Halogének

17(VIIA)

9	Fluor
F18.9984
2s 2 2p 5

17	Klór
Cl35.45
3s 2 3p 5

négy

35	Bróm
Br79.904
3d 10 4s 2 4p 5

53	jód
én126.9045
4d 10 5s 2 5p 5

85	Asztatin
Nál nél(210)
4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

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

Halogének (a görög ἁλός - "só" és γένος - "születés, eredet" szóból; néha a halogén elavult nevet használják) - D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszerének 17. csoportjának kémiai elemei (az elavult osztályozás szerint - a VII. fő alcsoport csoportjainak elemei) [1] .

Szinte minden egyszerű anyaggal reagál, kivéve néhány nemfém . Minden halogén energikus oxidálószer , ezért a természetben csak vegyületek formájában fordul elő . A sorszám növekedésével a halogének kémiai aktivitása csökken, az F - , Cl - , Br - , I - , At - halogenidionok kémiai aktivitása csökken.

A halogének közé tartozik a fluor F, klór Cl, bróm Br, jód I, asztatin At és (formálisan) a tenneszin Ts mesterséges elem.

Fluor F	Klór Cl	Bróm Br	Jód I

Minden halogén nem fém és erős oxidálószer . A külső energiaszinten 7 elektron található . A fémekkel való kölcsönhatás során ionos kötés jön létre, és sók képződnek. A halogének (a fluor kivételével), ha több elektronegatív elemmel lépnek kölcsönhatásba, redukáló tulajdonságokat is mutathatnak a legmagasabb, +7 oxidációs állapotig.

A kémiai képletekben a halogéneket, valamint a pszeudohalogéneket néha [2] [3] jelölik . Az IUPAC azonban mindkét csoport esetében a [4] megjelölés használatát javasolja . ${\ce {Hal))$ ${\ce {X}}$

Etimológia

A "halogének" kifejezést az elemek teljes csoportjára vonatkozóan (akkoriban a fluor, klór, bróm és jód ismerték) 1841-ben javasolta J. Berzelius svéd kémikus . Kezdetben a "halogén" szót (szó szerint lefordítva görögül - "só") a német tudós, I. Schweigger javasolta 1811-ben a nemrégiben felfedezett klór elnevezéseként, de a G. Davy által javasolt nevet a kémiában rögzítették [ 5] .

Atomszerkezet és oxidációs állapotok

A halogénatomok külső elektronhéjának elektronikus konfigurációja ns 2 np 5 : fluor - 2 s 2 2 p 5 , klór - 3 s 2 3 p 5 , bróm - 4 s 2 4 p 5 , jód - 5 s 2 5 p 5 , asztatin - 6 s 2 6 p 5 .

Mivel a külső elektronhéjon 7 elektron van, minden halogén atomja könnyen hozzákapcsolja a héj elkészülte előtt hiányzó 1 elektront, és vegyületeikben -1 oxidációs állapotot mutatnak . A több elektronegatív elemet tartalmazó vegyületek klórja, brómja, jódja és asztatinja pozitív oxidációs állapotot mutat: +1, +3, +5, +7 . A fluort állandó -1 oxidációs állapot jellemzi .

Az elemek elterjedtsége és az egyszerű anyagok előállítása

Mint fentebb említettük, a halogének nagyon reaktívak, ezért a természetben általában vegyületek formájában fordulnak elő .

Elterjedtségük a földkéregben csökken, ahogy az atomsugár fluorról jódra nő. A földkéregben lévő asztatin mennyiségét grammban mérik, a tenneszin pedig hiányzik a természetben. A fluort, klórt, brómot és jódot ipari méretekben állítják elő, a klór mennyisége lényegesen nagyobb, mint a másik három stabil halogéné.

A természetben ezek az elemek főként halogenidek formájában fordulnak elő (kivéve a jódot, amely nátrium- vagy kálium -jodátként is előfordul az alkálifém- nitrát -lerakódásokban ). Mivel sok klorid , bromid és jodid oldódik vízben, ezek az anionok jelen vannak az óceánban és a természetes sóoldatokban . A fluor fő forrása a kalcium-fluorid , amely nagyon gyengén oldódik , és üledékes kőzetekben található ( fluorit CaF 2 formájában ).

