Halogeenide keemilised reaktsioonid sooladega. Halogeenid – teadmiste hüpermarket

Keemiaõpikust teavad paljud, et halogeenid sisaldavad tabelis 17. rühmast Mendelejevi perioodilise süsteemi keemilisi elemente.

Kreeka keelest tõlgituna sünd, päritolu. Peaaegu kõik need on väga aktiivsed, mistõttu reageerivad ägedalt lihtsate ainetega, välja arvatud mõned mittemetallid. Mis on halogeenid ja millised on nende omadused?

Kokkupuutel

Halogeenide loetelu

Halogeenid on head oksüdeerijad, seetõttu leidub neid looduses vaid osades ühendites. Mida suurem on aatomarv, seda väiksem on selle rühma elementide keemiline aktiivsus. Halogeenrühm sisaldab järgmisi elemente:

• kloor (Cl);
• fluor (F);
• jood (I);
• broom (Br);
• astatiin (At).

Viimane töötati välja Dubna linnas asuvas tuumauuringute instituudis. Fluor on kahvatukollase värvusega mürgine gaas. Kloor on ka mürgine. See on gaas, millel on üsna terav ja ebameeldiv helerohelise värvusega lõhn. Broom on punakaspruuni värvusega ja mürgine vedelik, mis võib isegi lõhnataju mõjutada. See on väga lenduv, seetõttu hoitakse seda ampullides. Jood on kristalne, kergesti sublimeeritav tumelilla aine. Astatiin on radioaktiivne, kristallvärv: must sinisega, poolestusaeg on 8,1 tundi.

Halogeenide kõrge oksüdatsiooniaktiivsus väheneb fluorilt joodiks. Selle vendadest on kõige aktiivsem fluor, mis on võime reageerida mis tahes metallidega, moodustades sooli, mõned neist süttivad iseeneslikult, eraldades tohutul hulgal soojust. Ilma kuumutamiseta reageerib see element peaaegu kõigi mittemetallidega, reaktsioonidega kaasneb teatud koguse soojuse eraldumine (eksotermiline).

Fluor interakteerub inertgaasidega ja kiiritatakse (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Kuumutamisel mõjutab fluor teisi halogeene, oksüdeerides neid. Valem kehtib: Hal 2 + F 2 = 2HalF, kus Hal = Cl, Br, I, At juhul, kui kloori, broomi, joodi ja astatiini HalF oksüdatsiooniaste on + 1.

Fluor suhtleb üsna jõuliselt ka keeruliste ainetega. Selle tagajärjeks on vee oksüdatsioon. Sel juhul toimub plahvatuslik reaktsioon, mis on lühidalt kirjutatud valemiga: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Kloor

Vaba kloori aktiivsus on veidi väiksem kui fluoril, kuid sellel on ka hea reageerimisvõime. See võib ilmneda koostoimel paljude lihtsate ainetega, välja arvatud harvad erandid hapniku, lämmastiku ja inertgaaside kujul. Tema võib reageerida ägedalt keeruliste ainetega, tekitades asendusreaktsioone, on kloorile omane ka süsivesinike lisamise omadus. Kuumutamisel tõrjub broom või jood vesiniku või metallidega ühenditest välja.

Sellel elemendil on vesinikuga omapärane seos. Toatemperatuuril ja valgusega kokku puutumata ei reageeri kloor sellele gaasile kuidagi, kuid kui seda kuumutada või valgusele suunata, tekib plahvatuslik ahelreaktsioon. Valem on toodud allpool:

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

Ergastatuna põhjustavad footonid Cl 2 molekulide lagunemist aatomiteks ja toimub ahelreaktsioon, mis põhjustab uute osakeste ilmumist, mis käivitavad järgmise etapi alguse. Keemia ajaloos on seda nähtust uuritud. Vene keemik ja Nobeli preemia laureaat N. N. Semenov. 1956. aastal uuris ta fotokeemilist ahelreaktsiooni ja andis sellega suure panuse teadusesse.

Kloor reageerib paljude keeruliste ainetega, need on asendus- ja liitmisreaktsioonid. See lahustub hästi vees.

Cl2 + H2O = HCl + HClO - 25 kJ.

Leelistega, kuumutamisel võib kloor ebaproportsionaalne.

Broom, jood ja astatiin

Broomi keemiline aktiivsus on veidi väiksem kui ülalmainitud fluoril või klooril, kuid see on ka üsna kõrge. Broomi kasutatakse sageli vedelal kujul. See, nagu kloor, lahustub vees väga hästi. Sellega toimub osaline reaktsioon, mis võimaldab saada "broomivett".

Joodi keemiline aktiivsus erineb märgatavalt selle seeria teistest esindajatest. See peaaegu ei suhtle mittemetallidega, vaid nendega Metallidega toimub reaktsioon väga aeglaselt ja ainult kuumutamisel. Sel juhul toimub suur soojuse neeldumine (endotermiline reaktsioon), mis on väga pöörduv. Pealegi Joodi ei saa mingil viisil vees lahustada, seda ei ole võimalik saavutada isegi kütmisega, mistõttu looduses "joodivett" ei eksisteeri. Joodi saab lahustada ainult jodiidilahuses. Sel juhul moodustuvad komplekssed anioonid. Meditsiinis nimetatakse seda ühendit Lugoli lahuseks.

Astatiin reageerib metallide ja vesinikuga. Halogeenide seerias väheneb keemiline aktiivsus fluorist astatiini suunas. Iga F - At seeria halogeen on võimeline asendama järgnevaid elemente metallide või vesinikuga ühenditest. Astatiin on nendest elementidest kõige passiivsem. Kuid seda iseloomustab koostoime metallidega.

Rakendus

Keemia on meie elus kindlalt juurdunud, tungides kõikidesse valdkondadesse. Inimene on õppinud halogeene ja ka nende ühendeid enda huvides kasutama. Halogeenide bioloogiline tähtsus on vaieldamatu. Nende kasutusalad on erinevad:

• ravim;
• farmakoloogia;
• erinevate plastide, värvainete jms tootmine;
• Põllumajandus.

Looduslikust ühendist krüoliit, mille keemiline valem on järgmine: Na3AlF6, saadakse alumiiniumist. Tootmises kasutatakse laialdaselt fluoriühendeid hambapastad. Fluoriid aitab teadaolevalt vältida kaariese teket. Kasutatakse joodi alkoholi Tinktuura haavade desinfitseerimiseks ja desinfitseerimiseks.

Kloor on leidnud meie elus kõige laialdasema kasutuse. Selle rakendusala on üsna mitmekesine. Kasutamise näited:

1. Plastide tootmine.
2. Vesinikkloriidhappe saamine.
3. Sünteetiliste kiudude, lahustite, kummide jne tootmine.
4. Kangaste (lina ja puuvilla), paberi pleegitamine.
5. Joogivee desinfitseerimine. Kuid selleks kasutatakse üha enam osooni, kuna kloori kasutamine on inimkehale kahjulik.
6. Ruumide desinfitseerimine

Tuleb meeles pidada, et halogeenid on väga mürgised ained. See omadus on eriti väljendunud fluori puhul. Halogeenid võivad põhjustada lämbumist, hingamisteede ärritust ja kahjustada bioloogilisi kudesid.

