează hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, care au o structură ionică. Reacția are loc atunci când este încălzită:

Trebuie remarcat faptul că interacțiunea cu metalele active este singurul caz în care hidrogenul molecular H2 este un agent oxidant.

cu nemetale

Dintre nemetale, hidrogenul reactioneaza doar cu carbonul, azotul, oxigenul, sulful, seleniul si halogenii!

Carbonul ar trebui înțeles ca grafit sau carbon amorf, deoarece diamantul este o modificare alotropică extrem de inertă a carbonului.

Atunci când interacționează cu nemetale, hidrogenul poate îndeplini doar funcția de agent reducător, adică doar crește starea de oxidare:

Interacțiunea hidrogenului cu substanțe complexe

cu oxizi metalici

Hidrogenul nu reacționează cu oxizii metalici care sunt în seria de activitate a metalelor până la aluminiu (inclusiv), cu toate acestea, este capabil să reducă mulți oxizi metalici la dreapta aluminiului atunci când este încălzit:

cu oxizi nemetalici

Dintre oxizii nemetalici, hidrogenul reacționează atunci când este încălzit cu oxizii de azot, halogeni și carbon. Dintre toate interacțiunile hidrogenului cu oxizii nemetalici, remarcabilă este reacția sa cu monoxidul de carbon CO.

Amestecul de CO și H2 are chiar și propriul nume - „gaz de sinteză”, deoarece, în funcție de condiții, se pot obține produse industriale atât de populare precum metanol, formaldehidă și chiar hidrocarburi sintetice:

cu acizi

Hidrogenul nu reacționează cu acizii anorganici!

Dintre acizii organici, hidrogenul reacționează numai cu acizii nesaturați, precum și cu acizii care conțin grupe funcționale capabile să se reducă cu hidrogen, în special grupări aldehide, ceto sau nitro.

cu săruri

În cazul soluțiilor apoase de săruri, interacțiunea acestora cu hidrogenul nu are loc. Cu toate acestea, atunci când hidrogenul este trecut peste sărurile solide ale unor metale cu activitate medie și scăzută, este posibilă reducerea parțială sau completă a acestora, de exemplu:

Proprietățile chimice ale halogenilor

Halogenii sunt elementele chimice ale grupei VIIA (F, Cl, Br, I, At), precum și substanțele simple pe care le formează. Aici și mai departe în text, dacă nu se specifică altfel, halogenii vor fi înțeleși ca substanțe simple.

Toți halogenii au o structură moleculară, care determină punctele scăzute de topire și fierbere ale acestor substanțe. Moleculele de halogen sunt diatomice, adică. formula lor poate fi scrisă în formă generală ca Hal 2.

Trebuie remarcat o astfel de proprietate fizică specifică a iodului, precum capacitatea sa de a sublimare sau, cu alte cuvinte, sublimare. Sublimarea, este un fenomen în care o substanță în stare solidă nu se topește la încălzire, ci, ocolind faza lichidă, trece imediat în stare gazoasă.

Structura electronică a nivelului energetic extern al unui atom al oricărui halogen are forma ns 2 np 5, unde n este numărul perioadei tabelului periodic în care se află halogenul. După cum puteți vedea, atomii de halogen au nevoie doar de un electron pentru a ajunge la învelișul exterior de opt electroni. De aici este logic să presupunem proprietățile predominant oxidante ale halogenilor liberi, ceea ce este confirmat în practică. După cum se știe, electronegativitatea nemetalelor scade atunci când se deplasează în jos într-un subgrup și, prin urmare, activitatea halogenilor scade în serie:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interacțiunea halogenilor cu substanțe simple

Toți halogenii sunt substanțe foarte reactive și reacționează cu majoritatea substanțelor simple. Totuși, trebuie menționat că fluorul, datorită reactivității sale extrem de ridicate, poate reacționa chiar și cu acele substanțe simple cu care alți halogeni nu pot reacționa. Astfel de substanțe simple includ oxigenul, carbonul (diamantul), azotul, platina, aurul și unele gaze nobile (xenon și cripton). Aceste. de fapt, fluorul nu reacționează numai cu unele gaze nobile.

