Halogener

Halogener (fra græsk ἁλός  - "salt" og γένος  - "fødsel, oprindelse"; nogle gange bruges det forældede navn halogener ) - kemiske grundstoffer i den 17. gruppe af det periodiske system af kemiske grundstoffer af D. I. Mendeleev (ifølge den forældede klassificering  - elementer i hovedundergruppe VII-grupper) [1] .

Reagerer med næsten alle simple stoffer, undtagen nogle ikke-metaller . Alle halogener er energiske oxidationsmidler , derfor forekommer de kun i naturen i form af forbindelser . Med en stigning i serienummeret falder den kemiske aktivitet af halogener, den kemiske aktivitet af halogenidioner F - , Cl - , Br - , I - , At - falder.

Halogener omfatter fluor F, klor Cl, brom Br, jod I, astatin At og (formelt) det kunstige grundstof tennessine Ts.

Alle halogener er ikke-metaller og er stærke oxidationsmidler . Der er 7 elektroner i det ydre energiniveau . Når man interagerer med metaller , opstår der en ionbinding, og der dannes salte. Halogener (undtagen fluor) kan, når de interagerer med mere elektronegative elementer, også udvise reducerende egenskaber op til den højeste oxidationstilstand på +7.

I kemiske formler er halogener såvel som pseudohalogener undertiden betegnet [2] [3] . IUPAC anbefaler dog at bruge betegnelsen [4] for begge grupper .

Etymologi

Udtrykket "halogener" i forhold til hele gruppen af ​​grundstoffer (på det tidspunkt kendte man fluor, klor, brom og jod) blev foreslået i 1841 af den svenske kemiker J. Berzelius . Oprindeligt blev ordet "halogen" (bogstaveligt oversat fra græsk - "salt") foreslået i 1811 af den tyske videnskabsmand I. Schweigger som et navn for det nyligt opdagede klor, men navnet foreslået af G. Davy blev fastlagt i kemi [ 5] .

Atomstruktur og oxidationstilstande

Den elektroniske konfiguration af den ydre elektronskal af halogenatomer ns 2 np 5 : fluor - 2 s 2 2 p 5 , chlor - 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 .

Ved at have 7 elektroner på den ydre elektronskal, kan atomerne af alle halogener let vedhæfte den 1 elektron, der mangler før færdiggørelsen af ​​skallen og i deres forbindelser viser oxidationstilstanden −1 . Klor, brom, jod og astatin i forbindelser med mere elektronegative elementer udviser positive oxidationstilstande: +1, +3, +5, +7 . Fluor er karakteriseret ved en konstant oxidationstilstand −1 .

Forekomsten af ​​grundstoffer og produktionen af ​​simple stoffer

Som nævnt ovenfor er halogener meget reaktive, så de forekommer normalt i naturen i form af forbindelser .

Deres overflod i jordskorpen falder, efterhånden som atomradius øges fra fluor til jod. Mængden af ​​astatin i jordskorpen måles i gram, og tennessine er fraværende i naturen. Fluor, klor, brom og jod produceres i industriel skala, med produktionsmængder af klor væsentligt højere end de tre andre stabile halogener.

I naturen forekommer disse grundstoffer hovedsageligt som halogenider (med undtagelse af jod , som også forekommer som natrium- eller kaliumiodat i alkalimetalnitrataflejringer ). Fordi mange chlorider , bromider og iodider er opløselige i vand, er disse anioner til stede i havet og naturlige saltlage . Den vigtigste kilde til fluor er calciumfluorid , som er meget lidt opløseligt og findes i sedimentære bjergarter (som fluorit CaF 2 ).

Den vigtigste måde at opnå simple stoffer på er oxidation af halogenider . Høje positive standardelektrodepotentialer E o (F 2 /F - ) = +2,87 V og E o (Cl 2 /Cl - ) = +1,36 V viser, at F- og Cl - ioner kun kan oxideres med stærke oxidationsmidler . I industrien anvendes kun elektrolytisk oxidation . Ved opnåelse af fluor kan en vandig opløsning ikke anvendes , da vand oxideres ved et meget lavere potentiale (+1,32 V), og det resulterende fluor ville hurtigt reagere med vand. Fluor blev først opnået i 1886 af den franske kemiker Henri Moissan under elektrolysen af ​​en opløsning af kaliumhydrofluorid KHF 2 i vandfri flussyre HF .

I industrien opnås klor hovedsageligt ved elektrolyse af en vandig opløsning af natriumchlorid i specielle elektrolysatorer . I dette tilfælde finder følgende reaktioner sted :

anode halvreaktion : katode halvreaktion : _

Vandoxidation ved anoden undertrykkes ved at anvende et elektrodemateriale , der har et højere overpotentiale i forhold til O 2 end Cl 2 (sådant materiale er især RuO 2 ).

