Reakcje chemiczne halogenów z solami. Halogeny – Hipermarket Wiedzy

Z podręcznika chemii wiele osób wie, że halogeny obejmują w tabeli pierwiastki chemiczne układu okresowego Mendelejewa z grupy 17.

Przetłumaczone z greckiego jako narodziny, pochodzenie. Prawie wszystkie z nich są bardzo aktywne, przez co gwałtownie reagują z prostymi substancjami, z wyjątkiem kilku niemetali. Co to są halogeny i jakie są ich właściwości?

W kontakcie z

Lista halogenów

Halogeny są dobrymi utleniaczami, dlatego w przyrodzie można je znaleźć tylko w niektórych związkach. Im wyższa liczba atomowa, tym mniejsza aktywność chemiczna pierwiastków tej grupy. Grupa halogenów obejmuje następujące pierwiastki:

• chlor (Cl);
• fluor (F);
• jod (I);
• brom (Br);
• astat (At).

Ten ostatni opracowano w Instytucie Badań Jądrowych, który mieści się w mieście Dubna. Fluor jest trującym gazem o bladożółtej barwie. Chlor jest również trujący. Jest to gaz o dość ostrym i nieprzyjemnym zapachu o jasnozielonym kolorze. Brom ma czerwonawo-brązową barwę i jest toksyczną cieczą, która może nawet wpływać na zmysł węchu. Jest bardzo lotny, dlatego przechowywany jest w ampułkach. Jod jest krystaliczną, łatwo sublimującą substancją o ciemnofioletowym kolorze. Astat jest radioaktywny, kolor kryształu: czarny z niebieskim, okres półtrwania wynosi 8,1 godziny.

Wysoka aktywność utleniająca halogenów zmniejsza się od fluoru do jodu. Najbardziej aktywnym ze swoich braci jest fluor, który ma zdolność reagowania z dowolnymi metalami, tworząc sole, niektóre z nich ulegają samozapłonowi, uwalniając ogromną ilość ciepła. Bez ogrzewania pierwiastek ten reaguje z prawie wszystkimi niemetalami reakcjom towarzyszy wydzielanie pewnej ilości ciepła (reakcja egzotermiczna).

Fluor oddziałuje z gazami obojętnymi i jest napromieniany (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Po podgrzaniu fluor wpływa na inne halogeny, utleniając je. Wzór zachodzi: Hal 2 + F 2 = 2HalF, gdzie Hal = Cl, Br, I, At, w przypadku, gdy stopnie utlenienia HalF chloru, bromu, jodu i astatyny są równe + 1.

Fluor oddziałuje również dość energicznie z substancjami złożonymi. Konsekwencją jest utlenianie wody. W tym przypadku zachodzi reakcja wybuchowa, którą w skrócie zapisuje się wzorem: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Chlor

Aktywność wolnego chloru jest nieco mniejsza niż fluoru, ale ma on również dobrą zdolność reagowania. Może się to zdarzyć podczas interakcji z wieloma prostymi substancjami, z rzadkimi wyjątkami w postaci tlenu, azotu i gazów obojętnych. On może gwałtownie reagować z substancjami złożonymi, tworząc reakcje podstawienia, właściwość dodawania węglowodorów jest również nieodłączną cechą chloru. Po podgrzaniu brom lub jod wypierane są ze związków wodorem lub metalami.

Pierwiastek ten ma szczególny związek z wodorem. W temperaturze pokojowej i bez dostępu światła chlor w żaden sposób nie reaguje z tym gazem, jednak po podgrzaniu lub skierowaniu na światło nastąpi wybuchowa reakcja łańcuchowa. Wzór podano poniżej:

Cl2+ Hν → 2Cl, Cl + H2 → HCl + H, H + Cl2 → HCl + Cl, Cl + H2 → HCl + H itd.

Wzbudzone fotony powodują rozkład cząsteczek Cl 2 na atomy i zachodzi reakcja łańcuchowa, powodująca pojawienie się nowych cząstek, które inicjują początek kolejnego etapu. W historii chemii zjawisko to było badane. Rosyjski chemik i laureat Nagrody Nobla N.N. Semenow. w 1956 r. badał fotochemiczną reakcję łańcuchową i w ten sposób wniósł wielki wkład w naukę.

Chlor reaguje z wieloma złożonymi substancjami, są to reakcje podstawienia i addycji. Dobrze rozpuszcza się w wodzie.

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

W przypadku zasad, po podgrzaniu, chlor może nieproporcjonalny.

Brom, jod i astat

Aktywność chemiczna bromu jest nieco mniejsza niż wspomnianego fluoru czy chloru, ale jest również dość wysoka. Brom jest często stosowany w postaci płynnej. Podobnie jak chlor bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie. Zachodzi z nim częściowa reakcja, w wyniku której otrzymuje się „wodę bromową”.

Aktywność chemiczna jodu wyraźnie różni się od innych przedstawicieli tej serii. Prawie nie oddziałuje z niemetalami, ale z W przypadku metali reakcja zachodzi bardzo powoli i tylko po podgrzaniu. W tym przypadku następuje duża absorpcja ciepła (reakcja endotermiczna), która jest wysoce odwracalna. Oprócz Jodu nie można w żaden sposób rozpuścić w wodzie, nie można tego osiągnąć nawet poprzez ogrzewanie, dlatego „woda jodowana” nie istnieje w przyrodzie. Jod można rozpuścić tylko w roztworze jodku. W tym przypadku powstają złożone aniony. W medycynie związek ten nazywany jest roztworem Lugola.

Astat reaguje z metalami i wodorem. W szeregu halogenów aktywność chemiczna maleje w kierunku od fluoru do astatyny. Każdy halogen z serii F - At ma zdolność wypierania kolejnych pierwiastków ze związków z metalami lub wodorem. Astat jest najbardziej pasywnym z tych pierwiastków. Ale charakteryzuje się interakcją z metalami.

Aplikacja

Chemia jest mocno zakorzeniona w naszym życiu, przenikając do wszystkich dziedzin. Człowiek nauczył się wykorzystywać halogeny i ich związki dla własnej korzyści. Biologiczne znaczenie halogenów jest niezaprzeczalne. Ich obszary zastosowania są różne:

• medycyna;
• farmakologia;
• produkcja różnorodnych tworzyw sztucznych, barwników itp.;
• Rolnictwo.

Z naturalnego związku kriolitu otrzymuje się wzór chemiczny: Na3AlF6 aluminium. W produkcji szeroko stosowane są związki fluoru pasty do zębów. Wiadomo, że fluor pomaga zapobiegać próchnicy. Stosuje się nalewkę alkoholową jodu do dezynfekcji i dezynfekcji ran.

