Kjemiske reaksjoner av halogener med salter. Halogener – Kunnskapshypermarked

Fra en lærebok i kjemi vet mange at halogener inkluderer kjemiske elementer fra det periodiske systemet til Mendeleev fra gruppe 17 i tabellen.

Oversatt fra gresk som fødsel, opprinnelse. Nesten alle av dem er svært aktive, på grunn av hvilke de reagerer voldsomt med enkle stoffer, med unntak av noen få ikke-metaller. Hva er halogener og hva er deres egenskaper?

I kontakt med

Liste over halogener

Halogener er gode oksidasjonsmidler; av denne grunn kan de i naturen bare finnes i noen forbindelser. Jo høyere atomnummer, jo mindre kjemisk aktivitet har elementene i denne gruppen. Halogengruppen inkluderer følgende elementer:

klor (Cl);
fluor (F);
jod (I);
brom (Br);
astatin (At).

Sistnevnte ble utviklet ved Institute of Nuclear Research, som ligger i byen Dubna. Fluor er en giftig gass med en blekgul farge. Klor er også giftig. Dette er en gass som har en ganske skarp og ubehagelig lukt av lysegrønn farge. Brom har en rødbrun farge og er en giftig væske som til og med kan påvirke luktesansen. Det er veldig flyktig, så det oppbevares i ampuller. Jod er et krystallinsk, lett sublimert, mørk lilla stoff. Astatin er radioaktivt, krystallfarge: svart med blått, halveringstid er 8,1 timer.

Den høye oksidasjonsaktiviteten til halogener avtar fra fluor til jod. Den mest aktive av sine brødre er fluor, som har evnen til å reagere med alle metaller og danne salter, noen av dem antennes spontant, og frigjør en enorm mengde varme. Uten oppvarming reagerer dette elementet med nesten alle ikke-metaller, reaksjoner er ledsaget av frigjøring av en viss mengde varme (eksoterm).

Fluor interagerer med inerte gasser og bestråles (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Ved oppvarming påvirker fluor andre halogener og oksiderer dem. Formelen gjelder: Hal 2 + F 2 = 2HalF, der Hal = Cl, Br, I, At, i tilfelle HalF-oksidasjonstilstander for klor, brom, jod og astatin er lik + 1.

Fluor interagerer også ganske kraftig med komplekse stoffer. Konsekvensen er vannoksidasjon. I dette tilfellet oppstår en eksplosiv reaksjon, som kort er skrevet med formelen: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Klor

Aktiviteten til fritt klor er litt mindre enn fluor, men det har også god reaksjonsevne. Dette kan oppstå ved interaksjon med mange enkle stoffer, med sjeldne unntak i form av oksygen, nitrogen og inerte gasser. Han kan reagere voldsomt med komplekse stoffer, skaper substitusjonsreaksjoner, egenskapen til å tilsette hydrokarboner er også iboende i klor. Ved oppvarming fortrenges brom eller jod fra forbindelser med hydrogen eller metaller.

Dette elementet har et særegent forhold til hydrogen. Ved romtemperatur og uten eksponering for lys reagerer ikke klor på noen måte på denne gassen, men når den først er oppvarmet eller rettet mot lys vil det oppstå en eksplosiv kjedereaksjon. Formelen er gitt nedenfor:

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

Fotoner, når de eksiterer, forårsaker dekomponering av Cl 2-molekyler til atomer, og det oppstår en kjedereaksjon, som forårsaker utseendet til nye partikler som starter begynnelsen av neste trinn. I kjemiens historie har dette fenomenet blitt studert. Russisk kjemiker og nobelprisvinner N.N. Semenov. i 1956 studerte han den fotokjemiske kjedereaksjonen og ga derved et stort bidrag til vitenskapen.

Klor reagerer med mange komplekse stoffer, dette er substitusjons- og addisjonsreaksjoner. Det løser seg godt i vann.

Cl2 + H20 = HCl + HClO - 25 kJ.

Med alkalier, når de varmes opp, kan klor uforholdsmessig.

Brom, jod og astatin

Den kjemiske aktiviteten til brom er litt mindre enn den til ovennevnte fluor eller klor, men den er også ganske høy. Brom brukes ofte i flytende form. Det, som klor, løser seg veldig godt i vann. Det oppstår en delvis reaksjon med det, slik at man får "bromvann".

Den kjemiske aktiviteten til jod er merkbart forskjellig fra andre representanter for denne serien. Den samhandler nesten ikke med ikke-metaller, men med Med metaller skjer reaksjonen veldig sakte og bare ved oppvarming. I dette tilfellet oppstår en stor absorpsjon av varme (endoterm reaksjon), som er svært reversibel. I tillegg Jod kan ikke løses i vann på noen måte, dette kan ikke oppnås selv med oppvarming, og det er grunnen til at "jodvann" ikke eksisterer i naturen. Jod kan bare løses i jodidløsning. I dette tilfellet dannes komplekse anioner. I medisin kalles denne forbindelsen Lugols løsning.

Astatin reagerer med metaller og hydrogen. I serien av halogener avtar kjemisk aktivitet i retning fra fluor til astatin. Hvert halogen i F - At-serien er i stand til å fortrenge påfølgende elementer fra forbindelser med metaller eller hydrogen. Astatin er det mest passive av disse elementene. Men det er preget av interaksjon med metaller.

applikasjon

Kjemi er godt forankret i livene våre, og trenger inn i alle områder. Mennesket har lært å bruke halogener, så vel som dets forbindelser, til egen fordel. Den biologiske betydningen av halogener er ubestridelig. Deres bruksområde er forskjellige:

medisin;
farmakologi;
produksjon av en rekke plast, fargestoffer og så videre;
Jordbruk.

Fra den naturlige forbindelsen kryolitt, hvis kjemiske formel er som følger: Na3AlF6, oppnås aluminium. Fluorforbindelser er mye brukt i produksjonen tannkrem. Fluor er kjent for å bidra til å forhindre karies. Alkoholtinktur av jod brukes for desinfeksjon og desinfeksjon av sår.

