Halogener

17(VIIA)

9	Fluor
F18,9984
2s 2 2p 5

17	Klor
Cl35,45
3s 2 3p 5

fyra

35	Brom
Br79,904
3d 10 4s 2 4p 5

53	jod
jag126,9045
4d 10 5s 2 5p 5

85	Astat
På(210)
4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

117	Tennessee
Ts(294)
5f 14 6d 10 7s 2 7p 5

Halogener (från grekiskan ἁλός - "salt" och γένος - "födelse, ursprung"; ibland används det föråldrade namnet halogener ) - kemiska grundämnen i den 17:e gruppen av det periodiska systemet för kemiska grundämnen av D. I. Mendeleev (enligt den föråldrade klassificeringen - element i huvudundergrupp VII-grupper) [1] .

Reagerar med nästan alla enkla ämnen, förutom vissa icke-metaller . Alla halogener är energetiska oxidationsmedel , därför förekommer de i naturen endast i form av föreningar . Med en ökning av serienumret minskar den kemiska aktiviteten av halogener, den kemiska aktiviteten av halogenidjoner F - , Cl - , Br - , I - , At - minskar.

Halogener inkluderar fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatin At och (formellt) det konstgjorda grundämnet tennessine Ts.

Fluor F	Klor Cl	Brom Br	Jod I

Alla halogener är icke- metaller och är starka oxidationsmedel . Det finns 7 elektroner i den yttre energinivån . När man interagerar med metaller uppstår en jonbindning och salter bildas. Halogener (förutom fluor), när de interagerar med mer elektronegativa element, kan också uppvisa reducerande egenskaper upp till det högsta oxidationstillståndet på +7.

I kemiska formler betecknas halogener, såväl som pseudohalogener , ibland [2] [3] . IUPAC rekommenderar dock att man använder beteckningen [4] för båda grupperna . ${\ce {Hal))$ ${\ce {X}}$

Etymologi

Termen "halogener" i förhållande till hela gruppen av grundämnen (på den tiden var fluor, klor, brom och jod kända) föreslogs 1841 av den svenske kemisten J. Berzelius . Ursprungligen föreslogs ordet "halogen" (bokstavligen översatt från grekiska - "salt") 1811 av den tyske vetenskapsmannen I. Schweigger som ett namn på det nyligen upptäckta kloret, men namnet som G. Davy föreslog var fixerat i kemi [ 5] .

Atomstruktur och oxidationstillstånd

Den elektroniska konfigurationen av det yttre elektronskalet av halogenatomer ns 2 np 5 : fluor - 2 s 2 2 p 5 , klor - 3 s 2 3 p 5 , brom - 4 s 2 4 p 5 , jod - 5 s 2 5 p 5 , astatin - 6 s 2 6 p 5 .

Med 7 elektroner på det yttre elektronskalet, fäster atomerna av alla halogener lätt den 1 elektron som saknas innan skalets komplettering och i deras föreningar visar oxidationstillståndet −1 . Klor, brom, jod och astatin i föreningar med mer elektronegativa element uppvisar positiva oxidationstillstånd: +1, +3, +5, +7 . Fluor kännetecknas av ett konstant oxidationstillstånd −1 .

Prevalensen av grundämnen och produktionen av enkla substanser

Som nämnts ovan är halogener mycket reaktiva, så de förekommer vanligtvis i naturen i form av föreningar .

Deras överflöd i jordskorpan minskar när atomradien ökar från fluor till jod. Mängden astatin i jordskorpan mäts i gram, och tennessine saknas i naturen. Fluor, klor, brom och jod produceras i industriell skala, med produktionsvolymer av klor som är betydligt högre än de övriga tre stabila halogenerna.

I naturen förekommer dessa grundämnen huvudsakligen som halogenider (med undantag av jod, som också förekommer som natrium- eller kaliumjodat i alkalimetallnitratavlagringar ) . Eftersom många klorider , bromider och jodider är lösliga i vatten, finns dessa anjoner i havet och naturliga saltlösningar . Den huvudsakliga källan till fluor är kalciumfluorid , som är mycket svagt lösligt och finns i sedimentära bergarter (som fluorit CaF 2 ).

