Reaksionet kimike të halogjeneve me kripërat. Halogjenet – Hipermarketi i njohurive

Nga një tekst shkollor i kimisë, shumë njerëz e dinë se halogjenët përfshijnë elementë kimikë të sistemit periodik të Mendelejevit nga grupi 17 në tabelë.

Përkthyer nga greqishtja si lindja, origjina. Pothuajse të gjithë janë shumë aktivë, për shkak të së cilës reagojnë dhunshëm me substanca të thjeshta, me përjashtim të disa jometaleve. Çfarë janë halogjenet dhe cilat janë vetitë e tyre?

Në kontakt me

Lista e halogjeneve

Halogjenët janë agjentë të mirë oksidues; për këtë arsye, në natyrë ato mund të gjenden vetëm në disa përbërje. Sa më i madh të jetë numri atomik, aq më pak aktivitet kimik i elementeve të këtij grupi. Grupi halogjen përfshin elementët e mëposhtëm:

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

Kjo e fundit u zhvillua në Institutin e Kërkimeve Bërthamore, i cili ndodhet në qytetin e Dubna. Fluori është një gaz helmues me ngjyrë të verdhë të zbehtë. Klori është gjithashtu helmues. Ky është një gaz që ka një erë mjaft të mprehtë dhe të pakëndshme të ngjyrës së gjelbër të hapur. Bromi ka një ngjyrë kafe të kuqe dhe është një lëng toksik që mund të ndikojë edhe në shqisën e nuhatjes. Është shumë i paqëndrueshëm, kështu që ruhet në ampula. Jodi është një substancë kristalore, lehtësisht e sublimuar, vjollcë e errët. Astatina është radioaktive, me ngjyrë kristal: e zezë me blu, gjysma e jetës është 8.1 orë.

Aktiviteti i lartë oksidues i halogjeneve zvogëlohet nga fluori në jod. Më aktivi nga vëllezërit e tij është fluori, i cili ka aftësinë të reagojë me çdo metal, duke formuar kripëra, disa prej tyre ndizen spontanisht, duke lëshuar një sasi të madhe nxehtësie. Pa ngrohje, ky element reagon me pothuajse të gjitha jometalet, reaksionet shoqërohen me çlirimin e një sasie të caktuar nxehtësie (ekzotermike).

Fluori ndërvepron me gazrat inerte dhe rrezatohet (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Kur nxehet, fluori ndikon në halogjenët e tjerë, duke i oksiduar ato. Formula vlen: Hal 2 + F 2 = 2HalF, ku Hal = Cl, Br, I, At, në rastin kur gjysma e gjendjeve të oksidimit të klorit, bromit, jodit dhe astatinës janë të barabarta me + 1.

Fluori gjithashtu ndërvepron mjaft fuqishëm me substanca komplekse. Pasoja është oksidimi i ujit. Në këtë rast, ndodh një reaksion shpërthyes, i cili shkruhet shkurtimisht me formulën: 3F 2 + ZH 2 O = OF 2 + 4HF + H 2 O 2.

Klorin

Aktiviteti i klorit të lirë është pak më i vogël se fluori, por gjithashtu ka një aftësi të mirë për të reaguar. Kjo mund të ndodhë kur ndërveprohet me shumë substanca të thjeshta, me përjashtime të rralla në formën e oksigjenit, azotit dhe gazeve inerte. Ai mund të reagojë dhunshëm me substanca komplekse, duke krijuar reaksione zëvendësimi, vetia e shtimit të hidrokarbureve është gjithashtu e natyrshme në klor. Kur nxehet, bromi ose jodi zhvendoset nga komponimet me hidrogjen ose metale.

Ky element ka një marrëdhënie të veçantë me hidrogjenin. Në temperaturën e dhomës dhe pa ekspozim ndaj dritës, klori nuk reagon në asnjë mënyrë ndaj këtij gazi, por pasi të nxehet ose të drejtohet në dritë, do të ndodhë një reaksion zinxhir shpërthyes. Formula është dhënë më poshtë:

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

Fotonet, kur ngacmohen, shkaktojnë dekompozimin e molekulave të Cl 2 në atome dhe ndodh një reaksion zinxhir, duke shkaktuar shfaqjen e grimcave të reja që nisin fillimin e fazës tjetër. Në historinë e kimisë ky fenomen është studiuar. Kimisti rus dhe laureati i çmimit Nobel N.N. Semenov. në vitin 1956 ai studioi reaksionin zinxhir fotokimik dhe në këtë mënyrë dha një kontribut të madh në shkencë.

Klori reagon me shumë substanca komplekse, këto janë reaksione zëvendësimi dhe shtimi. Ai tretet mirë në ujë.

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

Me alkalet, kur nxehet, klori mund joproporcionale.

Brom, jod dhe astatine

Aktiviteti kimik i bromit është pak më i vogël se ai i fluorit ose klorit të lartpërmendur, por është gjithashtu mjaft i lartë. Bromi përdoret shpesh në formë të lëngshme. Ai, si klori, tretet shumë mirë në ujë. Një reagim i pjesshëm ndodh me të, duke lejuar që dikush të marrë "ujë bromin".

Aktiviteti kimik i jodit është dukshëm i ndryshëm nga përfaqësuesit e tjerë të kësaj serie. Pothuajse nuk ndërvepron me jometalet, por me Me metalet reaksioni ndodh shumë ngadalë dhe vetëm kur nxehet. Në këtë rast, ndodh një thithje e madhe e nxehtësisë (reaksion endotermik), i cili është shumë i kthyeshëm. Përveç kësaj Jodi nuk mund të tretet në ujë në asnjë mënyrë, kjo nuk arrihet as me ngrohje, prandaj “uji me jod” nuk ekziston në natyrë. Jodi mund të shpërndahet vetëm në tretësirë jodidi. Në këtë rast, formohen anione komplekse. Në mjekësi, kjo përbërje quhet tretësira e Lugolit.

Astatina reagon me metale dhe hidrogjen. Në serinë e halogjeneve, aktiviteti kimik zvogëlohet në drejtimin nga fluori në astatinë. Çdo halogjen në serinë F - At është i aftë të zhvendosë elementët pasues nga komponimet me metale ose hidrogjen. Astatina është elementi më pasiv nga këta elementë. Por karakterizohet nga ndërveprimi me metalet.

Aplikacion

Kimia është ngulitur fort në jetën tonë, duke depërtuar në të gjitha fushat. Njeriu ka mësuar të përdorë halogjenet, si dhe përbërjet e tij, për përfitimin e tij. Rëndësia biologjike e halogjeneve është e pamohueshme. Fushat e tyre të aplikimit janë të ndryshme:

bar;
farmakologji;
prodhimi i plastikave të ndryshme, ngjyrave etj.;
Bujqësia.

Nga komponimi natyral krioliti, formula kimike e të cilit është si më poshtë: Na3AlF6. alumini. Përbërjet e fluorit përdoren gjerësisht në prodhim pastat e dhëmbëve. Fluori dihet se ndihmon në parandalimin e kariesit. Përdoret tretësirë alkoolike e jodit për dezinfektimin dhe dezinfektimin e plagëve.