Chlor znalazł najpowszechniejsze zastosowanie w naszym życiu. Zakres jego zastosowania jest dość zróżnicowany. Przykłady użycia:

1. Produkcja tworzyw sztucznych.
2. Otrzymywanie kwasu solnego.
3. Produkcja włókien syntetycznych, rozpuszczalników, gum itp.
4. Wybielanie tkanin (lnu i bawełny), papieru.
5. Dezynfekcja wody pitnej. Jednak ozon jest coraz częściej wykorzystywany w tym celu, ponieważ stosowanie chloru jest szkodliwe dla organizmu ludzkiego.
6. Dezynfekcja pomieszczeń

Należy pamiętać, że halogeny są substancjami bardzo toksycznymi. Ta właściwość jest szczególnie widoczna w przypadku fluoru. Halogeny mogą powodować uduszenie, podrażnienie dróg oddechowych i uszkodzenie tkanki biologicznej.

Niezwykle niebezpieczne mogą być opary chloru, podobnie jak aerozol fluoru, który ma słaby zapach i jest wyczuwalny w dużych stężeniach. Osoba może doświadczyć efektu uduszenia. Podczas pracy z takimi połączeniami należy zachować środki ostrożności.

Metody wytwarzania halogenów są złożone i różnorodne. W przemyśle podchodzi się do tego z pewnymi wymaganiami, które są ściśle przestrzegane.

Chemia pierwiastków

Niemetale podgrupy VIIA

Pierwiastki podgrupy VIIA to typowe niemetale o wysokiej zawartości

elektroujemność, mają nazwę grupy - „halogeny”.

Główne zagadnienia poruszane na wykładzie

Ogólna charakterystyka niemetali podgrupy VIIA. Budowa elektronowa, najważniejsze cechy atomów. Najbardziej charakterystyczny ste-

kary za utlenianie. Cechy chemii halogenów.

Proste substancje.

Naturalne związki.

Związki halogenowe

Kwasy halogenowodorowe i ich sole. Sól i kwas fluorowodorowy

sloty, paragon i wniosek.

Kompleksy halogenkowe.

Binarne związki tlenowe halogenów. Niestabilność ok.

Właściwości redoks prostych substancji i współ-

jedności. Reakcje dysproporcji. Diagramy Latimera.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Chemia pierwiastków podgrupy VIIA

ogólna charakterystyka

							Mangan
							technet

Grupę VIIA tworzą pierwiastki p: fluor F, chlor

Cl, brom Br, jod I i astat At.

Ogólny wzór na elektrony walencyjne to ns 2 np 5.

Wszystkie pierwiastki z grupy VIIA są typowymi niemetalami.

							Jak widać z rozkładu
							elektrony walencyjne
według orbitali atomów						brakuje tylko jednego elektronu

tworząc stabilną powłokę ośmioelektronową

pudełka, dlatego je mają istnieje silna tendencja do

dodanie elektronu.

Wszystkie elementy łatwo tworzą proste pojedyncze ładowanie

żadne aniony G – .

W postaci prostych anionów pierwiastki z grupy VIIA występują w wodzie naturalnej oraz w kryształach soli naturalnych, np. halit NaCl, sylwin KCl, fluoryt

CaF2.

Ogólna nazwa grupy pierwiastków VIIA-

grupa „halogenów”, czyli „tworzących sole”, wynika z faktu, że większość ich związków z metalami jest wstępnie

to typowa sól (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), która

które można uzyskać poprzez bezpośrednią interakcję

oddziaływanie metalu z halogenem. Wolne halogeny otrzymuje się z soli naturalnych, dlatego nazwę „halogeny” tłumaczy się również jako „zrodzony z soli”.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Minimalny stopień utlenienia (–1) jest najbardziej stabilny

dla wszystkich halogenów.

Niektóre cechy atomów pierwiastków z grupy VIIA podano w

Najważniejsze cechy atomów pierwiastków grupy VIIA

		Względny-		Podobieństwo
		elektryczny
		negatywny	jonizacja,
		ness (wg
		Ankieta)
						wzrost liczby
						warstwy elektroniczne;
						zwiekszenie rozmiaru
						redukcja prądu
						potrójna negatywność

Halogeny mają wysokie powinowactwo elektronowe (maksymalne przy

Cl) i bardzo wysoką energię jonizacji (maksimum przy F) i maksimum

możliwa elektroujemność w każdym okresie. Najwięcej jest fluoru

elektroujemny wszystkich pierwiastków chemicznych.

O tym decyduje obecność jednego niesparowanego elektronu w atomach halogenu

reprezentuje połączenie atomów substancji prostych w cząsteczki dwuatomowe Г2.

W przypadku substancji prostych najbardziej charakterystycznymi utleniaczami są halogeny

właściwości, które są najsilniejsze w F2 i słabną przy przejściu do I2.

Halogeny charakteryzują się największą reaktywnością ze wszystkich pierwiastków niemetalicznych. Fluor, nawet wśród halogenów, wyróżnia się

charakteryzuje się niezwykle dużą aktywnością.

Pierwiastek drugiego okresu, fluor, najbardziej różni się od drugiego

inne elementy podgrupy. Jest to ogólny wzór dla wszystkich niemetali.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Fluor, jako pierwiastek najbardziej elektroujemny, nie pokazuje seksu

rezydentne stany utlenienia. W jakimkolwiek związku, w tym z Ki-

tlen, fluor jest na stopniu utlenienia (-1).

Wszystkie inne halogeny wykazują dodatnie stopnie utlenienia

leniya maksymalnie do +7.

Najbardziej charakterystyczne stopnie utlenienia halogenów:

F: -1, 0;

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

Cl ma znane tlenki, w których występuje na stopniach utlenienia: +4 i +6.

Najważniejsze związki halogenowe w stanach dodatnich,

Karami utleniania są kwasy zawierające tlen i ich sole.

Wszystkie związki halogenowe na dodatnich stopniach utlenienia są

są silnymi utleniaczami.

straszny stopień utlenienia. Dysproporcji sprzyja środowisko zasadowe.

Praktyczne zastosowanie prostych substancji i związków tlenu

Redukcja halogenów wynika głównie z ich działania utleniającego.

Najszersze zastosowanie praktyczne znajdują najprostsze substancje, Cl2.

i F2. Najwięcej chloru i fluoru zużywa się w przemyśle

synteza organiczna: w produkcji tworzyw sztucznych, czynników chłodniczych, rozpuszczalników,

pestycydy, leki. Znaczne ilości chloru i jodu wykorzystuje się do otrzymywania metali i ich rafinacji. Stosowany jest również chlor

do wybielania celulozy, do dezynfekcji wody pitnej oraz w produkcji

woda z wybielaczem i kwasem solnym. Sole oksokwasów wykorzystuje się do produkcji materiałów wybuchowych.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Kwasy – kwas solny i kwasy stopione – są szeroko stosowane w praktyce.