Det huvudsakliga sättet att få fram enkla ämnen är oxidation av halogenider . Höga positiva standardelektrodpotentialer E o (F 2 /F - ) = +2,87 V och E o (Cl 2 /Cl - ) = +1,36 V visar att F- och Cl - joner endast kan oxideras med starka oxidationsmedel . Inom industrin används endast elektrolytisk oxidation . När man erhåller fluor kan en vattenlösning inte användas , eftersom vatten oxideras med en mycket lägre potential (+1,32 V) och det resulterande fluoret skulle snabbt reagera med vatten. Fluor erhölls först 1886 av den franske kemisten Henri Moissan under elektrolysen av en lösning av kaliumhydrofluorid KHF 2 i vattenfri fluorvätesyra HF .

Inom industrin erhålls klor huvudsakligen genom elektrolys av en vattenlösning av natriumklorid i speciella elektrolysatorer . I detta fall sker följande reaktioner :

anod halvreaktion : katod halvreaktion : _ $\mbox{2Cl}{^-}\mbox{(aq)} \rightarrow \mbox{Cl}{_2}\mbox{(g)} + \mbox{2e}{^-}$
$\mbox{H}{_2}\mbox{O(l)} + \mbox{2e}{^-} \rightarrow \mbox{2OH}{^-}\mbox{(aq)} + \mbox{H} {_2(g)}$

Vattenoxidation vid anoden undertrycks genom att använda ett elektrodmaterial som har en högre överpotential med avseende på O2 än Cl2 ( ett sådant material är i synnerhet RuO2 ) .

I moderna elektrolysatorer är katod- och anodutrymmen åtskilda av ett polymert jonbytarmembran . Membranet tillåter Na + -katjoner att passera från anoden till katodutrymmet. Övergången av katjoner upprätthåller elektrisk neutralitet i båda delarna av cellen, eftersom negativa joner under elektrolys avlägsnas från anoden (omvandling av 2Cl - till Cl 2 ) och ackumuleras vid katoden (bildning av OH - ). Att flytta OH - i motsatt riktning skulle också kunna bibehålla elektrisk neutralitet , men OH-jonen - skulle reagera med Cl 2 och omintetgöra hela resultatet.

Brom produceras genom kemisk oxidation av bromidjonen som finns i havsvatten. En liknande process används också för att få jod från naturliga saltlösningar rika på I- . I båda fallen används klor som ett oxidationsmedel , som har starkare oxiderande egenskaper , och de resulterande Br 2 och I 2 avlägsnas från lösningen med en luftström .

Fysikaliska egenskaper hos halogener

Ämne	Aggregeringstillstånd under normala förhållanden	Färg	Lukt
Fluor F 2	Gas som inte blir flytande vid normal temperatur	Ljusgul	Hårt, irriterande
Klor CI 2	En gas som kondenserar vid normal temperatur under tryck	gulgrön	Skarp, kvävande
Brom Br 2	Tung flyktig vätska	Brunaktig brun	Skarp, offensiv
Jod I 2	Fast	Mörkgrå med metallisk glans	Skärande
Astatin vid 2	Fast	Blåsvart med metallglans	Förmodligen skarp

enkel substans	Smältpunkt, °C	Kokpunkt, °C
F2 _	−220	−188
Cl2 _	−101	−34
Br2 _	−7	58
jag 2	113,5	184.885
Vid 2	244	309 [6]

Sublimering eller kokpunkt ( о С) för halogener vid olika tryck [8]

lg(P[Pa])	mmHg.	Cl2 _	Br2 _	jag 2
Smält ( ca C)		-100,7	-7.3	112,9
2,12490302	ett	-118	-48,7	38,7
2,82387302	5	-106,7	-32.8	62,2
3,12490302	tio	-101,6	-25	73,2
3,42593302	tjugo	-93,3	-16.8	84,7
3,72696301	40	-84,5	-åtta	97,5
3,90305427	60	-79	-0,6	105,4
4,12490302	100	-71,7	9.3	116,5
4,42593302	200	-60,2	24.3	137,3
4,72696301	400	-47,3	41	159,8
5,00571661	760	-33.8	58,2	183
lg(P[Pa])	atm	Cl2 _	Br2 _	jag 2
5,00571661	ett	-33.8	58,2	183
5,30674661	2	-16.9	78,8
5,70468662	5	10.3	110,3
6,00571661	tio	35,6	139,8
6,30674661	tjugo	65	174
6,48283787	trettio	84,8	197
6,6077766	40	101,6	215
6,70468662	femtio	115,2	230
6,78386786	60	127,1	243,5
sublimeringstemperaturer anges med fet stil

Halogener har en karakteristisk stickande lukt.