Klori ka gjetur përdorimin më të përhapur në jetën tonë. Shtrirja e zbatimit të tij është mjaft e larmishme. Shembuj të përdorimit:

Prodhimi i plastikës.
Marrja e acidit klorhidrik.
Prodhimi i fibrave sintetike, tretësve, gomave, etj.
Zbardhja e pëlhurave (liri dhe pambuku), letra.
Dezinfektimi i ujit të pijshëm. Por ozoni përdoret gjithnjë e më shumë për këtë qëllim, pasi përdorimi i klorit është i dëmshëm për trupin e njeriut.
Dezinfektimi i ambienteve

Duhet mbajtur mend se halogjenet janë substanca shumë toksike. Kjo veti është veçanërisht e theksuar në fluor. Halogjenët mund të shkaktojnë asfiksim, acarim të frymëmarrjes dhe të dëmtojnë indet biologjike.

Avujt e klorit mund të jenë jashtëzakonisht të rrezikshëm, si dhe aerosoli i fluorit, i cili ka një erë të dobët dhe mund të ndihet në përqendrime të larta. Një person mund të përjetojë një efekt mbytjeje. Kur punoni me lidhje të tilla, duhet të merren masa paraprake.

Metodat për prodhimin e halogjeneve janë komplekse dhe të ndryshme. Në industri, kjo trajtohet me kërkesa të caktuara, të cilat respektohen rreptësisht.

Kimia e elementeve

Jometalet e nëngrupit VIIA

Elementet e nëngrupit VIIA janë jometale tipike me të larta

elektronegativiteti, ata kanë një emër grupi - "halogjene".

Çështjet kryesore të trajtuara në leksion

Karakteristikat e përgjithshme të jometaleve të nëngrupit VIIA. Struktura elektronike, karakteristikat më të rëndësishme të atomeve. Ste-

dënimet e oksidimit. Veçoritë e kimisë së halogjeneve.

Substanca të thjeshta.

Komponimet natyrore.

Komponimet halogjene

Acidet hidrohalike dhe kripërat e tyre. Kripë dhe acid fluorik

lojëra elektronike, marrja dhe aplikimi.

Komplekset e halidit.

Komponimet binar të oksigjenit të halogjeneve. Paqëndrueshmëria përafërsisht.

Vetitë redoks të substancave të thjeshta dhe bashkë-

unitete. Reagimet e disproporcionit. Diagramet Latimer.

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Kimia e elementeve të nëngrupit VIIA

karakteristikat e përgjithshme











							Mangani






							Teknetium

Grupi VIIA formohet nga p-elementet: fluori F, klori

Cl, brom Br, jod I dhe astatine At.

Formula e përgjithshme për elektronet e valencës është ns 2 np 5.

Të gjithë elementët e grupit VIIA janë jometale tipike.

		Siç shihet nga shpërndarja
		elektronet e valencës
		elektronet e valencës

sipas orbitaleve të atomeve	mungon vetëm një elektron

për të formuar një guaskë të qëndrueshme me tetë elektrone

kuti, kjo është arsyeja pse ata kanë ka një tendencë të fortë drejt

shtimi i një elektroni.

Të gjithë elementët formojnë lehtësisht të thjeshtë me një karikim

ny anionet G – .

Në formën e anioneve të thjeshta, elementët e grupit VIIA gjenden në ujin natyror dhe në kristalet e kripërave natyrore, për shembull, halit NaCl, sylvite KCl, fluorit.

CaF2.

Emri i përgjithshëm i grupit të elementeve VIIA-

grupi "halogjene", pra "lindja e kripërave", është për faktin se shumica e përbërjeve të tyre me metale janë para-

është një kripë tipike (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), e cila

të cilat mund të përftohen përmes ndërveprimit të drejtpërdrejtë

ndërveprimi i metalit me halogjenin. Halogjenët e lirë përftohen nga kripërat natyrore, kështu që emri "halogjene" përkthehet gjithashtu si "i lindur nga kripërat".

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Gjendja minimale e oksidimit (–1) është më e qëndrueshme

për të gjithë halogjenët.

Disa karakteristika të atomeve të elementeve të Grupit VIIA janë dhënë në

Karakteristikat më të rëndësishme të atomeve të elementeve të grupit VIIA

i afërm-		Afiniteti
elektrike
negativ	jonizimi,
ness (sipas
Sondazhi)
			rritje në numër
			shtresa elektronike;
			rritje në madhësi

			reduktimi i elektricitetit
			negativitet i trefishtë

Halogjenët kanë një afinitet të lartë elektronik (maksimumi në

Cl) dhe energji shumë e lartë jonizimi (maksimumi në F) dhe maksimale

elektronegativiteti i mundshëm në çdo periudhë. Fluori është më i madhi

elektronegativ i të gjithë elementëve kimikë.

Prania e një elektroni të paçiftuar në atomet halogjene përcakton

paraqet bashkimin e atomeve në substanca të thjeshta në molekula diatomike Г2.

Për substancat e thjeshta, halogjenet, agjentët oksidues më karakteristikë janë

vetitë, të cilat janë më të forta në F2 dhe dobësohen kur kalojnë në I2.

Halogjenet karakterizohen nga reaktiviteti më i madh i të gjithë elementëve jometalike. Fluori, edhe në mesin e halogjenëve, bie në sy

ka aktivitet jashtëzakonisht të lartë.

Elementi i periudhës së dytë, fluori, ndryshon më fort nga tjetri

elementë të tjerë të nëngrupit. Ky është një model i përgjithshëm për të gjithë jometalet.

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Fluori, si elementi më elektronegativ, nuk tregon seks

gjendjet rezidente të oksidimit. Në çdo lidhje, duke përfshirë ki-

oksigjeni, fluori është në gjendje oksidimi (-1).

Të gjithë halogjenët e tjerë shfaqin shkallë pozitive të oksidimit

Leni deri në një maksimum prej +7.

Gjendjet më karakteristike të oksidimit të halogjeneve:

F: -1, 0;

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

Cl ka okside të njohura në të cilat gjendet në gjendje oksidimi: +4 dhe +6.

Komponimet halogjene më të rëndësishme, në gjendje pozitive,

Dënimet e oksidimit janë acidet që përmbajnë oksigjen dhe kripërat e tyre.

Të gjitha komponimet halogjene në gjendje pozitive oksidimi janë

janë agjentë të fortë oksidues.

shkallë e tmerrshme oksidimi. Disproporcioni nxitet nga një mjedis alkalik.

Zbatimi praktik i substancave të thjeshta dhe përbërjeve të oksigjenit

Reduktimi i halogjeneve është kryesisht për shkak të efektit të tyre oksidues.

Substancat më të thjeshta, Cl2, gjejnë aplikimin më të gjerë praktik.

dhe F2. Sasia më e madhe e klorit dhe fluorit konsumohet në industri

sinteza organike: në prodhimin e plastikës, ftohësve, tretësve,

pesticide, barna. Sasi të konsiderueshme të klorit dhe jodit përdoren për të marrë metale dhe për rafinimin e tyre. Përdoret gjithashtu klori

për zbardhjen e celulozës, për dezinfektimin e ujit të pijshëm dhe në prodhim

uji i zbardhuesit dhe acidit klorhidrik. Kripërat e oksoacideve përdoren në prodhimin e eksplozivëve.

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Acidet - acidet klorhidrike dhe të shkrira - përdoren gjerësisht në praktikë.

Fluori dhe klori janë ndër njëzet elementët më të zakonshëm

atje, ka dukshëm më pak brom dhe jod në natyrë. Të gjithë halogjenët ndodhin në natyrë në gjendjen e tyre të oksidimit(-1). Vetëm jodi gjendet në formën e kripës KIO3,

i cili përfshihet si papastërti në kriporin kilian (KNO3).