I moderne elektrolysatorer er katode- og anoderummene adskilt af en polymer ionbyttermembran . Membranen tillader Na + kationer at passere fra anoden til katoderummet. Overgangen af ​​kationer opretholder elektrisk neutralitet i begge dele af cellen, da negative ioner under elektrolyse fjernes fra anoden (omdannelse af 2Cl - til Cl 2 ) og akkumuleres ved katoden (dannelse af OH - ). Bevægelse af OH - i den modsatte retning kunne også opretholde elektrisk neutralitet , men OH-ionen - ville reagere med Cl 2 og annullere hele resultatet.

Brom produceres ved kemisk oxidation af bromidionen, der findes i havvand. En lignende proces bruges også til at opnå jod fra naturlige saltlage , der er rige på I- . I begge tilfælde anvendes klor som et oxidationsmiddel , som har stærkere oxiderende egenskaber , og de resulterende Br 2 og I 2 fjernes fra opløsningen med en luftstrøm .

Fysiske egenskaber af halogener

Halogener har en karakteristisk skarp lugt.

Kemiske egenskaber af halogener

Alle halogener udviser en høj oxiderende aktivitet, som aftager, når man går fra fluor til tennessine. Fluor er det mest aktive af halogenerne, det reagerer med alle metaller uden undtagelse, mange af dem antændes spontant i en atmosfære af fluor og frigiver en stor mængde varme, for eksempel:

Uden opvarmning reagerer fluor også med mange ikke-metaller (H 2 , S, C, Si, P); alle reaktioner er meget eksoterme og kan fortsætte med en eksplosion, for eksempel:

Ved opvarmning oxiderer fluor alle andre halogener i henhold til skemaet

Desuden er oxidationstilstandene for chlor, brom, jod og astatin i HalF-forbindelser +1.

Endelig, når det bestråles, reagerer fluor selv med tunge inerte (ædle) gasser :

Fluors interaktion med komplekse stoffer forløber også meget kraftigt. Så det oxiderer vand, mens reaktionen er eksplosiv:

Frit klor er også meget reaktivt, selvom dets aktivitet er mindre end fluors. Det reagerer direkte med alle simple stoffer undtagen oxygen, nitrogen og ædelgasser:

Af særlig interesse er reaktionen med hydrogen. Så ved stuetemperatur uden belysning reagerer klor praktisk talt ikke med brint, mens denne reaktion, når den opvarmes eller belyses (for eksempel i direkte sollys), fortsætter med en eksplosion i henhold til følgende kædemekanisme :

Excitationen af ​​denne reaktion sker under påvirkning af fotoner , som forårsager dissociationen af ​​Cl 2 -molekyler til atomer - i dette tilfælde opstår en kæde af successive reaktioner, i hver af dem opstår en partikel, hvilket starter begyndelsen af ​​det næste trin.

Reaktionen mellem H 2 og Cl 2 tjente som et af de første genstande for undersøgelse af kædefotokemiske reaktioner. Det største bidrag til udviklingen af ​​ideer om kædereaktioner blev ydet af den russiske videnskabsmand, nobelprisvinder ( 1956 ) N. N. Semyonov .

Klor reagerer med mange komplekse stoffer, såsom substitution og tilsætning med kulbrinter:

Klor er i stand til at fortrænge brom eller jod fra deres forbindelser med brint eller metaller, når det opvarmes:

og reagerer også reversibelt med vand og danner en ligevægtsblanding af stoffer kaldet klorvand :

Klor kan reagere (uforholdsmæssigt) med alkalier på samme måde:

• i kulden

• ved opvarmning:

Broms kemiske aktivitet er mindre end fluor og klor, men stadig ret stor på grund af, at brom normalt bruges i flydende tilstand, og derfor er dets begyndelseskoncentrationer alt andet lige større end klor. Det indgår i de samme reaktioner som klor. Da brom er et mildere reagens, er det meget udbredt i organisk kemi. Brom opløses ligesom klor i vand og danner, delvist med det, det såkaldte "bromvand".

Opløseligheden af ​​jod i vand er 0,3395 gram per liter ved 25 grader Celsius [9] , hvilket er mindre end broms. En vandig opløsning af jod kaldes "jodvand" [10] . Jod er i stand til at opløses i jodidopløsninger med dannelse af komplekse anioner:

Den resulterende opløsning kaldes Lugols opløsning .

Jod adskiller sig væsentligt i kemisk aktivitet fra andre halogener. Det reagerer ikke med de fleste ikke-metaller, og reagerer kun langsomt med metaller, når det opvarmes. Interaktionen mellem jod og brint forekommer kun ved stærk opvarmning, reaktionen er endoterm og reversibel:

Således falder den kemiske aktivitet af halogener konsekvent fra fluor til astatin. Hvert halogen i F - At serien kan fortrænge det næste fra dets forbindelser med brint eller metaller, det vil sige, at hvert halogen i form af et simpelt stof er i stand til at oxidere halogenionen af ​​et hvilket som helst af de efterfølgende halogener [11] .