Halogenii rămași, de ex. clorul, bromul și iodul sunt și ele substanțe active, dar mai puțin active decât fluorul. Ele reacționează cu aproape toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului, carbonului sub formă de diamant, platină, aur și gaze nobile.

Interacțiunea halogenilor cu nemetale

hidrogen

Când toți halogenii interacționează cu hidrogenul, se formează halogenuri de hidrogen cu formula generală HHal. În acest caz, reacția fluorului cu hidrogenul începe spontan chiar și în întuneric și continuă cu o explozie în conformitate cu ecuația:

Reacția clorului cu hidrogenul poate fi inițiată prin iradiere intensă cu ultraviolete sau căldură. De asemenea, procedează cu explozie:

Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul numai atunci când sunt încălzite și, în același timp, reacția cu iodul este reversibilă:

fosfor

Interacțiunea fluorului cu fosforul duce la oxidarea fosforului la cea mai mare stare de oxidare (+5). În acest caz, se formează pentafluorura de fosfor:

Când clorul și bromul interacționează cu fosforul, este posibil să se obțină halogenuri de fosfor atât în ​​starea de oxidare + 3, cât și în starea de oxidare +5, care depinde de proporțiile substanțelor care reacţionează:

Mai mult, în cazul fosforului alb într-o atmosferă de fluor, clor sau brom lichid, reacția începe spontan.

Interacțiunea fosforului cu iodul poate duce la formarea doar a triodurii de fosfor datorită capacității sale de oxidare semnificativ mai scăzute decât a altor halogeni:

gri

Fluorul oxidează sulful la cea mai mare stare de oxidare +6, formând hexafluorura de sulf:

Clorul și bromul reacționează cu sulful, formând compuși care conțin sulf în stările de oxidare +1 și +2, care sunt extrem de neobișnuite pentru acesta. Aceste interacțiuni sunt foarte specifice și pentru a promova examenul de stat unificat la chimie, nu este necesară abilitatea de a scrie ecuații pentru aceste interacțiuni. Prin urmare, următoarele trei ecuații sunt date mai degrabă pentru referință:

Interacțiunea halogenilor cu metalele

După cum am menționat mai sus, fluorul este capabil să reacționeze cu toate metalele, chiar și cu cele slab active precum platina și aurul:

Halogenii rămași reacționează cu toate metalele, cu excepția platinei și aurului:

Reacții ale halogenilor cu substanțe complexe

Reacții de substituție cu halogeni

Halogeni mai activi, de ex. ale căror elemente chimice sunt situate mai sus în tabelul periodic sunt capabile să înlocuiască halogenii mai puțin activi din acizii halogenați și halogenurile metalice pe care le formează:

În mod similar, bromul și iodul înlocuiesc sulful din soluțiile de sulfuri și sau hidrogen sulfurat:

Clorul este un agent oxidant mai puternic și oxidează hidrogenul sulfurat în soluția sa apoasă nu la sulf, ci la acid sulfuric:

Reacția halogenilor cu apa

Apa arde în fluor cu o flacără albastră în conformitate cu ecuația reacției:

Bromul și clorul reacționează diferit cu apa decât fluorul. Dacă fluorul a acționat ca agent de oxidare, atunci clorul și bromul sunt disproporționate în apă, formând un amestec de acizi. În acest caz, reacțiile sunt reversibile:

Interacțiunea iodului cu apa are loc într-un grad atât de nesemnificativ încât poate fi neglijat și se poate presupune că reacția nu are loc deloc.