Fluor i chlor należą do dwudziestu najpowszechniejszych pierwiastków

tam w przyrodzie jest znacznie mniej bromu i jodu. Wszystkie halogeny występują w przyrodzie na stopniu utlenienia(-1). Jedynie jod występuje w postaci soli KIO3,

który jest zawarty jako zanieczyszczenie w saletrze chilijskiej (KNO3).

Astat jest sztucznie wytwarzanym pierwiastkiem promieniotwórczym (nie występuje w przyrodzie). Niestabilność At znajduje odzwierciedlenie w nazwie, która pochodzi z języka greckiego. „astatos” - „niestabilny”. Astat jest wygodnym emiterem do radioterapii guzów nowotworowych.

Proste substancje

Proste substancje halogenowe tworzą cząsteczki dwuatomowe G2.

W prostych substancjach podczas przejścia z F2 do I2 wraz ze wzrostem liczby elektronów

warstwy tronowe i wzrost polaryzowalności atomów, następuje wzrost

interakcja międzycząsteczkowa, prowadząca do zmiany agregatu

stoi w standardowych warunkach.

Fluor (w normalnych warunkach) jest żółtym gazem, w temperaturze –181o C zmienia się w

stan ciekły.

Chlor jest żółto-zielonym gazem, który w temperaturze –34o C przechodzi w ciecz. O kolorze ha-

Z nim kojarzona jest nazwa Cl, wywodząca się od greckiego „chloros” – „żółto-

zielony". Gwałtowny wzrost temperatury wrzenia Cl2 w porównaniu do F2,

wskazuje na zwiększone oddziaływanie międzycząsteczkowe.

Brom jest ciemnoczerwoną, bardzo lotną cieczą, wrze w temperaturze 58,8oC.

nazwa pierwiastka związana jest z ostrym nieprzyjemnym zapachem gazu i wywodzi się od niego

„bromos” - „śmierdzący”.

Jod – ciemnofioletowe kryształy z lekkim „metalicznym” odcieniem

grudki, które po podgrzaniu łatwo sublimują, tworząc fioletowe pary;

z szybkim chłodzeniem

pary do 114o C

tworzy się ciecz. Temperatura

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Temperatura wrzenia jodu wynosi 183°C. Jego nazwa wzięła się od barwy par jodu –

„iodos” - „fioletowy”.

Wszystkie proste substancje mają ostry zapach i są trujące.

Wdychanie ich oparów powoduje podrażnienie błon śluzowych i narządów oddechowych, a przy dużych stężeniach - uduszenie. Podczas I wojny światowej chlor był używany jako środek trujący.

Fluor gazowy i ciekły brom powodują oparzenia skóry. Praca z ha-

logens, należy podjąć środki ostrożności.

Ponieważ proste substancje halogenowe są utworzone przez cząsteczki niepolarne

ochładza się, dobrze rozpuszczają się w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych:

alkohol, benzen, czterochlorek węgla itp. Chlor, brom i jod są trudno rozpuszczalne w wodzie, a ich wodne roztwory nazywane są wodą chlorową, bromową i jodową. Br2 rozpuszcza się lepiej niż inne, stężenie bromu w nasyc.

Roztwór osiąga 0,2 mol/l, a chlor – 0,1 mol/l.

Fluor rozkłada wodę:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogeny wykazują wysoką aktywność oksydacyjną i przemianę

na aniony halogenkowe.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluor ma szczególnie wysoką aktywność utleniającą. Fluor utlenia metale szlachetne (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Oddziałuje nawet z niektórymi gazami obojętnymi (kryptonem,

ksenon i radon), na przykład,

Xe + 2F2 = XeF4

Wiele bardzo stabilnych związków pali się w atmosferze F2, np.

woda, kwarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Wykonawca:

Wydarzenie nr

W reakcjach z fluorem nawet tak silnymi utleniaczami jak azot i siarka

kwas niklowy, działają jako środki redukujące, podczas gdy fluor utlenia wkład

zawierające w swoim składzie O(–2).

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

Wysoka reaktywność F2 stwarza trudności w wyborze kon-

materiały konstrukcyjne do pracy z nim. Zwykle do tych celów używamy

Wyróżnia się nikiel i miedź, które po utlenieniu tworzą na swojej powierzchni gęste ochronne warstwy fluorków. Nazwa F wzięła się od jego agresywnego działania.

Jem, to pochodzi z języka greckiego. „fluoros” – „niszczący”.

W serii F2, Cl2, Br2, I2 zdolność utleniająca słabnie ze względu na wzrost

zwiększenie rozmiaru atomów i zmniejszenie elektroujemności.

W roztworach wodnych właściwości utleniające i redukcyjne materii

Substancje są zwykle charakteryzowane za pomocą potencjałów elektrod. Tabela pokazuje standardowe potencjały elektrod (Eo, V) dla półreakcji redukcji

powstawanie halogenów. Dla porównania wartość Eo dla ki-

węgiel jest najczęstszym utleniaczem.

Standardowe potencjały elektrod dla prostych substancji halogenowych

Eo, B, dla reakcji

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

dla elektrody

2Г– +2е – = Г2

Zmniejszona aktywność oksydacyjna

Jak widać z tabeli, F2 jest znacznie silniejszym utleniaczem,

niż O2, dlatego F2 nie występuje w roztworach wodnych , utlenia wodę,

powrót do F–. Sądząc po wartości E®, zdolność utleniająca Cl2

Wykonawca:

Wydarzenie nr

również wyższa niż w przypadku O2. Rzeczywiście, podczas długotrwałego przechowywania wody chlorowanej rozkłada się ona z uwolnieniem tlenu i tworzeniem HCl. Ale reakcja jest powolna (cząsteczka Cl2 jest zauważalnie silniejsza niż cząsteczka F2 i

energia aktywacji dla reakcji z chlorem jest większa), dysproporcja

porcjowanie:

Cl2 + H2O  HCl + HOCl

W wodzie nie osiąga końca (K = 3,9, 10–4), dlatego Cl2 występuje w roztworach wodnych. Br2 i I2 charakteryzują się jeszcze większą stabilnością w wodzie.

Dysproporcja jest bardzo charakterystycznym utleniaczem

reakcja redukcji dla halogenów. Dysproporcja wzmocnienia

wylewa się w środowisku zasadowym.

Dysproporcja Cl2 w zasadach prowadzi do powstania anionów

Cl– i ClO–. Stała dysproporcji wynosi 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kiedy jod jest dysproporcjonowany w zasadach, powstają I– i IO3–. Ana-

Logicznie rzecz biorąc, Br2 dysproporcjonuje jod. Zmiana produktu jest nieproporcjonalna

naród wynika z faktu, że aniony GO– i GO2– w Br i I są niestabilne.