Astatina është një element radioaktiv i prodhuar artificialisht (nuk ekziston në natyrë). Paqëndrueshmëria e At pasqyrohet në emër, i cili vjen nga greqishtja. "astatos" - "i paqëndrueshëm". Astatina është një emetues i përshtatshëm për radioterapinë e tumoreve të kancerit.

Substanca të thjeshta

Substancat e thjeshta të halogjeneve formohen nga molekulat diatomike G2.

Në substancat e thjeshta, gjatë kalimit nga F2 në I2 me një rritje të numrit të elektroneve

shtresat e fronit dhe një rritje e polarizimit të atomeve, ka një rritje

ndërveprimi ndërmolekular, duke çuar në një ndryshim në bashkë- agregat

duke qëndruar në kushte standarde.

Fluori (në kushte normale) është një gaz i verdhë, në -181o C shndërrohet në

gjendje e lëngët.

Klori është një gaz i verdhë-gjelbër që kthehet në lëng në -34o C. Me ngjyrën e ha-

Emri Cl është i lidhur me të, vjen nga greqishtja "chloros" - "e verdhë-

jeshile". Një rritje e mprehtë në pikën e vlimit të Cl2 në krahasim me F2,

tregon rritjen e ndërveprimit ndërmolekular.

Bromi është një lëng i kuq i errët, shumë i paqëndrueshëm, vlon në 58,8o C.

emri i elementit lidhet me erën e mprehtë të pakëndshme të gazit dhe rrjedh nga

"bromos" - "me erë të keqe".

Jodi - kristale ngjyrë vjollce të errët, me një "metalike" të dobët

gunga, të cilat kur nxehen sublimohen lehtësisht, duke formuar avuj vjollce;

me ftohje të shpejtë

avujt deri në 114o C

formohet lëngu. Temperatura

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Pika e vlimit të jodit është 183 ° C. Emri i tij vjen nga ngjyra e avullit të jodit -

"jodos" - "vjollcë".

Të gjitha substancat e thjeshta kanë një erë të athët dhe janë helmuese.

Thithja e avujve të tyre shkakton acarim të mukozave dhe organeve të frymëmarrjes, dhe në përqendrime të larta - mbytje. Gjatë Luftës së Parë Botërore, klori u përdor si një agjent helmues.

Fluori gazi dhe bromi i lëngshëm shkaktojnë djegie të lëkurës. Duke punuar me ha-

logens, duhen marrë masa paraprake.

Meqenëse substancat e thjeshta të halogjeneve formohen nga molekula jopolare

ftohen, ato treten mirë në tretës organikë jopolarë:

alkooli, benzeni, tetrakloridi i karbonit etj.. Klori, bromi dhe jodi janë pak të tretshëm në ujë, tretjet e tyre ujore quhen klor, brom dhe ujë me jod. Br2 tretet më mirë se të tjerët, përqendrimi i bromit në sat.

Tretësira arrin 0,2 mol/l, kurse klori – 0,1 mol/l.

Fluori dekompozon ujin:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

Halogjenet shfaqin aktivitet dhe tranzicion të lartë oksidativ

në anionet halogjene.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluori ka një aktivitet veçanërisht të lartë oksidativ. Fluori oksidon metalet fisnike (Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Ai madje ndërvepron me disa gaze inerte (kripton,

ksenoni dhe radoni), për shembull,

Xe + 2F2 = XeF4

Shumë komponime shumë të qëndrueshme digjen në një atmosferë F2, p.sh.

ujë, kuarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Në reaksionet me fluorin, madje edhe agjentë të tillë të fortë oksidues si azoti dhe squfuri

acidi nik, veprojnë si agjentë reduktues, ndërsa fluori oksidon hyrjen

që përmbajnë O(–2) në përbërjen e tyre.

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

Reaktiviteti i lartë i F2 krijon vështirësi me zgjedhjen e kon-

materialet strukturore për të punuar me të. Zakonisht për këto qëllime ne përdorim

Ka nikel dhe bakër, të cilët, kur oksidohen, formojnë filma të dendur mbrojtës të fluorideve në sipërfaqen e tyre. Emri F është për shkak të veprimit të tij agresiv.

Unë ha, vjen nga greqishtja. "fluoros" - "shkatërrues".

Në seritë F2, Cl2, Br2, I2, aftësia oksiduese dobësohet për shkak të rritjes

rritja e madhësisë së atomeve dhe zvogëlimi i elektronegativitetit.

Në tretësirat ujore, vetitë oksiduese dhe reduktuese të materies

Substancat zakonisht karakterizohen duke përdorur potencialet e elektrodës. Tabela tregon potencialet standarde të elektrodës (Eo, V) për gjysmëreaksionet e reduktimit

formimi i halogjeneve. Për krahasim, vlera Eo për ki-

karboni është agjenti oksidues më i zakonshëm.

Potencialet standarde të elektrodës për substanca të thjeshta halogjene

Eo, B, për reagim

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

për elektrodë

2Г– +2е – = Г2

Aktiviteti oksidativ i reduktuar

Siç shihet nga tabela, F2 është një agjent oksidues shumë më i fortë,

se O2, prandaj F2 nuk ekziston në tretësirat ujore oksidon ujin,

duke u rikuperuar në F–. Duke gjykuar nga vlera Eo, aftësia oksiduese e Cl2

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

gjithashtu më i lartë se ai i O2. Në të vërtetë, gjatë ruajtjes afatgjatë të ujit të klorit, ai dekompozohet me çlirimin e oksigjenit dhe formimin e HCl. Por reagimi është i ngadaltë (molekula Cl2 është dukshëm më e fortë se molekula F2 dhe

energjia e aktivizimit për reaksionet me klorin është më e lartë), dispro-

ndarje:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

Në ujë nuk arrin fundin (K = 3,9 . 10–4), prandaj Cl2 ekziston në tretësirat ujore. Br2 dhe I2 karakterizohen nga një stabilitet edhe më i madh në ujë.

Disproporcioni është një oksidativ shumë karakteristik

reaksioni i reduktimit për halogjenet. Disproporcioni i amplifikimit

derdhet në një mjedis alkalik.

Disproporcioni i Cl2 në alkali çon në formimin e anioneve

Cl– dhe ClO–. Konstanta e disproporcionit është 7.5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kur jodi është disproporcional në alkali, formohen I– dhe IO3–. Ana-

Logjikisht, Br2 shpërpjeston jodin. Ndryshimi i produktit është joproporcional

kombi është për faktin se anionet GO– dhe GO2– në Br dhe I janë të paqëndrueshme.

Reaksioni i disproporcionit të klorit përdoret në industri

aftësia për të marrë një oksidues hipoklorit të fortë dhe me veprim të shpejtë,

gëlqere zbardhuese, kripë bertholet.

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

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Ndërveprimi i halogjeneve me metalet

Halogjenët reagojnë fuqishëm me shumë metale, për shembull:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + halogjene, në të cilat metali ka një gjendje të ulët oksidimi (+1, +2),

- Këto janë komponime të ngjashme me kripën me lidhje kryesisht jonike. Si të

Ja, halidet jonike janë lëndë të ngurta me pikë shkrirjeje të lartë

Halidet e metaleve në të cilat metali ka një shkallë të lartë oksidimi

tionet janë komponime me lidhje kryesisht kovalente.