Äärmiselt ohtlikud võivad olla klooriaurud, aga ka fluoriaerosool, millel on nõrk lõhn ja mida on tunda suurtes kontsentratsioonides. Inimesel võib tekkida lämbumisefekt. Selliste ühendustega töötamisel tuleb võtta ettevaatusabinõusid.

Halogeenide tootmise meetodid on keerulised ja mitmekesised. Tööstuses lähenetakse sellele teatud nõuetega, mida rangelt järgitakse.

Elementide keemia

VIIA alarühma mittemetallid

VIIA alarühma elemendid on tüüpilised mittemetallid, millel on kõrge

elektronegatiivsus, neil on rühma nimi - "halogeenid".

Peamised loengus käsitletavad küsimused

VIIA alarühma mittemetallide üldised omadused. Elektrooniline struktuur, aatomite olulisemad omadused. Kõige iseloomulikum ste-

oksüdatsioonitrahvid. Halogeenide keemia omadused.

Lihtsad ained.

Looduslikud ühendid.

Halogeenühendid

Vesinikhalogenidhapped ja nende soolad. Sool ja vesinikfluoriidhape

teenindusajad, kviitung ja taotlus.

Halogeniidide kompleksid.

Halogeenide binaarsed hapnikuühendid. Ebastabiilsus ca.

Lihtainete redoksomadused ja kaas

ühtsused. Disproportsionaalsuse reaktsioonid. Latimeeri diagrammid.

Teostaja:

Sündmus nr.

VIIA alarühma elementide keemia

üldised omadused

							Mangaan
							Tehneetsium

VIIA-rühma moodustavad p-elemendid: fluor F, kloor

Cl, broom Br, jood I ja astatiin At.

Valentselektronide üldvalem on ns 2 np 5.

Kõik VIIA rühma elemendid on tüüpilised mittemetallid.

							Nagu jaotusest näha
							valentselektronid
aatomite orbitaalide järgi						puudu ainult üks elektron

stabiilse kaheksaelektronilise kesta moodustamiseks

kastid, sellepärast neil on on tugev kalduvus

elektroni lisamine.

Kõik elemendid moodustavad hõlpsalt lihtsa ühe laadimise

ny anioonid G – .

Lihtanioonide kujul leidub VIIA rühma elemente looduslikus vees ja looduslike soolade kristallides, näiteks haliit NaCl, silviit KCl, fluoriit

CaF2.

Elementide VIIA- üldine rühmanimetus

rühm "halogeenid", st "sünnitavad soolad", on tingitud asjaolust, et enamik nende ühendeid metallidega on eel-

on tüüpiline sool (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), mis

mida on võimalik saada otsese suhtluse kaudu

metalli interaktsioon halogeeniga. Vabad halogeenid saadakse looduslikest sooladest, nii et nimetus "halogeenid" tõlgitakse ka kui "sooladest sündinud".

Teostaja:

Sündmus nr.

Minimaalne oksüdatsiooniaste (–1) on kõige stabiilsem

kõikide halogeenide jaoks.

Mõned VIIA rühma elementide aatomite omadused on toodud allpool

VIIA rühma elementide aatomite olulisemad omadused

		Sugulane-		Afiinsus
		elektriline
		negatiivne	ionisatsioon,
		ness (vastavalt
		küsitlus)
						arvu suurenemine
						elektroonilised kihid;
						suuruse suurenemine
						elektri vähenemine
						kolmekordne negatiivsus

Halogeenidel on kõrge elektronafiinsus (maksimaalselt at

Cl) ja väga kõrge ionisatsioonienergia (maksimaalne F juures) ja maksimaalne

võimalik elektronegatiivsus igal perioodil. Fluor on kõige rohkem

elektronegatiivne kõigi keemiliste elementide suhtes.

Ühe paaritu elektroni olemasolu halogeeni aatomites määrab

esindab aatomite liitumist lihtainetes kaheaatomilisteks molekulideks Г2.

Lihtainete, halogeenide puhul on kõige iseloomulikumad oksüdeerivad ained

omadused, mis on tugevaimad F2-s ja nõrgenevad I2-le üleminekul.

Halogeene iseloomustab kõigi mittemetalliliste elementide suurim reaktsioonivõime. Fluor, isegi halogeenide hulgas, paistab silma

on äärmiselt kõrge aktiivsusega.

Teise perioodi element fluor erineb teisest kõige tugevamalt

muud alarühma elemendid. See on kõigi mittemetallide üldine muster.

Teostaja:

Sündmus nr.

Fluor kui kõige elektronegatiivsem element, ei näita seksi

püsivad oksüdatsiooniastmed. Igas seoses, sealhulgas ki-

hapnik, fluor on oksüdatsiooniastmes (-1).

Kõigil teistel halogeenidel on positiivne oksüdatsiooniaste

lenia kuni maksimaalselt +7.

Halogeenide kõige iseloomulikumad oksüdatsiooniastmed:

F: -1, 0;

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

Cl-l on teadaolevad oksiidid, milles seda leidub oksüdatsiooniastmetes: +4 ja +6.

Kõige olulisemad halogeeniühendid positiivses olekus,

Oksüdatsioonikaristused on hapnikku sisaldavad happed ja nende soolad.

Kõik positiivses oksüdatsiooniastmes halogeenühendid on

on tugevad oksüdeerivad ained.

kohutav oksüdatsiooniaste. Ebaproportsionaalsust soodustab aluseline keskkond.

Lihtainete ja hapnikuühendite praktiline rakendamine

Halogeenide redutseerimine on peamiselt tingitud nende oksüdeerivast toimest.

Lihtsamad ained, Cl2, leiavad kõige laiemat praktilist rakendust.

ja F2. Kõige rohkem kloori ja fluori tarbitakse tööstuses

orgaaniline süntees: plastide, külmutusagensite, lahustite,

pestitsiidid, ravimid. Märkimisväärses koguses kloori ja joodi kasutatakse metallide saamiseks ja nende rafineerimiseks. Kasutatakse ka kloori

tselluloosi pleegitamiseks, joogivee desinfitseerimiseks ja tootmises

pleegitusvesi ja vesinikkloriidhape. Oksohapete sooli kasutatakse lõhkeainete tootmisel.

Teostaja:

Sündmus nr.

Praktikas kasutatakse laialdaselt happeid - vesinikkloriid- ja sulahappeid.