Reakcję dysproporcjonowania chloru stosuje się w przemyśle

możliwość uzyskania silnego i szybko działającego utleniacza podchlorynowego,

wapno wybielające, sól bertholet.

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

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Oddziaływanie halogenów z metalami

Halogeny energicznie reagują z wieloma metalami, na przykład:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

halogenki Na +, w których metal ma niski stopień utlenienia (+1, +2),

- Są to związki podobne do soli, z przewagą wiązań jonowych. Jak

lo, halogenki jonowe są ciałami stałymi o wysokiej temperaturze topnienia

Halogenki metali, w których metal ma wysoki stopień utlenienia

to związki z przewagą wiązań kowalencyjnych.

Wiele z nich to w normalnych warunkach gazy, ciecze lub topliwe ciała stałe. Na przykład WF6 jest gazem, MoF6 jest cieczą,

TiCl4 jest cieczą.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

Halogeny oddziałują bezpośrednio z wieloma niemetalami:

wodór, fosfor, siarka itp. Na przykład:

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

Wiązanie w halogenkach niemetali jest głównie kowalencyjne.

Zazwyczaj związki te mają niskie temperatury topnienia i wrzenia.

Przy przejściu od fluoru do jodu wzrasta kowalencyjny charakter halogenków.

Halogenki kowalencyjne typowych niemetali są związkami kwasowymi; wchodząc w interakcję z wodą, hydrolizują, tworząc kwasy. Na przykład:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Pierwsze dwie reakcje służą do wytworzenia bromu i jodowodoru.

kwas noinowy.

Międzyhalogenki. Halogeny łącząc się ze sobą tworzą interakcję

wskazówki. W związkach tych lżejszy i bardziej elektroujemny halogen znajduje się na (–1) stopniu utlenienia, a cięższy na stopniu dodatnim.

kary za utlenianie.

W wyniku bezpośredniego oddziaływania halogenów podczas ogrzewania otrzymuje się: ClF, BrF, BrCl, ICl. Istnieją również bardziej złożone międzyhalogenki:

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

Wszystkie międzyhalogenki w normalnych warunkach są substancjami ciekłymi o niskiej temperaturze wrzenia. Międzyhalogenki mają wysoką aktywność utleniającą

działalność. Na przykład takie chemicznie stabilne substancje, jak SiO2, Al2 O3, MgO itp. spalają się w oparach ClF3.

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

Fluor ClF 3 jest agresywnym odczynnikiem fluorującym, który działa szybko

podwórko F2. Stosowany jest w syntezach organicznych oraz do otrzymywania filmów ochronnych na powierzchni urządzeń niklowych do pracy z fluorem.

W wodzie międzyhalogenki hydrolizują, tworząc kwasy. Na przykład,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogeny w przyrodzie. Otrzymywanie prostych substancji

W przemyśle halogeny otrzymuje się z ich naturalnych związków. Wszystko

procesy otrzymywania wolnych halogenów opierają się na utlenianiu halogenu

Jony Nid.

2Г –  Г2 + 2e–

Znaczna ilość halogenów występuje w wodach naturalnych w postaci anionów: Cl–, F–, Br–, I–. Woda morska może zawierać do 2,5% NaCl.

Brom i jod otrzymywane są z wody odwiertów naftowych i wody morskiej.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Podgrupa halogenów składa się z pierwiastków: fluoru, chloru, bromu i jodu.

Konfiguracje elektroniczne zewnętrznej warstwy walencyjnej halogenów to odpowiednio fluor, chlor, brom i jod). Takie konfiguracje elektroniczne określają typowe właściwości utleniające halogenów - wszystkie halogeny mają zdolność do pozyskiwania elektronów, chociaż przy przechodzeniu do jodu zdolność utleniająca halogenów jest osłabiona.

W zwykłych warunkach halogeny występują w postaci prostych substancji składających się z cząsteczek dwuatomowych typu z wiązaniami kowalencyjnymi. Właściwości fizyczne halogenów znacznie się różnią: na przykład w normalnych warunkach fluor jest gazem, który trudno upłynnić, chlor jest również gazem, ale łatwo ulega skropleniu, brom jest cieczą, jod jest ciałem stałym.

Właściwości chemiczne halogenów.

W przeciwieństwie do wszystkich innych halogenów, fluor we wszystkich swoich związkach wykazuje tylko jeden stopień utlenienia, 1-, i nie wykazuje zmiennej wartościowości. W przypadku innych halogenów najbardziej charakterystycznym stopniem utlenienia jest również 1-, jednak ze względu na obecność wolnych orbitali na poziomie zewnętrznym mogą one również wykazywać inne nieparzyste stopnie utlenienia od do z powodu częściowego lub całkowitego sparowania elektronów walencyjnych.

Największą aktywność wykazuje fluor. Większość metali, nawet w temperaturze pokojowej, zapala się w jego atmosferze, wydzielając dużą ilość ciepła, na przykład:

Bez ogrzewania fluor reaguje również z wieloma niemetalami (wodorem - patrz wyżej), jednocześnie uwalniając dużą ilość ciepła:

Po podgrzaniu fluor utlenia wszystkie inne halogeny zgodnie z następującym schematem:

gdzie , oraz w związkach stopnie utlenienia chloru, bromu i jodu są równe.

Wreszcie, po napromieniowaniu, fluor reaguje nawet z gazami obojętnymi:

Oddziaływanie fluoru z substancjami złożonymi również zachodzi bardzo energicznie. Utlenia wodę, a reakcja jest wybuchowa:

Wolny chlor jest również bardzo reaktywny, chociaż jego aktywność jest mniejsza niż fluoru. Reaguje bezpośrednio ze wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu i gazów szlachetnych, na przykład:

Dla tych reakcji, jak i dla wszystkich innych, bardzo ważne są warunki ich wystąpienia. Zatem w temperaturze pokojowej chlor nie reaguje z wodorem; po podgrzaniu reakcja ta zachodzi, ale okazuje się wysoce odwracalna, a przy silnym napromieniowaniu przebiega nieodwracalnie (z eksplozją) poprzez mechanizm łańcuchowy.

Chlor reaguje z wieloma złożonymi substancjami, na przykład poprzez podstawienie i dodanie węglowodorami:

Chlor jest w stanie podczas ogrzewania wypierają brom lub jod z ich związków wodorem lub metalami:

a także reaguje odwracalnie z wodą:

Chlor rozpuszczając się w wodzie i częściowo reagując z nią, jak pokazano powyżej, tworzy równowagową mieszaninę substancji zwaną wodą chlorowaną.

Należy również zauważyć, że chlor po lewej stronie ostatniego równania ma stopień utlenienia 0. W wyniku reakcji stopień utlenienia niektórych atomów chloru przyjął się na 1- (in), dla innych (w kwasie podchlorawym). Reakcja ta jest przykładem reakcji samoutleniania-samoredukcji, czyli dysproporcjonowania.