Kemiska egenskaper hos halogener

Alla halogener uppvisar en hög oxiderande aktivitet, som minskar vid övergång från fluor till tennessine. Fluor är den mest aktiva av halogenerna, det reagerar med alla metaller utan undantag, många av dem antänds spontant i en atmosfär av fluor och frigör en stor mängd värme, till exempel:

{\mathsf {2Al+3F_{2}\rightarrow 2AlF_{3}+2989\;{\text{kJ))))

Utan uppvärmning reagerar fluor också med många icke-metaller (H 2 , S, C, Si, P); alla reaktioner är mycket exoterma och kan fortsätta med en explosion, till exempel:

{\mathsf {H_{2}+F_{2}\högerpil 2HF+547\;{\text{kJ))))

Vid uppvärmning oxiderar fluor alla andra halogener enligt schemat

{\mathsf {Hal_{2}+F_{2}\rightarrow 2HalF,\ Hal=Cl,\ Br,\ I)),

Dessutom, i HalF-föreningar är oxidationstillstånden för klor, brom, jod och astatin +1.

Slutligen, när det bestrålas, reagerar fluor även med tunga inerta (ädel) gaser :

{\mathsf {Xe+F_{2}\rightarrow XeF_{2}+152\;{\text{kJ))))

Interaktionen av fluor med komplexa ämnen fortskrider också mycket kraftigt. Så det oxiderar vatten, medan reaktionen är explosiv:

{\displaystyle {\mathsf {2F_{2}+2H_{2}O\högerpil 4HF+O_{2))))

Fritt klor är också mycket reaktivt, även om dess aktivitet är mindre än fluors. Det reagerar direkt med alla enkla ämnen utom syre, kväve och ädelgaser:

{\mathsf {Si+2Cl_{2}\rightarrow SiCl_{4}+662\;{\text{kJ)))),

{\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\högerpil 2HCl+185\;{\text{kJ))))

Av särskilt intresse är reaktionen med väte. Så, vid rumstemperatur, utan belysning, reagerar klor praktiskt taget inte med väte, medan när den värms upp eller belyses (till exempel i direkt solljus), fortsätter denna reaktion med en explosion enligt följande kedjemekanism :

{\mathsf {Cl_{2}{\xrightarrow[{}]{h\nu }}2Cl\cdot }}

{\mathsf {Cl\cdot +H_{2}\högerpil HCl+H\cdot ))

{\mathsf {H\cdot +Cl_{2}\högerpil HCl+Cl\cdot ))

Excitationen av denna reaktion sker under inverkan av fotoner , som orsakar dissociationen av Cl 2 -molekyler till atomer - i detta fall sker en kedja av successiva reaktioner, i var och en av vilka en partikel uppträder, vilket initierar början av nästa steg. ${\mathsf {h\nu ))$

Reaktionen mellan H 2 och Cl 2 fungerade som ett av de första studieobjekten för kedjefotokemiska reaktioner. Det största bidraget till utvecklingen av idéer om kedjereaktioner gjordes av den ryske vetenskapsmannen, Nobelpristagaren ( 1956 ) N. N. Semyonov .

Klor reagerar med många komplexa ämnen, såsom substitution och addition med kolväten:

{\mathsf {CH_{4}+Cl_{2}\högerpil CH_{3}Cl+HCl))

{\mathsf {H_{2}C{\text{=}}CH_{2}+Cl_{2}\högerpil CH_{2}Cl{\text{-}}CH_{2}Cl}}

Klor kan ersätta brom eller jod från deras föreningar med väte eller metaller vid upphettning:

{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KBr\rightarrow 2KCl+Br_{2))))

och reagerar också reversibelt med vatten och bildar en jämviktsblandning av ämnen som kallas klorvatten :

{\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO-25\;{\text{kJ))))