Klor har funnet den mest utbredte bruken i våre liv. Omfanget av bruken er ganske variert. Eksempler på bruk:

Produksjon av plast.
Innhenting av saltsyre.
Produksjon av syntetiske fibre, løsemidler, gummi, etc.
Bleking av tekstiler (lin og bomull), papir.
Desinfeksjon av drikkevann. Men ozon brukes i økende grad til dette formålet, siden bruken av klor er skadelig for menneskekroppen.
Desinfeksjon av lokaler

Det må huskes at halogener er svært giftige stoffer. Denne egenskapen er spesielt uttalt i fluor. Halogener kan forårsake kvelning, luftveisirritasjon og skade biologisk vev.

Klordamp kan være ekstremt farlig, så vel som fluoraerosol, som har en svak lukt og kan kjennes i høye konsentrasjoner. En person kan oppleve en kvelningseffekt. Ved arbeid med slike koblinger må det tas forholdsregler.

Metodene for å produsere halogener er komplekse og varierte. I industrien tilnærmes dette med visse krav, som er strengt overholdt.

Kjemi av elementer

Ikke-metaller fra VIIA-undergruppe

Elementer i VIIA-undergruppen er typiske ikke-metaller med høy

elektronegativitet, de har et gruppenavn - "halogener".

Hovedspørsmål dekket i forelesningen

Generelle kjennetegn ved ikke-metaller fra VIIA-undergruppen. Elektronisk struktur, de viktigste egenskapene til atomer. Den mest karakteristiske ste-

oksidasjonsstraff. Funksjoner av kjemien til halogener.

Enkle stoffer.

Naturlige forbindelser.

Halogenforbindelser

Hydrohalogensyrer og deres salter. Salt og flussyre

spor, kvittering og søknad.

Halogenidkomplekser.

Binære oksygenforbindelser av halogener. Ustabilitet ca.

Redoksegenskaper til enkle stoffer og co-

enheter. Uforholdsmessige reaksjoner. Latimer-diagrammer.

Utfører:

Arrangement nr.

Kjemi av elementer i VIIA-undergruppen

generelle egenskaper











							Mangan






							Teknetium

VIIA-gruppen er dannet av p-elementer: fluor F, klor

Cl, brom Br, jod I og astatin At.

Den generelle formelen for valenselektroner er ns 2 np 5.

Alle elementer i gruppe VIIA er typiske ikke-metaller.

		Som det fremgår av fordelingen
		valenselektroner
		valenselektroner

i henhold til orbitaler av atomer	bare ett elektron mangler

å danne et stabilt åtte-elektronskall

bokser, det er derfor de har det er en sterk tendens til

addisjon av et elektron.

Alle elementer danner enkelt enkel enkeltladning

ny anioner G – .

I form av enkle anioner finnes elementer av gruppe VIIA i naturlig vann og i krystaller av naturlige salter, for eksempel halitt NaCl, sylvitt KCl, fluoritt

CaF2.

Generell gruppenavn på elementer VIIA-

gruppe "halogener", dvs. "føder salter", skyldes det faktum at de fleste av deres forbindelser med metaller er pre-

er et typisk salt (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), som

som kan oppnås gjennom direkte interaksjon

interaksjon av metall med halogen. Frie halogener er hentet fra naturlige salter, så navnet "halogener" er også oversatt som "født fra salter."

Utfører:

Arrangement nr.

Minimum oksidasjonstilstand (–1) er den mest stabile

for alle halogener.

Noen kjennetegn ved atomene til gruppe VIIA-elementer er gitt i

De viktigste egenskapene til atomer av elementer i gruppe VIIA

Slektning-		Affinitet
elektrisk
negativ	ionisering,
ness (ifølge
Avstemning)
			økning i antall
			elektroniske lag;
			økning i størrelse

			reduksjon av elektrisk
			trippel negativitet

Halogener har høy elektronaffinitet (maksimalt ved

Cl) og svært høy ioniseringsenergi (maksimalt ved F) og maksimum

mulig elektronegativitet i hver periode. Fluor er mest

elektronegativ for alle kjemiske elementer.

Tilstedeværelsen av ett uparet elektron i halogenatomer avgjør

representerer foreningen av atomer i enkle stoffer til diatomiske molekyler Г2.

For enkle stoffer, halogener, er de mest karakteristiske oksidasjonsmidlene

egenskaper, som er sterkest i F2 og svekkes ved flytting til I2.

Halogener er preget av den største reaktiviteten av alle ikke-metalliske grunnstoffer. Fluor, selv blant halogener, skiller seg ut

har ekstremt høy aktivitet.

Elementet i den andre perioden, fluor, skiller seg sterkest fra den andre

andre elementer i undergruppen. Dette er et generelt mønster for alle ikke-metaller.

Utfører:

Arrangement nr.

Fluor, som det mest elektronegative elementet, viser ikke sex

fastboende oksidasjonstilstander. I enhver forbindelse, inkludert med ki-

oksygen, fluor er i oksidasjonstilstand (-1).

Alle andre halogener viser positive oksidasjonsgrader

leniya opptil et maksimum på +7.

De mest karakteristiske oksidasjonstilstandene til halogener:

F: -1, 0;

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

Cl har kjente oksider der det finnes i oksidasjonstilstander: +4 og +6.

De viktigste halogenforbindelsene, i positive tilstander,

Straff for oksidasjon er oksygenholdige syrer og deres salter.

Alle halogenforbindelser i positive oksidasjonstilstander er

er sterke oksidasjonsmidler.

forferdelig grad av oksidasjon. Disproporsjonering fremmes av et alkalisk miljø.

Praktisk anvendelse av enkle stoffer og oksygenforbindelser

Reduksjonen av halogener skyldes hovedsakelig deres oksiderende effekt.

De enkleste stoffene, Cl2, finner den bredeste praktiske anvendelsen.

og F2. Den største mengden klor og fluor forbrukes i industri

organisk syntese: i produksjon av plast, kjølemidler, løsemidler,

plantevernmidler, narkotika. Betydelige mengder klor og jod brukes for å oppnå metaller og for å foredle disse. Klor brukes også

til bleking av cellulose, til desinfisering av drikkevann og i produksjon

vann av blekemiddel og saltsyre. Salter av oksosyrer brukes i produksjon av eksplosiver.

Utfører:

Arrangement nr.

Syrer - saltsyre og smeltede syrer - er mye brukt i praksis.