Fluor ja kloor kuuluvad kahekümne kõige levinumate elementide hulka

seal on looduses broomi ja joodi oluliselt vähem. Kõik halogeenid esinevad looduses oma oksüdatsiooniastmes(-1). Ainult jood esineb soola KIO3 kujul,

mis sisaldub lisandina Tšiili salpeetris (KNO3).

Astatiin on kunstlikult toodetud radioaktiivne element (looduses seda ei eksisteeri). At ebastabiilsus kajastub kreeka keelest pärit nimes. "astatos" - "ebastabiilne". Astatiin on mugav kiiritusravi vähkkasvajate kiiritusravis.

Lihtsad ained

Halogeenide lihtaineid moodustavad kaheaatomilised molekulid G2.

Lihtsates ainetes üleminekul F2-lt I2-le elektronide arvu suurenemisega

troonikihtide ja aatomite polariseeritavuse suurenemise korral toimub tõus

molekulidevaheline interaktsioon, mis põhjustab muutusi agregaatide kaas-

seisab standardtingimustes.

Fluor (tavalistes tingimustes) on kollane gaas, –181o C juures muutub see üle

vedel olek.

Kloor on kollakasroheline gaas, mis –34o C juures muutub vedelaks. Värvusega ha-

Sellega seostatakse nime Cl, see pärineb kreekakeelsest sõnast "chloros" - "kollane-

roheline". Cl2 keemistemperatuuri järsk tõus võrreldes F2-ga,

näitab suurenenud molekulidevahelist interaktsiooni.

Broom on tumepunane, väga lenduv vedelik, keeb temperatuuril 58,8 o C.

elemendi nimetus on seotud gaasi terava ebameeldiva lõhnaga ja on tuletatud

"bromos" - "haisev".

Jood – tumelillad kristallid, nõrga "metallikusega"

tükid, mis kuumutamisel kergesti sublimeeruvad, moodustades violetseid aure;

kiire jahutamisega

aurud kuni 114o C

tekib vedelik. Temperatuur

Teostaja:

Sündmus nr.

Joodi keemistemperatuur on 183 ° C. Selle nimi tuleneb joodiauru värvist -

"jodos" - "lilla".

Kõik lihtained on terava lõhnaga ja mürgised.

Nende aurude sissehingamine põhjustab limaskestade ja hingamisteede ärritust ning kõrgel kontsentratsioonil - lämbumist. Esimese maailmasõja ajal kasutati kloori mürgiainena.

Fluorgaas ja vedel broom põhjustavad nahapõletust. Töötamine ha-

logens, tuleks võtta ettevaatusabinõusid.

Kuna halogeenide lihtsaid aineid moodustavad mittepolaarsed molekulid

jahutab, lahustuvad hästi mittepolaarsetes orgaanilistes lahustites:

alkohol, benseen, süsiniktetrakloriid jne Kloor, broom ja jood lahustuvad vees halvasti, nende vesilahuseid nimetatakse kloori-, broomi- ja joodiveeks. Br2 lahustub paremini kui teised, broomi kontsentratsioon sat.

Lahus jõuab 0,2 mol/l ja kloor - 0,1 mol/l.

Fluoriid lagundab vett:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogeenidel on kõrge oksüdatiivne aktiivsus ja üleminek

halogeniidi anioonideks.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluoril on eriti kõrge oksüdatiivne aktiivsus. Fluor oksüdeerib väärismetalle (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

See interakteerub isegi mõne inertgaasiga (krüptoon,

ksenoon ja radoon), näiteks

Xe + 2F2 = XeF4

Paljud väga stabiilsed ühendid põlevad F2 atmosfääris, nt.

vesi, kvarts (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Teostaja:

Sündmus nr.

Reaktsioonides fluoriga isegi sellised tugevad oksüdeerivad ained nagu lämmastik ja väävel

nikhape, toimivad redutseerijatena, samas kui fluor oksüdeerib sisendit

sisaldavad oma koostises O(–2).

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

F2 kõrge reaktsioonivõime tekitab raskusi kontakti valikul.

konstruktsioonimaterjalid sellega töötamiseks. Tavaliselt kasutame nendel eesmärkidel

Seal on niklit ja vaske, mis oksüdeerides moodustavad oma pinnale tihedad fluoriidide kaitsekiled. Nimi F on tingitud selle agressiivsest tegevusest.

Ma söön, see tuleb kreeka keelest. "fluoros" - "hävitav".

Seeriates F2, Cl2, Br2, I2 nõrgeneb oksüdatsioonivõime suurenemise tõttu

aatomite suuruse suurendamine ja elektronegatiivsuse vähenemine.

Vesilahustes aine oksüdatiivsed ja redutseerivad omadused

Aineid iseloomustatakse tavaliselt elektroodide potentsiaalide abil. Tabelis on toodud elektroodide standardpotentsiaalid (Eo, V) redutseerimispoolreaktsioonide jaoks

halogeenide moodustumine. Võrdluseks, Eo väärtus ki-

süsinik on kõige levinum oksüdeerija.

Lihtsate halogeenainete standardsed elektroodide potentsiaalid

Eo, B, reaktsiooni jaoks

O2 + 4e– + 4H+  2H2O

Eo, V

elektroodi jaoks

2Г– +2е – = Г2

Vähendatud oksüdatiivne aktiivsus

Nagu tabelist näha, F2 on palju tugevam oksüdeerija,

kui O2, seetõttu F2 vesilahustes ei eksisteeri , see oksüdeerib vett,

taastumas F–. Otsustades E® väärtuse järgi, on Cl2 oksüdeerimisvõime

Teostaja:

Sündmus nr.

samuti kõrgem kui O2 oma. Tõepoolest, kloorivee pikaajalisel säilitamisel laguneb see hapniku vabanemisega ja HCl moodustumisega. Kuid reaktsioon on aeglane (Cl2 molekul on märgatavalt tugevam kui F2 molekul ja

aktiveerimisenergia reaktsioonides klooriga on suurem), dispro-

jaotamine:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Vees see lõpuni ei jõua (K = 3,9 . 10–4), seetõttu esineb Cl2 vesilahustes. Br2 ja I2 iseloomustab veelgi suurem stabiilsus vees.

Disproportsionaalsus on väga iseloomulik oksüdeerija

halogeenide redutseerimisreaktsioon. Võimendi ebaproportsionaalsus

valatakse leeliselises keskkonnas.

Cl2 disproportsioon leelis põhjustab anioonide moodustumist

Cl– ja ClO–. Disproportsioonikonstant on 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kui jood on leelises disproportsionaalne, tekivad I– ja IO3–. Ana-

Loogiliselt öeldes disproportseerib Br2 joodi. Toote muutmine on ebaproportsionaalne

rahvus on tingitud asjaolust, et anioonid GO– ja GO2– Br ja I on ebastabiilsed.

Kloori disproportsioonireaktsiooni kasutatakse tööstuses

võime saada tugevat ja kiiretoimelist hüpokloriti oksüdeerijat,

pleegituslubi, bertoleti sool.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Teostaja:

Sündmus nr.