Klor kan reagera (oproportionerligt) med alkalier på samma sätt:

i kylan

{\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\högerpil NaCl+NaClO+H_{2}O))

vid uppvärmning:

{\mathsf {3Cl_{2}+6KOH\rightarrow 5KCl+KClO_{3}+3H_{2}O))

Den kemiska aktiviteten hos brom är mindre än hos fluor och klor, men ändå ganska stor på grund av att brom vanligtvis används i flytande tillstånd, och därför är dess initiala koncentrationer, allt annat lika, större än klor. Det går in i samma reaktioner som klor. Eftersom brom är ett mildare reagens används det i stor utsträckning inom organisk kemi. Brom, liksom klor, löser sig i vatten och bildar, delvis med det, det så kallade "bromvattnet".

Jods löslighet i vatten är 0,3395 gram per liter vid 25 grader Celsius [9] , vilket är mindre än broms. En vattenlösning av jod kallas "jodvatten" [10] . Jod kan lösas i jodidlösningar med bildning av komplexa anjoner:

{\displaystyle {\mathsf {I_{2}+I^{-}\högerpil [I_{3}]^{-))))

Den resulterande lösningen kallas Lugols lösning .

Jod skiljer sig väsentligt i kemisk aktivitet från andra halogener. Det reagerar inte med de flesta icke-metaller, och reagerar långsamt med metaller endast när det värms upp. Interaktionen mellan jod och väte sker endast med stark uppvärmning, reaktionen är endoterm och reversibel:

{\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI-53\;{\text{kJ))))

Således minskar den kemiska aktiviteten av halogener konsekvent från fluor till astatin. Varje halogen i F - At-serien kan ersätta nästa från sina föreningar med väte eller metaller, det vill säga varje halogen i form av ett enkelt ämne kan oxidera halogenidjonen av någon av de efterföljande halogenerna [11] .

Astatin är ännu mindre reaktivt än jod. Men det reagerar också med metaller (till exempel med litium):

{\mathsf {2Li+At_{2}\rightarrow 2LiAt))

Under dissociation bildas inte bara anjoner utan även katjoner At + : HAt dissocierar till:

{\displaystyle {\mathsf {H^{+}+At^{-}\rightleftarrows HAt\rightleftarrows At^{+}+H^{-))))

Användningen av halogener och deras föreningar

Den naturliga föreningen av fluor - kryolit Na 3 AlF 6 - används vid framställning av aluminium. Fluorföreningar används som tillsatser i tandkrämer för att förebygga karies.

Klor används i stor utsträckning för att producera saltsyra, i organisk syntes vid tillverkning av plaster och syntetiska fibrer, gummi, färgämnen, lösningsmedel etc. Många klorhaltiga föreningar används för att bekämpa skadedjur inom jordbruket. Klor och dess föreningar används för blekning av linne och bomullstyger, papper, desinficering av dricksvatten. Det är sant att användningen av klor för vattendesinfektion är långt ifrån säker, för dessa ändamål är det bättre att använda ozon .

Enkla substanser och föreningar av brom och jod används inom läkemedels- och kemisk industri.

Halogentoxicitet

På grund av den höga reaktiviteten (detta är särskilt uttalat i fluor ) är alla halogener giftiga ämnen med starkt uttalade kvävande och vävnadsskadande effekter.

Fluorångor och aerosoler är av stor fara, eftersom de, till skillnad från andra halogener, har en ganska svag lukt och känns bara i höga koncentrationer.