Shumë prej tyre janë gaze, lëngje ose lëndë të ngurta të shkrirë në kushte normale. Për shembull, WF6 është një gaz, MoF6 është një lëng,

TiCl4 është i lëngshëm.

Ndërveprimi i halogjeneve me jometalet

Halogjenët ndërveprojnë drejtpërdrejt me shumë jometale:

hidrogjen, fosfor, squfur, etj. Për shembull:

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

Lidhja në halidet jometale është kryesisht kovalente.

Zakonisht këto komponime kanë pika të ulëta shkrirjeje dhe vlimi.

Kur kalon nga fluori në jod, natyra kovalente e halogjeneve rritet.

Halidet kovalente të jometaleve tipike janë komponime acidike; kur ndërveprojnë me ujin, ato hidrolizohen për të formuar acide. Për shembull:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 PO4

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Dy reaksionet e para përdoren për të prodhuar bromin dhe jodur hidrogjeni.

acid noik.

Interhalidet. Halogjenët, duke u kombinuar me njëri-tjetrin, formojnë ndër-

drejton. Në këto komponime, halogjeni më i lehtë dhe më elektronegativ është në gjendjen e oksidimit (–1), dhe ai më i rëndë është në gjendje pozitive.

dënimet e oksidimit.

Për shkak të bashkëveprimit të drejtpërdrejtë të halogjeneve gjatë ngrohjes, fitohen: ClF, BrF, BrCl, ICl. Ekzistojnë gjithashtu interhalide më komplekse:

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

Të gjitha interhalidet në kushte normale janë substanca të lëngshme me pikë vlimi të ulët. Interhalidet kanë një aktivitet të lartë oksidativ

aktivitet. Për shembull, substanca të tilla kimikisht të qëndrueshme si SiO2, Al2 O3, MgO, etj., digjen në avujt ClF3.

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

Fluori ClF 3 është një reagent agresiv fluorinues që vepron shpejt

oborri F2. Përdoret në sintezat organike dhe për të marrë filma mbrojtës në sipërfaqen e pajisjeve të nikelit për të punuar me fluor.

Në ujë, interhalidet hidrolizohen për të formuar acide. Për shembull,

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

Halogjenet në natyrë. Marrja e substancave të thjeshta

Në industri, halogjenet merren nga komponimet e tyre natyrore. Të gjitha

proceset për marrjen e halogjeneve të lirë bazohen në oksidimin e halogjenit

Jonet nid.

2Г –  Г2 + 2e–

Një sasi e konsiderueshme halogjenesh gjendet në ujërat natyrore në formën e anioneve: Cl–, F–, Br–, I–. Uji i detit mund të përmbajë deri në 2.5% NaCl.

Bromi dhe jodi merren nga uji i pusit të naftës dhe uji i detit.

Ekzekutuesi:

Ngjarja nr.

Një nëngrup halogjenësh përbëhet nga elementët fluor, klor, brom dhe jod.

Konfigurimet elektronike të shtresës së jashtme valente të halogjeneve janë përkatësisht ato të fluorit, klorit, bromit dhe jodit). Konfigurime të tilla elektronike përcaktojnë vetitë tipike oksiduese të halogjeneve - të gjithë halogjenët kanë aftësinë të fitojnë elektrone, megjithëse kur kalojnë në jod, aftësia oksiduese e halogjeneve dobësohet.

Në kushte të zakonshme, halogjenet ekzistojnë në formën e substancave të thjeshta të përbëra nga molekula diatomike të tipit me lidhje kovalente. Vetitë fizike të halogjeneve ndryshojnë shumë: për shembull, në kushte normale, fluori është një gaz që është i vështirë për t'u lëngëzuar, klori është gjithashtu një gaz, por lëngohet lehtësisht, bromi është një lëng, jodi është i ngurtë.

Vetitë kimike të halogjeneve.

Ndryshe nga të gjithë halogjenët e tjerë, fluori në të gjitha përbërjet e tij shfaq vetëm një gjendje oksidimi, 1-, dhe nuk shfaq valencë të ndryshueshme. Për halogjenët e tjerë, gjendja më karakteristike e oksidimit është gjithashtu 1-, megjithatë, për shkak të pranisë së orbitaleve të lira në nivelin e jashtëm, ato gjithashtu mund të shfaqin gjendje të tjera oksidimi teke nga deri në për shkak të çiftëzimit të pjesshëm ose të plotë të elektroneve të valencës.

Fluori ka aktivitetin më të madh. Shumica e metaleve, edhe në temperaturën e dhomës, ndizen në atmosferën e tij, duke lëshuar një sasi të madhe nxehtësie, për shembull:

Pa ngrohje, fluori gjithashtu reagon me shumë jometale (hidrogjen - shih më lart), ndërsa gjithashtu lëshon një sasi të madhe nxehtësie:

Kur nxehet, fluori oksidon të gjithë halogjenët e tjerë sipas skemës së mëposhtme:

ku , dhe te komponimet gjendjet e oksidimit të klorit, bromit dhe jodit janë të barabarta.

Së fundi, kur rrezatohet, fluori reagon edhe me gazrat inerte:

Ndërveprimi i fluorit me substanca komplekse gjithashtu ndodh shumë fuqishëm. Pra, ai oksidon ujin dhe reagimi është shpërthyes:

Klori i lirë është gjithashtu shumë reaktiv, megjithëse aktiviteti i tij është më i vogël se ai i fluorit. Ai reagon drejtpërdrejt me të gjitha substancat e thjeshta, përveç oksigjenit, azotit dhe gazeve fisnike, për shembull:

Për këto reagime, si për të gjitha të tjerat, kushtet për shfaqjen e tyre janë shumë të rëndësishme. Kështu, në temperaturën e dhomës, klori nuk reagon me hidrogjenin; kur nxehet, ky reagim ndodh, por rezulton të jetë shumë i kthyeshëm, dhe me rrezatim të fuqishëm ai vazhdon në mënyrë të pakthyeshme (me një shpërthim) përmes një mekanizmi zinxhir.

Klori reagon me shumë substanca komplekse, për shembull, zëvendësimi dhe shtimi me hidrokarbure:

Klori është i aftë të pas ngrohjes, zhvendosni bromin ose jodin nga përbërjet e tyre me hidrogjen ose metale:

dhe gjithashtu reagon në mënyrë të kthyeshme me ujin:

Klori, duke u tretur në ujë dhe duke reaguar pjesërisht me të, siç tregohet më sipër, formon një përzierje ekuilibri të substancave të quajtur ujë me klor.

Vini re gjithashtu se klori në anën e majtë të ekuacionit të fundit ka një gjendje oksidimi prej 0. Si rezultat i reaksionit, gjendja e oksidimit të disa atomeve të klorit u bë 1- (in), për të tjerët (në acidin hipoklor). Ky reagim është një shembull i një reaksioni vetë-oksidimi-vetë-reduktimi, ose disproporcioni.

Le të kujtojmë se klori mund të reagojë (në disproporcion) me alkalet në të njëjtën mënyrë (shih seksionin "Bazat" në § 8).

Aktiviteti kimik i bromit është më i vogël se fluori dhe klori, por është ende mjaft i lartë për faktin se bromi zakonisht përdoret në gjendje të lëngshme dhe për këtë arsye përqendrimet e tij fillestare, duke qenë të barabarta nga gjërat e tjera, janë më të mëdha se ato të klorit. Duke qenë një reagent "më i butë", bromi përdoret gjerësisht në kiminë organike.