Fluor og klor er blant de tjue vanligste grunnstoffene

der er det betydelig mindre brom og jod i naturen. Alle halogener forekommer i naturen i sin oksidasjonstilstand(-1). Bare jod forekommer i form av saltet KIO3,

som inngår som en urenhet i chilensk salpeter (KNO3).

Astatin er et kunstig produsert radioaktivt grunnstoff (det finnes ikke i naturen). Ustabiliteten til At gjenspeiles i navnet, som kommer fra gresk. "astatos" - "ustabil". Astatin er en praktisk emitter for strålebehandling av kreftsvulster.

Enkle stoffer

Enkle stoffer av halogener dannes av diatomiske molekyler G2.

I enkle stoffer, under overgangen fra F2 til I2 med en økning i antall elektroner

tronlag og en økning i polariserbarheten til atomer, er det en økning

intermolekylær interaksjon, som fører til en endring i aggregert ko-

stående under standardforhold.

Fluor (under normale forhold) er en gul gass, ved –181o C blir den til

flytende tilstand.

Klor er en gulgrønn gass som blir til væske ved –34o C. Med fargen ha-

Navnet Cl er assosiert med det, det kommer fra det greske "kloros" - "gul-

grønn". En kraftig økning i kokepunktet til Cl2 sammenlignet med F2,

indikerer økt intermolekylær interaksjon.

Brom er en mørkerød, svært flyktig væske, koker ved 58,8oC.

navnet på elementet er assosiert med den skarpe ubehagelige lukten av gass og er avledet fra

"bromos" - "stinkende".

Jod - mørke lilla krystaller, med en svak "metallisk"

klumper, som ved oppvarming lett sublimerer og danner fiolette damper;

med rask avkjøling

damper opp til 114oC

væske dannes. Temperatur

Utfører:

Arrangement nr.

Kokepunktet for jod er 183 ° C. Navnet kommer fra fargen på joddamp -

"jodos" - "lilla".

Alle enkle stoffer har en skarp lukt og er giftige.

Innånding av deres damp forårsaker irritasjon av slimhinner og luftveier, og ved høye konsentrasjoner - kvelning. Under første verdenskrig ble klor brukt som giftig middel.

Fluorgass og flytende brom forårsaker hudforbrenninger. Jobber med ha-

logger, må forholdsregler tas.

Siden enkle stoffer av halogener dannes av ikke-polare molekyler

avkjøles, løses de godt opp i ikke-polare organiske løsemidler:

alkohol, benzen, karbontetraklorid, etc. Klor, brom og jod er lite løselige i vann, deres vandige løsninger kalles klor, brom og jodvann. Br2 løser seg bedre enn andre, bromkonsentrasjon i sat.

Løsningen når 0,2 mol/l, og klor – 0,1 mol/l.

Fluor bryter ned vann:

2F2 + 2H20 = O2 + 4HF

Halogener viser høy oksidativ aktivitet og overgang

til halogenid-anioner.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluor har spesielt høy oksidativ aktivitet. Fluor oksiderer edelmetaller (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Den samhandler til og med med noen inerte gasser (krypton,

xenon og radon), for eksempel,

Xe + 2F2 = XeF4

Mange meget stabile forbindelser brenner i en F2-atmosfære, f.eks.

vann, kvarts (SiO2).

Si02 + 2F2 = SiF4 + O2

Utfører:

Arrangement nr.

I reaksjoner med fluor, også slike sterke oksidasjonsmidler som nitrogen og svovel

ninsyre, fungerer som reduksjonsmidler, mens fluor oksiderer tilførselen

som inneholder O(–2) i sammensetningen.

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

Den høye reaktiviteten til F2 skaper vanskeligheter med valg av kon-

strukturelle materialer for å jobbe med det. Vanligvis bruker vi til disse formålene

Det er nikkel og kobber, som, når de oksideres, danner tette beskyttende filmer av fluorider på overflaten. Navnet F er på grunn av dets aggressive handling.

Jeg spiser, det kommer fra gresk. "fluoros" - "destruktiv".

I seriene F2, Cl2, Br2, I2 svekkes oksidasjonsevnen på grunn av en økning

øke størrelsen på atomer og redusere elektronegativitet.

I vandige løsninger, de oksidative og reduktive egenskapene til materie

Stoffer karakteriseres vanligvis ved hjelp av elektrodepotensialer. Tabellen viser standard elektrodepotensialer (Eo, V) for reduksjonshalvreaksjoner

dannelse av halogener. Til sammenligning, Eo-verdien for ki-

karbon er det vanligste oksidasjonsmidlet.

Standard elektrodepotensialer for enkle halogenstoffer

Eo, B, for reaksjon

O2 + 4e– + 4H+  2H2O

Eo, V

for elektrode

2Г– +2е – = Г2

Redusert oksidativ aktivitet

Som det fremgår av tabellen, F2 er et mye sterkere oksidasjonsmiddel,

enn O2, derfor eksisterer ikke F2 i vandige løsninger det oksiderer vann,

komme seg til F–. Å dømme etter E®-verdien, oksidasjonsevnen til Cl2

Utfører:

Arrangement nr.

også høyere enn for O2. Faktisk, under langtidslagring av klorvann, brytes det ned med frigjøring av oksygen og dannelse av HCl. Men reaksjonen er langsom (Cl2-molekylet er merkbart sterkere enn F2-molekylet og

aktiveringsenergi for reaksjoner med klor er høyere), dispro-

porsjonering:

Cl2 + H2O  HCl + HOCl

I vann når det ikke enden (K = 3,9 . 10–4), derfor finnes Cl2 i vandige løsninger. Br2 og I2 er preget av enda større stabilitet i vann.

Disproporsjonering er et veldig karakteristisk oksidativ

reduksjonsreaksjon for halogener. Disproporsjonering av forsterkningen

helles i et alkalisk miljø.

Disproporsjonering av Cl2 i alkali fører til dannelse av anioner

Cl– og ClO–. Disproporsjonskonstanten er 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Når jod er disproporsjonert i alkali, dannes I– og IO3–. Ana-

Logisk sett disproporsjonerer Br2 jod. Produktendring er uforholdsmessig

nasjon skyldes at anionene GO– og GO2– i Br og I er ustabile.

Klor disproporsjoneringsreaksjonen brukes i industri

evne til å oppnå et sterkt og hurtigvirkende hypoklorittoksidasjonsmiddel,

blekekalk, bertholet salt.

