Halojenlərin duzlarla kimyəvi reaksiyaları. Halojenlər – Bilik Hipermarketi

Kimya dərsliyindən çox adam bilir ki, halogenlər cədvəldə 17-ci qrupdan Mendeleyevin dövri sisteminin kimyəvi elementlərini ehtiva edir.

Yunan dilindən doğuş, mənşə kimi tərcümə olunur. Demək olar ki, hamısı yüksək aktivliyə malikdir, buna görə də bir neçə qeyri-metal istisna olmaqla, sadə maddələrlə şiddətlə reaksiya verirlər. Halojenlər nədir və onların xüsusiyyətləri nədir?

ilə təmasda

Halojenlərin siyahısı

Halojenlər yaxşı oksidləşdirici maddələrdir, bu səbəbdən təbiətdə yalnız bəzi birləşmələrdə tapıla bilər. Atom nömrəsi nə qədər yüksək olarsa, bu qrupun elementlərinin kimyəvi aktivliyi bir o qədər az olar. Halojen qrupuna aşağıdakı elementlər daxildir:

• xlor (Cl);
• flüor (F);
• yod (I);
• brom (Br);
• astatin (At).

Sonuncu Dubna şəhərində yerləşən Nüvə Tədqiqatları İnstitutunda hazırlanmışdır. Flüor açıq sarı rəngə malik zəhərli qazdır. Xlor da zəhərlidir. Bu, açıq yaşıl rəngli olduqca kəskin və xoşagəlməz bir qoxu olan bir qazdır. Brom qırmızı-qəhvəyi rəngə malikdir və hətta qoxu hissini də təsir edə bilən zəhərli mayedir. Çox uçucudur, ona görə də ampulalarda saxlanılır. Yod kristal, asanlıqla sublimasiya olunan, tünd bənövşəyi bir maddədir. Astatin radioaktivdir, kristal rəngdədir: mavi ilə qara, yarı ömrü 8,1 saatdır.

Halojenlərin yüksək oksidləşmə aktivliyi flüordan yoda qədər azalır. Qardaşlarından ən aktivi flüordur, hansı ki istənilən metallarla reaksiya vermək, duzlar əmələ gətirmək qabiliyyətinə malikdir, bəziləri kortəbii olaraq alovlanır, çox miqdarda istilik buraxır. Qızdırmadan bu element demək olar ki, bütün qeyri-metallarla reaksiya verir, reaksiyalar müəyyən miqdarda istilik (ekzotermik) ayrılması ilə müşayiət olunur.

Flüor inert qazlarla qarşılıqlı əlaqədə olur və şüalanır (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Qızdırıldıqda flüor digər halogenlərə təsir edərək onları oksidləşdirir. Formula uyğundur: Hal 2 + F 2 = 2HalF, burada Hal = Cl, Br, I, At, xlor, brom, yod və asatinin YarımF oksidləşmə dərəcələri + 1-ə bərabər olduqda.

Flüor kompleks maddələrlə də kifayət qədər güclü qarşılıqlı təsir göstərir. Nəticə suyun oksidləşməsidir. Bu vəziyyətdə, qısaca düsturla yazılmış bir partlayıcı reaksiya meydana gəlir: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Xlor

Sərbəst xlorun aktivliyi flüordan bir qədər azdır, həm də yaxşı reaksiya vermək qabiliyyətinə malikdir. Bu, oksigen, azot və inert qazlar şəklində nadir istisnalar istisna olmaqla, bir çox sadə maddələrlə qarşılıqlı əlaqədə olduqda baş verə bilər. O mürəkkəb maddələrlə şiddətli reaksiya verə bilər, əvəzetmə reaksiyaları yaratmaqla, karbohidrogenlərin əlavə edilməsi xüsusiyyəti də xlora xasdır. Qızdırıldıqda, brom və ya yod hidrogen və ya metallarla birləşmələrdən çıxarılır.

Bu elementin hidrogenlə özünəməxsus əlaqəsi var. Otaq temperaturunda və işığa məruz qalmadan xlor bu qaza heç bir şəkildə reaksiya vermir, lakin qızdırıldıqdan və ya işığa yönəldildikdən sonra partlayıcı zəncirvari reaksiya baş verəcəkdir. Formula aşağıda verilmişdir:

Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H və s.

Fotonlar həyəcanlandıqda, Cl 2 molekullarının atomlara parçalanmasına səbəb olur və növbəti mərhələnin başlanğıcını başlatan yeni hissəciklərin meydana gəlməsinə səbəb olan zəncirvari reaksiya baş verir. Kimya tarixində bu hadisə tədqiq edilmişdir. Rus kimyaçısı, Nobel mükafatı laureatı N.N.Semenov. 1956-cı ildə fotokimyəvi zəncirvari reaksiyanı öyrənmiş və bununla da elmə böyük töhfə vermişdir.

Xlor bir çox mürəkkəb maddələrlə reaksiya verir, bunlar əvəzetmə və əlavə reaksiyalardır. Suda yaxşı həll olunur.

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

Qələvilərlə, qızdırıldıqda, xlor ola bilər qeyri-mütənasib.

Brom, yod və astatin

Bromun kimyəvi aktivliyi yuxarıda qeyd olunan flüor və ya xlordan bir qədər azdır, həm də kifayət qədər yüksəkdir. Brom tez-tez maye şəklində istifadə olunur. O, xlor kimi suda çox yaxşı həll olunur. Onunla qismən reaksiya baş verir və "brom suyu" əldə etməyə imkan verir.

Yodun kimyəvi fəaliyyəti bu seriyanın digər nümayəndələrindən nəzərəçarpacaq dərəcədə fərqlənir. Demək olar ki, qeyri-metallarla deyil, onunla qarşılıqlı əlaqədə olur Metallarla reaksiya çox yavaş və yalnız qızdırıldıqda baş verir. Bu vəziyyətdə böyük bir istilik udulması baş verir (endotermik reaksiya), bu da yüksək dərəcədə geri çevrilir. Bundan başqa Yod heç bir şəkildə suda həll edilə bilməz, buna hətta istiliklə nail olmaq mümkün deyil, buna görə də "yodlu su" təbiətdə yoxdur. Yod yalnız yodid məhlulunda həll edilə bilər. Bu zaman kompleks anionlar əmələ gəlir. Tibbdə bu birləşmə Lugol məhlulu adlanır.

Astatin metallar və hidrogenlə reaksiya verir. Halojenlər silsiləsində kimyəvi aktivlik flüordan astatinə doğru azalır. F - At seriyasındakı hər bir halogen sonrakı elementləri metallar və ya hidrogen ilə birləşmələrdən sıxışdırmağa qadirdir. Astatin bu elementlərin ən passividir. Ancaq metallarla qarşılıqlı əlaqə ilə xarakterizə olunur.

Ərizə

Kimya həyatımızda möhkəm şəkildə yerləşib, bütün sahələrə nüfuz edir. İnsan halogenlərdən, eləcə də onun birləşmələrindən öz mənfəəti üçün istifadə etməyi öyrənmişdir. Halojenlərin bioloji əhəmiyyəti danılmazdır. Onların tətbiq sahələri fərqlidir:

• dərman;
• farmakologiya;
• müxtəlif plastiklərin, boyaların və s. istehsalı;
• Kənd təsərrüfatı.

Kimyəvi formulası aşağıdakı kimi olan təbii kriolit birləşməsindən Na3AlF6 alınır. alüminium. Flüor birləşmələri istehsalda geniş istifadə olunur diş pastaları. Flüorun kariesin qarşısını almağa kömək etdiyi bilinir. Yodun spirt tincture istifadə olunur yaraların dezinfeksiyası və dezinfeksiyası üçün.