Az egyszerű anyagok előállításának fő módja a halogenidek oxidációja . A nagy pozitív standard elektródpotenciálok E o (F 2 /F - ) = +2,87 V és E o (Cl 2 /Cl - ) = +1,36 V azt mutatják, hogy az F- és Cl - ionok csak erős oxidálószerekkel oxidálhatók . Az iparban csak elektrolitikus oxidációt alkalmaznak . A fluor előállítása során nem használható vizes oldat , mivel a víz sokkal kisebb potenciálon (+1,32 V) oxidálódik, és a keletkező fluor gyorsan reagálna a vízzel. Fluort először 1886 -ban Henri Moissan francia kémikus nyert KHF 2 kálium-hidrofluorid HF vízmentes hidrogén-fluorsavban készült oldatának elektrolízise során .

Az iparban a klórt főként nátrium-klorid vizes oldatának speciális elektrolizátorokban történő elektrolízisével nyerik . Ebben az esetben a következő reakciók lépnek fel :

anód félreakció : katód félreakció : _ $\mbox{2Cl}{^-}\mbox{(aq)} \rightarrow \mbox{Cl}{_2}\mbox{(g)} + \mbox{2e}{^-}$
$\mbox{H}{_2}\mbox{O(l)} + \mbox{2e}{^-} \rightarrow \mbox{2OH}{^-}\mbox{(aq)} + \mbox{H} {_2(g)}$

A víz oxidációját az anódnál elnyomják olyan elektródaanyag használatával, amelynek az O 2 -hoz képest nagyobb a túlpotenciálja , mint a Cl 2 -é (ilyen anyag különösen a RuO 2 ).

A modern elektrolizátorokban a katód- és az anódtereket polimer ioncserélő membrán választja el egymástól . A membrán lehetővé teszi a Na + kationok átjutását az anódról a katódtérbe. A kationok átmenete megőrzi az elektromos semlegességet a cella mindkét részében, mivel az elektrolízis során a negatív ionok az anódról leválnak (2Cl - átalakulása Cl 2 ) és felhalmozódnak a katódon ( OH - képződése ). Az OH - ellenkező irányú mozgatása szintén fenntarthatná az elektromos semlegességet , de az OH ion - reakcióba lépne a Cl 2 -vel és semmissé tenné az eredményt.

A brómot a tengervízben található bromidion kémiai oxidációjával állítják elő . Hasonló eljárást alkalmaznak jód kinyerésére is az I - -ben gazdag természetes sóoldatokból . Mindkét esetben klórt használnak oxidálószerként , amely erősebb oxidáló tulajdonságokkal rendelkezik , és a keletkező Br 2 és I 2 levegőárammal távozik az oldatból .

A halogének fizikai tulajdonságai

Anyag	Az összesítés állapota normál körülmények között	Szín	Szag
Fluor F 2	Gáz, amely normál hőmérsékleten nem cseppfolyósodik	Halványsárga	Durva, idegesítő
Klór CI 2	Normál hőmérsékleten, nyomás alatt cseppfolyósító gáz	sárga zöld	Éles, fullasztó
Bróm Br 2	Nehéz illékony folyadék	Barnásbarna	Éles, támadó
Jód I 2	Szilárd	Sötétszürke, fémes fényű	Vágás
Asztatin 2 -nél	Szilárd	Kék-fekete, fémes fényű	Valószínűleg éles

egyszerű anyag	Olvadáspont, °C	Forráspont, °C
F2_ _	−220	−188
Cl2_ _	−101	−34
Br2_ _	−7	58
én 2	113.5	184,885
2 -kor	244	309 [6]