Halogeenide koostoime metallidega

Halogeenid reageerivad intensiivselt paljude metallidega, näiteks:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogeniidid, milles metallil on madal oksüdatsiooniaste (+1, +2),

- Need on soolataolised ühendid, millel on valdavalt ioonsed sidemed. Kuidas

vaata, ioonsed halogeniidid on kõrge sulamistemperatuuriga tahked ained

Metallhalogeniidid, milles metallil on kõrge oksüdatsiooniaste

Ühendid on valdavalt kovalentsete sidemetega ühendid.

Paljud neist on tavatingimustes gaasid, vedelikud või sulavad tahked ained. Näiteks WF6 on gaas, MoF6 on vedelik,

TiCl4 on vedel.

Halogeenide koostoime mittemetallidega

Halogeenid interakteeruvad otseselt paljude mittemetallidega:

vesinik, fosfor, väävel jne. Näiteks:

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

Mittemetallide halogeniidide side on valdavalt kovalentne.

Tavaliselt on nendel ühenditel madal sulamis- ja keemistemperatuur.

Fluorilt joodile üleminekul suureneb halogeniidide kovalentne olemus.

Tüüpiliste mittemetallide kovalentsed halogeniidid on happelised ühendid; veega suhtlemisel hüdrolüüsivad, moodustades happeid. Näiteks:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Teostaja:

Sündmus nr.

Kaht esimest reaktsiooni kasutatakse broomi ja vesinikjodiidi tootmiseks.

mürahape.

Interhaliidid. Halogeenid moodustavad omavahel kombineerides interg-

viib. Nendes ühendites on kergem ja elektronegatiivsem halogeen (–1) oksüdatsiooni olekus ja raskem positiivses olekus.

oksüdatsioonitrahvid.

Halogeenide otsese vastasmõju tõttu kuumutamisel saadakse: ClF, BrF, BrCl, ICl. On ka keerulisemaid interhaliide:

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

Kõik interhaliidid tavatingimustes on madala keemistemperatuuriga vedelad ained. Interhaliididel on kõrge oksüdatiivne aktiivsus

tegevust. Näiteks põlevad ClF3 aurudes sellised keemiliselt stabiilsed ained nagu SiO2, Al2O3, MgO jne.

2Al2O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluoride ClF 3 on agressiivne fluorimisreaktiiv, mis toimib kiiresti

õue F2. Seda kasutatakse orgaanilises sünteesis ja fluoriga töötamiseks mõeldud nikliseadmete pinnale kaitsekilede saamiseks.

Vees hüdrolüüsivad interhaliidid hapeteks. Näiteks,

ClF5 + 3H20 = HClO3 + 5HF

Halogeenid looduses. Lihtsate ainete saamine

Tööstuses saadakse halogeene nende looduslikest ühenditest. Kõik

vabade halogeenide saamise protsessid põhinevad halogeeni oksüdeerimisel

Nid ioonid.

2Г –  Г2 + 2e–

Märkimisväärne kogus halogeene leidub looduslikes vetes anioonidena: Cl–, F–, Br–, I–. Merevesi võib sisaldada kuni 2,5% NaCl.

Broomi ja joodi saadakse naftakaevuveest ja mereveest.

Teostaja:

Sündmus nr.

Halogeenide alarühm koosneb elementidest fluor, kloor, broom ja jood.

Halogeenide välise valentskihi elektroonilised konfiguratsioonid on vastavalt fluor, kloor, broom ja jood). Sellised elektroonilised konfiguratsioonid määravad halogeenide tüüpilised oksüdeerivad omadused – kõigil halogeenidel on võime saada elektrone, kuigi joodile üleminekul halogeenide oksüdeerimisvõime nõrgeneb.

Tavatingimustes eksisteerivad halogeenid lihtsate ainete kujul, mis koosnevad kovalentsete sidemetega tüüpi kaheaatomilistest molekulidest. Halogeenide füüsikalised omadused erinevad oluliselt: näiteks tavatingimustes on fluor raskesti veelduv gaas, kloor on samuti gaas, kuid vedeldub kergesti, broom on vedel, jood on tahke aine.

Halogeenide keemilised omadused.

Erinevalt kõigist teistest halogeenidest on fluoril kõigis selle ühendites ainult üks oksüdatsiooniaste, 1- ja sellel ei ole muutuvat valentsi. Teiste halogeenide puhul on kõige iseloomulikum oksüdatsiooniaste samuti 1-, kuid välistasandi vabade orbitaalide olemasolu tõttu võivad nad valentselektronide osalise või täieliku paaritumise tõttu avaldada ka muid paarituid oksüdatsiooniasteid vahemikust kuni.

Fluoril on suurim aktiivsus. Enamik metalle, isegi toatemperatuuril, süttivad selle atmosfääris, eraldades suurel hulgal soojust, näiteks:

Ilma kuumutamiseta reageerib fluor ka paljude mittemetallidega (vesinik - vt ülal), vabastades samas ka suure hulga soojust:

Kuumutamisel oksüdeerib fluor kõik teised halogeenid vastavalt järgmisele skeemile:

kus , ja ühendites on kloori, broomi ja joodi oksüdatsiooniastmed võrdsed.

Lõpuks reageerib fluor kiiritamisel isegi inertgaasidega:

Väga jõuliselt toimub ka fluori interaktsioon kompleksainetega. Niisiis, see oksüdeerib vett ja reaktsioon on plahvatusohtlik:

Ka vaba kloor on väga reaktiivne, kuigi selle aktiivsus on väiksem kui fluoril. See reageerib otse kõigi lihtsate ainetega, välja arvatud hapnik, lämmastik ja väärisgaasid, näiteks:

Nende reaktsioonide, nagu ka kõigi teiste puhul, on nende esinemise tingimused väga olulised. Seega ei reageeri kloor toatemperatuuril vesinikuga; kuumutamisel see reaktsioon toimub, kuid osutub väga pöörduvaks ja võimsa kiiritamise korral kulgeb see pöördumatult (plahvatusega) läbi ahelmehhanismi.

Kloor reageerib paljude keerukate ainetega, näiteks asendamine ja lisamine süsivesinikega:

Kloor on võimeline Kuumutamisel asendage broom või jood nende ühenditest vesiniku või metallidega:

ja reageerib ka pöörduvalt veega:

Vees lahustuv ja sellega osaliselt reageeriv kloor, nagu ülal näidatud, moodustab ainete tasakaalulise segu, mida nimetatakse klooriveeks.

Pange tähele ka seda, et viimase võrrandi vasakul poolel oleva kloori oksüdatsiooniaste on 0. Reaktsiooni tulemusena muutus osade klooriaatomite oksüdatsiooniaste 1- (in), teiste (hüpokloorhappes). See reaktsioon on näide iseoksüdatsiooni-iseredutseerimise reaktsioonist ehk disproportsioonist.