Xlor həyatımızda ən geniş istifadəni tapmışdır. Onun tətbiqi sahəsi olduqca müxtəlifdir. İstifadə nümunələri:

1. Plastik məmulatların istehsalı.
2. Xlorid turşusunun alınması.
3. Sintetik liflərin, həlledicilərin, rezinlərin və s. istehsalı.
4. Parçaların (kətan və pambıq), kağızın ağardılması.
5. İçməli suyun dezinfeksiyası. Lakin ozon bu məqsədlə getdikcə daha çox istifadə olunur, çünki xlorun istifadəsi insan orqanizmi üçün zərərlidir.
6. Binaların dezinfeksiyası

Halojenlərin çox zəhərli maddələr olduğunu xatırlamaq lazımdır. Bu xüsusiyyət flüorda xüsusilə nəzərə çarpır. Halojenlər asfiksiyaya, tənəffüs yollarının qıcıqlanmasına və bioloji toxuma zədələnməsinə səbəb ola bilər.

Xlor buxarları son dərəcə təhlükəli ola bilər, həmçinin zəif qoxu olan və yüksək konsentrasiyalarda hiss oluna bilən flüor aerozoludur. Bir insan boğulma təsirini hiss edə bilər. Belə birləşmələrlə işləyərkən ehtiyat tədbirləri görülməlidir.

Halojenlərin alınması üsulları mürəkkəb və müxtəlifdir. Sənayedə buna ciddi şəkildə riayət olunan müəyyən tələblərlə yanaşılır.

Elementlərin Kimyası

VIIA alt qrupunun qeyri-metalları

VIIA altqrupunun elementləri yüksək olan tipik qeyri-metallardır

elektronmənfilik, onların bir qrup adı var - "halogenlər".

Mühazirədə əhatə olunan əsas məsələlər

VIIA alt qrupunun qeyri-metallarının ümumi xarakteristikası. Elektron quruluş, atomların ən əhəmiyyətli xüsusiyyətləri. Ən xarakterik ste-

oksidləşmə cəzaları. Halojenlərin kimyasının xüsusiyyətləri.

Sadə maddələr.

Təbii birləşmələr.

Halojen birləşmələri

Hidrohal turşuları və onların duzları. Duz və hidrofluor turşusu

yuvalar, qəbz və ərizə.

Halid kompleksləri.

Halojenlərin ikili oksigen birləşmələri. Qeyri-sabitlik təqribən.

Sadə maddələrin redoks xassələri və birgə

birliklər. Disproporsional reaksiyalar. Latimer diaqramları.

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

VIIA altqrupunun elementlərinin kimyası

ümumi xüsusiyyətlər

							manqan
							Texnetium

VIIA-qrup p-elementləri ilə əmələ gəlir: flüor F, xlor

Cl, brom Br, yod I və astatin At.

Valentlik elektronları üçün ümumi düstur ns 2 np 5-dir.

VIIA qrupunun bütün elementləri tipik qeyri-metallardır.

							Dağıtımdan da göründüyü kimi
							valent elektronlar
atomların orbitallarına görə						yalnız bir elektron çatışmır

sabit səkkiz elektron qabıq yaratmaq

qutular, buna görə də var istiqamətində güclü meyl var

elektron əlavə etmək.

Bütün elementlər asanlıqla sadə tək şarj yaradır

ny anionları G – .

Sadə anionlar şəklində VIIA qrupunun elementləri təbii suda və təbii duzların kristallarında, məsələn, halit NaCl, silvit KCl, flüoritdə olur.

CaF2.

Elementlərin ümumi qrupunun adı VIIA-

"halogenlər" qrupu, yəni "duzları doğuran" onların metallarla birləşmələrinin əksəriyyətinin

tipik duzdur (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), hansı

birbaşa qarşılıqlı əlaqə yolu ilə əldə edilə bilər

metalın halogenlə qarşılıqlı təsiri. Sərbəst halogenlər təbii duzlardan əldə edilir, buna görə də "halogenlər" adı "duzlardan doğulmuş" kimi də tərcümə olunur.

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Minimum oksidləşmə vəziyyəti (-1) ən sabitdir

bütün halogenlər üçün.

Qrup VIIA elementlərinin atomlarının bəzi xüsusiyyətləri verilmişdir

VIIA qrupunun elementlərinin atomlarının ən vacib xüsusiyyətləri

		qohum-		Qohumluq
		elektrik
		mənfi	ionlaşma,
		ness (görə
		Səsvermə)
						sayının artması
						elektron təbəqələr;
						ölçüsündə artım
						elektrik enerjisinin azalması
						üçlü mənfilik

Halojenlər yüksək elektron yaxınlığına malikdirlər (maksimum

Cl) və çox yüksək ionlaşma enerjisi (F-də maksimum) və maksimum

hər dövrdə mümkün elektronmənfilik. Ən çox flüordur

bütün kimyəvi elementlərin elektronegatividir.

Halogen atomlarında bir qoşalaşmamış elektronun olması müəyyən edir

sadə maddələrdəki atomların diatomik molekullara birləşməsini ifadə edir Г2.

Sadə maddələr, halogenlər üçün ən xarakterik oksidləşdirici maddələrdir

F2-də ən güclü olan və I2-yə keçdikdə zəifləyən xüsusiyyətlər.

Halojenlər bütün qeyri-metal elementlərin ən böyük reaktivliyi ilə xarakterizə olunur. Flüor, hətta halogenlər arasında da fərqlənir

son dərəcə yüksək aktivliyə malikdir.

İkinci dövrün elementi flüor digərindən ən güclü şəkildə fərqlənir

alt qrupun digər elementləri. Bu, bütün qeyri-metallar üçün ümumi bir nümunədir.

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Ən elektronmənfi element kimi flüor, cinsi göstərmir

rezident oksidləşmə vəziyyətləri. Hər hansı bir əlaqədə, o cümlədən ki-

oksigen, flüor oksidləşmə vəziyyətindədir (-1).

Bütün digər halogenlər müsbət oksidləşmə dərəcələri nümayiş etdirir

leniya maksimum +7-yə qədər.

Halojenlərin ən xarakterik oksidləşmə halları:

F: -1, 0;

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

Cl-nin oksidləşmə vəziyyətlərində olduğu məlum oksidləri var: +4 və +6.

Müsbət vəziyyətdə olan ən mühüm halogen birləşmələri,

Oksidləşmənin cəzaları oksigen tərkibli turşular və onların duzlarıdır.

Müsbət oksidləşmə vəziyyətində olan bütün halogen birləşmələrdir

güclü oksidləşdirici maddələrdir.

dəhşətli oksidləşmə dərəcəsi. Qeyri-mütənasiblik qələvi mühit tərəfindən təşviq edilir.

Sadə maddələrin və oksigen birləşmələrinin praktiki tətbiqi

Halojenlərin azaldılması əsasən onların oksidləşdirici təsiri ilə bağlıdır.

Ən sadə maddələr, Cl2, ən geniş praktik tətbiqini tapır.

və F2. Ən böyük miqdarda xlor və flüor sənayedə istehlak olunur

üzvi sintez: plastiklərin, soyuducuların, həlledicilərin istehsalında,

pestisidlər, dərmanlar. Əhəmiyyətli miqdarda xlor və yod metalların alınması və onların təmizlənməsi üçün istifadə olunur. Xlor da istifadə olunur

sellülozun ağardılması, içməli suyun dezinfeksiyası üçün və istehsalatda

ağartma suyu və xlorid turşusu. Oksoturşuların duzları partlayıcı maddələrin istehsalında istifadə olunur.

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Turşular - xlorid və ərimiş turşular praktikada geniş istifadə olunur.