Vini re se bromi, ashtu si klori, tretet në ujë dhe, duke reaguar pjesërisht me të, formon të ashtuquajturin "ujë bromin", ndërsa jodi është praktikisht i pazgjidhshëm në ujë dhe nuk është i aftë ta oksidojë atë edhe kur nxehet; për këtë arsye nuk ka “ujë me jod”.

Prodhimi i halogjeneve.

Metoda më e zakonshme teknologjike për prodhimin e fluorit dhe klorit është elektroliza e kripërave të shkrira (shih § 7). Bromi dhe jodi në industri zakonisht merren kimikisht.

Në laborator, klori prodhohet nga veprimi i agjentëve të ndryshëm oksidues në acidin klorhidrik, për shembull:

Oksidimi kryhet edhe më me efikasitet me permanganat kaliumi - shihni seksionin "Acidet" në § 8.

Halidet e hidrogjenit dhe acidet hidrohalike.

Të gjitha halogjenet e hidrogjenit janë të gaztë në kushte normale. Lidhja kimike e kryer në molekulat e tyre është kovalente polare dhe polariteti i lidhjes zvogëlohet në seri. Forca e lidhjes gjithashtu zvogëlohet në këtë seri. Për shkak të polaritetit të tyre, të gjitha halogjenet e hidrogjenit, ndryshe nga halogjenet, janë shumë të tretshëm në ujë. Pra, në temperaturën e dhomës në 1 vëllim uji mund të shpërndani rreth 400 vëllime vëllimesh dhe rreth 400 vëllime të

Kur halidet e hidrogjenit treten në ujë, ato shpërndahen në jone dhe formohen tretësira të acideve hidrohalide përkatëse. Për më tepër, pas shpërbërjes, HCI shpërndahet pothuajse plotësisht, kështu që acidet që rezultojnë konsiderohen të forta. Në të kundërt, acidi hidrofluorik është i dobët. Kjo shpjegohet me lidhjen e molekulave të HF për shkak të shfaqjes së lidhjeve hidrogjenore midis tyre. Kështu, forca e acideve zvogëlohet nga HI në HF.

Meqenëse jonet negative të acideve hidrohalike mund të shfaqin vetëm veti reduktuese, kur këto acide ndërveprojnë me metalet, oksidimi i këtyre të fundit mund të ndodhë vetëm për shkak të joneve.Prandaj acidet reagojnë vetëm me metalet që janë në serinë e tensionit në të majtë të hidrogjenit.

Të gjitha halogjenet e metaleve, me përjashtim të kripërave të Ag dhe Pb, janë shumë të tretshëm në ujë. Tretshmëria e ulët e halogjeneve të argjendit lejon përdorimin e një reaksioni shkëmbimi si

si cilësore për zbulimin e joneve përkatëse. Si rezultat i reaksionit, AgCl precipiton si një precipitat i bardhë, AgBr - i verdhë-bardhë, Agl - i verdhë i ndezur.

Ndryshe nga acidet e tjera hidrohalike, acidi hidrofluorik reagon me oksidin e silikonit (IV):

Meqenëse oksidi i silikonit është pjesë e qelqit, acidi hidrofluorik gërryen qelqin, dhe për këtë arsye në laboratorë ruhet në kontejnerë të bërë nga polietileni ose teflon.

Të gjithë halogjenët, përveç fluorit, mund të formojnë komponime në të cilat ata kanë një gjendje pozitive oksidimi. Më të rëndësishmet nga këto përbërje janë acidet që përmbajnë oksigjen të tipit halogjen dhe kripërat dhe anhidridet e tyre përkatëse.

Atomi i hidrogjenit ka formulën elektronike të nivelit 1 të elektronit të jashtëm (dhe të vetëm). s 1 . Nga njëra anë, për sa i përket pranisë së një elektroni në nivelin e jashtëm elektronik, atomi i hidrogjenit është i ngjashëm me atomet e metaleve alkali. Megjithatë, ashtu si halogjenët, atij i nevojitet vetëm një elektron për të mbushur nivelin e jashtëm elektronik, pasi niveli i parë elektronik mund të përmbajë jo më shumë se 2 elektrone. Rezulton se hidrogjeni mund të vendoset njëkohësisht në grupin e parë dhe të parafundit (të shtatë) të tabelës periodike, gjë që ndonjëherë bëhet në versione të ndryshme të sistemit periodik:

Nga pikëpamja e vetive të hidrogjenit si një substancë e thjeshtë, ai ka akoma më shumë të përbashkëta me halogjenet. Hidrogjeni, si halogjenet, është një jometal dhe formon molekula diatomike (H 2) si ato.

Në kushte normale, hidrogjeni është një substancë e gaztë, me pak aktivitet. Aktiviteti i ulët i hidrogjenit shpjegohet me forcën e lartë të lidhjeve midis atomeve të hidrogjenit në molekulë, thyerja e të cilave kërkon ose ngrohje të fortë, ose përdorimin e katalizatorëve, ose të dyja.

Ndërveprimi i hidrogjenit me substanca të thjeshta

me metale

Nga metalet, hidrogjeni reagon vetëm me metalet alkaline dhe alkaline tokësore! Metalet alkaline përfshijnë metale të nëngrupit kryesor të grupit I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), dhe metalet e tokës alkaline përfshijnë metalet e nëngrupit kryesor të grupit II, përveç beriliumit dhe magnezit (Ca, Sr, Ba, Ra)

Kur ndërvepron me metale aktive, hidrogjeni shfaq veti oksiduese, d.m.th. ul gjendjen e tij të oksidimit. Në këtë rast, formohen hidride të metaleve alkaline dhe tokësore alkaline, të cilat kanë një strukturë jonike. Reagimi ndodh kur nxehet:

Duhet të theksohet se ndërveprimi me metalet aktive është i vetmi rast kur hidrogjeni molekular H2 është një agjent oksidues.

me jometale

Nga jometalet, hidrogjeni reagon vetëm me karbonin, azotin, oksigjenin, squfurin, selenin dhe halogjenet!

Karboni duhet të kuptohet si grafit ose karbon amorf, pasi diamanti është një modifikim alotropik jashtëzakonisht inert i karbonit.

Kur bashkëvepron me jometalet, hidrogjeni mund të kryejë vetëm funksionin e një agjenti reduktues, domethënë të rrisë vetëm gjendjen e tij të oksidimit:

Ndërveprimi i hidrogjenit me substanca komplekse

me okside metali

Hidrogjeni nuk reagon me oksidet metalike që janë në serinë e aktivitetit të metaleve deri në alumin (përfshirë), megjithatë, ai është në gjendje të reduktojë shumë okside metalike në të djathtë të aluminit kur nxehet:

me okside jometale

Nga oksidet jometale, hidrogjeni reagon kur nxehet me oksidet e azotit, halogjeneve dhe karbonit. Nga të gjitha ndërveprimet e hidrogjenit me oksidet jometale, veçanërisht i rëndësishëm është reagimi i tij me monoksidin e karbonit CO.

Përzierja e CO dhe H2 madje ka emrin e vet - "gaz sintetik", pasi, në varësi të kushteve, produkte të tilla industriale të njohura si metanoli, formaldehidi dhe madje edhe hidrokarburet sintetike mund të merren prej tij:

me acide

Hidrogjeni nuk reagon me acidet inorganike!