Interacțiunea halogenilor cu soluțiile alcaline

Fluorul, atunci când interacționează cu o soluție apoasă alcalină, acționează din nou ca un agent de oxidare:

Capacitatea de a scrie această ecuație nu este necesară pentru a promova examenul de stat unificat. Este suficient să cunoaștem faptul despre posibilitatea unei astfel de interacțiuni și rolul oxidativ al fluorului în această reacție.

Spre deosebire de fluor, alți halogeni din soluțiile alcaline sunt disproporționați, adică cresc și scad simultan starea lor de oxidare. Mai mult, în cazul clorului și bromului, în funcție de temperatură, este posibilă curgerea în două direcții diferite. În special, la frig reacțiile decurg după cum urmează:

si cand este incalzita:

Iodul reacționează cu alcalii exclusiv conform celei de-a doua opțiuni, adică. cu formarea de iodat, deoarece Hipoioditul nu este stabil nu numai atunci când este încălzit, ci și la temperaturi obișnuite și chiar și la frig.

Elementele VII (în noua nomenclatură IUPAC este desemnată ca grupa 17) includ fluor (F), clor (Cl), brom (Br), iod (I), astatin (At). Denumirea acestor elemente - halogeni (greacă: „săruri care naște”) - se datorează faptului că majoritatea compușilor lor cu metale sunt săruri tipice (KCl, NaCl etc.). Configurația electronică a stratului exterior al atomilor acestor elemente este ns2np5, unde n este numărul perioadei. În total, există 7 electroni în stratul electronic exterior al atomilor de halogen, ceea ce determină proprietatea halogenilor de a atașa un electron.

Halogenii sunt agenți oxidanți puternici și reacționează direct cu aproape toate metalele și nemetalele, cu excepția oxigenului, carbonului, azotului și gazelor nobile. Legătura din halogenurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase este ionică, în rest este covalentă.

Halogenii formează molecule diatomice, fragile. Ușurința de descompunere a moleculelor de halogen în atomi este unul dintre motivele activității lor chimice ridicate.

În stare liberă, halogenii sunt formați din molecule diatomice: F2, Cl2, Br2, I2. Astatina este un element radioactiv și poate fi obținut numai artificial.

De la fluor la iod, proprietățile fizice ale halogenilor se modifică: densitatea crește, mărimea atomului crește, punctele de fierbere și de topire cresc.

Pe măsură ce numărul atomic crește, capacitatea de oxidare a halogenilor în stare liberă scade. Prin urmare, fiecare halogen anterior îl înlocuiește pe următorul din compușii săi cu metale și hidrogen, de exemplu:

2КCl + F2 = 2КF + Cl2

Fluorul este cel mai activ non-metal. Prezintă o singură stare de oxidare -1, reacționează direct cu aproape toate metalele (chiar cu aur și platină), precum și cu nemetale. O soluție de acid fluorhidric în apă se numește acid fluorhidric, iar sărurile sale sunt numite fluoruri. Este imposibil să se obțină fluor pe cale chimică, așa că electroliza este utilizată exclusiv.

Clorul, bromul și iodul prezintă stări de oxidare de -1 și +1. Starea de oxidare -1 este cea mai caracteristică halogenilor.

Datorită activității lor chimice ridicate, halogenii există în natură numai sub formă legată.

1) Configurația electronică generală a nivelului de energie exterior este nS2nP5.

2) Odată cu creșterea numărului atomic al elementelor, razele atomilor cresc, electronegativitatea scade, proprietățile nemetalice slăbesc (proprietățile metalice cresc); halogenii sunt agenți oxidanți puternici; capacitatea de oxidare a elementelor scade odată cu creșterea masei atomice.

3) Moleculele de halogen constau din doi atomi.

4) Odată cu creșterea masei atomice, culoarea devine mai închisă, punctele de topire și de fierbere, precum și densitatea cresc.

5) Forța acizilor hidrohalici crește odată cu creșterea masei atomice.

6) Halogenii pot forma compuși între ei (de exemplu, BrCl)

Dintr-un manual de chimie, mulți oameni știu că halogenii includ elemente chimice ale sistemului periodic al lui Mendeleev din grupa 17 în tabel.