Tuletagem meelde, et kloor võib leelistega reageerida (ebaproportsionaalselt) samamoodi (vt § 8 ​​peatükki "Alused").

Broomi keemiline aktiivsus on väiksem kui fluoril ja klooril, kuid siiski üsna kõrge, kuna broomi kasutatakse tavaliselt vedelas olekus ja seetõttu on selle algkontsentratsioonid, muude asjaolude jäämisel, suuremad kui klooril. Kuna broom on "pehmem" reagent, kasutatakse seda orgaanilises keemias laialdaselt.

Pange tähele, et broom, nagu kloor, lahustub vees ja moodustab sellega osaliselt reageerides nn broomivee, samas kui jood on vees praktiliselt lahustumatu ega suuda seda isegi kuumutamisel oksüdeerida; sel põhjusel puudub "joodvesi".

Halogeenide tootmine.

Levinuim tehnoloogiline meetod fluori ja kloori tootmiseks on sulasoolade elektrolüüs (vt § 7). Broomi ja joodi tööstuses saadakse tavaliselt keemiliselt.

Laboris toodetakse kloori mitmesuguste vesinikkloriidhappe oksüdeerivate ainete toimel, näiteks:

Kaaliumpermanganaadiga toimub oksüdatsioon veelgi tõhusamalt - vt § 8 ​​osa “Happed”.

Vesinikhalogeniidid ja vesinikhalogeniidid.

Kõik vesinikhalogeniidid on normaalsetes tingimustes gaasilised. Nende molekulides toimuv keemiline side on polaarne kovalentne ja sideme polaarsus seerias väheneb. Selles seerias väheneb ka sideme tugevus. Oma polaarsuse tõttu lahustuvad kõik vesinikhalogeniidid erinevalt halogeenidest vees hästi. Niisiis saate toatemperatuuril 1 mahus vees lahustada umbes 400 mahuosa ja umbes 400 mahuosa

Vesinikhalogeniidide lahustamisel vees dissotsieeruvad need ioonideks ja moodustuvad vastavate vesinikhalogeniidhapete lahused. Veelgi enam, lahustumisel dissotsieerub HCI peaaegu täielikult, nii et saadud happeid peetakse tugevateks. Seevastu vesinikfluoriidhape on nõrk. Seda seletatakse HF-molekulide seotusega nendevaheliste vesiniksidemete esinemise tõttu. Seega väheneb hapete tugevus HI-lt HF-le.

Kuna vesinikhalogeniidhapete negatiivsetel ioonidel võivad olla ainult redutseerivad omadused, siis nende hapete interaktsioonis metallidega võib viimaste oksüdeerumine toimuda ainult ioonide toimel, mistõttu happed reageerivad ainult metallidega, mis on vesinikust vasakul pingereas.

Kõik metallhalogeniidid, välja arvatud Ag- ja Pb-soolad, lahustuvad vees hästi. Hõbehalogeniidide madal lahustuvus võimaldab kasutada vahetusreaktsiooni nagu

kvalitatiivsena vastavate ioonide tuvastamiseks. Reaktsiooni tulemusena sadestub AgCl valge sadena, AgBr - kollakasvalge, Agl - erekollane.

Erinevalt teistest vesinikhalogeniidhapetest reageerib vesinikfluoriidhape räni(IV)oksiidiga:

Kuna ränioksiid on osa klaasist, korrodeerib vesinikfluoriidhape klaasi ja seetõttu hoitakse seda laborites polüetüleenist või teflonist valmistatud mahutites.

Kõik halogeenid, välja arvatud fluor, võivad moodustada ühendeid, milles neil on positiivne oksüdatsiooniaste. Neist ühenditest olulisemad on halogeeni tüüpi hapnikku sisaldavad happed ning nende vastavad soolad ja anhüdriidid.

Vesinikuaatomil on välise (ja ainsa) elektrontaseme 1 elektrooniline valem s 1 . Ühest küljest on vesinikuaatom ühe elektroni olemasolu poolest välisel elektroonilisel tasandil sarnane leelismetalli aatomitega. Kuid nagu halogeenid, vajab see välise elektroonilise nivoo täitmiseks ainult ühte elektroni, kuna esimene elektrooniline nivoo võib sisaldada kuni 2 elektroni. Selgub, et vesinikku saab paigutada samaaegselt nii perioodilisuse tabeli esimesse kui ka eelviimasesse (seitsmendasse) rühma, mida mõnikord tehakse perioodilise süsteemi erinevates versioonides:

Vesiniku kui lihtaine omaduste seisukohalt on tal siiski rohkem ühist halogeenidega. Vesinik, nagu halogeenid, on mittemetall ja moodustab sarnaselt neile kaheaatomilisi molekule (H 2).

Normaaltingimustes on vesinik gaasiline madala aktiivsusega aine. Vesiniku madal aktiivsus on seletatav molekulis olevate vesinikuaatomite vaheliste sidemete suure tugevusega, mille purunemine nõuab kas tugevat kuumutamist või katalüsaatorite kasutamist või mõlemat.

Vesiniku vastastikmõju lihtsate ainetega

metallidega

Metallidest reageerib vesinik ainult leelis- ja leelismuldmetallidega! Leelismetallide hulka kuuluvad I rühma põhialarühma metallid (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ja leelismuldmetallide hulka kuuluvad II rühma peamise alarühma metallid, välja arvatud berüllium ja magneesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Aktiivsete metallidega suhtlemisel avaldab vesinik oksüdeerivaid omadusi, st. alandab selle oksüdatsiooniastet. Sel juhul moodustuvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdriidid, millel on ioonne struktuur. Reaktsioon toimub kuumutamisel:

Tuleb märkida, et koostoime aktiivsete metallidega on ainus juhtum, kui molekulaarne vesinik H2 on oksüdeeriv aine.

mittemetallidega

Mittemetallidest reageerib vesinik ainult süsiniku, lämmastiku, hapniku, väävli, seleeni ja halogeenidega!

Süsiniku all tuleks mõista grafiiti või amorfset süsinikku, kuna teemant on süsiniku äärmiselt inertne allotroopne modifikatsioon.

Mittemetallidega suheldes saab vesinik täita ainult redutseerija funktsiooni, st suurendada ainult selle oksüdatsiooniastet:

Vesiniku vastastikmõju keeruliste ainetega

metallioksiididega

Vesinik ei reageeri metallioksiididega, mis kuuluvad metallide aktiivsusreas kuni alumiiniumini (kaasa arvatud), kuid on võimeline kuumutamisel redutseerima paljusid alumiiniumist paremale jäävaid metallioksiide:

mittemetallide oksiididega

Mittemetallide oksiididest reageerib vesinik kuumutamisel lämmastiku, halogeenide ja süsiniku oksiididega. Kõigist vesiniku koostoimetest mittemetallide oksiididega on eriti tähelepanuväärne selle reaktsioon süsinikmonooksiidiga CO.