Nga acidet organike, hidrogjeni reagon vetëm me acide të pangopura, si dhe me acide që përmbajnë grupe funksionale të afta të reduktohen me hidrogjen, në veçanti grupet aldehide, keto ose nitro.

me kripëra

Në rastin e tretësirave ujore të kripërave, ndërveprimi i tyre me hidrogjenin nuk ndodh. Megjithatë, kur hidrogjeni kalohet mbi kripëra të ngurta të disa metaleve me aktivitet të mesëm dhe të ulët, reduktimi i tyre i pjesshëm ose i plotë është i mundur, për shembull:

Vetitë kimike të halogjeneve

Halogjenet janë elementet kimike të grupit VIIA (F, Cl, Br, I, At), si dhe substancat e thjeshta që formojnë. Këtu dhe më tej në tekst, përveç nëse thuhet ndryshe, halogjenet do të kuptohen si substanca të thjeshta.

Të gjithë halogjenët kanë një strukturë molekulare, e cila përcakton pikat e ulëta të shkrirjes dhe vlimit të këtyre substancave. Molekulat halogjene janë diatomike, d.m.th. formula e tyre mund të shkruhet në formë të përgjithshme si Hal 2.

Duhet të theksohet një veti fizike e tillë specifike e jodit si aftësia e tij për të sublimimi ose, me fjalë të tjera, sublimimi. Sublimimi, është një dukuri në të cilën një substancë në gjendje të ngurtë nuk shkrihet kur nxehet, por, duke anashkaluar fazën e lëngshme, kalon menjëherë në gjendje të gaztë.

Struktura elektronike e nivelit të energjisë së jashtme të një atomi të çdo halogjeni ka formën ns 2 np 5, ku n është numri i periudhës së tabelës periodike në të cilën ndodhet halogjeni. Siç mund ta shihni, atomet halogjene kanë nevojë vetëm për një elektron për të arritur në shtresën e jashtme me tetë elektron. Nga kjo është logjike të supozojmë vetitë kryesisht oksiduese të halogjenëve të lirë, gjë që konfirmohet në praktikë. Siç dihet, elektronegativiteti i jometaleve zvogëlohet kur lëviz poshtë një nëngrup, dhe për këtë arsye aktiviteti i halogjeneve zvogëlohet në seri:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Ndërveprimi i halogjeneve me substanca të thjeshta

Të gjithë halogjenët janë substanca shumë reaktive dhe reagojnë me shumicën e substancave të thjeshta. Megjithatë, duhet theksuar se fluori, për shkak të reaktivitetit jashtëzakonisht të lartë, mund të reagojë edhe me ato substanca të thjeshta me të cilat halogjenet e tjerë nuk mund të reagojnë. Substanca të tilla të thjeshta përfshijnë oksigjenin, karbonin (diamantin), azotin, platinin, ari dhe disa gazra fisnikë (ksenon dhe kripton). Ato. në fakt, fluori nuk reagon vetëm me disa gazra fisnikë.

Halogjenët e mbetur, d.m.th. klori, bromi dhe jodi janë gjithashtu substanca aktive, por më pak aktive se fluori. Ata reagojnë me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta përveç oksigjenit, azotit, karbonit në formën e diamantit, platinit, arit dhe gazeve fisnike.

Ndërveprimi i halogjeneve me jometalet

hidrogjeni

Kur të gjithë halogjenët ndërveprojnë me hidrogjenin, ato formohen halogjenet e hidrogjenit me formulën e përgjithshme HHal. Në këtë rast, reagimi i fluorit me hidrogjen fillon spontanisht edhe në errësirë dhe vazhdon me një shpërthim në përputhje me ekuacionin:

Reagimi i klorit me hidrogjen mund të fillojë nga rrezatimi intensiv ultravjollcë ose nxehtësia. Gjithashtu vazhdon me shpërthim:

Bromi dhe jodi reagojnë me hidrogjenin vetëm kur nxehen, dhe në të njëjtën kohë, reagimi me jod është i kthyeshëm:

fosforit

Ndërveprimi i fluorit me fosforin çon në oksidimin e fosforit në gjendjen më të lartë të oksidimit (+5). Në këtë rast, formohet pentafluoridi i fosforit:

Kur klori dhe bromi ndërveprojnë me fosforin, është e mundur të përftohen halogjene të fosforit si në gjendjen e oksidimit + 3 ashtu edhe në gjendjen e oksidimit +5, e cila varet nga përmasat e substancave që reagojnë:

Për më tepër, në rastin e fosforit të bardhë në një atmosferë me fluor, klor ose brom të lëngshëm, reagimi fillon spontanisht.

Ndërveprimi i fosforit me jodin mund të çojë në formimin e vetëm triodurit të fosforit për shkak të aftësisë së tij oksiduese dukshëm më të ulët se ajo e halogjenëve të tjerë:

gri

Fluori oksidon squfurin në gjendjen më të lartë të oksidimit +6, duke formuar heksafluorid squfuri:

Klori dhe bromi reagojnë me squfur, duke formuar komponime që përmbajnë squfur në gjendje oksidimi +1 dhe +2, të cilat janë jashtëzakonisht të pazakonta për të. Këto ndërveprime janë shumë specifike dhe për të kaluar Provimin e Unifikuar të Shtetit në kimi, aftësia për të shkruar ekuacione për këto ndërveprime nuk është e nevojshme. Prandaj, tre ekuacionet e mëposhtme janë dhënë më tepër për referencë:

Ndërveprimi i halogjeneve me metalet

Siç u përmend më lart, fluori është i aftë të reagojë me të gjitha metalet, madje edhe ato joaktive si platini dhe ari:

Halogjenët e mbetur reagojnë me të gjitha metalet përveç platinit dhe arit:

Reaksionet e halogjeneve me substanca komplekse

Reaksionet e zëvendësimit me halogjene

Halogjenët më aktivë, d.m.th. Elementet kimike të të cilëve ndodhen më lart në tabelën periodike janë në gjendje të zhvendosin halogjenet më pak aktivë nga acidet hidrohalike dhe halogjenet metalike që formojnë:

Në mënyrë të ngjashme, bromi dhe jodi zëvendësojnë squfurin nga tretësirat e sulfurit dhe ose sulfurit të hidrogjenit:

Klori është një agjent oksidues më i fortë dhe oksidon sulfurin e hidrogjenit në tretësirën e tij ujore jo në squfur, por në acid sulfurik:

Reagimi i halogjeneve me ujin

Uji digjet në fluor me një flakë blu në përputhje me ekuacionin e reagimit:

Bromi dhe klori reagojnë ndryshe me ujin sesa fluori. Nëse fluori vepron si një agjent oksidues, atëherë klori dhe bromi janë në disproporcion në ujë, duke formuar një përzierje acidesh. Në këtë rast, reagimet janë të kthyeshme:

Ndërveprimi i jodit me ujin ndodh në një shkallë kaq të parëndësishme saqë mund të neglizhohet dhe mund të supozohet se reaksioni nuk ndodh fare.

Ndërveprimi i halogjeneve me tretësirat alkaline

Fluori, kur ndërvepron me një zgjidhje ujore alkali, përsëri vepron si një agjent oksidues:

Aftësia për të shkruar këtë ekuacion nuk kërkohet për të kaluar Provimin e Unifikuar të Shtetit. Mjafton të dihet fakti për mundësinë e një ndërveprimi të tillë dhe rolin oksidativ të fluorit në këtë reaksion.