Tradus din greacă ca naștere, origine. Aproape toate sunt foarte active, datorită cărora reacţionează violent cu substanţe simple, cu excepţia câtorva nemetale. Ce sunt halogenii și care sunt proprietățile lor?

Colegii de clasă

Lista halogenilor

Halogenii sunt buni agenți de oxidare din acest motiv, în natură se găsesc doar în unii compuși. Cu cât numărul atomic este mai mare, cu atât activitatea chimică a elementelor din acest grup este mai mică. Grupul de halogen include următoarele elemente:

• clor (Cl);
• fluor (F);
• iod (I);
• brom (Br);
• astatin (At).

Acesta din urmă a fost dezvoltat la Institutul de Cercetări Nucleare, care se află în orașul Dubna. Fluorul este un gaz otrăvitor cu o culoare galben pal. Clorul este, de asemenea, otrăvitor. Acesta este un gaz care are un miros destul de înțepător și neplăcut de culoare verde deschis. Bromul are o culoare maro-roscat si este un lichid toxic care poate afecta chiar si simtul mirosului. Este foarte volatil, așa că se păstrează în fiole. Iodul este o substanță purpurie închisă, cristalină, ușor de sublimat. Astatinul este radioactiv, culoarea cristalului: negru cu albastru, timpul de înjumătățire este de 8,1 ore.

Activitatea mare de oxidare a halogenilor scade de la fluor la iod. Cel mai activ dintre frații săi este fluorul, care are capacitatea de a reacționa cu orice metale, formând săruri, unele dintre ele se aprind spontan, eliberând o cantitate imensă de căldură. Fără încălzire, acest element reacționează cu aproape toate nemetalele, reacțiile sunt însoțite de degajarea unei anumite cantități de căldură (exotermă).

Fluorul interacționează cu gazele inerte și este iradiat (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Când este încălzit, fluorul afectează alți halogeni, oxidându-i. Formula este valabilă: Hal 2 + F 2 = 2HalF, unde Hal = Cl, Br, I, At, în cazul în care HalF stările de oxidare ale clorului, bromului, iodului și astatinului sunt egale cu + 1.

Fluorul interacționează destul de puternic și cu substanțele complexe. Consecința este oxidarea apei. În acest caz, are loc o reacție explozivă, care este scrisă pe scurt cu formula: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Clor

Activitatea clorului liber este puțin mai mică decât a fluorului, dar are și o bună capacitate de reacție. Acest lucru poate apărea atunci când interacționează cu multe substanțe simple, cu rare excepții sub formă de oxigen, azot și gaze inerte. El poate reactiona violent cu substante complexe, creând reacții de substituție, proprietatea de a adăuga hidrocarburi este și ea inerentă clorului. Când sunt încălzite, bromul sau iodul sunt înlocuiți din compușii cu hidrogen sau metale.

Acest element are o relație deosebită cu hidrogenul. La temperatura camerei și fără expunere la lumină, clorul nu reacționează în niciun fel la acest gaz, dar odată ce este încălzit sau îndreptat către lumină, va avea loc o reacție explozivă în lanț. Formula este dată mai jos:

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

Fotonii, atunci când sunt excitați, provoacă descompunerea moleculelor de Cl 2 în atomi și are loc o reacție în lanț, provocând apariția de noi particule care inițiază începutul etapei următoare. Acest fenomen a fost studiat în istoria chimiei. Chimistul rus și laureat al Premiului Nobel N.N. în 1956 a studiat reacția fotochimică în lanț și, prin urmare, a adus o mare contribuție științei.

Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, acestea sunt reacții de substituție și adiție. Se dizolvă bine în apă.

CI2 + H20 = HCI + HCIO - 25 kJ.

Cu alcalii, când este încălzit, clorul poate disproporţionat.