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

Utfører:

Arrangement nr.

Samspill mellom halogener og metaller

Halogener reagerer kraftig med mange metaller, for eksempel:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogenider, der metallet har en lav oksidasjonstilstand (+1, +2),

– Dette er saltlignende forbindelser med overveiende ioniske bindinger. hvordan

se, ioniske halogenider er faste stoffer med et høyt smeltepunkt

Metallhalogenider hvor metallet har høy grad av oksidasjon

ioner er forbindelser med overveiende kovalente bindinger.

Mange av dem er gasser, væsker eller smeltbare faste stoffer under normale forhold. For eksempel er WF6 en gass, MoF6 er en væske,

TiCl4 er flytende.

Interaksjon av halogener med ikke-metaller

Halogener samhandler direkte med mange ikke-metaller:

hydrogen, fosfor, svovel osv. For eksempel:

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

Bindingen i ikke-metallhalogenider er hovedsakelig kovalent.

Vanligvis har disse forbindelsene lave smelte- og kokepunkter.

Ved overgang fra fluor til jod øker den kovalente naturen til halogenidene.

De kovalente halogenidene av typiske ikke-metaller er sure forbindelser; når de interagerer med vann, hydrolyserer de for å danne syrer. For eksempel:

PBr3 + 3H20 = 3HBr + H3P03

PI3 + 3H20 = 3HI + H3P03

PCl5 + 4H20 = 5HCl + H3P04

Utfører:

Arrangement nr.

De to første reaksjonene brukes til å produsere brom og hydrogenjodid.

noinsyre.

Interhalogenider. Halogener, som kombinerer med hverandre, danner interg-

leder. I disse forbindelsene er det lettere og mer elektronegative halogenet i (–1) oksidasjonstilstand, og det tyngre er i positiv tilstand.

oksidasjonsstraff.

På grunn av den direkte interaksjonen av halogener ved oppvarming, oppnås følgende: ClF, BrF, BrCl, ICl. Det er også mer komplekse interhalogenider:

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

Alle interhalogenider er under normale forhold flytende stoffer med lavt kokepunkt. Interhalogenider har høy oksidativ aktivitet

aktivitet. For eksempel brenner slike kjemisk stabile stoffer som SiO2, Al2O3, MgO osv. i ClF3-damper.

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

Fluor ClF 3 er et aggressivt fluoreringsreagens som virker raskt

verft F2. Det brukes i organiske synteser og for å oppnå beskyttende filmer på overflaten av nikkelutstyr for arbeid med fluor.

I vann hydrolyseres interhalogenider for å danne syrer. For eksempel,

ClF5 + 3H20 = HClO3 + 5HF

Halogener i naturen. Innhenting av enkle stoffer

I industrien oppnås halogener fra deres naturlige forbindelser. Alle

prosesser for å oppnå frie halogener er basert på oksidasjon av halogen

Nid-ioner.

2Г –  Г2 + 2e–

En betydelig mengde halogener finnes i naturlige vann i form av anioner: Cl–, F–, Br–, I–. Sjøvann kan inneholde opptil 2,5 % NaCl.

Brom og jod hentes fra oljebrønnvann og sjøvann.

Utfører:

Arrangement nr.

En undergruppe av halogener består av grunnstoffene fluor, klor, brom og jod.

De elektroniske konfigurasjonene til det ytre valenslaget av halogener er de for henholdsvis fluor, klor, brom og jod). Slike elektroniske konfigurasjoner bestemmer de typiske oksidasjonsegenskapene til halogener - alle halogener har evnen til å få elektroner, selv om den oksiderende evnen til halogener svekkes når man flytter til jod.

Under vanlige forhold eksisterer halogener i form av enkle stoffer som består av diatomiske molekyler av typen med kovalente bindinger. De fysiske egenskapene til halogener varierer betydelig: for eksempel, under normale forhold, er fluor en gass som er vanskelig å gjøre flytende, klor er også en gass, men flyter lett, brom er en væske, jod er et fast stoff.

Kjemiske egenskaper til halogener.

I motsetning til alle andre halogener, viser fluor i alle dets forbindelser bare én oksidasjonstilstand, 1-, og viser ikke variabel valens. For andre halogener er den mest karakteristiske oksidasjonstilstanden også 1-, men på grunn av tilstedeværelsen av frie -orbitaler på det ytre nivået, kan de også vise andre merkelige oksidasjonstilstander fra til på grunn av delvis eller fullstendig sammenkobling av valenselektroner.

Fluor har størst aktivitet. De fleste metaller, selv ved romtemperatur, antennes i atmosfæren og frigjør en stor mengde varme, for eksempel:

Uten oppvarming reagerer fluor også med mange ikke-metaller (hydrogen - se ovenfor), samtidig som det frigjør en stor mengde varme:

Ved oppvarming oksiderer fluor alle andre halogener i henhold til følgende skjema:

hvor, og i forbindelsene, er oksidasjonstilstandene til klor, brom og jod like.

Til slutt, når det bestråles, reagerer fluor selv med inerte gasser:

Samspillet mellom fluor og komplekse stoffer skjer også veldig kraftig. Så det oksiderer vann, og reaksjonen er eksplosiv:

Fritt klor er også veldig reaktivt, selv om dets aktivitet er mindre enn fluor. Den reagerer direkte med alle enkle stoffer unntatt oksygen, nitrogen og edle gasser, for eksempel:

For disse reaksjonene, som for alle andre, er betingelsene for at de oppstår svært viktige. Således, ved romtemperatur, reagerer ikke klor med hydrogen; ved oppvarming skjer denne reaksjonen, men viser seg å være svært reversibel, og med kraftig bestråling fortsetter den irreversibelt (med en eksplosjon) gjennom en kjedemekanisme.

Klor reagerer med mange komplekse stoffer, for eksempel substitusjon og tilsetning med hydrokarboner:

Klor er i stand til ved oppvarming, fortreng brom eller jod fra deres forbindelser med hydrogen eller metaller:

og reagerer også reversibelt med vann:

Klor, som oppløses i vann og delvis reagerer med det, som vist ovenfor, danner en likevektsblanding av stoffer som kalles klorvann.

