ما هي الهالوجينات؟ الخصائص الكيميائية وأهمية الهالوجينات. الهالوجينات: الخصائص الفيزيائية ، الخواص الكيميائية. استخدام الهالوجينات ومركباتها

دعنا نتحدث عن ماهية الهالوجينات. هم في المجموعة السابعة (المجموعة الفرعية الرئيسية) من الجدول الدوري. ترجمت كلمة "هالوجين" من اليونانية وتعني "ولادة الملح". ستناقش المقالة ماهية الهالوجين الكيميائي ، وما هي المواد التي يتم دمجها تحت هذا المصطلح ، وما هي خصائصها وميزات الإنتاج.

الخصائص

بالحجج حول ماهية الهالوجينات ، دعونا نلاحظ تفاصيل بنية ذراتها. تحتوي جميع العناصر على سبعة إلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية ، أحدها غير مزدوج (حر). لذلك ، تظهر خصائص الأكسدة للهالوجينات ، أي إضافة إلكترون واحد أثناء التفاعل مع المواد المختلفة ، مما يؤدي إلى الإكمال الكامل لمستوى الطاقة الخارجية ، وتشكيل تكوينات مستقرة للهاليدات. مع المعادن ، فإنها تشكل رابطة أيونية قوية.

ممثلو الهالوجينات

وتشمل العناصر التالية: الفلور ، الكلور ، البروم ، اليود. الأستاتين وتينيسين مرتبطان بهما رسميًا. لفهم ماهية الهالوجينات ، تجدر الإشارة إلى أن الكلور والبروم واليود لها مدارات حرة. هي التي تشرح حالات الأكسدة المختلفة لهذه العناصر. على سبيل المثال ، يحتوي الكلور على القيم التالية: -1 ، + 1 ، + 3 ، +5 ، +7. عندما يتم نقل طاقة إضافية إلى ذرة الكلور ، يحدث انتقال تدريجي للإلكترونات ، وهو ما يفسر التغيرات في حالات الأكسدة. من بين التكوينات الأكثر ثباتًا للكلور ، تتميز مركباته ، حيث تتجلى حالات الأكسدة -1 و +7.

التواجد في الطبيعة

توضح السمات الهيكلية انتشارها في الطبيعة. يتم تقديم مركبات الهالوجين في الطبيعة على شكل هاليدات ، قابلة للذوبان في الماء بسهولة. مع زيادة نصف القطر الذري للهالوجين ، يتناقص محتواها الكمي في قشرة الأرض. على سبيل المثال ، يتم استخدام بعض مركبات البروم والكلور والفلور تجاريًا.

يمكن ملاحظة فلوريد الكالسيوم (الفلوريت) على أنه مركب الفلور الرئيسي الموجود في الطبيعة.

ميزات الاستلام

لفهم ماهية الهالوجينات ، من الضروري معرفة كيفية الحصول عليها. الخيار الرئيسي لفصل الهالوجينات النقية عن الأملاح هو التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة. على سبيل المثال ، عندما يتعرض كلوريد الصوديوم لتيار كهربائي مباشر ، لا يمكن اعتبار الكلور الغازي فحسب ، بل أيضًا الصوديوم المعدني من منتجات التفاعل. يحدث اختزال المعادن عند القطب السالب ، ويتكون الهالوجين عند القطب الموجب. للحصول على البروم ، يتم استخدام مياه البحر عن طريق التحليل الكهربائي لهذا المحلول.

الخصائص الفيزيائية

دعونا نتناول الخواص الفيزيائية لممثلي المجموعة السابعة للمجموعة الفرعية الرئيسية. الفلور في الظروف العادية مادة غازية ذات لون أصفر فاتح ، ورائحة نفاذة ومزعجة. الكلور الغازي والأصفر والأخضر ، وله العنبر الخانق الحاد. البروم سائل بني ثقيل. من بين جميع الهالوجينات ، يعتبر اليود فقط مادة بلورية من اللون البنفسجي.

أقوى عامل مؤكسد هو الفلور. في المجموعة ، تقل القدرة على ربط إلكترون أثناء تفاعل كيميائي تدريجيًا من الفلور إلى الأستاتين. يكمن سبب إضعاف هذه الخاصية في زيادة نصف القطر الذري.

ملامح الخصائص الكيميائية

يعتبر الفلور أقوى عامل مؤكسد ، وهو قادر على التفاعل مع جميع المواد غير المعدنية تقريبًا دون تسخين إضافي. هذه العملية مصحوبة بإطلاق كمية كبيرة من الحرارة. مع المعادن ، تتميز العملية بالاشتعال الذاتي للفلور.

نظرًا لأن هذا الهالوجين شديد التفاعل ، فإنه قادر على التفاعل مع الغازات النبيلة عند التعرض للإشعاع.

يتفاعل الفلور أيضًا مع المواد المعقدة. نشاط البروم أقل بكثير. يستخدم بشكل أساسي في الكيمياء العضوية لإجراء تفاعلات نوعية للمركبات غير المشبعة.

يتفاعل اليود مع المعادن فقط عند تسخينه ، وتتميز العملية بامتصاص الطاقة (تفاعل طارد للحرارة).