Brom, iod și astatin

Activitatea chimică a bromului este puțin mai mică decât cea a fluorului sau a clorului menționat mai sus, dar este și destul de mare. Bromul este adesea folosit sub formă lichidă. El, ca și clorul, se dizolvă foarte bine în apă. Are loc o reacție parțială cu acesta, permițând obținerea „apă cu brom”.

Activitatea chimică a iodului este semnificativ diferită de alți reprezentanți ai acestei serii. Aproape că nu interacționează cu nemetale, ci cu Cu metalele reacția are loc foarte lent și numai atunci când sunt încălzite. În acest caz, are loc o absorbție mare de căldură (reacție endotermă), care este foarte reversibilă. Pe lângă asta Iodul nu poate fi dizolvat în apă în niciun fel, acest lucru nu se poate realiza nici măcar cu încălzire, motiv pentru care „apa cu iod” nu există în natură. Iodul poate fi dizolvat numai în soluție de iodură. În acest caz, se formează anioni complecși. În medicină, acest compus se numește soluție Lugol.

Astatinul reacționează cu metalele și hidrogenul. În seria halogenilor, activitatea chimică scade în direcția de la fluor la astatin. Fiecare halogen din seria F - At este capabil să înlocuiască elementele ulterioare din compușii cu metale sau hidrogen. Astatinul este cel mai pasiv dintre aceste elemente. Dar se caracterizează prin interacțiunea cu metalele.

Aplicație

Chimia este ferm înrădăcinată în viața noastră, pătrunzând în toate domeniile. Omul a învățat să folosească halogenii, precum și compușii acestora, în beneficiul său. Semnificația biologică a halogenilor este incontestabilă. Domeniile lor de aplicare sunt diferite:

• medicament;
• farmacologie;
• producția de diverse materiale plastice, coloranți etc.;
• agricultură.

Din compusul natural criolit, a cărui formulă chimică este următoarea: Na3AlF6, se obține aluminiu. Compușii cu fluor sunt utilizați pe scară largă în producție paste de dinti. Fluorul este cunoscut pentru a ajuta la prevenirea cariilor. Se folosește tinctură cu alcool de iod pentru dezinfecția și dezinfecția rănilor.

Clorul a găsit cea mai răspândită utilizare în viața noastră. Domeniul de aplicare al acestuia este destul de divers. Exemple de utilizare:

1. Productie de materiale plastice.
2. Obținerea acidului clorhidric.
3. Productia de fibre sintetice, solventi, cauciucuri etc.
4. Albirea țesăturilor (in și bumbac), hârtie.
5. Dezinfectarea apei potabile. Dar ozonul este folosit din ce în ce mai mult în acest scop, deoarece utilizarea clorului este dăunătoare pentru organismul uman.
6. Dezinfectarea spațiilor

Trebuie amintit că halogenii sunt substanțe foarte toxice. Această proprietate este deosebit de pronunțată în fluor. Halogenii pot provoca asfixiere, iritații respiratorii și pot afecta țesutul biologic.

Vaporii de clor pot fi extrem de periculoși, la fel ca aerosolul de fluor, care are un miros slab și poate fi simțit în concentrații mari. O persoană poate experimenta un efect de sufocare. Când lucrați cu astfel de conexiuni, trebuie luate măsuri de precauție.

Metodele de producere a halogenilor sunt complexe și variate. În industrie, acest lucru este abordat cu anumite cerințe, care sunt respectate cu strictețe.

Halogeni. Halogenuri de hidrogen. Halogenuri. Compuși cu halogen care conțin oxigen

Halogeni

Subgrupul de halogen include fluor, clor, brom, iod și astatin. Primele patru elemente apar în natură în diverși compuși. Astatina se obține numai artificial și este radioactiv. Acestea sunt p-elemente din grupa VII a sistemului periodic al lui D.I Mendeleev. La nivelul energetic exterior, atomii lor au 7 electroni ns 2 np 5(vezi tabelul 14).