Flüor və xlor ən çox yayılmış iyirmi elementdən biridir

orada təbiətdə xeyli az brom və yod var. Bütün halogenlər təbiətdə oksidləşmə vəziyyətində olurlar(-1). Yalnız yod KIO3 duzu şəklində olur,

Çili selitrasına (KNO3) çirk kimi daxil edilir.

Astatin süni şəkildə istehsal olunan radioaktiv elementdir (təbiətdə yoxdur). Atın qeyri-sabitliyi yunan dilindən gələn adda əks olunur. "astatos" - "qeyri-sabit". Astatin xərçəng şişlərinin radioterapiyası üçün əlverişli bir emitentdir.

Sadə maddələr

Halogenlərin sadə maddələri iki atomlu molekullar G2 tərəfindən əmələ gəlir.

Sadə maddələrdə, elektronların sayının artması ilə F2-dən I2-yə keçid zamanı

taxt təbəqələri və atomların qütbləşmə qabiliyyətinin artması, artım var

molekullararası qarşılıqlı təsir, aqreqatların dəyişməsinə səbəb olur.

standart şərtlər altında dayanır.

Flüor (normal şəraitdə) sarı bir qazdır, -181o C-də çevrilir

maye hal.

Xlor -34o C-də mayeyə çevrilən sarı-yaşıl qazdır.

Cl adı onunla əlaqələndirilir, yunan "chloros" - "sarı-" sözündən gəlir.

yaşıl". F2 ilə müqayisədə Cl2-nin qaynama nöqtəsində kəskin artım,

molekullararası qarşılıqlı əlaqənin artdığını göstərir.

Brom tünd qırmızı, çox uçucu mayedir, 58,8o C-də qaynayır.

elementin adı qazın kəskin xoşagəlməz qoxusu ilə əlaqələndirilir və ondan qaynaqlanır

"bromos" - "iyli".

Yod - zəif "metal" olan tünd bənövşəyi kristallar

qızdırıldıqda asanlıqla sublimasiya edən, bənövşəyi buxarlar əmələ gətirən topaklar;

sürətli soyutma ilə

114o C-yə qədər buxar

maye əmələ gəlir. Temperatur

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Yodun qaynama nöqtəsi 183 ° C-dir. Onun adı yod buxarının rəngindən gəlir -

"iodos" - "bənövşəyi".

Bütün sadə maddələr kəskin qoxuya malikdir və zəhərlidir.

Onların buxarlarının inhalyasiyası selikli qişaların və tənəffüs orqanlarının qıcıqlanmasına, yüksək konsentrasiyalarda isə boğulmalara səbəb olur. Birinci Dünya Müharibəsi illərində xlor zəhərli maddə kimi istifadə edilmişdir.

Flüor qazı və maye brom dərinin yanıqlarına səbəb olur. ha ilə işləmək

logens, ehtiyat tədbirləri görülməlidir.

Halogenlərin sadə maddələri qeyri-qütblü molekullardan əmələ gəldiyi üçün

soyuyur, qütb olmayan üzvi həlledicilərdə yaxşı həll olunur:

spirt, benzol, karbon tetraxlorid və s.. Xlor, brom və yod suda az həll olur, onların sulu məhlullarına xlor, brom və yodlu su deyilir. Br2 digərlərindən daha yaxşı həll olunur, doymuş brom konsentrasiyası.

Məhlul 0,2 mol/l, xlor isə 0,1 mol/l-ə çatır.

Flüor suyu parçalayır:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Halojenlər yüksək oksidləşdirici aktivlik və keçid nümayiş etdirirlər

halid anionlarına çevrilir.

Г2 + 2e–  2Г–

Flüor xüsusilə yüksək oksidləşdirici aktivliyə malikdir. Flüor nəcib metalları oksidləşdirir (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Hətta bəzi inert qazlarla (kripton,

ksenon və radon), məsələn,

Xe + 2F2 = XeF4

Çox sabit birləşmələr F2 atmosferində yanır, məs.

su, kvars (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Flüor ilə reaksiyalarda, hətta azot və kükürd kimi güclü oksidləşdirici maddələr

nic turşusu, azaldıcı maddələr kimi çıxış edir, flüor isə girişi oksidləşdirir

tərkibində O(–2) olan.

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

F2-nin yüksək reaktivliyi kondisioner seçimində çətinliklər yaradır.

onunla işləmək üçün struktur materialları. Adətən bu məqsədlər üçün istifadə edirik

Nikel və mis var ki, oksidləşdikdə onların səthində ftoridlərin sıx qoruyucu filmləri əmələ gəlir. F adı onun aqressiv hərəkətinə görədir.

Mən yeyirəm, yunandan gəlir. "fluoros" - "dağıdıcı".

F2, Cl2, Br2, I2 seriyalarında oksidləşmə qabiliyyətinin artması səbəbindən zəifləyir.

atomların ölçüsünü artırmaq və elektronmənfiliyi azaltmaq.

Sulu məhlullarda maddənin oksidləşdirici və reduktiv xüsusiyyətləri

Maddələr adətən elektrod potensialından istifadə etməklə xarakterizə olunur. Cədvəl reduksiya yarım reaksiyaları üçün standart elektrod potensiallarını (Eo, V) göstərir

halogenlərin əmələ gəlməsi. Müqayisə üçün, ki- üçün Eo dəyəri

karbon ən çox yayılmış oksidləşdirici maddədir.

Sadə halogen maddələr üçün standart elektrod potensialları

Eo, B, reaksiya üçün

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

elektrod üçün

2Г– +2е – = Г2

Oksidləşdirici aktivliyin azalması

Cədvəldən göründüyü kimi, F2 daha güclü oksidləşdirici maddədir,

O2-dən daha çox, buna görə də F2 sulu məhlullarda mövcud deyil , suyu oksidləşdirir,

F-yə bərpa olunur. Eo dəyərinə əsasən, Cl2-nin oksidləşmə qabiliyyəti

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

O2-dən də yüksəkdir. Həqiqətən, xlorlu suyun uzun müddət saxlanması zamanı oksigenin ayrılması və HCl əmələ gəlməsi ilə parçalanır. Lakin reaksiya yavaş gedir (Cl2 molekulu F2 molekulundan nəzərəçarpacaq dərəcədə güclüdür və

xlorla reaksiyalar üçün aktivləşmə enerjisi daha yüksəkdir), dispro-

hissələrə ayırma:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Suda o, sonuna çatmır (K = 3.9 . 10-4), buna görə də Cl2 sulu məhlullarda mövcuddur. Br2 və I2 suda daha da sabitlik ilə xarakterizə olunur.

Disproporsionallıq çox xarakterik bir oksidləşdiricidir

halogenlər üçün reduksiya reaksiyası. Gücləndirmənin qeyri-mütənasibliyi

qələvi mühitdə tökülür.

Qələvidə Cl2-nin qeyri-mütənasibliyi anionların əmələ gəlməsinə səbəb olur

Cl– və ClO–. Qeyri-mütənasiblik sabiti 7,5-dir. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Yod qələvidə qeyri-mütənasib olduqda I- və IO3- əmələ gəlir. Ana-

Məntiqi olaraq, Br2 yodu qeyri-mütənasib edir. Məhsul dəyişikliyi qeyri-mütənasibdir

millət, Br və I-də GO– və GO2– anionlarının qeyri-sabit olması ilə bağlıdır.

Xlor disproporsiya reaksiyası sənayedə istifadə olunur

güclü və tez fəaliyyət göstərən hipoxlorit oksidləşdirici əldə etmək qabiliyyəti,

ağardıcı əhəng, bertolet duzu.