Halogének szublimációja vagy forráspontja ( о С) különböző nyomásokon [8]

lg(P[Pa])	Hgmm.	Cl2_ _	Br2_ _	én 2
Olvadék ( körülbelül C)		-100,7	-7.3	112.9
2,12490302	egy	-118	-48.7	38.7
2,82387302	5	-106,7	-32.8	62.2
3,12490302	tíz	-101.6	-25	73.2
3,42593302	húsz	-93.3	-16.8	84.7
3,72696301	40	-84,5	-nyolc	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_ _	én 2
5,00571661	egy	-33.8	58.2	183
5,30674661	2	-16.9	78.8
5,70468662	5	10.3	110.3
6,00571661	tíz	35.6	139,8
6,30674661	húsz	65	174
6,48283787	harminc	84.8	197
6,6077766	40	101.6	215
6,70468662	ötven	115.2	230
6,78386786	60	127.1	243,5
a szublimációs hőmérsékletek vastag betűvel vannak szedve

A halogének jellegzetes csípős szaga van.

A halogének kémiai tulajdonságai

Minden halogén magas oxidációs aktivitást mutat, ami csökken, ha fluorról tenneszinre váltunk. A halogének közül a fluor a legaktívabb, kivétel nélkül minden fémmel reagál, sok közülük spontán meggyullad a fluor atmoszférában, nagy mennyiségű hőt szabadítva fel, pl.

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

Melegítés nélkül a fluor számos nemfémmel is reagál (H 2 , S, C, Si, P); minden reakció erősen exoterm, és robbanással is végbemehet, például:

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

Melegítéskor a fluor az összes többi halogént a séma szerint oxidálja

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

Ezenkívül a HalF vegyületekben a klór, a bróm, a jód és az asztatin oxidációs foka +1.

Végül, besugárzáskor a fluor még nehéz inert (nemes) gázokkal is reagál :

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

A fluor kölcsönhatása összetett anyagokkal szintén nagyon erőteljesen megy végbe. Tehát oxidálja a vizet, miközben a reakció robbanásveszélyes:

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

A szabad klór is nagyon reaktív, bár aktivitása kisebb, mint a fluoré. Közvetlenül reagál minden egyszerű anyaggal, kivéve az oxigént, a nitrogént és a nemesgázokat:

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

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

Különösen érdekes a hidrogénnel való reakció. Tehát szobahőmérsékleten, világítás nélkül a klór gyakorlatilag nem reagál a hidrogénnel, míg melegítéskor vagy megvilágításkor (például közvetlen napfényben) ez a reakció robbanással megy végbe a következő láncmechanizmus szerint :

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

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

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

Ennek a reakciónak a gerjesztése fotonok hatására megy végbe , amelyek a Cl 2 molekulák atomokká történő disszociációját okozzák - ebben az esetben egymást követő reakciók láncolata megy végbe, amelyek mindegyikében megjelenik egy-egy részecske, elindítva a következő szakasz kezdetét. ${\mathsf {h\nu ))$

A H 2 és Cl 2 közötti reakció a láncfotokémiai reakciók egyik első vizsgálati tárgya volt. A láncreakciókkal kapcsolatos elképzelések kidolgozásához a legnagyobb mértékben az orosz tudós, a Nobel-díjas ( 1956 ) N. N. Szemjonov járult hozzá .

A klór számos összetett anyaggal reagál, például szénhidrogénekkel történő helyettesítéssel és addícióval:

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

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

A klór hevítés közben képes kiszorítani a brómot vagy a jódot hidrogénnel vagy fémekkel alkotott vegyületeiből:

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

és reverzibilisen reagál a vízzel, egyensúlyi keveréket hozva létre, amelyet klórvíznek neveznek :

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

A klór ugyanúgy reagálhat (aránytalanul) a lúgokkal:

a hidegben

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

melegítéskor:

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

A bróm kémiai aktivitása kisebb, mint a fluoré és a klóré, de még mindig meglehetősen nagy, mivel a brómot általában folyékony állapotban használják fel, ezért kezdeti koncentrációja – egyéb feltételek mellett – nagyobb, mint a klóré. Ugyanolyan reakciókba lép, mint a klór. Mivel enyhébb reagens, a brómot széles körben használják a szerves kémiában. A bróm a klórhoz hasonlóan vízben oldódik, és vele részben reagálva úgynevezett "brómos vizet" képez.