Aceasta explică caracterul comun al proprietăților lor.

Ei adaugă cu ușurință câte un electron fiecare, prezentând o stare de oxidare de -1. Halogenii au acest grad de oxidare în compușii cu hidrogen și metale.

Cu toate acestea, atomii de halogen, pe lângă fluor, pot prezenta și stări de oxidare pozitive: +1, +3, +5, +7. Valorile posibile ale stărilor de oxidare sunt explicate prin structura electronică a atomilor, care pentru atomul de fluor poate fi reprezentată prin diagramă:

Tabelul 14. Proprietățile elementelor subgrupului de halogen

Fiind cel mai electronegativ element, fluorul poate accepta doar un electron pe nivel de 2p. Are un electron nepereche, deci fluorul poate fi doar monovalent, iar starea sa de oxidare este întotdeauna -1. Structura electronică a atomului de clor este exprimată prin diagrama:

Atomul de clor are un electron nepereche în subnivelul 3p, iar în starea sa normală (neexcitată), clorul este monovalent. Dar, din moment ce clorul se află în a treia perioadă, are încă cinci orbitali ai subnivelului 3d, care pot găzdui 10 electroni.

În starea excitată a atomului, electronii de clor se deplasează de la subnivelurile 3p și 3s la subnivelul 3d (indicat prin săgeți în diagramă). Separarea (împerecherea) electronilor aflați în același orbital crește valența cu două unități. Este evident că clorul și analogii săi (cu excepția fluorului) pot prezenta numai valență variabilă impară 1,3,5,7 și stări de oxidare pozitive corespunzătoare. Fluorul nu are liber

orbitali, ceea ce înseamnă că în timpul reacțiilor chimice nu există nicio separare a electronilor perechi în atom. Prin urmare, atunci când se iau în considerare proprietățile halogenilor, este întotdeauna necesar să se țină cont de caracteristicile fluorului.

În fiecare perioadă, halogenii sunt elementele cele mai electronegative, având cele mai mari afinități electronice.

În cadrul subgrupului de halogen, trecerea de la fluor la iod este însoțită de o creștere a razei atomice.

Elementele de subgrup sunt nemetale; Pe măsură ce sarcina nucleară crește de la F la At, caracteristicile nemetalice slăbesc, așa cum este evidențiată de o scădere a potențialelor de ionizare și a afinităților electronice.

Proprietățile redox și diferențele de comportament chimic al halogenilor sunt ușor de înțeles prin compararea acestor proprietăți în funcție de modificarea sarcinii nucleare la trecerea de la F la I. În seria F, Cl, Br, I, cea mai mare rază atomică (și, prin urmare, cea mai mică afinitate electronică ) are I, prin urmare se caracterizează prin proprietăți oxidante mai puțin pronunțate decât Br, Cl, F. În consecință, proprietățile oxidante ale atomilor neutri din subgrupa halogenului scad de la F la I, iar proprietățile reducătoare cresc:

Legătura Gal-Gal în moleculele de substanțe simple este covalentă, nepolară. Lungimea legăturii în moleculă crește în mod natural de la F2 la I2. Energia de legare se modifică după cum urmează.

Energia de legare în molecula F2 este mai puțin puternică decât în ​​molecula Cl2. Acest lucru se explică prin formarea unei legături dative în molecula Cl 2 și, în consecință, Br 2 și I 2: atunci când se formează un nor comun de energie din cauza nu numai împerecherii electronilor p, ci și datorită celor deja existente. electronii p perechi ai unui atom și orbitalul d vacant al altui atom.

Prevalența în natură

Prevalența fluorului și a clorului este apropiată una de cealaltă și destul de mare (6,5 10 -2% în masă și respectiv 4,5 10 -2%); prevalenţa bromului şi iodului este mult mai mică - 1,6 10 -4 şi 4 10 -5%. Fluorul joacă un anumit rol biologic - în special, starea dinților depinde de conținutul său în apă, deoarece Fluorura de calciu face parte din țesutul dentar.