Przypomnijmy, że chlor może reagować (nieproporcjonalnie) z zasadami w ten sam sposób (patrz sekcja „Zasady” w § 8).

Aktywność chemiczna bromu jest mniejsza niż fluoru i chloru, ale nadal jest dość wysoka ze względu na fakt, że brom jest zwykle stosowany w stanie ciekłym i dlatego jego początkowe stężenia, przy pozostałych czynnikach równych, są większe niż chloru. Brom, będący „bardziej miękkim” odczynnikiem, jest szeroko stosowany w chemii organicznej.

Należy pamiętać, że brom, podobnie jak chlor, rozpuszcza się w wodzie i częściowo reagując z nią tworzy tak zwaną „wodę bromową”, podczas gdy jod jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie i nie jest w stanie go utlenić nawet po podgrzaniu; z tego powodu nie ma „wody jodowanej”.

Produkcja halogenów.

Najpowszechniejszą metodą technologiczną produkcji fluoru i chloru jest elektroliza stopionych soli (patrz § 7). Brom i jod w przemyśle są zwykle otrzymywane chemicznie.

W laboratorium chlor powstaje w wyniku działania różnych środków utleniających na kwas solny, na przykład:

Utlenianie przeprowadza się jeszcze skuteczniej za pomocą nadmanganianu potasu - patrz sekcja „Kwasy” w § 8.

Halogenowodory i kwasy halogenowodorowe.

Wszystkie halogenowodory są w normalnych warunkach gazowe. Wiązanie chemiczne przeprowadzane w ich cząsteczkach jest polarne kowalencyjne, a polarność wiązania maleje w szeregu. W tej serii siła wiązania również maleje. Ze względu na swoją polarność wszystkie halogenowodory, w przeciwieństwie do halogenów, są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Tak więc w temperaturze pokojowej w 1 objętości wody można rozpuścić około 400 objętości objętości i około 400 objętości

Kiedy halogenowodory rozpuszczają się w wodzie, dysocjują na jony i tworzą się roztwory odpowiednich kwasów halogenowodorowych. Co więcej, po rozpuszczeniu HCl dysocjuje prawie całkowicie, więc powstałe kwasy uważa się za mocne. Natomiast kwas fluorowodorowy jest słaby. Wyjaśnia się to asocjacją cząsteczek HF w wyniku występowania między nimi wiązań wodorowych. Zatem siła kwasów spada z HI do HF.

Ponieważ jony ujemne kwasów halogenowodorowych mogą wykazywać jedynie właściwości redukujące, gdy kwasy te oddziałują z metalami, utlenianie tych ostatnich może nastąpić tylko z powodu jonów, dlatego kwasy reagują tylko z metalami, które znajdują się w szeregu napięcia na lewo od wodoru.

Wszystkie halogenki metali, z wyjątkiem soli Ag i Pb, są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Niska rozpuszczalność halogenków srebra pozwala na zastosowanie reakcji wymiany np

jako jakościowe do wykrywania odpowiednich jonów. W wyniku reakcji AgCl wytrąca się w postaci białego osadu, AgBr – żółtawobiałego, Agl – jasnożółtego.

W przeciwieństwie do innych kwasów fluorowodorowych, kwas fluorowodorowy reaguje z tlenkiem krzemu (IV):

Ponieważ tlenek krzemu jest częścią szkła, kwas fluorowodorowy powoduje korozję szkła, dlatego w laboratoriach jest on przechowywany w pojemnikach wykonanych z polietylenu lub teflonu.

Wszystkie halogeny, z wyjątkiem fluoru, mogą tworzyć związki, w których mają dodatni stopień utlenienia. Najważniejszymi z tych związków są zawierające tlen kwasy typu halogenowego oraz odpowiadające im sole i bezwodniki.

Atom wodoru ma wzór elektroniczny zewnętrznego (i jedynego) poziomu elektronowego 1 S 1. Z jednej strony, pod względem obecności jednego elektronu na zewnętrznym poziomie elektronowym, atom wodoru jest podobny do atomów metali alkalicznych. Jednakże, podobnie jak halogeny, potrzebuje tylko jednego elektronu do wypełnienia zewnętrznego poziomu elektronicznego, ponieważ pierwszy poziom elektroniczny może zawierać nie więcej niż 2 elektrony. Okazuje się, że wodór można umieścić jednocześnie w pierwszej i przedostatniej (siódmej) grupie układu okresowego, co czasami ma miejsce w różnych wersjach układu okresowego:

Z punktu widzenia właściwości wodoru jako substancji prostej, nadal ma on więcej wspólnego z halogenami. Wodór, podobnie jak halogeny, jest niemetalem i podobnie jak one tworzy cząsteczki dwuatomowe (H2).

W normalnych warunkach wodór jest substancją gazową o niskiej aktywności. Niską aktywność wodoru tłumaczy się dużą siłą wiązań między atomami wodoru w cząsteczce, których zerwanie wymaga albo silnego ogrzewania, albo zastosowania katalizatorów, albo obu.

Oddziaływanie wodoru z substancjami prostymi

z metalami

Spośród metali wodór reaguje tylko z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych! Do metali alkalicznych zalicza się metale z głównej podgrupy grupy I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a do metali ziem alkalicznych zalicza się metale z głównej podgrupy grupy II, z wyjątkiem berylu i magnezu (Ca, Sr, Ba, Ra)

Wodór w interakcji z metalami aktywnymi wykazuje właściwości utleniające, tj. obniża stopień utlenienia. W tym przypadku powstają wodorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, które mają strukturę jonową. Reakcja zachodzi po podgrzaniu:

Należy zauważyć, że oddziaływanie z metalami aktywnymi jest jedynym przypadkiem, gdy wodór cząsteczkowy H2 jest środkiem utleniającym.

z niemetalami

Spośród niemetali wodór reaguje tylko z węglem, azotem, tlenem, siarką, selenem i halogenami!

Przez węgiel należy rozumieć grafit lub węgiel amorficzny, ponieważ diament jest wyjątkowo obojętną alotropową modyfikacją węgla.

Podczas interakcji z niemetalami wodór może jedynie pełnić funkcję środka redukującego, to znaczy jedynie zwiększać jego stopień utlenienia:

Oddziaływanie wodoru z substancjami złożonymi

z tlenkami metali

Wodór nie reaguje z tlenkami metali, które należą do szeregu aktywności metali aż do aluminium (włącznie), jednak po podgrzaniu jest w stanie zredukować wiele tlenków metali na prawo od aluminium:

z tlenkami niemetali

Spośród tlenków niemetali wodór reaguje po podgrzaniu z tlenkami azotu, halogenów i węgla. Spośród wszystkich interakcji wodoru z tlenkami niemetali na szczególną uwagę zasługuje jego reakcja z tlenkiem węgla CO.