Merk også at klor på venstre side av den siste ligningen har en oksidasjonstilstand på 0. Som et resultat av reaksjonen ble oksidasjonstilstanden til noen kloratomer 1- (in), for andre (i hypoklorsyre). Denne reaksjonen er et eksempel på en selvoksidasjons-selvreduksjonsreaksjon, eller disproporsjonering.

La oss huske at klor kan reagere (uforholdsmessig) med alkalier på samme måte (se avsnittet "Baser" i § 8).

Den kjemiske aktiviteten til brom er mindre enn fluor og klor, men er fortsatt ganske høy på grunn av det faktum at brom vanligvis brukes i flytende tilstand, og derfor er dens begynnelseskonsentrasjoner, alt annet likt, større enn klor. Som et "mykere" reagens, er brom mye brukt i organisk kjemi.

Legg merke til at brom, som klor, oppløses i vann og, delvis reagerer med det, danner det såkalte "bromvannet", mens jod er praktisk talt uløselig i vann og ikke er i stand til å oksidere det selv når det varmes opp; av denne grunn er det ikke noe "jodvann".

Produksjon av halogener.

Den vanligste teknologiske metoden for å produsere fluor og klor er elektrolyse av smeltede salter (se § 7). Brom og jod i industrien oppnås vanligvis kjemisk.

I laboratoriet produseres klor ved virkningen av forskjellige oksidasjonsmidler på saltsyre, for eksempel:

Oksidasjon utføres enda mer effektivt med kaliumpermanganat - se avsnittet "Syrer" i § 8.

Hydrogenhalogenider og halogenhydrogensyrer.

Alle hydrogenhalogenider er gassformige under normale forhold. Den kjemiske bindingen utført i molekylene deres er polar kovalent, og polariteten til bindingen avtar i serien. Bindingsstyrken avtar også i denne serien. På grunn av deres polaritet er alle hydrogenhalogenider, i motsetning til halogener, svært løselige i vann. Så ved romtemperatur i 1 volum vann kan du løse opp omtrent 400 volumer og omtrent 400 volumer

Når hydrogenhalogenider løses opp i vann, dissosieres de til ioner, og det dannes løsninger av de tilsvarende hydrohalogenidsyrene. Videre, ved oppløsning, dissosieres HCI nesten fullstendig, så de resulterende syrene anses som sterke. Derimot er flussyre svak. Dette forklares av assosiasjonen av HF-molekyler på grunn av forekomsten av hydrogenbindinger mellom dem. Dermed avtar styrken til syrer fra HI til HF.

Siden negative ioner av halogenhydrogensyrer kun kan oppvise reduserende egenskaper, når disse syrene interagerer med metaller, kan oksidasjonen av sistnevnte kun skje på grunn av ioner.Derfor reagerer syrer kun med metaller som er i spenningsserien til venstre for hydrogen.

Alle metallhalogenider, med unntak av Ag- og Pb-salter, er svært løselige i vann. Den lave løseligheten til sølvhalogenider tillater bruk av en utvekslingsreaksjon som

som kvalitativ for påvisning av de tilsvarende ionene. Som et resultat av reaksjonen utfelles AgCl som et hvitt bunnfall, AgBr - gulhvitt, Agl - knallgult.

I motsetning til andre hydrohalogensyrer, reagerer flussyre med silisium (IV) oksid:

Siden silisiumoksid er en del av glass, korroderer flussyre glass, og derfor lagres det i laboratorier i beholdere laget av polyetylen eller teflon.

Alle halogener, unntatt fluor, kan danne forbindelser der de har en positiv oksidasjonstilstand. De viktigste av disse forbindelsene er de oksygenholdige syrene av halogentypen og deres tilsvarende salter og anhydrider.

Hydrogenatomet har den elektroniske formelen til det ytre (og eneste) elektronnivå 1 s 1 . På den ene siden, når det gjelder tilstedeværelsen av ett elektron på det ytre elektroniske nivået, ligner hydrogenatomet på alkalimetallatomer. Men akkurat som halogener trenger den bare ett elektron for å fylle det ytre elektroniske nivået, siden det første elektroniske nivået ikke kan inneholde mer enn 2 elektroner. Det viser seg at hydrogen kan plasseres samtidig i både den første og den nest siste (syvende) gruppen av det periodiske systemet, noe som noen ganger gjøres i forskjellige versjoner av det periodiske systemet:

Fra et synspunkt av egenskapene til hydrogen som et enkelt stoff, har det fortsatt mer til felles med halogener. Hydrogen er, som halogener, et ikke-metall og danner diatomiske molekyler (H 2) som dem.

Under normale forhold er hydrogen en gassformig, lavaktiv substans. Den lave aktiviteten til hydrogen forklares av den høye styrken til bindingene mellom hydrogenatomene i molekylet, hvis brudd krever enten sterk oppvarming eller bruk av katalysatorer, eller begge deler.

Interaksjon av hydrogen med enkle stoffer

med metaller

Av metaller reagerer hydrogen kun med alkali- og jordalkalimetaller! Alkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), og jordalkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe II, unntatt beryllium og magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Ved interaksjon med aktive metaller utviser hydrogen oksiderende egenskaper, dvs. senker oksidasjonstilstanden. I dette tilfellet dannes hydrider av alkali- og jordalkalimetaller, som har en ionisk struktur. Reaksjonen skjer ved oppvarming:

Det skal bemerkes at interaksjon med aktive metaller er det eneste tilfellet når molekylært hydrogen H2 er et oksidasjonsmiddel.

med ikke-metaller

Av ikke-metaller reagerer hydrogen kun med karbon, nitrogen, oksygen, svovel, selen og halogener!

Karbon skal forstås som grafitt eller amorft karbon, siden diamant er en ekstremt inert allotrop modifikasjon av karbon.

Når det samhandler med ikke-metaller, kan hydrogen bare utføre funksjonen til et reduksjonsmiddel, det vil si bare øke oksidasjonstilstanden:

Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer

med metalloksider

Hydrogen reagerer ikke med metalloksider som er i aktivitetsserien av metaller opp til aluminium (inklusive), men det er i stand til å redusere mange metalloksider til høyre for aluminium ved oppvarming:

med ikke-metalloksider

Av ikke-metalloksider reagerer hydrogen når det varmes opp med oksidene av nitrogen, halogener og karbon. Av alle interaksjonene mellom hydrogen og ikke-metalloksider, er det spesielt bemerkelsesverdig dets reaksjon med karbonmonoksid CO.