Astatin er endnu mindre reaktivt end jod. Men det reagerer også med metaller (for eksempel med lithium):

Under dissociation dannes ikke kun anioner, men også kationer At + : HAt dissocieres til:

Brugen af ​​halogener og deres forbindelser

Den naturlige forbindelse af fluor - kryolit Na 3 AlF 6  - bruges til fremstilling af aluminium. Fluorforbindelser bruges som tilsætningsstoffer i tandpastaer for at forebygge caries.

Klor er meget udbredt til fremstilling af saltsyre, i organisk syntese ved produktion af plast og syntetiske fibre, gummi, farvestoffer, opløsningsmidler osv. Mange klorholdige forbindelser bruges til at bekæmpe skadedyr i landbruget. Klor og dets forbindelser bruges til blegning af hør- og bomuldsstoffer, papir, desinficering af drikkevand. Sandt nok er brugen af ​​klor til vanddesinfektion langt fra sikker, til disse formål er det bedre at bruge ozon .

Simple stoffer og forbindelser af brom og jod anvendes i den farmaceutiske og kemiske industri.

Halogentoksicitet

På grund af den høje reaktivitet (dette er især udtalt i fluor ) er alle halogener giftige stoffer med stærkt udtalt kvælende og vævsskadende virkning.

Fluordampe og aerosoler er af stor fare, da de i modsætning til andre halogener har en ret svag lugt og mærkes kun i høje koncentrationer.

Noter

1. ↑ Grundstoffernes periodiske system  (engelsk)  (link ikke tilgængeligt) . IUPAC. - PDF. Hentet 25. oktober 2013. Arkiveret fra originalen 22. august 2015.
2. ↑ Ursula Bunzli-Trepp. Systematisk nomenklatur for organisk, metalorganisk og koordinationskemi. - EPFL Press, 2007. - S. 215. - 636 s. — ISBN 9781420046151 .
3. ↑ Shabarov Yu. S. Del 1. Ikke-cykliske forbindelser // Organisk kemi. - 2. udg. , korr. - M .: Kemi, 1996. - S. 115. - 496 s. — ISBN 5-7245-1057-X .
4. ↑ Jonathan Brecher. Grafiske repræsentationsstandarder for kemiske strukturdiagrammer (IUPAC Recommendations 2008)  (engelsk)  // Pure and Applied Chemistry. — 01-01-2008. — Bd. 80 , iss. 2 . - S. 277-410 . — ISSN 0033-4545 1365-3075, 0033-4545 . - doi : 10.1351/pac200880020277 . Arkiveret fra originalen den 10. maj 2022.
5. ↑ Snelders, HAM JSC Schweiger: His Romanticism and His Crystal Electrical Theory of  Matter //  Isis : journal. - 1971. - Bd. 62 , nr. 3 . - S. 328 . - doi : 10.1086/350763 . — .
6. ↑ Berdonosov S.S. Astatine // Chemical Encyclopedia  : i 5 bind / Kap. udg. I. L. Knunyants . - M . : Soviet Encyclopedia , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 211. - 623 s. — 100.000 eksemplarer.  - ISBN 5-85270-008-8 .
7. ↑ Desmos . (Russisk)
8. ↑ Kort opslagsbog over fysiske og kemiske mængder Ravdel, L .: Chemistry, 1974 - 200 sider \\ side 67 fane. 24 . Hentet 23. maj 2022. Arkiveret fra originalen 7. marts 2022. (ubestemt)
9. ↑ Stasinevich D.S. Jod // Brief Chemical Encyclopedia / Ed. udg. I. L. Knunyants . - M . : Soviet Encyclopedia, 1963. - T. 2. Zh-Malonisk æter .
10. ↑ Yu.V. _ _ - 18. udg. - M . : Uddannelse , 1987. - S. 197-199. - 240 sek. — 1.630.000 eksemplarer.
11. ↑ Kuzmenko N. E., Eremin V. V., Popkov V. A. Kemiens begyndelse. Moderne kursus for ansøgere til universiteter: lærebog / Kuzmenko, N. E .. - 16. - M . : Eksamen, 2013. - P. 343-347. — 831 s. - ISBN 978-5-377-06154-0 .

Litteratur

• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Grundstoffernes kemi  (neopr.) . — 2. - Butterworth-Heinemann, 1997. - ISBN 0080379419 .

Ordbøger og encyklopædier	Flot dansk Stor russer Brockhaus og Efron Lille Brockhaus og Efron Britannica (online) Universalis
I bibliografiske kataloger BNF : 11982008r GND : 4158874-5 J9U : 987007548385105171 LCCN : sh85058508 NDL : 00562982 NKC : ph120637