Mieszanina CO i H2 ma nawet swoją nazwę - „gaz syntezowy”, ponieważ w zależności od warunków można z niej otrzymać tak popularne produkty przemysłowe, jak metanol, formaldehyd, a nawet syntetyczne węglowodory:

z kwasami

Wodór nie reaguje z kwasami nieorganicznymi!

Spośród kwasów organicznych wodór reaguje tylko z kwasami nienasyconymi, a także z kwasami zawierającymi grupy funkcyjne zdolne do redukcji wodorem, w szczególności z grupami aldehydowymi, ketonowymi lub nitrowymi.

z solami

W przypadku wodnych roztworów soli nie zachodzi ich oddziaływanie z wodorem. Jeżeli jednak wodór przepuści się przez stałe sole niektórych metali o średniej i małej aktywności, możliwa jest ich częściowa lub całkowita redukcja, np.:

Właściwości chemiczne halogenów

Halogeny to pierwiastki chemiczne z grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At), a także proste substancje, które tworzą. W tym i dalszym tekście, jeśli nie zaznaczono inaczej, halogeny będą rozumiane jako substancje proste.

Wszystkie halogeny mają strukturę molekularną, która determinuje niskie temperatury topnienia i wrzenia tych substancji. Cząsteczki halogenu są dwuatomowe, tj. ich wzór można zapisać w ogólnej postaci jako Hal 2.

Należy zauważyć tak specyficzną właściwość fizyczną jodu, jak jego zdolność sublimacja lub innymi słowy, sublimacja. Sublimacja, to zjawisko, w którym substancja w stanie stałym nie topi się po podgrzaniu, ale omijając fazę ciekłą, natychmiast przechodzi w stan gazowy.

Struktura elektronowa poziomu energii zewnętrznej atomu dowolnego halogenu ma postać ns 2 np 5, gdzie n jest numerem okresu układu okresowego, w którym znajduje się halogen. Jak widać, atomy halogenu potrzebują tylko jednego elektronu, aby dotrzeć do ośmioelektronowej powłoki zewnętrznej. Na tej podstawie logiczne jest założenie, że wolne halogeny mają głównie właściwości utleniające, co potwierdza praktyka. Jak wiadomo, elektroujemność niemetali zmniejsza się podczas przesuwania się w dół podgrupy, a zatem aktywność halogenów maleje w szeregu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Oddziaływanie halogenów z substancjami prostymi

Wszystkie halogeny są substancjami wysoce reaktywnymi i reagują z większością prostych substancji. Należy jednak zaznaczyć, że fluor ze względu na swoją niezwykle wysoką reaktywność może reagować nawet z tymi prostymi substancjami, z którymi inne halogeny nie mogą reagować. Do takich prostych substancji zalicza się tlen, węgiel (diament), azot, platynę, złoto i niektóre gazy szlachetne (ksenon i krypton). Te. Właściwie, fluor nie reaguje tylko z niektórymi gazami szlachetnymi.

Pozostałe halogeny, tj. chlor, brom i jod są również substancjami aktywnymi, ale mniej aktywnymi niż fluor. Reagują z prawie wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu, węgla w postaci diamentu, platyny, złota i gazów szlachetnych.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

wodór

Kiedy wszystkie halogeny oddziałują z wodorem, powstają halogenowodory z ogólnym wzorem HHal. W tym przypadku reakcja fluoru z wodorem rozpoczyna się samoistnie nawet w ciemności i przebiega wraz z eksplozją zgodnie z równaniem:

Reakcję chloru z wodorem można zainicjować intensywnym promieniowaniem ultrafioletowym lub ciepłem. Postępuje również z eksplozją:

Brom i jod reagują z wodorem dopiero po podgrzaniu, a jednocześnie reakcja z jodem jest odwracalna:

fosfor

Oddziaływanie fluoru z fosforem prowadzi do utlenienia fosforu do najwyższego stopnia utlenienia (+5). W tym przypadku powstaje pięciofluorek fosforu:

Kiedy chlor i brom oddziałują z fosforem, można otrzymać halogenki fosforu zarówno na stopniu utlenienia +3, jak i na stopniu utlenienia +5, co zależy od proporcji reagujących substancji:

Ponadto w przypadku fosforu białego w atmosferze fluoru, chloru lub ciekłego bromu reakcja rozpoczyna się samoistnie.

Oddziaływanie fosforu z jodem może prowadzić do powstania jedynie triodku fosforu ze względu na jego znacznie niższą zdolność utleniającą niż inne halogeny:

szary

Fluor utlenia siarkę do najwyższego stopnia utlenienia +6, tworząc sześciofluorek siarki:

Chlor i brom reagują z siarką, tworząc związki zawierające siarkę na niezwykle nietypowych dla niej stopniach utlenienia +1 i +2. Interakcje te są bardzo specyficzne i aby zdać Unified State Exam z chemii, nie jest konieczna umiejętność pisania równań dla tych interakcji. Dlatego poniższe trzy równania podano raczej w celach informacyjnych:

Oddziaływanie halogenów z metalami

Jak wspomniano powyżej, fluor może reagować ze wszystkimi metalami, nawet tak nieaktywnymi, jak platyna i złoto:

Pozostałe halogeny reagują ze wszystkimi metalami z wyjątkiem platyny i złota:

Reakcje halogenów z substancjami złożonymi

Reakcje podstawienia halogenami

Bardziej aktywne halogeny, tj. pierwiastki chemiczne, które znajdują się wyżej w układzie okresowym, są w stanie wypierać mniej aktywne halogeny z tworzących się przez nie kwasów fluorowodorowych i halogenków metali:

Podobnie brom i jod wypierają siarkę z roztworów siarczków i/lub siarkowodoru:

Chlor jest silniejszym utleniaczem i utlenia siarkowodór w roztworze wodnym nie do siarki, ale do kwasu siarkowego:

Reakcja halogenów z wodą

Woda spala się we fluorze niebieskim płomieniem zgodnie z równaniem reakcji:

Brom i chlor reagują z wodą inaczej niż fluor. Jeśli fluor działał jako środek utleniający, wówczas chlor i brom są nieproporcjonalne w wodzie, tworząc mieszaninę kwasów. W tym przypadku reakcje są odwracalne:

Oddziaływanie jodu z wodą zachodzi w tak znikomym stopniu, że można je pominąć i przyjąć, że reakcja w ogóle nie zachodzi.

Oddziaływanie halogenów z roztworami alkalicznymi

Fluor w interakcji z wodnym roztworem alkalicznym ponownie działa jako środek utleniający:

Umiejętność napisania tego równania nie jest wymagana do zdania egzaminu Unified State Exam. Wystarczy wiedzieć, że istnieje możliwość takiego oddziaływania i oksydacyjna rola fluoru w tej reakcji.