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

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Halojenlərin metallarla qarşılıqlı təsiri

Halogenlər bir çox metallarla güclü reaksiya verir, məsələn:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Metalın aşağı oksidləşmə vəziyyətinə malik olduğu Na + halidlər (+1, +2),

- Bunlar əsasən ion bağları olan duza bənzər birləşmələrdir. Necə

lo, ion halogenidləri yüksək ərimə nöqtəsi olan bərk maddələrdir

Metalın yüksək oksidləşmə dərəcəsinə malik olduğu metal halidləri

ionlar əsasən kovalent bağları olan birləşmələrdir.

Onların bir çoxu normal şəraitdə qazlar, mayelər və ya əriyən bərk maddələrdir. Məsələn, WF6 qazdır, MoF6 mayedir,

TiCl4 mayedir.

Halojenlərin qeyri-metallarla qarşılıqlı təsiri

Halojenlər bir çox qeyri-metallarla birbaşa qarşılıqlı təsir göstərir:

hidrogen, fosfor, kükürd və s. Məsələn:

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

Qeyri-metal halidlərdə bağlanma əsasən kovalentdir.

Tipik olaraq bu birləşmələr aşağı ərimə və qaynama nöqtələrinə malikdir.

Flüordan yoda keçərkən halidlərin kovalent təbiəti artır.

Tipik qeyri-metalların kovalent halidləri turşu birləşmələridir; su ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda hidroliz edərək turşular əmələ gətirirlər. Misal üçün:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

İlk iki reaksiya brom və hidrogen yodidin istehsalı üçün istifadə olunur.

noik turşusu.

İnterhalidlər. Halogenlər bir-biri ilə birləşərək interg

aparır. Bu birləşmələrdə daha yüngül və elektronmənfi halogen (-1) oksidləşmə vəziyyətində, daha ağır olan isə müsbət vəziyyətdədir.

oksidləşmə cəzaları.

İstilik zamanı halogenlərin birbaşa qarşılıqlı təsiri nəticəsində aşağıdakılar alınır: ClF, BrF, BrCl, ICl. Daha mürəkkəb interhalidlər də var:

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

Normal şəraitdə bütün interhalidlər aşağı qaynama nöqtələri olan maye maddələrdir. İnterhalidlər yüksək oksidləşdirici aktivliyə malikdir

fəaliyyət. Məsələn, SiO2, Al2 O3, MgO və s. kimi kimyəvi cəhətdən sabit maddələr ClF3 buxarlarında yanır.

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

Fluoride ClF 3 tez hərəkət edən aqressiv flüorlaşdırıcı reagentdir

həyət F2. Üzvi sintezlərdə və flüorla işləmək üçün nikel avadanlıqlarının səthində qoruyucu filmlər əldə etmək üçün istifadə olunur.

Suda interhalidlər hidroliz edərək turşuları əmələ gətirir. Misal üçün,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Təbiətdəki halogenlər. Sadə maddələrin alınması

Sənayedə halogenlər onların təbii birləşmələrindən alınır. Hamısı

sərbəst halogenlərin alınması prosesləri halogenin oksidləşməsinə əsaslanır

Nid ionları.

2Г –  Г2 + 2e–

Təbii sularda əhəmiyyətli miqdarda halogenlər anion şəklində olur: Cl–, F–, Br–, I–. Dəniz suyunda 2,5%-ə qədər NaCl ola bilər.

Brom və yod neft quyusu suyundan və dəniz suyundan alınır.

İcraçı:

Tədbir nömrəsi

Halogenlərin bir alt qrupu flüor, xlor, brom və yod elementlərindən ibarətdir.

Halogenlərin xarici valentlik təbəqəsinin elektron konfiqurasiyaları müvafiq olaraq flüor, xlor, brom və yoddur). Belə elektron konfiqurasiyalar halogenlərin tipik oksidləşdirici xüsusiyyətlərini müəyyənləşdirir - bütün halogenlər elektron əldə etmək qabiliyyətinə malikdirlər, baxmayaraq ki, yoda keçərkən halogenlərin oksidləşmə qabiliyyəti zəifləyir.

Adi şəraitdə halogenlər kovalent bağları olan tipli diatomik molekullardan ibarət sadə maddələr şəklində mövcuddur. Halojenlərin fiziki xassələri əhəmiyyətli dərəcədə fərqlənir: məsələn, normal şəraitdə flüor çətin mayeləşən qazdır, xlor da qazdır, lakin asanlıqla mayeləşir, brom maye, yod bərkdir.

Halojenlərin kimyəvi xassələri.

Bütün digər halogenlərdən fərqli olaraq, bütün birləşmələrində flüor yalnız bir oksidləşmə vəziyyətini, 1- nümayiş etdirir və dəyişkən valentlik nümayiş etdirmir. Digər halogenlər üçün ən xarakterik oksidləşmə vəziyyəti də 1-dir, lakin xarici səviyyədə sərbəst orbitalların olması səbəbindən valent elektronların qismən və ya tam cütləşməsi səbəbindən digər tək oksidləşmə vəziyyətlərini də nümayiş etdirə bilərlər.

Flüor ən böyük aktivliyə malikdir. Əksər metallar, hətta otaq temperaturunda olsa da, onun atmosferində alovlanır və böyük miqdarda istilik buraxır, məsələn:

Qızdırmadan flüor bir çox qeyri-metallarla (hidrogen - yuxarıya baxın) reaksiya verir, eyni zamanda çox miqdarda istilik buraxır:

Qızdırıldıqda flüor bütün digər halogenləri aşağıdakı sxemə uyğun olaraq oksidləşdirir:

burada , və birləşmələrdə xlor, brom və yodun oksidləşmə dərəcələri bərabərdir.

Nəhayət, şüalanma zamanı flüor inert qazlarla belə reaksiya verir:

Flüorun mürəkkəb maddələrlə qarşılıqlı təsiri də çox güclü şəkildə baş verir. Beləliklə, suyu oksidləşdirir və reaksiya partlayıcıdır:

Sərbəst xlor da çox reaktivdir, baxmayaraq ki, aktivliyi flüordan daha azdır. Oksigen, azot və nəcib qazlardan başqa bütün sadə maddələrlə birbaşa reaksiya verir, məsələn:

Bu reaksiyalar üçün, bütün digərləri kimi, onların baş vermə şərtləri çox vacibdir. Beləliklə, otaq temperaturunda xlor hidrogenlə reaksiya vermir; qızdırıldıqda bu reaksiya baş verir, lakin yüksək dərəcədə geri çevrilir və güclü şüalanma ilə zəncir mexanizmi vasitəsilə geri dönməz şəkildə (partlayışla) gedir.

Xlor bir çox mürəkkəb maddələrlə reaksiya verir, məsələn, karbohidrogenlərlə əvəzetmə və əlavə:

Xlor qadirdir qızdırıldıqda brom və ya yodu hidrogen və ya metallarla birləşmələrindən çıxarın:

və həmçinin su ilə tərs reaksiya verir:

Xlor suda həll olunaraq onunla qismən reaksiyaya girərək, yuxarıda göstərildiyi kimi, xlorlu su adlanan maddələrin tarazlıq qarışığı əmələ gətirir.

Onu da qeyd edək ki, sonuncu tənliyin sol tərəfindəki xlorun oksidləşmə vəziyyəti 0-dır. Reaksiya nəticəsində bəzi xlor atomlarının oksidləşmə vəziyyəti 1- (in), digərləri üçün (hipoxlor turşusunda) olmuşdur. Bu reaksiya özünü oksidləşmə-özünü reduksiya reaksiyasına və ya disproporsiyaya nümunədir.

