Halogeni

Halogeni (din greacă ἁλός  - „sare” și γένος  - „naștere, origine”; uneori se folosește denumirea învechită de halogeni ) - elemente chimice din grupa a 17-a din tabelul periodic al elementelor chimice a lui D. I. Mendeleev (conform clasificării învechite ).  - elemente ale grupelor principale ale subgrupei VII) [1] .

Reacționează cu aproape toate substanțele simple, cu excepția unor nemetale . Toți halogenii sunt agenți de oxidare energetică , prin urmare, ei apar în natură numai sub formă de compuși . Odată cu creșterea numărului de serie, activitatea chimică a halogenilor scade, activitatea chimică a ionilor de halogenură F - , Cl - , Br - , I - , At - scade.

Halogenii includ fluor F, clor Cl, brom Br, iod I, astatin At și (formal) elementul artificial tennessine Ts.

Toți halogenii sunt nemetale și sunt agenți oxidanți puternici . Există 7 electroni în nivelul de energie exterior . Când interacționează cu metalele , are loc o legătură ionică și se formează săruri. Halogenii (cu excepția fluorului), atunci când interacționează cu mai multe elemente electronegative , pot prezenta, de asemenea, proprietăți reducătoare până la cea mai mare stare de oxidare de +7.

În formulele chimice , halogenii, precum și pseudohalogenii , sunt uneori notați [2] [3] . Cu toate acestea, IUPAC recomandă utilizarea denumirii [4] pentru ambele grupuri .

Etimologie

Termenul de „halogeni” în raport cu întregul grup de elemente (pe atunci se cunoșteau fluor, clor, brom și iod) a fost propus în 1841 de chimistul suedez J. Berzelius . Inițial, cuvântul „halogen” (tradus literal din greacă – „sare”) a fost propus în 1811 de omul de știință german I. Schweigger ca denumire pentru clorul recent descoperit, dar numele propus de G. Davy a fost fixat în chimie [ 5] .

Structura atomică și stările de oxidare

Configurația electronică a învelișului electronic exterior al atomilor de halogen ns 2 np 5 : fluor - 2 s 2 2 p 5 , clor - 3 s 2 3 p 5 , brom - 4 s 2 4 p 5 , iod - 5 s 2 5 p 5 , astatin - 6 s 2 6 p 5 .

Având 7 electroni pe învelișul exterior al electronilor, atomii tuturor halogenilor atașează cu ușurință 1 electron care lipsește înainte de finalizarea învelișului și în compușii lor arată starea de oxidare -1 . Clorul, bromul, iodul și astatinul în compușii cu mai multe elemente electronegative prezintă stări de oxidare pozitive: +1, +3, +5, +7 . Fluorul se caracterizează printr-o stare de oxidare constantă −1 .

Prevalența elementelor și producerea de substanțe simple

După cum s-a menționat mai sus, halogenii sunt foarte reactivi, așa că apar de obicei în natură sub formă de compuși .

Abundența lor în scoarța terestră scade pe măsură ce raza atomică crește de la fluor la iod. Cantitatea de astatin din scoarța terestră este măsurată în grame, iar tennessine este absentă în natură. Fluorul, clorul, bromul și iodul sunt produse la scară industrială, cu volume de producție de clor semnificativ mai mari decât ceilalți trei halogeni stabili.

În natură, aceste elemente apar în principal sub formă de halogenuri (cu excepția iodului, care apare și sub formă de iodat de sodiu sau de potasiu în depozitele de nitrați de metale alcaline ). Deoarece multe cloruri , bromuri și ioduri sunt solubile în apă, acești anioni sunt prezenți în ocean și în saramurele naturale . Principala sursă de fluor este fluorura de calciu , care este foarte puțin solubilă și se găsește în rocile sedimentare (sub formă de fluorit CaF2 ) .

Principala modalitate de a obține substanțe simple este oxidarea halogenurilor . Potențialele standard pozitive ridicate ale electrodului E o (F 2 /F - ) = +2,87 V și E o (Cl 2 /Cl - ) = +1,36 V arată că ionii F - și Cl - pot fi oxidați numai cu agenți oxidanți puternici . În industrie, se utilizează doar oxidarea electrolitică . La obținerea fluorului, o soluție apoasă nu poate fi folosită , deoarece apa este oxidată la un potențial mult mai mic (+1,32 V) , iar fluorul rezultat ar reacționa rapid cu apa. Fluorul a fost obținut pentru prima dată în 1886 de chimistul francez Henri Moissan în timpul electrolizei unei soluții de fluorură de potasiu KHF 2 în acid fluorhidric anhidru HF .

În industrie, clorul este obținut în principal prin electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu în electrolizoare speciale . În acest caz, au loc următoarele reacții :

semireacție a anodului : semireacție a catodului :

Oxidarea apei la anod este suprimată prin utilizarea unui material de electrod care are un suprapotenţial mai mare faţă de O2 decât Cl2 ( un astfel de material este, în special, Ru02 ) .