ميزات الاستخدام

ما هي أهمية الهالوجينات؟ للإجابة على هذا السؤال ، دعونا ننظر في المجالات الرئيسية لتطبيقهم. على سبيل المثال ، يتم استخدام معدن الكريوليت الطبيعي ، وهو مركب من الألومنيوم والفلور والصوديوم ، كمادة مضافة في معجون الأسنان ويساعد على منع تسوس الأسنان.

يستخدم الكلور بكميات كبيرة في إنتاج حمض الهيدروكلوريك. بالإضافة إلى ذلك ، فإن هذا الهالوجين مطلوب في صناعة البلاستيك ، والمذيبات ، والأصباغ ، والمطاط ، والألياف الصناعية. يستخدم عدد كبير من المركبات المحتوية على الكلور لمكافحة آفات المحاصيل الزراعية المختلفة بشكل فعال. الكلور ومركباته ضرورية أيضًا لعملية تبييض الأقمشة القطنية والكتانية والورق وتطهير مياه الشرب. يستخدم البروم واليود في الصناعات الكيميائية والصيدلانية.

في الآونة الأخيرة ، تم استخدام الأوزون بدلاً من الكلور لتنقية مياه الشرب.

العمل البيولوجي

تفسر الفعالية العالية للهالوجينات حقيقة أن كل هذه المركبات عبارة عن سموم لها تأثير خانق ، قادرة على إتلاف الأنسجة العضوية. على الرغم من هذه الخصائص ، فإن هذه العناصر ضرورية للعمليات الحيوية لجسم الإنسان.

على سبيل المثال ، يشارك الفلور في عمليات التمثيل الغذائي في الخلايا العصبية والعضلات والغدد. في الحياة اليومية ، أصبحت أطباق التفلون شائعة بشكل متزايد ، وأحد مكوناتها هو الفلور على وجه التحديد.

يعزز الكلور نمو الشعر ويحفز عمليات التمثيل الغذائي ويعطي الجسم القوة والحيوية. يتم تضمين الحد الأقصى لكمية في شكل كلوريد الصوديوم في بلازما الدم. من بين مركبات هذا العنصر ، يعتبر حمض الهيدروكلوريك ذا أهمية خاصة من وجهة نظر بيولوجية.

هي أساس عصير المعدة ، وتشارك في عمليات انهيار الطعام. لكي يعمل الجسم بشكل طبيعي ، يجب أن يستهلك الشخص ما لا يقل عن عشرين جرامًا من ملح الطعام يوميًا.

جميع الهالوجينات ضرورية للإنسان مدى الحياة ، ويستخدمونها أيضًا في مجالات النشاط المختلفة.

الهالوجينات - هذه هي الطريقة التي يتم بها تحديد عناصر الجدول الدوري الكيميائي ، الموجود في المجموعة السابعة عشرة. تكمن الميزة في أنها تتفاعل مع جميع المواد تقريبًا من النوع البسيط ، باستثناء بعض المواد غير المعدنية فقط. نظرًا لأنها تعمل كمؤكسدات للطاقة ، فإنها في الطبيعة تختلط مع مواد أخرى. يعتمد النشاط الكيميائي للهالوجينات بشكل مباشر على الرقم التسلسلي.

معلومات عامة عن الهالوجينات

تسمى هذه العناصر الهالوجينات: الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين. كل منهم ينتمون إلى وضوحا غير المعادن. فقط في اليود ، في ظل ظروف معينة ، يمكن اكتشاف الخصائص المنسوبة إلى المعادن.

في البداية ، تم استخدام مصطلح "هالوجين" في عام 1811 من قبل العالم الألماني I. Schweigger ، والذي يترجم حرفياً من اليونانية إلى "Solod".

كونه في الحالة الأرضية ، يكون التكوين الإلكتروني لذرات الهالوجين على النحو التالي - ns 2 np 5 ، حيث يشير الحرف n إلى الرقم الكمي الرئيسي أو الفترة. إذا قارنا ذرة الكلور ببقية الهالوجينات ، سيكون من الملاحظ أن إلكتروناتها يتم فحصها بشكل سيئ من النواة ، وهذا هو السبب في أنها تتميز بكثافة إلكترون محددة عالية ونصف قطر أصغر ، ولها أيضًا قيم كبيرة من طاقة التأين والقدرة الكهربية.

الفلور (F) عنصر متوفر في شكل أملاح منتشرة في مختلف الصخور. أهم المركبات هي الفلوريت المعدني والفلورسبار. ومن المعادن المعروفة أيضًا الكريوليت.

الكلور (Cl) هو الهالوجين الأكثر شيوعًا. أهم مركب طبيعي له هو كلوريد الصوديوم ، والذي يستخدم كمادة خام رئيسية في حالة الحصول على مركبات الكلوريد الأخرى. يوجد كلوريد الصوديوم بكتلة أكبر في مياه البحار والمحيطات ، ولكن يمكن العثور عليه أيضًا في بعض البحيرات. يمكنك أن تجد هذا الهالوجين في صورة صلبة ، ما يسمى بالملح الصخري.

البروم (Br) - في ظل الظروف الطبيعية يكون له شكل أملاح الصوديوم والبوتاسيوم المقترنة بأملاح الكلوريد. توجد عادة في البحيرات المالحة والبحار.