Xatırlayaq ki, xlor eyni şəkildə qələvilərlə reaksiya verə bilər (qeyri-mütənasib) (§ 8-də “Əsaslar” bölməsinə baxın).

Bromun kimyəvi aktivliyi flüor və xlordan daha azdır, lakin brom adətən maye vəziyyətdə istifadə edildiyi üçün hələ də kifayət qədər yüksəkdir və buna görə də onun ilkin konsentrasiyaları, başqa şeylər bərabər olduqda, xlordan daha çoxdur. “Daha yumşaq” reagent olan brom üzvi kimyada geniş istifadə olunur.

Qeyd edək ki, brom, xlor kimi, suda həll olunur və qismən onunla reaksiya verərək, "brom suyu" əmələ gətirir, yod isə suda praktiki olaraq həll olunmur və qızdırılanda belə onu oksidləşdirə bilmir; bu səbəbdən “yodlu su” yoxdur.

Halojenlərin istehsalı.

Flüor və xlor əldə etmək üçün ən çox yayılmış texnoloji üsul ərimiş duzların elektrolizidir (bax § 7). Sənayedə brom və yod adətən kimyəvi yolla alınır.

Laboratoriyada xlor müxtəlif oksidləşdirici maddələrin xlorid turşusuna təsiri ilə istehsal olunur, məsələn:

Oksidləşmə kalium permanganatla daha effektiv şəkildə həyata keçirilir - § 8-də "Turşular" bölməsinə baxın.

Hidrogen halidləri və hidrohalik turşular.

Bütün hidrogen halidləri normal şəraitdə qaz halındadır. Onların molekullarında həyata keçirilən kimyəvi bağ qütblü kovalentdir və əlaqənin polaritesi silsilədə azalır. Bu seriyada əlaqə gücü də azalır. Qütblərinə görə, bütün hidrogen halidləri, halogenlərdən fərqli olaraq, suda yüksək dərəcədə həll olunur. Beləliklə, otaq temperaturunda 1 həcm suda təxminən 400 həcm və təxminən 400 həcmdə həll edə bilərsiniz.

Hidrogen halogenidləri suda həll edildikdə, ionlara parçalanır və müvafiq hidrohalid turşularının məhlulları əmələ gəlir. Üstəlik, həll edildikdə, HCI demək olar ki, tamamilə dissosiasiya olunur, buna görə də yaranan turşular güclü hesab olunur. Bunun əksinə olaraq hidrofluorik turşu zəifdir. Bu, HF molekullarının aralarında hidrogen bağlarının yaranması ilə əlaqədar birləşməsi ilə izah olunur. Beləliklə, turşuların gücü HI-dən HF-ə qədər azalır.

Hidrohal turşularının mənfi ionları yalnız reduksiya xassələri nümayiş etdirə bildiyindən, bu turşular metallarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, sonuncunun oksidləşməsi yalnız ionların hesabına baş verə bilər.Ona görə də turşular yalnız hidrogenin solunda gərginlik sırasında olan metallarla reaksiya verir.

Ag və Pb duzları istisna olmaqla, bütün metal halidləri suda yaxşı həll olunur. Gümüş halogenidlərin aşağı həll olması kimi mübadilə reaksiyasından istifadə etməyə imkan verir

müvafiq ionların aşkarlanması üçün keyfiyyət kimi. Reaksiya nəticəsində AgCl ağ çöküntü, AgBr - sarımtıl-ağ, Agl - parlaq sarı çöküntü şəklində çökür.

Digər hidrohalik turşulardan fərqli olaraq, hidrofluorik turşu silikon (IV) oksidi ilə reaksiya verir:

Silikon oksid şüşənin bir hissəsi olduğundan, hidrofluorik turşu şüşəni korroziyaya uğradır və buna görə də laboratoriyalarda polietilen və ya teflondan hazırlanmış qablarda saxlanılır.

Flüor istisna olmaqla, bütün halogenlər müsbət oksidləşmə vəziyyətinə malik olan birləşmələr yarada bilər. Bu birləşmələrdən ən vacibi halogen tipli oksigen tərkibli turşular və onlara uyğun olan duzlar və anhidridlərdir.

Hidrogen atomu 1-ci xarici (və yalnız) elektron səviyyəsinin elektron formuluna malikdir s 1 . Bir tərəfdən xarici elektron səviyyədə bir elektronun olması baxımından hidrogen atomu qələvi metal atomlarına bənzəyir. Bununla belə, halogenlər kimi, xarici elektron səviyyəni doldurmaq üçün yalnız bir elektron lazımdır, çünki birinci elektron səviyyə 2 elektrondan çox ola bilməz. Belə çıxır ki, hidrogen eyni vaxtda dövri cədvəlin həm birinci, həm də sondan əvvəlki (yeddinci) qrupuna yerləşdirilə bilər, bu bəzən dövri cədvəlin müxtəlif versiyalarında edilir:

Hidrogenin sadə bir maddə kimi xassələri nöqteyi-nəzərindən onun hələ də halogenlərlə daha çox ortaq cəhətləri var. Hidrogen, halogenlər kimi, qeyri-metaldır və onlar kimi iki atomlu molekullar (H 2) əmələ gətirir.

Normal şəraitdə hidrogen qaz halında, az aktiv maddədir. Hidrogenin aşağı aktivliyi molekuldakı hidrogen atomları arasındakı bağların yüksək möhkəmliyi ilə izah olunur ki, onların qırılması ya güclü qızdırma, ya da katalizatorların istifadəsi və ya hər ikisini tələb edir.

Hidrogenin sadə maddələrlə qarşılıqlı təsiri

metallarla

Metallardan hidrogen yalnız qələvi və qələvi torpaq metalları ilə reaksiya verir! Qələvi metallara I qrupun əsas yarımqrupunun metalları (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), qələvi torpaq metallarına isə berilium və maqnezium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Aktiv metallarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, hidrogen oksidləşdirici xüsusiyyətlər nümayiş etdirir, yəni. oksidləşmə vəziyyətini aşağı salır. Bu zaman ion quruluşuna malik qələvi və qələvi torpaq metallarının hidridləri əmələ gəlir. Reaksiya qızdırıldıqda baş verir:

Qeyd etmək lazımdır ki, aktiv metallarla qarşılıqlı əlaqə molekulyar hidrogen H2 oksidləşdirici maddə olduqda yeganə haldır.

qeyri-metallarla

Qeyri-metallardan hidrogen yalnız karbon, azot, oksigen, kükürd, selen və halogenlərlə reaksiya verir!

Karbon qrafit və ya amorf karbon kimi başa düşülməlidir, çünki almaz karbonun son dərəcə inert allotropik modifikasiyasıdır.

Qeyri-metallarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, hidrogen yalnız bir azaldıcı agent funksiyasını yerinə yetirə bilər, yəni yalnız oksidləşmə vəziyyətini artırır:

Hidrogenin mürəkkəb maddələrlə qarşılıqlı təsiri

metal oksidləri ilə

Hidrogen, alüminiuma qədər (daxil olmaqla) metalların aktivlik seriyasında olan metal oksidləri ilə reaksiya vermir, lakin qızdırıldıqda bir çox metal oksidi alüminiumun sağına endirməyə qadirdir:

qeyri-metal oksidləri ilə

Qeyri-metal oksidlərdən hidrogen azot, halogen və karbon oksidləri ilə qızdırıldıqda reaksiya verir. Hidrogenin qeyri-metal oksidləri ilə bütün qarşılıqlı təsirlərindən xüsusilə diqqətəlayiq olan onun karbonmonoksit CO ilə reaksiyasıdır.