Blandingen av CO og H2 har til og med sitt eget navn - "syntesegass", siden, avhengig av forholdene, kan slike populære industrielle produkter som metanol, formaldehyd og til og med syntetiske hydrokarboner oppnås fra den:

med syrer

Hydrogen reagerer ikke med uorganiske syrer!

Av organiske syrer reagerer hydrogen bare med umettede syrer, så vel som med syrer som inneholder funksjonelle grupper som er i stand til å redusere med hydrogen, spesielt aldehyd-, keto- eller nitrogrupper.

med salter

Når det gjelder vandige løsninger av salter, forekommer ikke deres interaksjon med hydrogen. Imidlertid, når hydrogen føres over faste salter av noen metaller med middels og lav aktivitet, er deres delvis eller fullstendig reduksjon mulig, for eksempel:

Kjemiske egenskaper til halogener

Halogener er de kjemiske elementene i gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At), samt de enkle stoffene de danner. Her og videre i teksten vil, med mindre annet er angitt, halogener forstås som enkle stoffer.

Alle halogener har en molekylær struktur, som bestemmer de lave smelte- og kokepunktene til disse stoffene. Halogenmolekyler er diatomiske, dvs. formelen deres kan skrives i generell form som Hal 2.

Det bør bemerkes en slik spesifikk fysisk egenskap av jod som dens evne til sublimering eller med andre ord, sublimering. Sublimering, er et fenomen der et stoff i fast tilstand ikke smelter ved oppvarming, men går utenom væskefasen og går umiddelbart over i gassform.

Den elektroniske strukturen til det ytre energinivået til et atom av et hvilket som helst halogen har formen ns 2 np 5, hvor n er nummeret på periodisk systemperiode der halogenet befinner seg. Som du kan se, trenger halogenatomene bare ett elektron for å nå det ytre skallet med åtte elektroner. Fra dette er det logisk å anta de overveiende oksiderende egenskapene til frie halogener, noe som bekreftes i praksis. Som kjent avtar elektronegativiteten til ikke-metaller når man beveger seg nedover en undergruppe, og derfor reduseres aktiviteten til halogener i serien:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interaksjon av halogener med enkle stoffer

Alle halogener er svært reaktive stoffer og reagerer med de fleste enkle stoffer. Det skal imidlertid bemerkes at fluor, på grunn av sin ekstremt høye reaktivitet, kan reagere selv med de enkle stoffene som andre halogener ikke kan reagere med. Slike enkle stoffer inkluderer oksygen, karbon (diamant), nitrogen, platina, gull og noen edle gasser (xenon og krypton). De. faktisk, fluor reagerer ikke bare med enkelte edelgasser.

De resterende halogenene, dvs. klor, brom og jod er også aktive stoffer, men mindre aktive enn fluor. De reagerer med nesten alle enkle stoffer bortsett fra oksygen, nitrogen, karbon i form av diamant, platina, gull og edle gasser.

Interaksjon av halogener med ikke-metaller

hydrogen

Når alle halogener interagerer med hydrogen, dannes de hydrogenhalogenider med den generelle formelen HHal. I dette tilfellet begynner reaksjonen av fluor med hydrogen spontant selv i mørket og fortsetter med en eksplosjon i samsvar med ligningen:

Reaksjonen av klor med hydrogen kan initieres av intens ultrafiolett bestråling eller varme. Fortsetter også med eksplosjon:

Brom og jod reagerer med hydrogen bare ved oppvarming, og samtidig er reaksjonen med jod reversibel:

fosfor

Samspillet mellom fluor og fosfor fører til oksidasjon av fosfor til høyeste oksidasjonstilstand (+5). I dette tilfellet dannes fosforpentafluorid:

Når klor og brom interagerer med fosfor, er det mulig å oppnå fosforhalogenider både i oksidasjonstilstanden + 3 og i oksidasjonstilstanden +5, som avhenger av proporsjonene av de reagerende stoffene:

Dessuten, i tilfellet med hvitt fosfor i en atmosfære av fluor, klor eller flytende brom, begynner reaksjonen spontant.

Interaksjonen mellom fosfor og jod kan føre til dannelsen av bare fosfortriodid på grunn av dets betydelig lavere oksidasjonsevne enn andre halogener:

grå

Fluor oksiderer svovel til høyeste oksidasjonstilstand +6, og danner svovelheksafluorid:

Klor og brom reagerer med svovel og danner forbindelser som inneholder svovel i oksidasjonstilstandene +1 og +2, noe som er ekstremt uvanlig for det. Disse interaksjonene er veldig spesifikke, og for å bestå Unified State Exam i kjemi er det ikke nødvendig å skrive ligninger for disse interaksjonene. Derfor er de følgende tre ligningene gitt som referanse:

Samspill mellom halogener og metaller

Som nevnt ovenfor, er fluor i stand til å reagere med alle metaller, selv slike inaktive som platina og gull:

De resterende halogenene reagerer med alle metaller unntatt platina og gull:

Reaksjoner av halogener med komplekse stoffer

Substitusjonsreaksjoner med halogener

Mer aktive halogener, dvs. de kjemiske elementene som er plassert høyere i det periodiske systemet er i stand til å fortrenge mindre aktive halogener fra hydrohalogenidsyrene og metallhalogenidene de danner:

På samme måte fortrenger brom og jod svovel fra løsninger av sulfider og/eller hydrogensulfid:

Klor er et sterkere oksidasjonsmiddel og oksiderer hydrogensulfid i den vandige løsningen ikke til svovel, men til svovelsyre:

Reaksjon av halogener med vann

Vann brenner i fluor med en blå flamme i samsvar med reaksjonsligningen:

Brom og klor reagerer annerledes med vann enn fluor. Hvis fluor fungerte som et oksidasjonsmiddel, er klor og brom uforholdsmessige i vann, og danner en blanding av syrer. I dette tilfellet er reaksjonene reversible:

Samspillet mellom jod og vann skjer i en så ubetydelig grad at det kan neglisjeres og det kan antas at reaksjonen ikke skjer i det hele tatt.