Anteckningar

↑ Grundämnenas periodiska system (engelska) (länk ej tillgänglig) . IUPAC. — PDF. Hämtad 25 oktober 2013. Arkiverad från originalet 22 augusti 2015.
↑ Ursula Bunzli-Trepp. Systematisk nomenklatur för organisk, metallorganisk och koordinationskemi. - EPFL Press, 2007. - S. 215. - 636 sid. — ISBN 9781420046151 .
↑ Shabarov Yu. S. Del 1. Icke-cykliska föreningar // Organisk kemi. - 2:a uppl. , korr. - M .: Kemi, 1996. - S. 115. - 496 sid. — ISBN 5-7245-1057-X .
↑ Jonathan Brecher. Grafiska representationsstandarder för kemiska strukturdiagram (IUPAC Recommendations 2008) (engelska) // Pure and Applied Chemistry. — 2008-01-01. — Vol. 80 , iss. 2 . - s. 277-410 . — ISSN 0033-4545 1365-3075, 0033-4545 . - doi : 10.1351/pac200880020277 . Arkiverad från originalet den 10 maj 2022.
↑ Snelders, HAM JSC Schweiger: His Romanticism and His Crystal Electrical Theory of Matter // Isis : journal. - 1971. - Vol. 62 , nr. 3 . - S. 328 . - doi : 10.1086/350763 . — .
↑ Berdonosov S.S. Astatine // Chemical Encyclopedia : i 5 volymer / Kap. ed. I. L. Knunyants . - M . : Soviet Encyclopedia , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 211. - 623 sid. — 100 000 exemplar. - ISBN 5-85270-008-8 .
↑ Desmos . (ryska)
↑ Kort referensbok över fysikaliska och kemiska kvantiteter Ravdel, L .: Chemistry, 1974 - 200 sidor \\ sid 67 tab. 24 . Hämtad 23 maj 2022. Arkiverad från originalet 7 mars 2022. (obestämd)
↑ Stasinevich D.S. Jod // Brief Chemical Encyclopedia / Ed. ed. I. L. Knunyants . - M . : Soviet Encyclopedia, 1963. - T. 2. Zh-malonisk eter .
↑ Yu.V. _ _ - 18:e upplagan. - M . : Education , 1987. - S. 197-199. — 240 s. — 1 630 000 exemplar.
↑ Kuzmenko N. E., Eremin V. V., Popkov V. A. Kemins början. Modern kurs för sökande till universitet: lärobok / Kuzmenko, N. E .. - 16. - M . : Exam, 2013. - P. 343-347. — 831 sid. - ISBN 978-5-377-06154-0 .

Litteratur

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Grundämnenas kemi (neopr.) . — 2:a. — Butterworth–Heinemann, 1997. - ISBN 0080379419 .

Ordböcker och uppslagsverk

Stor dansk
Stor ryss
Brockhaus och Efron
Litet Brockhaus och Efron
Britannica (online)
Universalis

I bibliografiska kataloger
BNF : 11982008r GND : 4158874-5 J9U : 987007548385105171 LCCN : sh85058508 NDL : 00562982 NKC : ph120637

Periodiskt system av kemiska element av D. I. Mendeleev

ett

tio

ett

han

Vara

fyra

Som

Obs

jag

På

centimeter

jfr

Nej

alkaliska metaller	alkaliska jordartsmetaller	Lantanider	Aktinider	övergångsmetaller
lättmetaller _	Halvmetaller	icke-metaller	Halogener	ädelgaser

Periodiska systemet
Dmitri Ivanovich Mendeleev Periodisk lag Elementgrupper
Format	kort Genom block Förlängd förstorad Elektroniska konfigurationer Elektronnegativitet Alternativ Isotoper av element
Objektlistor efter	...Namn ... Etymologier ...öppnings tid ...oxidationstillstånd ... Hårdhet ... Prevalens hos människan : spårelement makronäringsämnen Organogener ... Värdet av standard elektrokemiska potentialer
Grupper	ett 2 3 fyra 5 6 7 åtta 9 tio elva 12 13 fjorton femton 16 17 arton
Perioder	ett 2 3 fyra 5 6 7 åtta
Familjer av kemiska grundämnen	icke-metaller Halvmetaller (metalloider) Metaller Intransitiva element övergångsmetaller Metaller efter övergång Inre övergångsmetaller Lantanider Aktinider Transuran superövergångsmetaller lättmetaller Tungmetaller Supertunga grundämnen (transaktinoider) Eldfasta metaller Platinagruppens metaller ädla metaller Icke-järnmetaller radioaktiva grundämnen konstgjorda element Sällsynta föremål sällsynta jordartsmetaller Spårelement Monoisotopiska element Polyisotopiska element
Periodiska systemet block	s-element p-element d-element f-element g-element
Övrig	Lantanidkontraktion aktinoidkontraktion Förutspådda element Symboler för kemiska grundämnen lista
Periodiska systemet Kategori:Periodiskt system Portal: Kemi {{ Periodiskt system av element }}