CO və H2 qarışığının hətta öz adı var - "sintez qazı", çünki şərtlərdən asılı olaraq ondan metanol, formaldehid və hətta sintetik karbohidrogenlər kimi məşhur sənaye məhsulları əldə edilə bilər:

turşularla

Hidrogen qeyri-üzvi turşularla reaksiya vermir!

Üzvi turşulardan hidrogen yalnız doymamış turşularla, həmçinin hidrogenlə, xüsusən aldehid, keto və ya nitro qrupları ilə reduksiya edə bilən funksional qrupları olan turşularla reaksiya verir.

duzlarla

Duzların sulu məhlulları vəziyyətində onların hidrogenlə qarşılıqlı təsiri baş vermir. Bununla belə, hidrogen orta və aşağı aktivliyə malik bəzi metalların bərk duzları üzərindən keçdikdə, onların qismən və ya tam reduksiyası mümkündür, məsələn:

Halojenlərin kimyəvi xassələri

Halogenlər VIIA qrupunun kimyəvi elementləridir (F, Cl, Br, I, At), həmçinin onların əmələ gətirdiyi sadə maddələrdir. Burada və mətndə, başqa cür qeyd edilmədiyi təqdirdə, halogenlər sadə maddələr kimi başa düşüləcəkdir.

Bütün halogenlər bu maddələrin aşağı ərimə və qaynama nöqtələrini təyin edən molekulyar quruluşa malikdir. Halojen molekulları iki atomludur, yəni. onların formulunu ümumi formada Hal 2 kimi yazmaq olar.

Yodun qabiliyyəti kimi xüsusi bir fiziki xüsusiyyəti qeyd etmək lazımdır sublimasiya və ya başqa sözlə, sublimasiya. Sublimasiya, bərk vəziyyətdə olan bir maddənin qızdırıldığı zaman ərimədiyi, lakin maye fazadan keçərək dərhal qaz halına keçməsi hadisəsidir.

Hər hansı bir halogen atomunun xarici enerji səviyyəsinin elektron quruluşu ns 2 np 5 formasına malikdir, burada n halogenin yerləşdiyi dövri cədvəl dövrünün sayıdır. Gördüyünüz kimi, halogen atomlarına səkkiz elektronlu xarici təbəqəyə çatmaq üçün yalnız bir elektron lazımdır. Buradan praktikada təsdiqlənmiş sərbəst halogenlərin üstünlük təşkil edən oksidləşdirici xüsusiyyətlərini qəbul etmək məntiqlidir. Məlum olduğu kimi, qeyri-metalların elektronmənfiliyi yarımqrupdan aşağıya doğru hərəkət edərkən azalır və buna görə də halogenlərin aktivliyi ardıcıl olaraq azalır:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogenlərin sadə maddələrlə qarşılıqlı təsiri

Bütün halogenlər yüksək reaktiv maddələrdir və ən sadə maddələrlə reaksiya verirlər. Bununla belə, qeyd etmək lazımdır ki, flüor olduqca yüksək reaktivliyə görə, hətta digər halogenlərin reaksiya verə bilmədiyi sadə maddələrlə də reaksiya verə bilər. Belə sadə maddələrə oksigen, karbon (almaz), azot, platin, qızıl və bəzi nəcib qazlar (ksenon və kripton) daxildir. Bunlar. əslində, flüor yalnız bəzi nəcib qazlarla reaksiya vermir.

Qalan halogenlər, yəni. xlor, brom və yod da aktiv maddələrdir, lakin flüordan daha az aktivdir. Oksigen, azot, almaz, platin, qızıl və nəcib qazlar şəklində karbondan başqa demək olar ki, bütün sadə maddələrlə reaksiya verirlər.

Halojenlərin qeyri-metallarla qarşılıqlı təsiri

hidrogen

Bütün halogenlər hidrogenlə qarşılıqlı əlaqədə olduqda əmələ gəlir hidrogen halidləriümumi formul HHal ilə. Bu vəziyyətdə flüorun hidrogenlə reaksiyası hətta qaranlıqda da kortəbii olaraq başlayır və tənliyə uyğun olaraq partlayışla davam edir:

Xlorun hidrogenlə reaksiyası intensiv ultrabənövşəyi şüalanma və ya istiliklə başlaya bilər. Həmçinin partlayışla davam edir:

Brom və yod yalnız qızdırıldıqda hidrogenlə reaksiya verir və eyni zamanda yod ilə reaksiya geri çevrilir:

fosfor

Flüorun fosforla qarşılıqlı təsiri fosforun ən yüksək oksidləşmə vəziyyətinə (+5) oksidləşməsinə səbəb olur. Bu vəziyyətdə fosfor pentaflorid əmələ gəlir:

Xlor və brom fosforla qarşılıqlı əlaqədə olduqda, həm oksidləşmə vəziyyətində + 3, həm də reaksiya verən maddələrin nisbətindən asılı olaraq +5 oksidləşmə vəziyyətində fosfor halogenidləri əldə etmək mümkündür:

Üstəlik, flüor, xlor və ya maye brom atmosferində ağ fosfor vəziyyətində reaksiya kortəbii olaraq başlayır.

Fosforun yodla qarşılıqlı təsiri digər halogenlərə nisbətən əhəmiyyətli dərəcədə aşağı oksidləşmə qabiliyyətinə görə yalnız fosfor triodidinin əmələ gəlməsinə səbəb ola bilər:

Boz

Flüor kükürdün ən yüksək oksidləşmə vəziyyətinə +6 oksidləşərək kükürd heksafloridini əmələ gətirir:

Xlor və brom kükürdlə reaksiyaya girərək +1 və +2 oksidləşmə vəziyyətlərində kükürd ehtiva edən birləşmələr əmələ gətirir ki, bu da onun üçün olduqca qeyri-adidir. Bu qarşılıqlı təsirlər çox spesifikdir və kimya üzrə Vahid Dövlət İmtahanından keçmək üçün bu qarşılıqlı təsirlər üçün tənliklər yazmaq bacarığı tələb olunmur. Buna görə də, aşağıdakı üç tənlik daha çox istinad üçün verilmişdir:

Halojenlərin metallarla qarşılıqlı təsiri

Yuxarıda qeyd edildiyi kimi, flüor bütün metallarla, hətta platin və qızıl kimi qeyri-aktiv olanlarla reaksiya verə bilir:

Qalan halogenlər platin və qızıldan başqa bütün metallarla reaksiya verir:

Halojenlərin mürəkkəb maddələrlə reaksiyaları

Halojenlərlə əvəzetmə reaksiyaları

Daha aktiv halogenlər, yəni. Dövri cədvəldə daha yüksək olan kimyəvi elementlər daha az aktiv halogenləri əmələ gətirdikləri hidrohalik turşulardan və metal halidlərdən sıxışdırmağa qadirdir:

Eynilə, brom və yod sulfidlərin və ya hidrogen sulfidlərin məhlullarından kükürdü sıxışdırır:

Xlor daha güclü oksidləşdirici maddədir və hidrogen sulfidini sulu məhlulunda kükürd deyil, kükürd turşusuna oksidləşdirir:

Halojenlərin su ilə reaksiyası

Su reaksiya tənliyinə uyğun olaraq flüorda mavi alovla yanır:

Brom və xlor su ilə flüordan fərqli reaksiya verir. Əgər flüor oksidləşdirici maddə kimi çıxış edirdisə, o zaman xlor və brom suda qeyri-mütənasib olur, turşuların qarışığı əmələ gətirir. Bu vəziyyətdə reaksiyalar geri çevrilir:

Yodun su ilə qarşılıqlı təsiri o qədər əhəmiyyətsiz dərəcədə baş verir ki, onu laqeyd etmək olar və reaksiyanın ümumiyyətlə baş vermədiyini güman etmək olar.