Interaksjon av halogener med alkaliske løsninger

Fluor, når det interagerer med en vandig alkaliløsning, fungerer igjen som et oksidasjonsmiddel:

Evnen til å skrive denne ligningen er ikke nødvendig for å bestå Unified State-eksamenen. Det er nok å vite fakta om muligheten for en slik interaksjon og den oksidative rollen til fluor i denne reaksjonen.

I motsetning til fluor er andre halogener i alkaliløsninger uforholdsmessige, det vil si at de øker og reduserer oksidasjonstilstanden samtidig. Dessuten, i tilfelle av klor og brom, avhengig av temperaturen, er strømning i to forskjellige retninger mulig. Spesielt i kulde fortsetter reaksjonene som følger:

og ved oppvarming:

Jod reagerer med alkalier utelukkende i henhold til det andre alternativet, dvs. med dannelsen av jodat, fordi hypojoditt er ikke stabil ikke bare ved oppvarming, men også ved vanlige temperaturer og til og med i kulde.

Halogenene fluor F, klor C1, brom Br, jod I er elementer i VILA-gruppen. Elektronisk konfigurasjon av valensskallet til halogenatomer i grunntilstanden ns 2 np 5. Tilstedeværelsen av fem elektroner i den ytre p-orbitalen, inkludert en uparet, er årsaken til den høye elektronaffiniteten til halogener. Tilsetning av et elektron fører til dannelse av halogenidanioner (F-, Cl-, Br-, I-) med et stabilt 8-elektronskall av nærmeste edelgass. Halogener er distinkte ikke-metaller.

Det mest elektronegative elementet, fluor, har bare en oksidasjonstilstand i forbindelser - 1, siden det alltid er en elektronakseptor. Andre halogener i forbindelser kan ha oksidasjonstilstander fra -1 til +7. De positive oksidasjonstilstandene til halogener er forårsaket av overgangen av deres valenselektroner til frie d-orbitaler på det ytre nivået (avsnitt 2.1.3) når de danner bindinger med mer elektronegative elementer.

Halogenmolekylene er diatomiske: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Under standardforhold er fluor og klor gasser, brom er en flyktig væske (Tbp = 59 °C), og jod er et fast stoff, men det sublimerer lett (forvandles til en gassform, utenom flytende tilstand).

Redoksegenskaper. Halogener er sterke oksidasjonsmidler, som reagerer med nesten alle metaller og mange ikke-metaller:

Fluor viser spesielt høy kjemisk aktivitet, som ved oppvarming reagerer selv med edelgassene xenon, krypton og radon:

Den kjemiske aktiviteten til halogener avtar fra fluor til jod, siden med økende atomradius reduseres halogeners evne til å feste elektroner:

Jo mer aktive halogen fortrenger alltid det mindre aktive fra dets forbindelser med metaller. Dermed fortrenger fluor alle andre halogener fra deres halogenider, og brom fortrenger bare jod fra jodider:

De forskjellige oksidative egenskapene til halogener er også manifestert i deres effekt på kroppen. Gassformig klor og fluor er på grunn av sine meget sterke oksiderende egenskaper kraftige giftige stoffer som forårsaker alvorlig skade på lunger og slimhinner i øyne, nese og strupehode. Jod er et mildere oksidasjonsmiddel som har antiseptiske egenskaper, så det er mye brukt i medisin.

Forskjeller i redoksegenskapene til halogener vises også når de samhandler med vann. Fluor oksiderer vann, med reduksjonsmidlet som oksygenatomet til vannmolekylet:

Samspillet mellom andre halogener og vann er ledsaget av redoks-dismutasjon av deres atomer. Når klor reagerer med vann, reduseres et av atomene i klormolekylet, som får et elektron fra et annet atom, og det andre kloratomet, som gir fra seg et elektron, oksideres. Dette skaper klorvann, som inneholder hydrogenklorid (saltsyre) og hypoklorsyre (hypoklorsyre):
Reaksjonen er reversibel, og dens likevekt er sterkt forskjøvet til venstre. Hypoklorsyre er ustabil og brytes lett ned, spesielt i lys, med dannelse av et veldig sterkt oksidasjonsmiddel - atomært oksygen:

Klorvann inneholder således i forskjellige konsentrasjoner tre oksidasjonsmidler med forskjellig oksidasjonsevne: molekylært klor, hypoklorsyre og atomært oksygen, summen av disse kalles ofte. "aktivt klor".

Det resulterende atomære oksygenet bleker fargestoffer og dreper mikrober, noe som forklarer den blekende og bakteriedrepende effekten av klorvann.

Hypoklorsyre er et sterkere oksidasjonsmiddel enn klorgass. Det reagerer med organiske forbindelser RH både som oksidasjonsmiddel og som kloreringsreagens:

Derfor, når drikkevann som inneholder organiske stoffer som urenheter er klorert, kan de bli til mer giftige klororganiske forbindelser RC1. Dette bør definitivt tas i betraktning når man utvikler vannrensemetoder og deres anvendelse.

Når alkali tilsettes klorvann, skifter likevekten til høyre på grunn av nøytralisering av hypoklor- og saltsyre:
Den resulterende løsningen av en blanding av salter, kalt Javel vann, brukes som bleke- og desinfeksjonsmiddel. Disse egenskapene skyldes det faktum at kaliumhypokloritt under påvirkning av CO2 + H 2 0 og som et resultat av hydrolyse omdannes til ustabil hypoklorsyre, og danner atomisk oksygen. Som et resultat ødelegger Javel-vann fargestoffer og dreper mikrober.
Når gassformig klor virker på våtlesket kalk Ca(OH) 2, får man en blanding av saltene CaCl 2 og Ca(0C1) 2, kalt blekemiddel:
Klorid av kalk kan betraktes som et blandet kalsiumsalt av saltsyre og hypoklorsyre CaCl(OCl). I fuktig luft frigjør blekemiddel, som interagerer med vann og karbondioksid, gradvis hypoklorsyre, som gir dens blekende, desinfiserende og avgassende egenskaper:

Når blekemiddel utsettes for saltsyre, frigjøres fritt klor:

Ved oppvarming spaltes hypoklorsyre som et resultat av redoks-disproporsjonering for å danne saltsyre og perklorsyre:

Når klor føres gjennom en varm alkaliløsning, slik som KOH, dannes kaliumklorid og kaliumklorat KClO 3 (Bertholletsalt):

Oksydasjonsevnen til anioner av oksygenholdige klorsyrer i vandige løsninger i serien СlO - - СlO4(-) reduseres til tross for økningen i oksidasjonsgraden av klor i dem:

Dette forklares med en økning i stabiliteten til anioner i denne serien på grunn av økt delokalisering av deres negative ladning. Samtidig er LiC10 4 og KClO 4 perklorater i tørr tilstand ved høye temperaturer sterke oksidasjonsmidler og brukes til mineralisering av ulike biomaterialer ved bestemmelse av de uorganiske komponentene de inneholder.