اليود (J) هو عنصر كيميائي يوجد غالبًا أيضًا في مياه البحر ، ولكن بكميات صغيرة جدًا ، لذا فإن عزله عن الرطوبة إجراء صعب نوعًا ما. لاحظ أن هناك نوعًا معينًا من الأعشاب البحرية - عشب البحر واليود يتراكم في أنسجتهما. يتم استخراج اليود من رماد هذه الطحالب. يمكنك أيضًا مقابلة اليود في مياه الحفر التي تجري تحت الأرض.

الأستاتين (At) هو عنصر كيميائي غير موجود عمليًا في الظروف الطبيعية. للحصول عليه ، يتم إجراء التفاعلات النووية بشكل مصطنع. يحتوي الأستاتين على أطول النظائر عمرا ، حيث يبلغ عمر النصف 8.3 ساعات.

السمات الكيميائية للهالوجينات

عند طرح السؤال ، ما هي الهالوجينات ، يجب الإجابة على أن هذه كلها عناصر من جدول Mendeleev ، حيث لكل منها مؤشره الخاص للنشاط الكيميائي. عند النظر إلى الأخير في الفلور ، تجدر الإشارة إلى أنه مرتفع بقدر الإمكان. الأكاديمي أ. يدعو فيرسمان الفلورايد كل الأكل. لذلك ، إذا قمت بقياس درجة حرارة الغرفة ، فسوف تحترق معادن الحديد والرصاص والقلويات في جو الفلور.

الأهمية!ليس للفلور أي تأثير على معادن معينة (النحاس والنيكل) ، والتي تتكون على سطحها طبقة واقية على شكل فلوريد. ولكن إذا قمت بتسخين الفلور ، سيبدأ التفاعل في الظهور.

دعونا نلاحظ تفاعل الفلور مع العديد من غير المعادن ، بما في ذلك الهيدروجين واليود والكربون والبورون وغيرها. في الظروف الباردة ، يتم تكوين مركبات مناسبة يمكن أن تؤدي إلى انفجار أو تكوين لهب. الفلور غير قادر على التفاعل فقط مع الأكسجين والنيتروجين والكربون (يجب أن يكون الأخير على شكل ماس).

يظهر رد فعل قوي للغاية للمواد المعقدة. في جو من الفلور ، يتم حرق حتى المواد الثابتة إلى حد ما في شكل زجاج (صوف قطني) وبخار الماء. وتجدر الإشارة إلى أنه لا يمكن إذابة الفلور في الماء ، لأنه قادر على إذابته بقوة.

ملحوظة!الفلور هو أقوى عامل مؤكسد.

لكل مركب هالوجين خصائصه الخاصة ، لذلك فإن للكلور أيضًا نشاطًا كيميائيًا مرتفعًا ، على الرغم من أنه أقل شأنا من الفلور. هذا العنصر قادر على التأثير على جميع المواد البسيطة ، باستثناء الأكسجين والنيتروجين والغازات النبيلة فقط. في ظل ظروف درجات الحرارة المرتفعة ، تولد المواد غير المعدنية التالية: الفوسفور والزرنيخ والسيليكون والأنتيمون ، التي تتفاعل مع الكلور ، كمية كبيرة من الحرارة. في درجة حرارة الغرفة وبدون ضوء ، ليس للكلور أي تأثير تقريبًا على الهيدروجين ، ولكن إذا تم تسخينه أو إضافته إلى ضوء الشمس الساطع ، يمكن أن يؤدي التفاعل إلى انفجار.

يكون تفاعل الكلور مع الماء كما يلي: يتكون حمض الهيدروكلوريك وحمض هيبوكلوروس. إذا تمت إضافة الفوسفور إلى الكلور ، فإن الأخير سوف يشتعل ، مما يؤدي إلى تكوين ثلاثي - وخماسي كلوريد الفوسفور.

للحصول على الكلور ، من الضروري إجراء التحليل الكهربائي للمحاليل المائية المركزة من كلوريد الصوديوم. سيبدأ الكلور في التطور من جانب أنود الكربون ، وسيبدأ الهيدروجين في التطور عند القطب السالب. يتم الحصول على الكلور وكلوريد الهيدروجين وحمض الهيدروكلوريك ، والذي يستخدم لتبييض الورق والأقمشة ، وإذا لزم الأمر ، لتطهير مياه الشرب.

مركبات الهالوجين مع البروم لها تفاعل أقل من الكلور. يتم دمج البروم مع الهيدروجين فقط في ظروف التسخين. للحصول على البروم ، يجب أكسدة HBr. تستخدم البروميدات ومحلول الكلوريد صناعياً. المصدر الرئيسي للبروم على أراضي روسيا هو حفر المياه الجوفية والمحاليل المشبعة لبعض البحيرات المالحة.

يحتوي اليود على مؤشر أقل للنشاط الكيميائي لمركبات الهالوجين الأخرى. على الرغم من نشاطه المنخفض ، فإن هذا العنصر قادر أيضًا على التفاعل مع العديد من اللافلزات في ظل الظروف العادية ، مما يؤدي إلى تكوين الأملاح (إذا انتبهت ، تأتي كلمة "هالوجين" من كلمة "ولادة ملح").