Ndryshe nga fluori, halogjenët e tjerë në tretësirat alkaline janë joproporcionale, domethënë, ato njëkohësisht rrisin dhe ulin gjendjen e tyre të oksidimit. Për më tepër, në rastin e klorit dhe bromit, në varësi të temperaturës, rrjedhja në dy drejtime të ndryshme është e mundur. Në veçanti, në të ftohtë reagimet zhvillohen si më poshtë:

dhe kur nxehet:

Jodi reagon me alkalet ekskluzivisht sipas opsionit të dytë, d.m.th. me formimin e jodatit, sepse hipojoditi nuk është i qëndrueshëm jo vetëm kur nxehet, por edhe në temperatura të zakonshme dhe madje edhe në të ftohtë.

Halogjenet fluor F, klori C1, bromi Br, jodi I janë elementë të grupit VILA. Konfigurimi elektronik i shtresës së valencës së atomeve të halogjenit në gjendjen bazë ns 2 np 5 . Prania e pesë elektroneve në orbitalin e jashtëm p, duke përfshirë një të paçiftuar, është arsyeja për afinitetin e lartë elektronik të halogjenëve. Shtimi i një elektroni çon në formimin e anioneve halide (F-, Cl-, Br-, I-) me një shtresë të qëndrueshme 8-elektronike të gazit fisnik më të afërt. Halogjenet janë jometale të dallueshme.

Elementi më elektronegativ, fluori, ka vetëm një gjendje oksidimi në komponimet - 1, pasi është gjithmonë një pranues i elektroneve. Halogjenët e tjerë në komponimet mund të kenë gjendje oksidimi që variojnë nga -1 në +7. Gjendjet pozitive të oksidimit të halogjeneve shkaktohen nga kalimi i elektroneve të tyre të valencës në d-orbitalet e lira të nivelit të jashtëm (Seksioni 2.1.3) kur formohen lidhje me më shumë elementë elektronegativë.

Molekulat halogjene janë diatomike: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Në kushte standarde, fluori dhe klori janë gazra, bromi është një lëng i paqëndrueshëm (Tbp = 59 °C), dhe jodi është i ngurtë, por lehtësisht sublimohet (shndërrohet në gjendje të gaztë, duke anashkaluar gjendjen e lëngshme).

Vetitë redoks. Halogjenët janë agjentë të fortë oksidues, që reagojnë me pothuajse të gjitha metalet dhe shumë jometale:

Fluori shfaq një aktivitet kimik veçanërisht të lartë, i cili, kur nxehet, reagon edhe me gazet fisnike ksenon, kripton dhe radon:

Aktiviteti kimik i halogjeneve zvogëlohet nga fluori në jod, pasi me rritjen e rrezes atomike aftësia e halogjeneve për të lidhur elektrone zvogëlohet:

Halogjeni më aktiv gjithmonë e zhvendos atë më pak aktivin nga komponimet e tij me metale. Kështu, fluori zhvendos të gjithë halogjenët e tjerë nga halogjenet e tyre, dhe bromi zhvendos vetëm jodin nga jodidet:

Vetitë e ndryshme oksiduese të halogjeneve manifestohen edhe në efektin e tyre në trup. Klori dhe fluori i gaztë, për shkak të vetive të tyre shumë të forta oksiduese, janë substanca toksike të fuqishme që shkaktojnë dëme të rënda në mushkëritë dhe mukozën e syve, hundës dhe laringut. Jodi është një agjent oksidues më i butë që shfaq veti antiseptike, prandaj përdoret gjerësisht në mjekësi.

Ndryshimet në vetitë redoks të halogjeneve shfaqen gjithashtu kur ato ndërveprojnë me ujin. Fluori oksidon ujin, me agjent reduktues që është atomi i oksigjenit i molekulës së ujit:

Ndërveprimi i halogjenëve të tjerë me ujin shoqërohet me dismutacion redoks të atomeve të tyre. Kështu, kur klori reagon me ujin, një nga atomet e molekulës së klorit, duke fituar një elektron nga një atom tjetër, zvogëlohet dhe atomi tjetër i klorit, duke hequr dorë nga një elektron, oksidohet. Kjo krijon ujë me klor, që përmban klorur hidrogjeni (acid klorhidrik) dhe acid hipoklor (hipoklorik):
Reagimi është i kthyeshëm dhe ekuilibri i tij zhvendoset fuqishëm në të majtë. Acidi hipoklor është i paqëndrueshëm dhe dekompozohet lehtësisht, veçanërisht në dritë, me formimin e një agjenti shumë të fortë oksidues - oksigjenin atomik:

Kështu, uji me klor përmban në përqendrime të ndryshme tre agjentë oksidues me aftësi të ndryshme oksiduese: klorin molekular, acidin hipoklor dhe oksigjenin atomik, shuma e të cilave shpesh quhet "klor aktiv".

Oksigjeni atomik që rezulton zbardh ngjyrat dhe vret mikrobet, gjë që shpjegon efektin zbardhues dhe baktericid të ujit me klor.

Acidi hipoklorik është një agjent oksidues më i fortë se gazi i klorit. Ai reagon me përbërjet organike RH si një agjent oksidues dhe si një reagent klorinues:

Prandaj, kur uji i pijshëm që përmban substanca organike si papastërti klorinohet, ato mund të shndërrohen në komponime organoklorinike më toksike RC1. Kjo patjetër duhet të merret parasysh gjatë zhvillimit të metodave të pastrimit të ujit dhe aplikimit të tyre.

Kur alkali shtohet në ujin me klor, ekuilibri zhvendoset në të djathtë për shkak të neutralizimit të acideve hipoklorik dhe klorhidrik:
Zgjidhja që rezulton e një përzierje kripërash, e quajtur Uji i Xhavelit, përdoret si zbardhues dhe dezinfektues. Këto veti janë për faktin se hipokloriti i kaliumit nën ndikimin e CO2 + H 2 0 dhe si rezultat i hidrolizës shndërrohet në acid hipoklorik të paqëndrueshëm, duke formuar oksigjen atomik. Si rezultat, uji Javel shkatërron ngjyrat dhe vret mikrobet.
Kur klori i gaztë vepron në gëlqere të njomë Ca(OH) 2, përftohet një përzierje e kripërave CaCl 2 dhe Ca (0C1) 2, e quajtur zbardhues:
Kloruri i gëlqeres mund të konsiderohet si një kripë kalciumi e përzier e acideve klorhidrike dhe hipoklorike CaCl(OCl). Në ajër të lagësht, zbardhuesi, duke ndërvepruar me ujin dhe dioksidin e karbonit, lëshon gradualisht acidin hipoklor, i cili siguron vetitë e tij zbardhuese, dezinfektuese dhe degazuese:

Kur zbardhuesi ekspozohet ndaj acidit klorhidrik, lirohet klori i lirë:

Kur nxehet, acidi hipoklorik dekompozohet si rezultat i disproporcionit redoks për të formuar acide klorhidrike dhe perklorik:

Kur klori kalon nëpër një tretësirë të nxehtë alkali, si KOH, klorur kaliumi dhe klorati i kaliumit KClO 3 (kripa Berthollet) formohen:

Aftësia oksiduese e anioneve të acideve të klorit që përmbajnë oksigjen në tretësirat ujore në serinë СlO - - СlO4(-) zvogëlohet pavarësisht nga rritja e shkallës së oksidimit të klorit në to:

Kjo shpjegohet me një rritje të qëndrueshmërisë së anioneve në këtë seri për shkak të rritjes së delokalizimit të ngarkesës së tyre negative. Në të njëjtën kohë, perkloratet LiC10 4 dhe KClO 4 në gjendje të thatë në temperatura të larta janë agjentë të fortë oksidues dhe përdoren për mineralizimin e biomaterialeve të ndryshme gjatë përcaktimit të përbërësve inorganik që ato përmbajnë.