Halogenanioner (unntatt F-) er i stand til å donere elektroner, så de er reduksjonsmidler. Når radiusen deres øker, øker den reduserende evnen til halogenid-anioner fra kloridanion til jodidanion:

Således oksideres hydrojodsyre av atmosfærisk oksygen allerede ved normal temperatur:

Saltsyre oksideres ikke av oksygen, og derfor er kloridanion stabilt under kroppsforhold, noe som er svært viktig fra et fysiologisk og medisinsk synspunkt.

Syre-base egenskaper. Hydrogenhalogenider HF, HC1, HBr, HI, på grunn av polariteten til molekylene deres, er svært løselige i vann. I dette tilfellet oppstår hydrering av molekylene, noe som fører til at de dissosieres med dannelsen av hydratiserte protoner og halogenidanioner. Styrken til syrer i seriene HF, HC1, HBr, HI øker på grunn av en økning i radius og polariserbarhet av anioner fra F- til I-.

Saltsyre, som en komponent i magesaft, spiller en viktig rolle i fordøyelsesprosessen. Hovedsakelig på grunn av saltsyre, hvis massefraksjon i magesaft er 0,3 %, opprettholdes pH i området fra 1 til 3. Saltsyre fremmer overgangen av pepsinenzymet til dets aktive form, noe som sikrer fordøyelsen av proteiner på grunn av hydrolytisk spaltning av peptidbindinger med dannelse av forskjellige aminosyrer:

Bestemmelsen av innholdet av saltsyre og andre syrer i magesaft ble diskutert i avsnitt. 8.3.3.

I serien av oksygenholdige syrer av klor, øker styrken til syrene ettersom dens oksidasjonstilstand øker.

Dette skyldes en økning i polariteten til O-H-bindingen på grunn av et skifte i elektrontettheten mot kloratomet, samt på grunn av en økning i stabiliteten til anionene.

Komplekserende egenskaper. Halogenanioner har en tendens til å danne komplekser som ligander. Stabiliteten til halogenidkomplekser avtar vanligvis i rekkefølgen F- > Cl- > Br- > > I-. Det er kompleksdannelsesprosessen som forklarer den toksiske effekten av fluoranioner, som ved å danne fluorkomplekser med metallkationer inkludert i de aktive sentrene til enzymer undertrykker deres aktivitet.
Jodmolekylet viser interessante kompleksdannende egenskaper. Dermed øker løseligheten av molekylært jod i vann kraftig i nærvær av kaliumjodid, som er assosiert med dannelsen av et komplekst anion

Den lave stabiliteten til dette komplekse ionet sikrer tilstedeværelsen av molekylært jod i løsning. Derfor, i medisin, brukes en vandig løsning av jod med tilsetning av KI som et bakteriedrepende middel. I tillegg danner molekylært jod inklusjonskomplekser med stivelse (avsnitt 22.3) og polyvinylalkohol (blått jod). I disse kompleksene fyller jodmolekyler eller deres assosiasjoner med jodidanioner kanalene dannet av den spiralformede strukturen til de tilsvarende polyhydroksypolymerene. Inklusjonskomplekser er ikke veldig stabile og er i stand til gradvis å frigjøre molekylært jod. Derfor er et medikament som blått jod et effektivt, men mildt, langtidsvirkende bakteriedrepende middel.

Biologisk rolle og bruk av halogener og deres forbindelser i medisin. Halogener i form av ulike forbindelser er en del av levende vev. I kroppen har alle halogener en oksidasjonstilstand på 1. Samtidig eksisterer klor og brom i form av hydratiserte Cl- og Br- anioner, og fluor og jod er en del av vannuløselige biosubstrater:

Fluorforbindelser er komponenter i beinvev, negler og tenner. Den biologiske effekten av fluor er først og fremst assosiert med problemet med tannsykdommer. Fluoridanionet, som erstatter hydroksydionet i hydroksyapatitt, danner et lag med beskyttende emalje fra fast fluorapatitt:

Fluorering av drikkevann til en fluorionkonsentrasjon på 1 mg/l og tilsetning av natriumfluorid til tannkrem reduserer tannkaries i befolkningen betydelig. Samtidig, når konsentrasjonen av fluoranion i drikkevann er over 1,2 mg/l, øker skjørheten til bein og tannemaljen og det oppstår generell utmattelse av kroppen, kalt fluorose.

Kloridanioner gir ioniske strømmer gjennom cellemembraner, deltar i å opprettholde osmotisk homeostase og skaper et gunstig miljø for virkning og aktivering av protolytiske enzymer i magesaft.

Bromidanioner i menneskekroppen er hovedsakelig lokalisert i hypofysen og andre endokrine kjertler. Tilstedeværelsen av et dynamisk forhold mellom innholdet av bromid og kloridanioner i kroppen er etablert. Dermed fremmer det økte innholdet av bromidanioner i blodet rask frigjøring av kloridanioner fra nyrene. Bromider er lokalisert hovedsakelig i den intercellulære væsken. De forbedrer hemmende prosesser i nevronene i hjernebarken, og derfor brukes kalium-, natrium- og bromokamferbromider i farmakologi.

Jod og dets forbindelser påvirker syntesen av proteiner, fett og hormoner. Mer enn halvparten av mengden jod er i skjoldbruskkjertelen i en bundet tilstand i form av skjoldbruskkjertelhormoner. Ved utilstrekkelig inntak av jod i kroppen utvikler endemisk struma. For å forhindre denne sykdommen tilsettes NaI eller KI til bordsalt (1-2 g per 1 kg NaCl). Dermed er alle halogener nødvendige for normal funksjon av levende organismer.

Kapittel 13