يتطلب تفاعل اليود مع الهيدروجين الكثير من التسخين. التفاعل نفسه غير مكتمل ، حيث يبدأ الهيدروجين السائل في التحلل.

بمقارنة مركبات الهالوجين ، لوحظ أن نشاطها يتناقص من الفلور إلى الأستاتين. تكمن خصوصية الهالوجينات في أنها تتفاعل مع العديد من المواد البسيطة. في حالة المعادن ، لوحظ تفاعل سريع ، حيث يتم إطلاق كمية كبيرة من الحرارة.

ميزات استخلاص الهالوجينات واستخدامها

في ظل الظروف الطبيعية ، فإن الهالوجينات هي الأنيونات ، وبالتالي ، للحصول على الهالوجينات الحرة ، يتم استخدام طريقة الأكسدة بالتحليل الكهربائي أو باستخدام المؤكسدات. على سبيل المثال ، من أجل الحصول على الكلور ، من الضروري التحلل المائي لمحلول كلوريد الصوديوم. تستخدم مركبات الهالوجين في العديد من الصناعات:

• الفلور. على الرغم من فعاليته العالية ، غالبًا ما يستخدم هذا العنصر الكيميائي في الصناعة. على سبيل المثال ، الفلور عنصر أساسي في التفلون والبوليمرات الفلورية الأخرى. أيضًا ، في شكل مواد كيميائية عضوية ، نمثل مركبات الكربون الكلورية فلورية ، التي كانت تستخدم سابقًا كمبردات ووقود دفع في الهباء الجوي. بعد ذلك ، تم إيقافها ، حيث كان من المحتمل أن يكون لها تأثير على البيئة. غالبًا ما يوجد الفلورايد في معجون الأسنان للحفاظ على سلامة الأسنان. أيضا ، يمكن العثور على هذا الهالوجين في الطين ، حيث يكون مناسبًا لإنتاج السيراميك ؛
• الكلور. الاستخدام الأكثر شيوعًا للكلور هو تطهير مياه الشرب وأحواض السباحة. ومركب مثل هيبوكلوريت الصوديوم هو المكون الرئيسي في مادة التبييض. لا يمكن للهياكل الصناعية والمختبرات الاستغناء عن استخدام حمض الهيدروكلوريك. يتضمن تكوين البولي فينيل كلوريد أيضًا الفلور ، مثل البوليمرات الأخرى ، بمساعدة الأنابيب والأسلاك والاتصالات الأخرى التي يتم عزلها. كما تم استخدام الكلور في المستحضرات الصيدلانية ، حيث يتم استخدامه لإنتاج الأدوية التي يمكن استخدامها لعلاج الالتهابات والحساسية ومرض السكري. كما هو مذكور أعلاه ، يتم تطهير الكلور جيدًا ، وبالتالي ، يتم استخدامه لتعقيم معدات المستشفيات ؛
• البروم. السمة الرئيسية لهذا العنصر الكيميائي هي أنه غير قابل للاشتعال. لهذا السبب ، تم استخدامه بنجاح لقمع الاحتراق. ذهب البروم في التركيبة مع العناصر الأخرى في وقت واحد إلى إنتاج وسائل خاصة للحديقة ، بفضل قتل جميع البكتيريا. لكن بمرور الوقت ، تم حظر الأداة بحجة أن الأخيرة لها تأثير سلبي على طبقة الأوزون في الكوكب. كما أن البروم مهم في مثل هذه المجالات: إنتاج البنزين ، وإنتاج أفلام التصوير الفوتوغرافي ، وطفايات الحريق ، وبعض الأدوية ؛
• اليود. عنصر كيميائي أساسي يعتمد عليه الأداء السليم للغدة الدرقية. بسبب نقص اليود في الجسم ، قد يبدأ هذا الأخير في الزيادة في الحجم. لقد أثبت اليود أنه مطهر. يوجد اليود في المحاليل المستخدمة لتطهير الجروح.
• أستاتين. هذا الهالوجين ليس فقط أرضًا نادرة ، ولكنه أيضًا مشع ، ولهذا السبب لا يجد فائدة خاصة.

الهالوجينات وخصائصها الفيزيائية

يعتمد وجود بعض الخصائص الكيميائية والفيزيائية بشكل مباشر على بنية ذرة العنصر. بالنسبة للجزء الأكبر ، كل الهالوجينات لها خصائص متشابهة ، ولكن لا تزال لها خصائص معينة:

• الفلور. عنصر في شكل غاز أخضر فاتح ذو خصائص سامة ؛
• الكلور. غاز أصفر مائل للأخضر ، سام أيضاً ، له رائحة نفاذة وخانقة وكريهة. العنصر قادر على الذوبان بسهولة في الماء ، وهذا هو سبب تكوين ماء الكلور ؛
• البروم. بمثابة السائل الوحيد غير المعدني. إنه عنصر ثقيل بلون بني محمر. إذا قمت بوضع البروم في أي وعاء ، فسوف يتحول لون جدران هذا الأخير إلى اللون البني الأحمر ، ويتم إطلاقه مع بخار الهالوجين. رائحة البروم ثقيلة وغير سارة. لتخزين البروم ، يتم استخدام قوارير خاصة مع سدادات وأغطية أرضية. من المهم ملاحظة أن الأخير لا ينبغي أن يكون مصنوعًا من المطاط ، لأن العنصر يمكن أن يؤدي بسهولة إلى تآكل هذه المادة ؛
• اليود. مادة بلورية رمادية داكنة ، في أبخرة لها لون بنفسجي. الظروف العادية لا تجعل من الممكن نقل اليود إلى حالة الذوبان ، ناهيك عن الغليان ، لأن التسخين الضعيف لعنصر ما يؤدي إلى تساميه: عندما يتغير من الحالة الصلبة إلى الحالة الغازية. لا يمتلك اليود هذه الخاصية فحسب ، بل تمتلكها أيضًا بعض المواد الأخرى. هذه الخاصية مفيدة عند تنظيف المواد من الشوائب. اليود هو أحد تلك العناصر ضعيفة الذوبان في الماء. هذا الأخير يحصل على لون أصفر فاتح. اليود بشكل خاص قادر على الذوبان في الكحول ، ونتيجة لذلك بدأوا في صنع محلول اليود بنسبة 5-10 ٪ ، يسمى صبغة اليود.

مركبات الهالوجين ودورها في جسم الانسان

عند اختيار معجون الأسنان ، ينتبه الكثيرون إلى التركيب: سواء كان يحتوي على الفلورايد. يضاف هذا المكون لسبب ما ، لأنه يساهم في بناء مينا الأسنان وعظامها ، كما أنه قادر على جعل الأسنان أكثر مقاومة للتسوس. لا تكتمل عمليات التمثيل الغذائي أيضًا بدون مساعدة الفلورايد.

في جسم الإنسان ، يلعب الكلور أيضًا دورًا مهمًا ، حيث يشارك بنشاط في الحفاظ على توازن الماء والملح ، وكذلك الحفاظ على الضغط الاسموزي. بفضل الكلور ، تعمل عملية التمثيل الغذائي وبناء الأنسجة بشكل أكثر كفاءة. يساهم حمض الهيدروكلوريك في تحسين عملية الهضم ، والتي بدونها يستحيل هضم الطعام.

الكلور ضروري لجسم الإنسان ويجب توفيره بكميات معينة. إذا أهملت معدل دخول العنصر إلى الجسم ، فقد تصاب بالوذمة والصداع وغيرها من الأحاسيس غير السارة.

يوجد البروم بكميات صغيرة في الدماغ والكلى والدم والكبد. في الطب ، البروم هو نوع مهدئ ممتاز. ومع ذلك ، يجب إعطاؤه بنسب صارمة ، لأن عواقب الجرعة الزائدة ليست الأفضل: حالة من الاكتئاب في الجهاز العصبي.

اليود ضروري للغاية للغدة الدرقية ، مما يساعد الأخيرة على محاربة البكتيريا التي تدخل الجسم بشكل فعال. إذا لم يكن هناك ما يكفي من اليود في جسم الإنسان ، يمكن أن يبدأ مرض الغدة الدرقية.

في الختام ، نلاحظ أن الهالوجينات ضرورية ليس فقط لتنفيذ العديد من الأشياء اليومية ، ولكن أيضًا من أجل الأداء الفعال لجسمنا. هذه العناصر الكيميائية لها خصائص معينة تجد تطبيقها في مختلف فروع الحياة البشرية.