În electrolizatoarele moderne, spațiile catodice și anodice sunt separate de o membrană polimerică schimbătoare de ioni . Membrana permite cationilor Na + să treacă de la anod în spațiul catodic. Tranziția cationilor menține neutralitatea electrică în ambele părți ale celulei, deoarece în timpul electrolizei, ionii negativi sunt îndepărtați din anod (conversia 2Cl - în Cl 2 ) și se acumulează la catod (formarea OH - ). Deplasarea OH - în direcția opusă ar putea menține și neutralitatea electrică , dar ionul OH - ar reacționa cu Cl 2 și ar anula întregul rezultat.

Bromul este produs prin oxidarea chimică a ionului de bromură găsit în apa de mare. Un proces similar este folosit și pentru a obține iod din saramură naturală bogată în I − . În ambele cazuri, clorul este utilizat ca agent oxidant , care are proprietăți oxidante mai puternice , iar Br2 și I2 rezultate sunt îndepărtați din soluție printr-un curent de aer .

Proprietățile fizice ale halogenilor

Halogenii au un miros înțepător caracteristic.

Proprietățile chimice ale halogenilor

Toți halogenii prezintă o activitate oxidantă ridicată, care scade la trecerea de la fluor la tennessine. Fluorul este cel mai activ dintre halogeni, reacționează cu toate metalele fără excepție, multe dintre ele se aprind spontan într-o atmosferă de fluor, eliberând o cantitate mare de căldură, de exemplu:

Fără încălzire, fluorul reacționează și cu multe nemetale (H2 , S, C, Si, P); toate reacțiile sunt extrem de exoterme și pot continua cu o explozie, de exemplu:

Când este încălzit, fluorul oxidează toți ceilalți halogeni conform schemei

Mai mult, în compușii HalF, stările de oxidare ale clorului, bromului, iodului și astatinului sunt +1.

În cele din urmă, atunci când este iradiat, fluorul reacționează chiar și cu gaze grele inerte (nobile) :

Interacțiunea fluorului cu substanțele complexe decurge, de asemenea, foarte viguros. Deci, oxidează apa, în timp ce reacția este explozivă:

Clorul liber este, de asemenea, foarte reactiv, deși activitatea sa este mai mică decât cea a fluorului. Reacționează direct cu toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului și gazelor nobile:

De interes deosebit este reacția cu hidrogenul. Deci, la temperatura camerei, fără iluminare, clorul practic nu reacționează cu hidrogenul, în timp ce atunci când este încălzit sau iluminat (de exemplu, în lumina directă a soarelui), această reacție are loc cu o explozie conform următorului mecanism în lanț :

Excitarea acestei reacții are loc sub acțiunea fotonilor , care determină disocierea moleculelor de Cl 2 în atomi - în acest caz, are loc un lanț de reacții succesive, în fiecare dintre care apare o particulă, inițiind începutul etapei următoare.

Reacția dintre H 2 și Cl 2 a servit ca unul dintre primele obiecte de studiu ale reacțiilor fotochimice în lanț. Cea mai mare contribuție la dezvoltarea ideilor despre reacțiile în lanț a avut-o omul de știință rus, câștigătorul Premiului Nobel ( 1956 ) N. N. Semyonov .

Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, cum ar fi înlocuirea și adăugarea cu hidrocarburi:

Clorul este capabil să înlocuiască bromul sau iodul din compușii lor cu hidrogen sau metale atunci când este încălzit:

și, de asemenea, reacționează reversibil cu apa, formând un amestec echilibrat de substanțe numite apă cu clor :

Clorul poate reacționa (disproporționat) cu alcalii în același mod:

• in frig

• cand este incalzit:

Activitatea chimică a bromului este mai mică decât cea a fluorului și a clorului, dar totuși destul de mare datorită faptului că bromul este de obicei folosit în stare lichidă și, prin urmare, concentrațiile sale inițiale, celelalte lucruri fiind egale, sunt mai mari decât cele ale clorului. Intră în aceleași reacții ca și clorul. Fiind un reactiv mai blând, bromul este utilizat pe scară largă în chimia organică. Bromul, ca și clorul, se dizolvă în apă și, reacționând parțial cu acesta, formează așa-numita „apă de brom”.

Solubilitatea iodului în apă este de 0,3395 grame pe litru la 25 de grade Celsius [9] , ceea ce este mai mică decât cea a bromului. O soluție apoasă de iod se numește „apă iodată” [10] . Iodul este capabil să se dizolve în soluții de iodură cu formarea de anioni complecși:

Soluția rezultată se numește soluția lui Lugol .

Iodul diferă semnificativ în activitatea chimică de alți halogeni. Nu reacționează cu majoritatea nemetalelor și reacționează lent cu metalele numai atunci când este încălzit. Interacțiunea iodului cu hidrogenul are loc numai cu încălzire puternică, reacția este endotermă și reversibilă:

Astfel, activitatea chimică a halogenilor scade constant de la fluor la astatin. Fiecare halogen din seria F - At îl poate deplasa pe următorul din compușii săi cu hidrogen sau metale, adică fiecare halogen sub formă de substanță simplă este capabil să oxideze ionul halogenă al oricăruia dintre halogenii următori [11] .