CO ja H2 segul on isegi oma nimi - "sünteesgaas", kuna olenevalt tingimustest võib sellest saada selliseid populaarseid tööstustooteid nagu metanool, formaldehüüd ja isegi sünteetilised süsivesinikud:

hapetega

Vesinik ei reageeri anorgaaniliste hapetega!

Orgaanilistest hapetest reageerib vesinik ainult küllastumata hapetega, samuti hapetega, mis sisaldavad funktsionaalrühmi, mis on võimelised redutseerima vesinikuga, eriti aldehüüd-, keto- või nitrorühmi.

sooladega

Soolade vesilahuste puhul nende koostoimet vesinikuga ei esine. Kui aga vesinik juhitakse üle mõne keskmise ja madala aktiivsusega metalli tahkete soolade, on nende osaline või täielik redutseerimine võimalik, näiteks:

Halogeenide keemilised omadused

Halogeenid on VIIA rühma keemilised elemendid (F, Cl, Br, I, At), samuti nendest moodustuvad lihtained. Siin ja edasises tekstis, kui pole öeldud teisiti, mõistetakse halogeene lihtainetena.

Kõigil halogeenidel on molekulaarne struktuur, mis määrab nende ainete madala sulamis- ja keemistemperatuuri. Halogeenmolekulid on kaheaatomilised, st. nende valemi saab kirjutada üldkujul kui Hal 2.

Tuleb märkida, et joodi spetsiifiline füüsikaline omadus on selle võime sublimatsioon või teisisõnu sublimatsioon. Sublimatsioon, on nähtus, mille puhul tahkes olekus aine kuumutamisel ei sula, vaid vedelast faasist mööda minnes läheb kohe gaasilisse olekusse.

Mis tahes halogeeni aatomi välise energiataseme elektrooniline struktuur on kujul ns 2 np 5, kus n on perioodilise tabeli perioodi number, milles halogeen asub. Nagu näete, vajavad halogeeniaatomid kaheksaelektronilise väliskihini jõudmiseks ainult ühte elektroni. Sellest on loogiline eeldada vabade halogeenide valdavalt oksüdeerivaid omadusi, mis praktikas kinnitust leiab. Nagu teada, väheneb mittemetallide elektronegatiivsus alarühmas allapoole liikudes ja seetõttu väheneb halogeenide aktiivsus järjestuses:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogeenide koostoime lihtainetega

Kõik halogeenid on väga reaktiivsed ained ja reageerivad enamiku lihtsate ainetega. Siiski tuleb märkida, et fluor võib oma ülikõrge reaktsioonivõime tõttu reageerida isegi nende lihtsate ainetega, millega teised halogeenid reageerida ei suuda. Selliste lihtsate ainete hulka kuuluvad hapnik, süsinik (teemant), lämmastik, plaatina, kuld ja mõned väärisgaasid (ksenoon ja krüptoon). Need. tegelikult fluor ei reageeri ainult mõne väärisgaasiga.

Ülejäänud halogeenid, s.o. kloor, broom ja jood on samuti aktiivsed ained, kuid vähem aktiivsed kui fluor. Nad reageerivad peaaegu kõigi lihtsate ainetega, välja arvatud hapnik, lämmastik, süsinik teemandi, plaatina, kulla ja väärisgaaside kujul.

Halogeenide koostoime mittemetallidega

vesinik

Kui kõik halogeenid interakteeruvad vesinikuga, tekivad nad vesinikhalogeniididüldvalemiga HHal. Sel juhul algab fluori reaktsioon vesinikuga spontaanselt isegi pimedas ja kulgeb plahvatusega vastavalt võrrandile:

Kloori reaktsiooni vesinikuga võib käivitada intensiivne ultraviolettkiirgus või kuumus. Edasi läheb ka plahvatusega:

Broom ja jood reageerivad vesinikuga ainult kuumutamisel ja samal ajal on reaktsioon joodiga pöörduv:

fosforit

Fluori interaktsioon fosforiga viib fosfori oksüdeerumiseni kõrgeima oksüdatsiooniastmeni (+5). Sel juhul moodustub fosforpentafluoriid:

Kui kloor ja broom interakteeruvad fosforiga, on võimalik saada fosforhalogeniide nii oksüdatsiooniastmes +3 kui ka oksüdatsiooniastmes +5, mis sõltub reageerivate ainete proportsioonidest:

Veelgi enam, valge fosfori puhul fluori, kloori või vedela broomi atmosfääris algab reaktsioon spontaanselt.

Fosfori koosmõju joodiga võib põhjustada ainult fosfortriodiidi moodustumist, kuna selle oksüdeerimisvõime on oluliselt väiksem kui teistel halogeenidel:

hall

Fluor oksüdeerib väävli kõrgeima oksüdatsiooniastmeni +6, moodustades väävelheksafluoriidi:

Kloor ja broom reageerivad väävliga, moodustades väävlit sisaldavaid ühendeid oksüdatsiooniastmetes +1 ja +2, mis on tema jaoks äärmiselt ebatavalised. Need vastasmõjud on väga spetsiifilised ja keemia ühtse riigieksami sooritamiseks ei ole nende interaktsioonide jaoks võrrandite kirjutamise oskus vajalik. Seetõttu on järgmised kolm võrrandit pigem viitamiseks:

Halogeenide koostoime metallidega

Nagu eespool mainitud, on fluor võimeline reageerima kõigi metallidega, isegi selliste mitteaktiivsete metallidega nagu plaatina ja kuld:

Ülejäänud halogeenid reageerivad kõigi metallidega, välja arvatud plaatina ja kuld:

Halogeenide reaktsioonid keeruliste ainetega

Asendusreaktsioonid halogeenidega

Aktiivsemad halogeenid, st. mille keemilised elemendid paiknevad perioodilisustabelis kõrgemal, on võimelised tõrjuma vähemaktiivseid halogeene nende moodustatavatest vesinikhalogeniidhapetest ja metallhalogeniididest:

Samamoodi tõrjuvad broom ja jood välja väävli sulfiidide ja/või vesiniksulfiidi lahustest:

Kloor on tugevam oksüdeerija ja oksüdeerib vesiniksulfiidi vesilahuses mitte väävliks, vaid väävelhappeks:

Halogeenide reaktsioon veega

Vesi põleb fluoris sinise leegiga vastavalt reaktsioonivõrrandile:

Broom ja kloor reageerivad veega erinevalt kui fluor. Kui fluor toimis oksüdeeriva ainena, siis kloor ja broom on vees ebaproportsionaalsed, moodustades hapete segu. Sel juhul on reaktsioonid pöörduvad:

Joodi koostoime veega toimub nii ebaolulisel määral, et seda võib tähelepanuta jätta ja võib eeldada, et reaktsiooni ei toimu üldse.