Concentrația de clor (Cl -) în țesuturile corpului este relativ mare, iar funcțiile sale sunt variate - sunt asociate cu activarea enzimelor, transmiterea excitației nervoase etc. Funcțiile bromului sunt slab studiate și Iodul joacă, fără îndoială, un rol foarte important, deoarece face parte din hormonul glandei tiroide - tiroxina, care determină rata globală a proceselor oxidative din organism.

I În natură, clorul apare în stare liberă în gazele vulcanice. Compușii săi sunt răspândiți: clorură de sodiu NaCl, clorură de potasiu KCl, clorură de magneziu MgCl 2 6H 2 O, silvinită constând din NaCl și KCl, carnalită din compoziția KC1 MgCl 2 6H 2 O, kainită din compoziția MgSO 4 K2 O, etc.

Producția de halogeni

1. Cel mai important mod de a obține fluor este electroliza topiturii de fluor, unde fluorul este eliberat la anod:

2F - -2e - ®F 2

Fluorura KHF 2 este utilizată ca sursă principală de producție.

2. Clorul se obține în condiții de laborator din acidul clorhidric prin reacția acestuia cu oxidul de mangan (IV). Reacția are loc atunci când este încălzită.

4HСl -1 +Mn +4 O 2 =Сl 0 2 +Mn +2 Сl 2 +2Н 2 O

În locul agentului de oxidare MnO 2 se poate folosi permanganat de potasiu KMnO 4. Apoi reacția are loc la temperatura obișnuită,

16HCl -1 +2KMn +7 O 4 =5Сl 0 2 +2Mn +2 Сl 2 +2КСl+8Н 2 О

În industrie, clorul este produs prin electroliza unei soluții de clorură de sodiu. Clorul gazos este eliberat la anod:

2NaCl+2H2O electroliza ®2NaOH+H2+Cl2

3. Pentru obţinerea bromului se foloseşte mai des reacţia de substituţie a acestuia în bromuri. 2KBr+Сl 2 = 2KСl+Br 2

4. Principalele surse de iod sunt algele marine și apele de foraj petrolier.

2NaI+MnO 2 +3H 2 SO 4 =I 2 +2NaHSO 4 +MnSO 4 +2H 2 O Obținerea iodului din sursele sale naturale se rezumă la transformarea lui în moleculară:

2NaI+2NaNO 2 +2H 2 SO 4 =I 2 +2H 2 O+2NO+2Na 2 SO 4

5. În condiții de laborator, bromul și iodul se obțin în același mod: prin acțiunea oxidului de mangan (IV) asupra bromurilor sau iodurilor în mediu acid, de exemplu:

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

Proprietățile fizice ale halogenilor

Pe măsură ce sarcina nucleară crește de la fluor la iod, punctele de topire și de fierbere (vezi Tabelul 15) și conductivitatea electrică cresc. Halogenii au un miros puternic și sunt otrăvitori. Se dizolvă slab în solvenți polari, bine în solvenți organici (alcool, benzen).

Clorul este un gaz otrăvitor de culoare galben-verde, cu un miros înțepător. De 2,5 ori mai greu decât aerul. Clorul provoacă iritații respiratorii, iar inhalarea unor cantități mari poate provoca moartea prin asfixiere. Clorul natural conține doi izotopi - 35 17 Cl (75,53%) și 37 17 Cl (24,47%).

Fluorul este extrem de otrăvitor. Bromul este un lichid greu roșu-brun. Vaporii de brom sunt otrăvitori. Provoacă arsuri grave la contactul cu pielea. Iodul este un solid negru-violet Când este încălzit, se formează vapori violet, care la răcire se transformă din nou în cristale. Are loc sublimarea iodului, adică evaporarea unui solid și formarea de cristale din vapori, ocolind starea lichidă.

Tabelul 15. Proprietățile substanțelor simple din subgrupa halogenului