W przeciwieństwie do fluoru, inne halogeny w roztworach alkalicznych są nieproporcjonalne, to znaczy jednocześnie zwiększają i zmniejszają swój stopień utlenienia. Ponadto w przypadku chloru i bromu, w zależności od temperatury, możliwy jest przepływ w dwóch różnych kierunkach. W szczególności na zimno reakcje przebiegają w następujący sposób:

i po podgrzaniu:

Jod reaguje z zasadami wyłącznie zgodnie z drugą opcją, tj. z tworzeniem się jodanu, ponieważ podjodyt jest niestabilny nie tylko po podgrzaniu, ale także w zwykłych temperaturach, a nawet na mrozie.

Halogeny fluor F, chlor C1, brom Br, jod I są pierwiastkami grupy VILA. Konfiguracja elektronowa powłoki walencyjnej atomów halogenu w stanie podstawowym ns 2 np 5 . Obecność pięciu elektronów na zewnętrznym orbicie p, w tym jednego niesparowanego, jest przyczyną dużego powinowactwa elektronowego halogenów. Dodanie elektronu prowadzi do powstania anionów halogenkowych (F-, Cl-, Br-, I-) ze stabilną 8-elektronową powłoką najbliższego gazu szlachetnego. Halogeny są odrębnymi niemetalami.

Najbardziej elektroujemny pierwiastek, fluor, ma w związkach tylko jeden stopień utlenienia - 1, ponieważ zawsze jest akceptorem elektronów. Inne halogeny w związkach mogą mieć stopnie utlenienia w zakresie od -1 do +7. Dodatnie stopnie utlenienia halogenów są spowodowane przejściem ich elektronów walencyjnych do wolnych orbitali d poziomu zewnętrznego (rozdział 2.1.3) podczas tworzenia wiązań z pierwiastkami bardziej elektroujemnymi.

Cząsteczki halogenu są dwuatomowe: F 2, C1 2, Br 2, I 2. W normalnych warunkach fluor i chlor są gazami, brom jest lotną cieczą (Tbp = 59°C), a jod jest ciałem stałym, ale łatwo sublimuje (przechodzi w stan gazowy z pominięciem stanu ciekłego).

Właściwości redoksowe. Halogeny są silnymi utleniaczami, reagującymi z prawie wszystkimi metalami i wieloma niemetalami:

Fluor wykazuje szczególnie wysoką aktywność chemiczną, która po podgrzaniu reaguje nawet z gazami szlachetnymi: ksenonem, kryptonem i radonem:

Aktywność chemiczna halogenów zmniejsza się od fluoru do jodu, ponieważ wraz ze wzrostem promienia atomowego zmniejsza się zdolność halogenów do przyłączania elektronów:

Bardziej aktywny halogen zawsze wypiera mniej aktywny z jego związków z metalami. Zatem fluor wypiera wszystkie inne halogeny z ich halogenków, a brom wypiera tylko jod z jodków:

Różne właściwości utleniające halogenów przejawiają się także w ich działaniu na organizm. Gazowy chlor i fluor, ze względu na swoje bardzo silne właściwości utleniające, są silnie trującymi substancjami, które powodują poważne uszkodzenia płuc oraz błon śluzowych oczu, nosa i krtani. Jod jest łagodniejszym utleniaczem i wykazuje właściwości antyseptyczne, dlatego jest szeroko stosowany w medycynie.

Różnice we właściwościach redoks halogenów pojawiają się także podczas interakcji z wodą. Fluor utlenia wodę, przy czym czynnikiem redukującym jest atom tlenu w cząsteczce wody:

Oddziaływaniu innych halogenów z wodą towarzyszy dysmutacja redoks ich atomów. Tak więc, gdy chlor reaguje z wodą, jeden z atomów cząsteczki chloru, pozyskując elektron od innego atomu, ulega redukcji, a drugi atom chloru, oddając elektron, ulega utlenieniu. To tworzy woda chlorowana, zawierający chlorowodór (kwas solny) i kwas podchlorawy (podchlorawy):
Reakcja jest odwracalna, a jej równowaga jest silnie przesunięta w lewo. Kwas podchlorawy jest niestabilny i łatwo rozkłada się, zwłaszcza pod wpływem światła, tworząc bardzo silny środek utleniający - tlen atomowy:

Zatem woda chlorowana zawiera w różnych stężeniach trzy środki utleniające o różnych zdolnościach utleniających: chlor cząsteczkowy, kwas podchlorawy i tlen atomowy, których suma jest często nazywana „aktywny chlor”.

Powstały tlen atomowy wybiela barwniki i zabija drobnoustroje, co wyjaśnia wybielające i bakteriobójcze działanie wody chlorowanej.

Kwas podchlorawy jest silniejszym środkiem utleniającym niż chlor gazowy. Reaguje ze związkami organicznymi RH zarówno jako środek utleniający, jak i jako odczynnik chlorujący:

Dlatego też, gdy woda pitna zawierająca w postaci zanieczyszczeń substancje organiczne jest chlorowana, mogą one przekształcić się w bardziej toksyczne związki chloroorganiczne RC1. Zdecydowanie należy to wziąć pod uwagę przy opracowywaniu metod oczyszczania wody i ich stosowaniu.

Po dodaniu zasady do wody chlorowanej równowaga przesuwa się w prawo z powodu neutralizacji kwasów podchlorawego i solnego:
Powstały roztwór mieszaniny soli, tzw Woda Javela, stosowany jako środek wybielający i dezynfekujący. Właściwości te wynikają z faktu, że podchloryn potasu pod wpływem CO2 + H 2 0 i w wyniku hydrolizy przekształca się w niestabilny kwas podchlorawy, tworząc tlen atomowy. W rezultacie woda Javel niszczy barwniki i zabija drobnoustroje.
Kiedy gazowy chlor działa na mokre wapno gaszone Ca(OH) 2, otrzymuje się mieszaninę soli CaCl 2 i Ca(0C1) 2, zwaną wybielacz:
Chlorek wapna można uznać za mieszaną sól wapniową kwasu solnego i podchlorawego CaCl(OCl). W wilgotnym powietrzu wybielacz, wchodząc w interakcję z wodą i dwutlenkiem węgla, stopniowo uwalnia kwas podchlorawy, który zapewnia jego właściwości wybielające, dezynfekujące i odgazowujące:

Kiedy wybielacz poddaje się działaniu kwasu solnego, uwalnia się wolny chlor:

Po podgrzaniu kwas podchlorawy rozkłada się w wyniku dysproporcjonowania redoks, tworząc kwas solny i nadchlorowy:

Kiedy chlor przepuszcza się przez gorący roztwór alkaliczny, taki jak KOH, powstają chlorek potasu i chloran potasu KClO 3 (sól Bertholleta):

Zdolność utleniająca anionów kwasów chlorowych zawierających tlen w roztworach wodnych szeregu СlO - - СlO4(-) zmniejsza się pomimo wzrostu stopnia utlenienia chloru w nich:

Tłumaczy się to wzrostem stabilności anionów w tym szeregu na skutek zwiększonej delokalizacji ich ładunku ujemnego. Jednocześnie nadchlorany LiC10 4 i KClO 4 w stanie suchym w wysokich temperaturach są silnymi utleniaczami i służą do mineralizacji różnych biomateriałów przy oznaczaniu zawartych w nich składników nieorganicznych.