Halogeenide koostoime leeliselahustega

Fluor toimib leelise vesilahusega suhtlemisel taas oksüdeeriva ainena:

Ühtse riigieksami sooritamiseks ei nõuta selle võrrandi kirjutamise oskust. Piisab teada fakti sellise interaktsiooni võimalikkuse ja fluori oksüdatiivse rolli kohta selles reaktsioonis.

Erinevalt fluorist on leeliselahustes teised halogeenid ebaproportsionaalsed, see tähendab, et nad suurendavad ja vähendavad samaaegselt oma oksüdatsiooniastet. Veelgi enam, kloori ja broomi puhul on sõltuvalt temperatuurist võimalik vool kahes erinevas suunas. Eelkõige külmas toimuvad reaktsioonid järgmiselt:

ja kuumutamisel:

Jood reageerib leelistega eranditult vastavalt teisele võimalusele, st. jodaadi moodustumisega, sest hüpojodiit ei ole stabiilne mitte ainult kuumutamisel, vaid ka tavalisel temperatuuril ja isegi külmas.

Halogeenid fluor F, kloor C1, broom Br, jood I on VILA rühma elemendid. Halogeeni aatomite valentskihi elektrooniline konfiguratsioon põhiolekus ns 2 np 5 . Viie elektroni olemasolu välisel p-orbitaalil, sealhulgas üks paaritu, on halogeenide kõrge elektronafiinsuse põhjuseks. Elektroni lisamine toob kaasa halogeniidianioonide (F-, Cl-, Br-, I-) moodustumise, millel on stabiilne lähima väärisgaasi 8-elektroniline kest. Halogeenid on erinevad mittemetallid.

Kõige elektronegatiivsemal elemendil, fluoril, on ühendites ainult üks oksüdatsiooniaste - 1, kuna see on alati elektronide aktseptor. Teiste ühendite halogeenide oksüdatsiooniaste võib olla vahemikus -1 kuni +7. Halogeenide positiivsed oksüdatsiooniastmed on põhjustatud nende valentselektronide üleminekust välise tasandi vabadele d-orbitaalidele (punkt 2.1.3), kui tekib sidemeid elektronegatiivsemate elementidega.

Halogeeni molekulid on kaheaatomilised: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Standardtingimustes on fluor ja kloor gaasid, broom on lenduv vedelik (Tbp = 59 °C) ja jood on tahke aine, kuid see sublimeerub kergesti (muudub gaasilisse olekusse, möödudes vedelast olekust).

Redoksi omadused. Halogeenid on tugevad oksüdeerivad ained, mis reageerivad peaaegu kõigi metallide ja paljude mittemetallidega:

Fluoril on eriti kõrge keemiline aktiivsus, mis kuumutamisel reageerib isegi väärisgaasidega ksenoon, krüptoon ja radoon:

Halogeenide keemiline aktiivsus väheneb fluorilt joodiks, kuna aatomiraadiuse suurenemisega väheneb halogeenide võime elektrone siduda:

Aktiivsem halogeen tõrjub alati välja vähemaktiivse oma metalliühenditest. Seega tõrjub fluor välja kõik muud halogeenid nende halogeniididest ja broom tõrjub jodiididest välja ainult joodi:

Halogeenide erinevad oksüdatiivsed omadused avalduvad ka nende toimes organismile. Gaasiline kloor ja fluor on oma väga tugevate oksüdeerivate omaduste tõttu võimsad mürgised ained, mis põhjustavad raskeid kahjustusi kopsudele ning silmade, nina ja kõri limaskestadele. Jood on pehmem oksüdeeriv aine, millel on antiseptilised omadused, seetõttu kasutatakse seda meditsiinis laialdaselt.

Halogeenide redoks-omaduste erinevused ilmnevad ka siis, kui nad interakteeruvad veega. Fluor oksüdeerib vett, redutseerijaks on veemolekuli hapnikuaatom:

Teiste halogeenide interaktsiooni veega kaasneb nende aatomite redoks-dismutatsioon. Seega kloori reageerimisel veega redutseerub kloorimolekuli üks aatomitest, saades teiselt aatomilt elektroni, ja teine ​​klooriaatom, mis loobub elektronist, oksüdeerub. See loob kloorivesi, mis sisaldavad vesinikkloriidi (vesinikkloriidhapet) ja hüpokloorhapet (hüpoklorohapet):
Reaktsioon on pöörduv ja selle tasakaal on tugevalt nihkunud vasakule. Hüpoklorohape on ebastabiilne ja laguneb kergesti, eriti valguses, moodustades väga tugeva oksüdeeriva aine - aatomihapniku:

Seega sisaldab kloorivesi erinevates kontsentratsioonides kolme erineva oksüdatsioonivõimega oksüdeerijat: molekulaarset kloori, hüpokloorhapet ja aatomihapnikku, mille summat sageli nimetatakse. "aktiivne kloor".

Saadud aatomihapnik pleegitab värvaineid ja tapab mikroobid, mis seletab kloorivee pleegitavat ja bakteritsiidset toimet.

Hüpoklorohape on tugevam oksüdeerija kui gaas kloor. See reageerib orgaaniliste ühenditega RH nii oksüdeeriva ainena kui ka klooriva reagendina:

Seetõttu võivad lisanditena orgaanilisi aineid sisaldava joogivee kloorimisel muutuda mürgisemateks kloororgaanilisteks ühenditeks RC1. Seda tuleks kindlasti arvestada veepuhastusmeetodite väljatöötamisel ja nende rakendamisel.

Kui klooriveele lisatakse leelist, nihkub tasakaal hüpokloor- ja vesinikkloriidhappe neutraliseerimise tõttu paremale:
Saadud soolade segu lahus, nn Javel vesi, kasutatakse pleegitus- ja desinfektsioonivahendina. Need omadused tulenevad asjaolust, et kaaliumhüpoklorit muundub CO2 + H 2 0 mõjul ja hüdrolüüsi tulemusena ebastabiilseks hüpokloorhappeks, moodustades aatomihapniku. Selle tulemusena hävitab Javeli vesi värvained ja tapab mikroobid.
Kui gaasiline kloor mõjutab märja kustutatud lubi Ca(OH) 2, saadakse soolade CaCl 2 ja Ca(0C1) 2 segu, nn. valgendi:
Lubjakloriidi võib pidada vesinikkloriid- ja hüpokloorhappe CaCl(OCl) kaltsiumi segusoolaks. Niiskes õhus eraldab valgendi vee ja süsinikdioksiidiga koostoimel järk-järgult hüpokloorhapet, mis annab selle pleegitavad, desinfitseerivad ja degaseerivad omadused:

Kui pleegitaja puutub kokku vesinikkloriidhappega, eraldub vaba kloor:

Kuumutamisel laguneb hüpokloorhape redoks-disproportsiooni tagajärjel, moodustades vesinikkloriid- ja perkloorhapped:

Kloori juhtimisel läbi kuuma leeliselahuse, nagu KOH, moodustuvad kaaliumkloriid ja kaaliumkloraat KClO 3 (Berthollet sool):

Hapnikku sisaldavate kloorhapete anioonide oksüdeerimisvõime vesilahustes sarjas СlO - - СlO4(-) väheneb hoolimata kloori oksüdatsiooniastme tõusust neis:

Seda seletatakse anioonide stabiilsuse suurenemisega selles seerias nende negatiivse laengu suurenenud ümberpaigutamise tõttu. Samas on kõrgel temperatuuril kuivas olekus LiC10 4 ja KClO 4 perkloraadid tugevad oksüdeerivad ained ning neid kasutatakse erinevate biomaterjalide mineraliseerimiseks neis sisalduvate anorgaaniliste komponentide määramisel.