فيديو

SUBGROUP VIIA. الهالوجينات
الفلور ، الكلورين ، البرومين ، اليود ، أستات
تعتبر الهالوجينات وخاصة الفلور والكلور والبروم ذات أهمية كبيرة للصناعة والممارسات المختبرية في كل من الحالة الحرة وفي شكل مركبات عضوية وغير عضوية مختلفة. الفلور هو غاز أصفر شاحب شديد التفاعل يهيج الجهاز التنفسي ويؤدي إلى تآكل المواد. الكلور أيضًا مادة تآكل ، غاز عدواني كيميائيًا ذو لون أصفر مخضر داكن أقل تفاعلًا من الفلور. يستخدم على نطاق واسع بتركيزات منخفضة لتطهير المياه (الكلورة) ، وبتركيزات عالية فهو سام ويسبب تهيجًا شديدًا في الجهاز التنفسي (تم استخدام غاز الكلور كسلاح كيميائي في الحرب العالمية الأولى). البروم هو سائل ثقيل بني محمر في الظروف العادية ، ولكنه يتبخر بسهولة ، ويتحول إلى غاز تآكل. اليود مادة صلبة بنفسجية داكنة تتسامي بسهولة. الأستاتين عنصر مشع ، الهالوجين الوحيد الذي لا يحتوي على نظير مستقر.
في عائلة هذه العناصر ، بالمقارنة مع المجموعات الفرعية A الأخرى ، تكون الخصائص غير المعدنية أكثر وضوحًا. حتى اليود الثقيل هو مادة غير معدنية نموذجية. أول فرد في العائلة ، الفلور ، يعرض خصائص "فائقة المعدنية". جميع الهالوجينات هي متقبلات للإلكترون ولديها ميل قوي لإكمال ثماني إلكترون بقبول إلكترون واحد. تتناقص تفاعلية الهالوجينات مع زيادة العدد الذري ، وبشكل عام تتغير خصائص الهالوجينات وفقًا لموقعها في الجدول الدوري. طاولة يوضح الشكل 8 أ بعض الخصائص الفيزيائية التي تجعل من الممكن فهم الاختلافات وانتظام التغييرات في الخصائص في سلسلة الهالوجينات. يعرض الفلور العديد من الخصائص غير العادية. على سبيل المثال ، وجد أن تقارب الإلكترون للفلور ليس مرتفعًا مثل تقارب الكلور ، ويجب أن تشير هذه الخاصية إلى القدرة على قبول الإلكترون ، أي للنشاط الكيميائي. من ناحية أخرى ، يجب أن يكون للفلور ، نظرًا لنصف القطر الصغير جدًا وقرب غلاف التكافؤ من النواة ، أعلى تقارب للإلكترون. يتم تفسير هذا التناقض ، جزئيًا على الأقل ، من خلال طاقة الربط المنخفضة بشكل غير عادي FF مقارنة بتلك الخاصة بـ ClCl (انظر المحتوى الحراري للانفصال في الجدول 8 أ). بالنسبة للفلور 159 كيلو جول / مول ، وللكلور 243 كيلو جول / مول. نظرًا لصغر نصف القطر التساهمي للفلور ، فإن قرب الأزواج المنفردة في الهيكل: F: F: يحدد سهولة كسر هذه الرابطة. في الواقع ، الفلور أكثر نشاطًا كيميائيًا من الكلور نظرًا لسهولة تكوين الفلور الذري. تشير قيمة طاقة الإماهة (انظر الجدول 8 أ) إلى التفاعل العالي لأيون الفلوريد: أيون F مرطب بتأثير طاقة أكبر من الهالوجينات الأخرى. يفسر نصف قطر صغير ، وبالتالي كثافة شحنة أعلى ، طاقة الترطيب الكبيرة. تتضح العديد من الخصائص غير العادية لأيونات الفلور والفلورايد عند أخذ حجم وشحنة الأيون في الاعتبار.
يستلم.تفرض الأهمية الصناعية الكبرى للهالوجينات متطلبات معينة على طرق إنتاجها. نظرًا لتنوع طرق الإنتاج وتعقيدها ، فإن استهلاك وتكلفة الكهرباء والمواد الخام والحاجة إلى المنتجات الثانوية أمر ضروري.
الفلور.بسبب العدوانية الكيميائية لأيونات الفلوريد والكلوريد ، يتم الحصول على هذه العناصر كهربائيا. يتم الحصول على الفلور من الفلوريت: CaF2 ، عند معالجته بحمض الكبريتيك ، يشكل HF (حمض الهيدروفلوريك) ؛ يتم تصنيع KHF2 من HF و KF ، والذي يتعرض للأكسدة الإلكتروليتية في خلية إلكتروليتية بمساحات منفصلة للأنود والكاثود ، مع كاثود فولاذي وأنود كربون ؛ يتم إطلاق الفلور F2 عند الأنود ، والهيدروجين منتج ثانوي عند الكاثود ، والذي يجب عزله عن الفلور لمنع حدوث انفجار. لتركيب مركبات مهمة مثل البولي فلورو كربون ، يتم فلور المركبات العضوية في المحلل الكهربائي بالفلور ، والتي لا تتطلب عزل وتراكم الفلور في حاويات منفصلة.
الكلوريتم إنتاجه بشكل أساسي من محلول ملحي في محللات كهربائية مع مساحة أنود منفصلة لمنع الكلور من التفاعل مع منتجات التحليل الكهربائي الأخرى: NaOH و H2 ؛ وبالتالي ، ينتج التحليل الكهربائي ثلاثة منتجات صناعية مهمة ، الكلور والهيدروجين والقلويات. لتنفيذ هذه العملية ، يتم استخدام تعديلات مختلفة من المحلل الكهربائي. يتم الحصول على الكلور أيضًا كمنتج ثانوي في الإنتاج الكهربائي للمغنيسيوم من MgCl2. يستخدم معظم الكلور في تصنيع حمض الهيدروكلوريك بالتفاعل مع الغاز الطبيعي ، بينما يتم استهلاك حمض الهيدروكلوريك للحصول على MgCl2 من MgO. يتشكل الكلور أيضًا في تعدين الصوديوم من كلوريد الصوديوم ، لكن طريقة التحليل الكهربائي من محلول ملحي أرخص. في مختبرات البلدان الصناعية ، يتم إنتاج عدة آلاف من الأطنان من الكلور عن طريق التفاعل 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