Anionet halogjene (përveç F-) janë të afta të dhurojnë elektrone, pra janë agjentë reduktues. Ndërsa rrezja e tyre rritet, aftësia reduktuese e anioneve halide rritet nga anioni i klorurit në anionin jodid:

Kështu, acidi hidrojodik oksidohet nga oksigjeni atmosferik tashmë në temperaturë normale:

Acidi klorhidrik nuk oksidohet nga oksigjeni, prandaj anioni i klorurit është i qëndrueshëm në kushtet e trupit, gjë që është shumë e rëndësishme nga pikëpamja e fiziologjisë dhe mjekësisë.

Vetitë acido-bazike. Halidet e hidrogjenit HF, HC1, HBr, HI, për shkak të polaritetit të molekulave të tyre, janë shumë të tretshëm në ujë. Në këtë rast, ndodh hidratimi i molekulave, duke çuar në shpërbërjen e tyre me formimin e protoneve të hidratuar dhe anioneve halide. Forca e acideve në seritë HF, HC1, HBr, HI rritet për shkak të rritjes së rrezes dhe polarizimit të anioneve nga F- në I-.

Acidi klorhidrik, si përbërës i lëngut gastrik, luan një rol të rëndësishëm në procesin e tretjes. Kryesisht për shkak të acidit klorhidrik, pjesa masive e të cilit në lëngun e stomakut është 0,3%, pH e tij mbahet në intervalin nga 1 në 3. Acidi klorhidrik nxit kalimin e enzimës së pepsinës në formën e saj aktive, e cila siguron tretjen e proteinave. për shkak të ndarjes hidrolitike të lidhjeve peptide me formimin e aminoacideve të ndryshme:

Përcaktimi i përmbajtjes së acidit klorhidrik dhe acideve të tjera në lëngun e stomakut u diskutua në seksion. 8.3.3.

Në serinë e acideve të klorit që përmbajnë oksigjen, me rritjen e gjendjes së tij të oksidimit, forca e acideve rritet.

Kjo është për shkak të një rritje të polaritetit të lidhjes O-H për shkak të një zhvendosjeje në densitetin e elektroneve të saj drejt atomit të klorit, si dhe për shkak të një rritje të qëndrueshmërisë së anioneve.

Vetitë komplekse. Anionet halogjene priren të formojnë komplekse si ligandë. Stabiliteti i komplekseve halide zakonisht zvogëlohet në rendin F- > Cl- > Br- > > I-. Është procesi i formimit të kompleksit ai që shpjegon efektin toksik të anioneve të fluorit, të cilët, duke formuar komplekse fluori me katione metalike të përfshira në qendrat aktive të enzimave, shtypin aktivitetin e tyre.
Molekula e jodit shfaq veti interesante komplekse. Kështu, tretshmëria e jodit molekular në ujë rritet ndjeshëm në prani të jodidit të kaliumit, i cili shoqërohet me formimin e një anioni kompleks.

Stabiliteti i ulët i këtij joni kompleks siguron praninë e jodit molekular në tretësirë. Prandaj, në mjekësi, një zgjidhje ujore e jodit me shtimin e KI përdoret si një agjent baktericid. Përveç kësaj, jodi molekular formon komplekse përfshirjeje me niseshte (Seksioni 22.3) dhe alkool polivinil (jod blu). Në këto komplekse, molekulat e jodit ose shoqëruesit e tyre me anionet e jodurit mbushin kanalet e formuara nga struktura spirale e polimerëve polimerë polihidroksi përkatës. Komplekset e përfshirjes nuk janë shumë të qëndrueshme dhe janë të afta të çlirojnë gradualisht jodin molekular. Prandaj, një ilaç i tillë si jodi blu është një agjent baktericid efektiv, por i butë, me veprim të gjatë.

Roli biologjik dhe përdorimi i halogjeneve dhe përbërjeve të tyre në mjekësi. Halogjenet në formën e komponimeve të ndryshme janë pjesë e indeve të gjalla. Në trup, të gjithë halogjenët kanë një gjendje oksidimi prej 1. Në të njëjtën kohë, klori dhe bromi ekzistojnë në formën e Cl- dhe Br-anioneve të hidratuar, dhe fluori dhe jodi janë pjesë e biosubstrateve të patretshme në ujë:

Komponimet e fluorit janë përbërës të indit kockor, thonjve dhe dhëmbëve. Efekti biologjik i fluorit lidhet kryesisht me problemin e sëmundjeve dentare. Anioni i fluorit, duke zëvendësuar jonin hidroksid në hidroksiapatit, formon një shtresë smalti mbrojtës nga fluorapatiti i ngurtë:

Fluorizimi i ujit të pijshëm në një përqendrim të joneve të fluorit prej 1 mg/l dhe shtimi i fluorit të natriumit në pastën e dhëmbëve reduktojnë ndjeshëm kariesin dentar në popullatë. Në të njëjtën kohë, kur përqendrimi i anionit të fluorit në ujin e pijshëm është mbi 1,2 mg/l, rritet brishtësia e eshtrave dhe smaltit të dhëmbëve dhe shfaqet rraskapitja e përgjithshme e trupit, e quajtur. fluoroza.

Anionet e klorurit sigurojnë rrjedha jonike nëpër membranat qelizore, marrin pjesë në ruajtjen e homeostazës osmotike dhe krijojnë një mjedis të favorshëm për veprimin dhe aktivizimin e enzimave protolitike të lëngut gastrik.

Anionet e bromit në trupin e njeriut lokalizohen kryesisht në gjëndrën e hipofizës dhe në gjëndrat e tjera endokrine. Është vërtetuar prania e një marrëdhënie dinamike midis përmbajtjes së anioneve të bromit dhe klorurit në trup. Kështu, përmbajtja e shtuar e anioneve të bromit në gjak nxit lirimin e shpejtë të anioneve të klorurit nga veshkat. Bromidet lokalizohen kryesisht në lëngun ndërqelizor. Ato përmirësojnë proceset frenuese në neuronet e korteksit cerebral, dhe për këtë arsye bromimet e kaliumit, natriumit dhe bromokaforit përdoren në farmakologji.

Jodi dhe komponimet e tij ndikojnë në sintezën e proteinave, yndyrave dhe hormoneve. Më shumë se gjysma e sasisë së jodit gjendet në gjëndrën tiroide në gjendje të lidhur në formën e hormoneve tiroide. Me marrje të pamjaftueshme të jodit në trup, zhvillohet gusha endemike. Për të parandaluar këtë sëmundje, kripës së kuzhinës i shtohet NaI ose KI (1-2 g për 1 kg NaCl). Kështu, të gjithë halogjenët janë të nevojshëm për funksionimin normal të organizmave të gjallë.

Kapitulli 13