A jód oldhatósága vízben 0,3395 gramm/liter 25 Celsius-fokon [9] , ami kisebb, mint a brómoké. A jód vizes oldatát "jódvíznek" nevezik [10] . A jód képes feloldódni jodidoldatokban komplex anionok képződésével:

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

A kapott oldatot Lugol-oldatnak nevezzük .

A jód kémiai aktivitásában jelentősen eltér a többi halogéntől. Nem lép reakcióba a legtöbb nemfémmel, a fémekkel pedig csak melegítéskor lép reakcióba lassan. A jód és a hidrogén kölcsönhatása csak erős melegítéssel megy végbe, a reakció endoterm és reverzibilis:

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

Így a halogének kémiai aktivitása folyamatosan csökken fluorról asztatinra. Az F - At sorozat minden halogénje kiszoríthatja a következőt a vegyületeiből hidrogénnel vagy fémekkel, vagyis minden halogén egyszerű anyag formájában képes oxidálni bármelyik következő halogén halogenidionját [11] .

Az asztatin még kevésbé reakcióképes , mint a jód. De reagál fémekkel is (például lítiummal):

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

A disszociáció során nemcsak anionok képződnek, hanem At + : HAt kationok is disszociálnak:

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

A halogének és vegyületeik használata

A fluor természetes vegyületét - kriolit Na 3 AlF 6 - használják az alumínium gyártása során. A fluorid vegyületeket adalékként használják a fogkrémekben a fogszuvasodás megelőzésére.

A klórt széles körben használják sósav előállítására, szerves szintézisben műanyagok és szintetikus szálak, gumik, színezékek, oldószerek stb. gyártásában. Számos klórtartalmú vegyületet használnak a mezőgazdaságban a kártevők elleni védekezésre. A klórt és vegyületeit len- és pamutszövetek, papírok fehérítésére, ivóvíz fertőtlenítésére használják. Igaz, a klór használata a víz fertőtlenítésére messze nem biztonságos, ezekre a célokra jobb az ózon használata .

Egyszerű anyagokat és bróm- és jódvegyületeket használnak a gyógyszer- és vegyiparban.

Halogén toxicitás

A nagy reaktivitás miatt (ez különösen a fluorban jelentkezik ) minden halogén mérgező anyag, erősen kifejezett fullasztó és szövetkárosító hatással.

A fluorgőzök és aeroszolok nagy veszélyt jelentenek, mivel a többi halogénnel ellentétben meglehetősen gyenge szagúak, és csak nagy koncentrációban érezhetők.