Astatina este chiar mai puțin reactivă decât iodul. Dar reacționează și cu metale (de exemplu, cu litiu):

În timpul disocierii , nu se formează doar anioni, ci și cationi At + : HAt se disociază în:

Utilizarea halogenilor și a compușilor acestora

Compusul natural al fluorului - criolitul Na 3 AlF 6  - este utilizat la producerea aluminiului. Compușii cu fluor sunt utilizați ca aditivi în pastele de dinți pentru a preveni cariile.

Clorul este utilizat pe scară largă pentru a produce acid clorhidric, în sinteza organică în producția de materiale plastice și fibre sintetice, cauciucuri, coloranți, solvenți etc. Mulți compuși care conțin clor sunt folosiți pentru combaterea dăunătorilor în agricultură. Clorul și compușii săi sunt utilizați pentru albirea țesăturilor de in și bumbac, hârtie, dezinfectarea apei potabile. Adevărat, utilizarea clorului pentru dezinfecția apei este departe de a fi sigură, în aceste scopuri este mai bine să folosiți ozon .

Substanțele și compușii simpli ai bromului și iodului sunt utilizați în industria farmaceutică și chimică.

Toxicitatea halogenului

Datorită reactivității ridicate (aceasta este deosebit de pronunțată în fluor ), toți halogenii sunt substanțe toxice cu efecte sufocante și dăunătoare țesuturilor puternic pronunțate.

Vaporii de fluor și aerosolii sunt de mare pericol, deoarece, spre deosebire de alți halogeni, au un miros destul de slab și se simt doar în concentrații mari.

Note

1. ↑ Tabel periodic al elementelor  (engleză)  (link nu este disponibil) . IUPAC. — PDF. Consultat la 25 octombrie 2013. Arhivat din original la 22 august 2015.
2. ↑ Ursula Bunzli-Trepp. Nomenclatura sistematică a chimiei organice, organometalice și de coordonare. - EPFL Press, 2007. - S. 215. - 636 p. — ISBN 9781420046151 .
3. ↑ Shabarov Yu. S. Partea 1. Compuși neciclici // Chimie organică. - Ed. a II-a. , corr. - M .: Chimie, 1996. - S. 115. - 496 p. — ISBN 5-7245-1057-X .
4. ↑ Jonathan Brecher. Standarde de reprezentare grafică pentru diagramele de structură chimică (Recomandările IUPAC 2008)  (engleză)  // Chimie pură și aplicată. — 01-01-2008. — Vol. 80 , iss. 2 . - P. 277-410 . — ISSN 0033-4545 1365-3075, 0033-4545 . - doi : 10.1351/pac200880020277 . Arhivat din original pe 10 mai 2022.
5. ↑ Snelders, HAM JSC Schweigger: Romantismul său și teoria lui cristal-electrică a  materiei //  Isis : jurnal. - 1971. - Vol. 62 , nr. 3 . - P. 328 . - doi : 10.1086/350763 . — .
6. ↑ Berdonosov S.S. Astatin // Enciclopedia chimică  : în 5 volume / Cap. ed. I. L. Knunyants . - M . : Enciclopedia Sovietică , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 211. - 623 p. — 100.000 de exemplare.  - ISBN 5-85270-008-8 .
7. ↑ Desmos . (Rusă)
8. ↑ Scurtă carte de referință a mărimilor fizice și chimice Ravdel, L .: Chimie, 1974 - 200 pagini \\ pag. 67 tab. 24 . Preluat la 23 mai 2022. Arhivat din original la 7 martie 2022. (nedefinit)
9. ↑ Stasinevich D.S. Iod // Scurtă Enciclopedie Chimică / Ed. ed. I. L. Knunyants . - M . : Enciclopedia Sovietică, 1963. - T. 2. Zh-Malonic eter .
10. ↑ Yu.V. _ _ - Ed. a XVIII-a. - M . : Educaţie , 1987. - S. 197-199. — 240 s. — 1.630.000 de exemplare.
11. ↑ Kuzmenko N. E., Eremin V. V., Popkov V. A. Începuturile chimiei. Curs modern pentru solicitanții la universități: manual / Kuzmenko, N. E .. - 16. - M . : Examen, 2013. - P. 343-347. — 831 p. - ISBN 978-5-377-06154-0 .

Literatură

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Chimia Elementelor  (neopr.) . — al 2-lea. — Butterworth–Heinemann, 1997. - ISBN 0080379419 .

Dicționare și enciclopedii	mare danez Rusă mare Brockhaus și Efron Micul Brockhaus și Efron Britannica (online) Universalis
În cataloagele bibliografice BNF : 11982008r GND : 4158874-5 J9U : 987007548385105171 LCCN : sh85058508 NDL : 00562982 NKC : ph120637