Halogeenanioonid (välja arvatud F-) on võimelised loovutama elektrone, seega on need redutseerivad ained. Nende raadiuse suurenedes suureneb halogeniidianioonide redutseerimisvõime kloriidanioonilt jodiidianiooniks:

Seega oksüdeerub vesinikjodiidhape õhuhapniku toimel juba normaaltemperatuuril:

Hapnik ei oksüdeeri vesinikkloriidhapet ja seetõttu on kloriidanioon kehatingimustes stabiilne, mis on füsioloogia ja meditsiini seisukohalt väga oluline.

Happe-aluse omadused. Vesinikhalogeniidid HF, HC1, HBr, HI on oma molekulide polaarsuse tõttu vees hästi lahustuvad. Sel juhul toimub molekulide hüdratatsioon, mis viib nende dissotsieerumiseni hüdraatunud prootonite ja halogeniidi anioonide moodustumisega. Seeria HF, HC1, HBr, HI hapete tugevus suureneb anioonide raadiuse ja polariseeritavuse suurenemise tõttu F- kuni I-.

Vesinikkloriidhape maomahla komponendina mängib olulist rolli seedimisprotsessis. Peamiselt tänu soolhappele, mille massiosa maomahlas on 0,3%, selle pH hoitakse vahemikus 1 kuni 3. Vesinikkloriidhape soodustab pepsiini ensüümi üleminekut aktiivsele vormile, mis tagab valkude seedimise peptiidsidemete hüdrolüütilise lõhustamise tõttu koos erinevate aminohapete moodustumisega:

Punktis käsitleti soolhappe ja teiste hapete sisalduse määramist maomahlas. 8.3.3.

Kloori hapnikku sisaldavate hapete seerias suureneb selle oksüdatsiooniastme tõustes hapete tugevus.

See on tingitud O-H sideme polaarsuse suurenemisest, mis on tingitud selle elektrontiheduse nihkest klooriaatomi suunas, samuti anioonide stabiilsuse suurenemisest.

Komplekseerivad omadused. Halogeeni anioonid kalduvad moodustama ligandidena komplekse. Halogeniidkomplekside stabiilsus väheneb tavaliselt järjekorras F- > Cl- > Br- > > I-. Just kompleksi moodustumise protsess selgitab fluoriidianioonide toksilist toimet, mis, moodustades fluoriidi komplekse ensüümide aktiivsetes tsentrites sisalduvate metallikatioonidega, pärsivad nende aktiivsust.
Joodi molekulil on huvitavaid komplekse moodustavaid omadusi. Seega suureneb molekulaarse joodi lahustuvus vees järsult kaaliumjodiidi juuresolekul, mis on seotud kompleksaniooni moodustumisega.

Selle kompleksiooni madal stabiilsus tagab molekulaarse joodi olemasolu lahuses. Seetõttu kasutatakse meditsiinis bakteritsiidse ainena joodi vesilahust, millele on lisatud KI. Lisaks moodustab molekulaarne jood tärklise (jaotis 22.3) ja polüvinüülalkoholiga inklusioonkomplekse (sinine jood). Nendes kompleksides täidavad joodi molekulid või nende assotsiaadid jodiidianioonidega vastavate polühüdroksüpolümeeride spiraalse struktuuriga moodustunud kanalid. Inklusioonikompleksid ei ole väga stabiilsed ja on võimelised järk-järgult vabastama molekulaarset joodi. Seetõttu on selline ravim nagu sinine jood tõhus, kuid leebe, pika toimeajaga bakteritsiidne aine.

Halogeenide ja nende ühendite bioloogiline roll ja kasutamine meditsiinis. Halogeenid erinevate ühendite kujul on osa eluskudedest. Organismis on kõikide halogeenide oksüdatsiooniaste 1. Samal ajal eksisteerivad kloor ja broom hüdraatunud Cl- ja Br- anioonidena ning fluor ja jood on osa vees lahustumatutest biosubstraatidest:

Fluoriühendid on luukoe, küünte ja hammaste komponendid. Fluori bioloogiline toime on eelkõige seotud hambahaiguste probleemiga. Fluoriidianioon, mis asendab hüdroksiidiooni hüdroksüapatiidis, moodustab tahkest fluorapatiidist kaitsva emaili kihi:

Joogivee fluorimine fluoriioonide kontsentratsioonini 1 mg/l ja naatriumfluoriidi lisamine hambapastale vähendab oluliselt hambakaariest elanikkonnas. Samas, kui fluoriidiniooni kontsentratsioon joogivees on üle 1,2 mg/l, suureneb luude ja hambaemaili haprus ning ilmneb organismi üldine kurnatus nn. fluoroos.

Kloriidianioonid pakuvad ioonivoogusid läbi rakumembraanide, osalevad osmootse homöostaasi säilitamises ning loovad soodsa keskkonna maomahla protolüütiliste ensüümide toimeks ja aktiveerimiseks.

Bromiidi anioonid inimkehas paiknevad peamiselt hüpofüüsis ja teistes endokriinsetes näärmetes. On kindlaks tehtud dünaamiline seos bromiidi ja kloriidi anioonide sisalduse vahel kehas. Seega soodustab suurenenud bromiidianioonide sisaldus veres kloriidanioonide kiiret vabanemist neerude kaudu. Bromiidid paiknevad peamiselt rakkudevahelises vedelikus. Need võimendavad inhibeerivaid protsesse ajukoore neuronites ja seetõttu kasutatakse farmakoloogias kaaliumi-, naatriumi- ja bromokamporbromiide.

Jood ja selle ühendid mõjutavad valkude, rasvade ja hormoonide sünteesi. Üle poole joodi kogusest on kilpnäärmes seotud olekus kilpnäärmehormoonide kujul. Joodi ebapiisava tarbimise korral kehas areneb endeemiline struuma. Selle haiguse ennetamiseks lisatakse lauasoolale NaI või KI (1-2 g 1 kg NaCl kohta). Seega on kõik halogeenid vajalikud elusorganismide normaalseks funktsioneerimiseks.

13. peatükk