Halojenlərin qələvi məhlullarla qarşılıqlı təsiri

Flüor, sulu qələvi məhlulu ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda, yenidən oksidləşdirici agent kimi çıxış edir:

Vahid Dövlət İmtahanından keçmək üçün bu tənliyi yazmaq bacarığı tələb olunmur. Belə bir qarşılıqlı təsirin mümkünlüyü və bu reaksiyada flüorun oksidləşdirici rolu haqqında faktı bilmək kifayətdir.

Flüordan fərqli olaraq, qələvi məhlullardakı digər halogenlər qeyri-mütənasibdir, yəni eyni vaxtda oksidləşmə vəziyyətini artırır və azaldır. Üstəlik, xlor və brom vəziyyətində, temperaturdan asılı olaraq, iki fərqli istiqamətdə axın mümkündür. Xüsusilə, soyuqda reaksiyalar aşağıdakı kimi davam edir:

və qızdırıldıqda:

Yod yalnız ikinci varianta uyğun olaraq qələvilərlə reaksiya verir, yəni. iyotun əmələ gəlməsi ilə, çünki hipoiyodit təkcə qızdırıldıqda deyil, həm də adi temperaturda və hətta soyuqda da sabit deyil.

Flüor F, xlor C1, brom Br, yod I halogenləri VILA qrupunun elementləridir. Əsas vəziyyətdə olan halogen atomlarının valent qabığının elektron konfiqurasiyası ns 2 np 5 . Xarici p orbitalında biri qoşalaşmamış da daxil olmaqla beş elektronun olması halogenlərin yüksək elektron yaxınlığının səbəbidir. Bir elektronun əlavə edilməsi, ən yaxın nəcib qazın sabit 8 elektron qabığı olan halid anionlarının (F-, Cl-, Br-, I-) meydana gəlməsinə səbəb olur. Halojenlər fərqli qeyri-metallardır.

Ən elektronmənfi element olan flüor birləşmələrdə yalnız bir oksidləşmə vəziyyətinə malikdir - 1, çünki həmişə elektron qəbuledicidir. Birləşmələrdəki digər halogenlərin oksidləşmə dərəcələri -1 ilə +7 arasında dəyişə bilər. Halojenlərin müsbət oksidləşmə halları daha çox elektronmənfi elementlərlə əlaqə yaratdıqda onların valentlik elektronlarının xarici səviyyənin sərbəst d-orbitallarına (Bölmə 2.1.3) keçməsi nəticəsində yaranır.

Halojen molekulları iki atomludur: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Standart şəraitdə flüor və xlor qazdır, brom uçucu mayedir (Tbp = 59 °C), yod bərkdir, lakin asanlıqla sublimasiya edir (maye vəziyyətini keçərək qaz halına çevrilir).

Redoks xüsusiyyətləri. Halogenlər güclü oksidləşdirici maddələrdir, demək olar ki, bütün metallarla və bir çox qeyri-metallarla reaksiya verirlər:

Flüor xüsusilə yüksək kimyəvi aktivliyə malikdir, qızdırıldıqda hətta ksenon, kripton və radon nəcib qazlarla reaksiya verir:

Halogenlərin kimyəvi aktivliyi flüordan yoda qədər azalır, çünki artan atom radiusu ilə halogenlərin elektron bağlama qabiliyyəti azalır:

Daha aktiv halogen həmişə daha az aktiv olanı metallarla birləşmələrindən sıxışdırır. Beləliklə, flüor bütün digər halogenləri halogenlərdən, brom isə yodidlərdən yalnız yodu sıxışdırır:

Halojenlərin müxtəlif oksidləşdirici xüsusiyyətləri onların orqanizmə təsirində də özünü göstərir. Qaz halında olan xlor və flüor çox güclü oksidləşdirici xüsusiyyətlərinə görə ağciyərlərə və gözlərin, burun və qırtlağın selikli qişalarına ciddi ziyan vuran güclü zəhərli maddələrdir. Yod antiseptik xüsusiyyətlərə malik daha yumşaq oksidləşdirici maddədir, ona görə də tibbdə geniş istifadə olunur.

Halojenlərin redoks xassələrindəki fərqlər su ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda da görünür. Flüor suyu oksidləşdirir, azaldıcı maddə su molekulunun oksigen atomudur:

Digər halogenlərin su ilə qarşılıqlı təsiri onların atomlarının redoks dismutasiyası ilə müşayiət olunur. Belə ki, xlor su ilə reaksiyaya girdikdə, digər atomdan elektron alan xlor molekulunun atomlarından biri azalır, elektrondan imtina edən digər xlor atomu isə oksidləşir. Bu yaradır xlorlu su, tərkibində hidrogen xlorid (xlorid turşusu) və hipoklor (hipoklor) turşusu olan:
Reaksiya geri çevrilir və onun tarazlığı güclü şəkildə sola sürüşür. Hipoklor turşusu qeyri-sabitdir və xüsusilə işıqda çox güclü oksidləşdirici maddənin - atom oksigeninin əmələ gəlməsi ilə asanlıqla parçalanır:

Beləliklə, xlorlu su müxtəlif konsentrasiyalarda müxtəlif oksidləşmə qabiliyyətinə malik üç oksidləşdirici maddədən ibarətdir: molekulyar xlor, hipoklor turşusu və atom oksigen, onların cəminə tez-tez deyilir. "aktiv xlor".

Nəticədə yaranan atomik oksigen boyaları ağardır və mikrobları öldürür ki, bu da xlorlu suyun ağardıcı və bakterisid təsirini izah edir.

Hipoklor turşusu xlor qazından daha güclü oksidləşdirici maddədir. O, həm oksidləşdirici, həm də xlorlaşdırıcı reagent kimi RH üzvi birləşmələri ilə reaksiya verir:

Buna görə də, tərkibində üzvi maddələr olan çirkləri olan sular xlorlandıqda, onlar daha zəhərli orqanik xlor birləşmələrinə RC1 çevrilə bilər. Suyun təmizlənməsi üsulları və onların tətbiqi işlənib hazırlanarkən bu mütləq nəzərə alınmalıdır.

Xlorlu suya qələvi əlavə edildikdə, hipoklor və xlorid turşularının neytrallaşması səbəbindən tarazlıq sağa doğru dəyişir:
Duzların qarışığının nəticədə həlli adlanır Cirit suyu, ağardıcı və dezinfeksiyaedici kimi istifadə olunur. Bu xüsusiyyətlər, kalium hipoxloritinin CO2 + H 2 0 təsiri altında və hidroliz nəticəsində qeyri-sabit hipoklor turşusuna çevrilərək atom oksigenini əmələ gətirməsi ilə bağlıdır. Nəticədə Cirit suyu boyaları məhv edir və mikrobları öldürür.
Qaz halında olan xlor nəm sönmüş əhəng Ca(OH) 2 üzərində hərəkət etdikdə CaCl 2 və Ca(0C1) 2 duzlarının qarışığı alınır, buna adlanır. ağartıcı:
Əhəng xlorid CaCl(OCl) xlorid və hipoklor turşularının qarışıq kalsium duzu hesab edilə bilər. Rütubətli havada, su və karbon qazı ilə qarşılıqlı əlaqədə olan ağardıcı, ağardıcı, dezinfeksiyaedici və deqazasiya xüsusiyyətlərini təmin edən hipoklor turşusunu tədricən buraxır:

Ağartma xlorid turşusuna məruz qaldıqda sərbəst xlor ayrılır:

Qızdırıldıqda hipoklor turşusu xlorid və perklor turşularını əmələ gətirmək üçün redoks disproporsionallığı nəticəsində parçalanır:

Xlor KOH kimi isti qələvi məhluldan keçirildikdə, kalium xlorid və kalium xlorat KClO 3 (Berthollet duzu) əmələ gəlir:

SlO - - СlO4(-) seriyasındakı sulu məhlullarda oksigen tərkibli xlor turşularının anionlarının oksidləşmə qabiliyyəti onlarda xlorun oksidləşmə dərəcəsinin artmasına baxmayaraq azalır:

Bu, bu seriyadakı anionların mənfi yüklərinin artan delokalizasiyası ilə sabitliyinin artması ilə izah olunur. Eyni zamanda, yüksək temperaturda quru vəziyyətdə olan LiC10 4 və KClO 4 perkloratlar güclü oksidləşdirici maddələrdir və onların tərkibində olan qeyri-üzvi komponentləri təyin edərkən müxtəlif biomaterialların minerallaşması üçün istifadə olunur.