Jegyzetek

↑ Az elemek periódusos rendszere (angol) (a hivatkozás nem elérhető) . IUPAC. – PDF. Letöltve: 2013. október 25. Az eredetiből archiválva : 2015. augusztus 22..
↑ Ursula Bunzli-Trepp. A szerves, fémorganikus és koordinációs kémia szisztematikus nómenklatúrája. - EPFL Press, 2007. - S. 215. - 636 p. — ISBN 9781420046151 .
↑ Shabarov Yu. S. 1. rész. Nem ciklikus vegyületek // Szerves kémia. - 2. kiadás , korr. - M .: Kémia, 1996. - S. 115. - 496 p. — ISBN 5-7245-1057-X .
↑ Jonathan Brecher. Grafikus ábrázolási szabványok kémiai szerkezeti diagramokhoz (IUPAC Recommendations 2008) (angol) // Pure and Applied Chemistry. — 2008-01-01. — Vol. 80 , iss. 2 . - P. 277-410 . — ISSN 0033-4545 1365-3075, 0033-4545 . - doi : 10.1351/pac200880020277 . Az eredetiből archiválva : 2022. május 10.
↑ Snelders, HAM JSC Schweigger: Romantikája és kristályelektromos anyagelmélete // Isis : folyóirat. - 1971. - 1. évf. 62 , sz. 3 . - 328. o . - doi : 10.1086/350763 . — .
↑ Berdonosov S.S. Asztatin // Kémiai Enciklopédia : 5 kötetben / Ch. szerk. I. L. Knunyants . - M . : Szovjet Encyclopedia , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 211. - 623 p. — 100.000 példány. - ISBN 5-85270-008-8 .
↑ Desmos . (Orosz)
↑ A fizikai és kémiai mennyiségek rövid referenciakönyve Ravdel, L .: Chemistry, 1974 - 200 oldal \\ oldal 67 tab. 24 . Letöltve: 2022. május 23. Az eredetiből archiválva : 2022. március 7.. (határozatlan)
↑ Stasinevich D.S. Jód // Rövid kémiai enciklopédia / Szerk. szerk. I. L. Knunyants . - M . : Szovjet Enciklopédia, 1963. - T. 2. Zh-Malon éter .
↑ Yu.V. _ _ - 18. kiadás - M . : Oktatás , 1987. - S. 197-199. — 240 s. — 1.630.000 példány.
↑ Kuzmenko N. E., Eremin V. V., Popkov V. A. A kémia kezdetei. Modern tanfolyam egyetemekre jelentkezőknek: tankönyv / Kuzmenko, N. E .. - 16. - M . : Vizsga, 2013. - P. 343-347. — 831 p. - ISBN 978-5-377-06154-0 .

Irodalom

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Az elemek kémiája (neopr.) . — 2. – Butterworth–Heinemann, 1997. - ISBN 0080379419 .

Szótárak és enciklopédiák

Nagy dán
Nagy orosz
Brockhaus és Efron
Kis Brockhaus és Efron
Britannica (online)
Universalis

Bibliográfiai katalógusokban
BNF : 11982008r GND : 4158874-5 J9U : 987007548385105171 LCCN : sh85058508 NDL : 00562982 NKC : ph120637

D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periodikus rendszere

egy

egy

én

vö

nem

alkálifémek	alkáliföldfémek	Lantanidész	aktinidák	átmeneti fémek
könnyűfémek _	Félfémek	nem fémek	Halogének	nemesgázok

Periódusos táblázat
Dmitrij Ivanovics Mengyelejev Periodikus törvény Elemcsoportok
Formátumok	rövid Blokkok szerint Kiterjedt nagyított Elektronikus konfigurációk Elektronegativitás Alternatív Az elemek izotópjai
A tételek listája szerint	...Név ... Etimológiák ...nyitvatartási idő ...oxidációs állapotok ... Keménység ... Prevalencia az emberben : nyomelemek makrotápanyagok Organogének ... A standard elektrokémiai potenciálok értéke
Csoportok	egy 2 3 négy 5 6 7 nyolc 9 tíz tizenegy 12 13 tizennégy tizenöt 16 17 tizennyolc
Időszakok	egy 2 3 négy 5 6 7 nyolc
A kémiai elemek családjai	nem fémek Félfémek (metalloidok) Fémek Intranzitív elemek átmeneti fémek Átmenet utáni fémek Belső átmeneti fémek Lantanidész aktinidák Transuránium szupertranzíciós fémek könnyűfémek Nehéz fémek Szupernehéz elemek (transaktinoidok) Tűzálló fémek Platina csoportba tartozó fémek nemesfémek Színesfémek radioaktív elemek mesterséges elemek Ritka tárgyak ritkaföldfém elemek Nyomelemek Monoizotóp elemek Poliizotóp elemek
Periódusos táblázat blokk	s-elemek p-elemek d-elemek f-elemek g-elemek
Egyéb	Lantanid összehúzódás aktinoid összehúzódás Megjósolt elemek A kémiai elemek szimbólumai lista
Periódusos rendszer Kategória: Periodikus rendszer Portál: Kémia {{ Periodikus elemrendszer }}