Aniony halogenowe (z wyjątkiem F-) są zdolne do oddawania elektronów, dlatego są czynnikami redukującymi. Wraz ze wzrostem ich promienia zdolność redukcyjna anionów halogenkowych wzrasta od anionu chlorkowego do anionu jodkowego:

Zatem kwas jodowodorowy jest utleniany przez tlen atmosferyczny już w normalnej temperaturze:

Kwas solny nie ulega utlenieniu przez tlen, dlatego anion chlorkowy jest stabilny w warunkach organizmu, co jest bardzo ważne z punktu widzenia fizjologii i medycyny.

Właściwości kwasowo-zasadowe. Halogenowodory HF, HC1, HBr, HI, ze względu na polarność cząsteczek, są dobrze rozpuszczalne w wodzie. W tym przypadku następuje hydratacja cząsteczek, prowadząca do ich dysocjacji z utworzeniem uwodnionych protonów i anionów halogenkowych. Siła kwasów szeregu HF, HC1, HBr, HI wzrasta w wyniku wzrostu promienia i polaryzowalności anionów z F- do I-.

Kwas solny, jako składnik soku żołądkowego, odgrywa ważną rolę w procesie trawienia. Głównie dzięki kwasowi solnemu, którego udział masowy w soku żołądkowym wynosi 0,3%, jego pH utrzymuje się w zakresie od 1 do 3. Kwas solny sprzyja przejściu enzymu pepsyny do jego aktywnej postaci, co zapewnia trawienie białek w wyniku hydrolitycznego rozerwania wiązań peptydowych z utworzeniem różnych aminokwasów:

Oznaczanie zawartości kwasu solnego i innych kwasów w soku żołądkowym omówiono w rozdziale. 8.3.3.

W szeregu kwasów chlorowych zawierających tlen, wraz ze wzrostem stopnia utlenienia wzrasta siła kwasów.

Dzieje się tak na skutek wzrostu polarności wiązania O-H na skutek przesunięcia jego gęstości elektronowej w stronę atomu chloru, a także na skutek wzrostu stabilności anionów.

Właściwości kompleksujące. Aniony halogenowe mają tendencję do tworzenia kompleksów jako ligandy. Stabilność kompleksów halogenkowych zwykle maleje w kolejności F- > Cl- > Br- > > I-. To proces kompleksowania wyjaśnia toksyczne działanie anionów fluorkowych, które tworząc kompleksy fluorkowe z kationami metali zawartymi w centrach aktywnych enzymów, tłumią ich działanie.
Cząsteczka jodu wykazuje ciekawe właściwości kompleksotwórcze. Zatem rozpuszczalność cząsteczkowego jodu w wodzie gwałtownie wzrasta w obecności jodku potasu, co wiąże się z tworzeniem złożonego anionu

Niska stabilność tego jonu kompleksowego zapewnia obecność w roztworze jodu cząsteczkowego. Dlatego w medycynie wodny roztwór jodu z dodatkiem KI stosuje się jako środek bakteriobójczy. Ponadto jod cząsteczkowy tworzy kompleksy inkluzyjne ze skrobią (sekcja 22.3) i alkoholem poliwinylowym (niebieski jod). W tych kompleksach cząsteczki jodu lub ich towarzysze z anionami jodkowymi wypełniają kanały utworzone przez helikalną strukturę odpowiednich polimerów polihydroksylowych. Kompleksy inkluzyjne są mało trwałe i zdolne do stopniowego uwalniania jodu cząsteczkowego. Dlatego lek taki jak niebieski jod jest skutecznym, ale łagodnym, długo działającym środkiem bakteriobójczym.

Biologiczna rola i zastosowanie halogenów i ich związków w medycynie. Halogeny w postaci różnych związków są częścią żywych tkanek. W organizmie wszystkie halogeny mają stopień utlenienia 1. Jednocześnie chlor i brom występują w postaci uwodnionych anionów Cl- i Br-, a fluor i jod wchodzą w skład nierozpuszczalnych w wodzie biosubstratów:

Związki fluoru są składnikami tkanki kostnej, paznokci i zębów. Biologiczne działanie fluoru wiąże się przede wszystkim z problemem chorób zębów. Anion fluorkowy, zastępując jon wodorotlenkowy w hydroksyapatycie, tworzy warstwę ochronną szkliwa ze stałego fluoroapatytu:

Fluoryzacja wody pitnej do stężenia jonów fluorkowych wynoszącego 1 mg/l oraz dodatek fluorku sodu do pasty do zębów znacząco zmniejsza próchnicę zębów w populacji. Jednocześnie, gdy stężenie anionu fluorkowego w wodzie pitnej przekracza 1,2 mg/l, zwiększa się łamliwość kości i szkliwa zębów oraz pojawia się ogólne wyczerpanie organizmu, tzw. fluoroza.

Aniony chlorkowe zapewniają przepływ jonów przez błony komórkowe, uczestniczą w utrzymaniu homeostazy osmotycznej oraz tworzą sprzyjające środowisko dla działania i aktywacji enzymów protolitycznych soku żołądkowego.

Aniony bromkowe w organizmie człowieka zlokalizowane są głównie w przysadce mózgowej i innych gruczołach wydzielania wewnętrznego. Stwierdzono istnienie dynamicznej zależności pomiędzy zawartością anionów bromkowych i chlorkowych w organizmie. Zatem zwiększona zawartość anionów bromkowych we krwi sprzyja szybkiemu uwalnianiu anionów chlorkowych przez nerki. Bromki zlokalizowane są głównie w płynie międzykomórkowym. Nasilają procesy hamujące w neuronach kory mózgowej, dlatego w farmakologii wykorzystuje się bromki potasu, sodu i bromokamfory.

Jod i jego związki wpływają na syntezę białek, tłuszczów i hormonów. Ponad połowa jodu znajduje się w tarczycy w postaci związanej w postaci hormonów tarczycy. Przy niewystarczającym spożyciu jodu w organizmie rozwija się wole endemiczne. Aby zapobiec tej chorobie, do soli kuchennej dodaje się NaI lub KI (1-2 g na 1 kg NaCl). Zatem wszystkie halogeny są niezbędne do normalnego funkcjonowania organizmów żywych.

Rozdział 13