Halojen anionları (F- istisna olmaqla) elektronları bağışlamağa qadirdirlər, buna görə də onlar azaldıcı maddələrdir. Onların radiusu artdıqca, halid anionlarının reduksiya qabiliyyəti xlorid anionundan yodid anionuna qədər artır:

Beləliklə, hidroiyodik turşu artıq normal temperaturda atmosfer oksigeni ilə oksidləşir:

Xlorid turşusu oksigenlə oksidləşmir və buna görə də xlorid anionu bədən şəraitində sabitdir ki, bu da fiziologiya və tibb baxımından çox vacibdir.

Turşu əsas xüsusiyyətləri. Hidrogen halogenidləri HF, HC1, HBr, HI, molekullarının qütblüyünə görə suda yaxşı həll olunur. Bu zaman molekulların hidratasiyası baş verir ki, bu da onların hidratlı protonların və halid anionlarının əmələ gəlməsi ilə dissosiasiyasına gətirib çıxarır. HF, HC1, HBr, HI sıralarında olan turşuların gücü anionların F-dən I-ə qədər radiusunun və qütbləşmə qabiliyyətinin artması hesabına artır.

Xlorid turşusu mədə şirəsinin tərkib hissəsi kimi həzm prosesində mühüm rol oynayır. Əsasən mədə şirəsində kütlə payı 0,3% olan xlorid turşusu hesabına onun pH-ı 1-dən 3-ə qədər intervalda saxlanılır. Xlorid turşusu pepsin fermentinin aktiv formasına keçməsini təşviq edir, bu da zülalların həzmini təmin edir. müxtəlif amin turşularının əmələ gəlməsi ilə peptid bağlarının hidrolitik parçalanması səbəbindən:

Mədə şirəsində xlorid turşusu və digər turşuların miqdarının təyini bölməsində müzakirə edilmişdir. 8.3.3.

Xlorun oksigen tərkibli turşuları silsiləsində onun oksidləşmə vəziyyəti artdıqca turşuların gücü də artır.

Bu, elektron sıxlığının xlor atomuna doğru yerdəyişməsi nəticəsində O-H bağının polaritesinin artması, həmçinin anionların sabitliyinin artması ilə əlaqədardır.

Kompleksləşdirici xüsusiyyətlər. Halojen anionları liqandlar kimi komplekslər əmələ gətirir. Halogenid komplekslərinin sabitliyi adətən F- > Cl- > Br- > > I- ardıcıllığı ilə azalır. Fermentlərin aktiv mərkəzlərinə daxil olan metal kationları ilə ftorid kompleksləri əmələ gətirərək onların fəaliyyətini yatıran ftor anionlarının toksik təsirini izah edən kompleksləşmə prosesidir.
Yod molekulu maraqlı kompleks əmələ gətirən xüsusiyyətlər nümayiş etdirir. Beləliklə, molekulyar yodun suda həllolma qabiliyyəti, kompleks anion əmələ gəlməsi ilə əlaqəli olan kalium yodidin iştirakı ilə kəskin şəkildə artır.

Bu kompleks ionun aşağı sabitliyi məhlulda molekulyar yodun olmasını təmin edir. Buna görə də tibbdə KI əlavə edilmiş yodun sulu məhlulu bakterisid agent kimi istifadə olunur. Bundan əlavə, molekulyar yod nişasta (Bölmə 22.3) və polivinil spirti ilə daxilolma kompleksləri əmələ gətirir. (mavi yod). Bu komplekslərdə yod molekulları və ya onların yodid anionları ilə assosiasiyaları müvafiq polihidroksi polimerlərin spiral quruluşu ilə əmələ gələn kanalları doldurur. Daxiletmə kompleksləri çox sabit deyil və tədricən molekulyar yodu buraxmağa qadirdir. Buna görə də, mavi yod kimi bir dərman təsirli, lakin yumşaq, uzun müddət fəaliyyət göstərən bir bakterisid agentdir.

Halogenlərin və onların birləşmələrinin tibbdə bioloji rolu və istifadəsi. Müxtəlif birləşmələr şəklində halogenlər canlı toxumaların bir hissəsidir. Bədəndə bütün halogenlərin oksidləşmə vəziyyəti 1-dir. Eyni zamanda, xlor və brom nəmlənmiş Cl- və Br-anionlar şəklində mövcuddur və flüor və yod suda həll olunmayan biosubstratların bir hissəsidir:

Flüor birləşmələri sümük toxumasının, dırnaqların və dişlərin komponentləridir. Ftorun bioloji təsiri ilk növbədə diş xəstəlikləri problemi ilə bağlıdır. Hidroksiapatitdə hidroksid ionunu əvəz edən flüorid anion bərk flüorapatitdən qoruyucu mina təbəqəsi əmələ gətirir:

İçməli suyun flüor ionunun 1 mq/l konsentrasiyasına qədər flüorlaşdırılması və diş pastasına natrium ftorid əlavə edilməsi əhali arasında diş kariyeslərini əhəmiyyətli dərəcədə azaldır. Eyni zamanda, içməli suda flüorid anionunun konsentrasiyası 1,2 mq/l-dən yuxarı olduqda, sümüklərin və diş minasının kövrəkliyi artır və bədənin ümumi tükənməsi meydana gəlir. fluoroz.

Xlorid anionları hüceyrə membranları vasitəsilə ion axını təmin edir, osmotik homeostazın saxlanmasında iştirak edir və mədə şirəsinin protolitik fermentlərinin hərəkəti və aktivləşməsi üçün əlverişli mühit yaradır.

İnsan orqanizmində bromid anionları əsasən hipofiz və digər endokrin bezlərdə lokallaşdırılmışdır. Orqanizmdə bromid və xlorid anionlarının tərkibi arasında dinamik əlaqənin olması müəyyən edilmişdir. Beləliklə, qanda bromid anionlarının artan tərkibi böyrəklər tərəfindən xlorid anionlarının sürətlə sərbəst buraxılmasına kömək edir. Bromidlər əsasən hüceyrələrarası mayedə lokallaşdırılır. Onlar beyin qabığının neyronlarında inhibitor prosesləri gücləndirirlər və buna görə də farmakologiyada kalium, natrium və bromokafor bromidləri istifadə olunur.

Yod və onun birləşmələri zülalların, yağların və hormonların sintezinə təsir göstərir. Yod miqdarının yarısından çoxu tiroid hormonları şəklində bağlı vəziyyətdə tiroid bezində olur. Bədəndə yodun kifayət qədər qəbul edilməməsi ilə endemik guatr inkişaf edir. Bu xəstəliyin qarşısını almaq üçün xörək duzuna NaI və ya KI əlavə edilir (1 kq NaCl-ə 1-2 q). Beləliklə, bütün halogenlər canlı orqanizmlərin normal fəaliyyəti üçün lazımdır.

Fəsil 13