البروميتم الحصول عليها من الآبار التي تحتوي على محلول ملحي ، والتي تحتوي على أيونات بروميد أكثر من مياه البحر ، والتي تعد ثاني أهم مصدر للبروم. يتحول أيون البروميد إلى بروم بسهولة أكبر من أيونات الفلوريد والكلوريد في تفاعلات مماثلة. لذلك ، للحصول على البروم ، على وجه الخصوص ، يتم استخدام الكلور كعامل مؤكسد ، حيث يتناقص نشاط الهالوجينات في مجموعة من الأعلى إلى الأسفل وكل هالوجين قائم سابقًا يزيح التالي. في إنتاج البروم ، يتم تحميض المحاليل الملحية أو مياه البحر مبدئيًا بحمض الكبريتيك ، ثم تعالج بالكلور وفقًا للتفاعل
2Br + Cl2 -> Br2 + 2Cl
يُستخرج البروم من المحلول بالتبخير أو التطهير ، متبوعًا بامتصاصه بواسطة كواشف مختلفة ، اعتمادًا على التطبيق الإضافي. على سبيل المثال ، عند التفاعل مع محلول كربونات الصوديوم المُسخَّن ، يتم الحصول على NaBr و NaBrO3 البلوريين ؛ عند تحمض خليط من البلورات ، يتجدد البروم ، مما يوفر طريقة غير مباشرة ، ولكن مناسبة لتراكم (تخزين) هذا السائل السام المسبب للتآكل برائحة كريهة. يمكن أيضًا امتصاص البروم في محلول SO2 ، حيث يتكون HBr. يمكن عزل البروم بسهولة من هذا المحلول عن طريق تمرير الكلور (على سبيل المثال ، من أجل تفاعل البروم مع الإيثيلين C2H4 للحصول على ثنائي برومو إيثيلين C2H4Br2 ، والذي يستخدم كعامل مانع للانغلاق في البنزين). يبلغ الإنتاج العالمي من البروم أكثر من 300000 طن / سنة.
اليودتم الحصول عليها من رماد الأعشاب البحرية ومعالجتها بمزيج من MnO2 + H2SO4 وتنقيتها بالتسامي. توجد اليود بكميات كبيرة في مياه الحفر الجوفية. يتم الحصول على اليود عن طريق أكسدة أيون اليود (على سبيل المثال ، أيون النتريت NO2 أو الكلور). يمكن أيضًا ترسيب اليود باعتباره AgI ، والذي يتم منه تجديد الفضة بالتفاعل مع الحديد لتكوين FeI2. يتم إزاحة اليود من FeI2 بالكلور. تتم معالجة نترات التشيلي ، التي تحتوي على خليط من NaIO3 ، لإنتاج اليود. يعتبر أيون اليود مكونًا مهمًا من مكونات غذاء الإنسان ، حيث إنه ضروري لتكوين هرمون الغدة الدرقية المحتوي على اليود ، والذي يتحكم في النمو ووظائف الجسم الأخرى.
التفاعلية والمركبات.تتفاعل جميع الهالوجينات بشكل مباشر مع المعادن لتكوين الأملاح ، وتعتمد طابعها الأيوني على كل من الهالوجين والمعدن. وبالتالي ، فإن فلوريد المعادن ، وخاصة معادن المجموعات الفرعية IA و IIA ، هي مركبات أيونية. تنخفض درجة أيونية الرابطة مع زيادة الكتلة الذرية للهالوجين وانخفاض تفاعل المعدن. تتبلور هاليدات الرابطة الأيونية في شبكات بلورية ثلاثية الأبعاد. على سبيل المثال ، يحتوي كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) على شعرية مكعبة. مع زيادة تكافؤ السندات ، تزداد نسبة الهياكل ذات الطبقات (كما هو الحال في CdCl2 و CuCl2 و CuBr2 و PbCl2 و PdCl2 و FeCl2 وما إلى ذلك). في الحالة الغازية ، غالبًا ما تشكل الهاليدات التساهمية ثنائيات ، على سبيل المثال Al2Cl6 (AlCl3 dimer). مع المواد غير المعدنية ، تشكل الهالوجينات مركبات ذات رابطة تساهمية بحتة تقريبًا ، على سبيل المثال ، هاليدات الكربون والفوسفور والكبريت (CCl4 ، إلخ). تظهر حالات الأكسدة القصوى للمواد غير الفلزية والمعادن في التفاعلات مع الفلور ، على سبيل المثال SF6 ، PF5 ، CuF3 ، CoF3. فشلت محاولات الحصول على اليويدات ذات التركيبة المماثلة بسبب نصف القطر الذري الكبير لليود (عامل ستيري) وبسبب الميل القوي للعناصر في حالة الأكسدة العالية لأكسدة I إلى I2. بالإضافة إلى التوليف المباشر ، يمكن الحصول على الهاليدات بطرق أخرى. تتفاعل أكاسيد المعادن في وجود الكربون مع الهالوجينات لتكوين هاليدات (على سبيل المثال ، يتم تحويل Cr2O3 إلى CrCl3). من المستحيل الحصول على CrCl3 من CrCl3CH6H2O عن طريق الجفاف ، ولكن فقط الكلوريد الأساسي (أو هيدروكسوكلوريد). يتم الحصول على الهاليدات أيضًا عن طريق معالجة الأكاسيد بأبخرة HX ، على سبيل المثال:

CCl4 هو عامل كلور جيد ، على سبيل المثال لتحويل BeO إلى BeCl2. غالبًا ما يستخدم SbF3 لفلورة الكلوريدات (انظر SO2ClF أعلاه).
بوليهاليد.تتفاعل الهالوجينات مع العديد من هاليدات المعادن لتشكيل مركبات متعددة الهاليدات تحتوي على أنواع أنيونية كبيرة من Xn1. على سبيل المثال:

يوفر التفاعل الأول طريقة ملائمة للحصول على محلول عالي التركيز من I2 عن طريق إضافة اليود إلى محلول مركز من KI. تحتفظ Polyiodides بخصائص I2. من الممكن أيضًا الحصول على بولي هاليدات مختلطة: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbIСl2 + Cl2 -> RbICl4
الذوبان.تتمتع الهالوجينات ببعض القابلية للذوبان في الماء ، ومع ذلك ، كما هو متوقع ، نظرًا للطبيعة التساهمية للرابطة XX والشحنة الصغيرة ، فإن قابليتها للذوبان منخفضة. الفلور نشط للغاية لدرجة أنه يسحب زوج إلكترون من أكسجين الماء ، بينما يتم إطلاق O2 الحر ويتم تكوين OF2 و HF. الكلور أقل نشاطًا ، لكنه يتفاعل مع الماء لإنتاج بعض HOCl و HCl. يمكن فصل هيدرات الكلور (مثل Cl2 * 8H2O) عن المحلول عند التبريد.
يظهر اليود خصائص غير عادية عند إذابته في مذيبات مختلفة. عندما يتم إذابة كميات صغيرة من اليود في الماء والكحول والكيتونات والمذيبات الأخرى المحتوية على الأكسجين ، يتم تكوين محلول بني (محلول 1٪ من I2 في الكحول مطهر طبي شائع). يكون محلول اليود في CCl أو المذيبات الأخرى الخالية من الأكسجين بنفسجي اللون. يمكن افتراض أن جزيئات اليود في مثل هذا المذيب تتصرف بشكل مشابه لحالتها في الطور الغازي ، الذي له نفس اللون. في المذيبات المحتوية على الأكسجين ، يُسحب زوج إلكترون الأكسجين إلى مدارات التكافؤ لليود.
أكاسيد.الهالوجينات تشكل أكاسيد. لم يلاحظ أي نمط منهجي أو دورية في خصائص هذه الأكاسيد. يوضح الجدول أوجه التشابه والاختلاف وكذلك الطرق الرئيسية للحصول على أكاسيد الهالوجين. 8 ب.
oxoacids الهالوجين.مع تكوين أحماض الأكسو ، تتجلى الطبيعة المنهجية للهالوجينات بشكل أكثر وضوحًا. تتكون الهالوجينات من الأحماض الهالوجينية HOX والأحماض الهالوجينية HOXO وأحماض الهالوجين HOXO2 والأحماض الهالوجينية HOXO3 حيث X عبارة عن هالوجين. لكن الكلور فقط يشكل أحماض من جميع التركيبات المشار إليها ، ولا يشكل الفلور أحماض أوكسو على الإطلاق ، والبروم لا يشكل HBrO4. تركيبات الأحماض والطرق الرئيسية لتحضيرها موضحة في الجدول. 8 ج.

جميع أحماض الهالوجين غير مستقرة ، ولكن HOClO3 النقي هو الأكثر استقرارًا (في حالة عدم وجود أي عوامل اختزال). جميع أحماض الأكسو عوامل مؤكسدة قوية ، لكن معدل الأكسدة لا يعتمد بالضرورة على حالة أكسدة الهالوجين. وبالتالي ، فإن HOCl (ClI) هو عامل مؤكسد سريع وفعال ، في حين أن HOClO3 المخفف (ClVII) ليس كذلك. بشكل عام ، كلما زادت حالة أكسدة الهالوجين في حمض الأكسو ، زادت قوة الحمض ؛ لذلك ، HClO4 (ClVII) هو أقوى حمض أوكسو معروف في المحلول المائي. إن أيون ClO4 ، الذي يتكون أثناء تفكك حمض في الماء ، هو أضعف الأيونات السالبة ، وهو مانح لزوج الإلكترون. تجد هيبوكلوريت الصوديوم والكالسيوم تطبيقات صناعية في التبييض ومعالجة المياه. مركبات الهالوجين هي مركبات من الهالوجينات المختلفة مع بعضها البعض. الهالوجين ذو نصف قطر كبير دائمًا له حالة أكسدة موجبة في مثل هذا المركب (يخضع للأكسدة) ، وبنصف قطر أصغر ، يكون أكثر سالبًا (يخضع للاختزال). هذه الحقيقة تنبع من الاتجاه العام لتغيير النشاط في سلسلة الهالوجينات. طاولة يوضح الشكل 8 د تركيبات مركبات الهالوجين المعروفة (هالوجين مع حالة أكسدة أكثر إيجابية).
تتشكل مركبات الهالوجين عن طريق التوليف المباشر من العناصر. تتحقق حالة الأكسدة 7 ، وهو أمر غير معتاد بالنسبة لليود ، في مركب IF7 ، بينما لا تستطيع الهالوجينات الأخرى تنسيق 7 ذرات فلور. BrF3 و ClF3 عبارة عن مواد سائلة مشابهة كيميائيًا للفلور ، ولكنها أكثر ملاءمة للفلورة. في الوقت نفسه ، يعتبر BrF3 أكثر فعالية. نظرًا لأن ثلاثي الفلورايد عبارة عن عوامل مؤكسدة قوية وفي حالة سائلة ، يتم استخدامها كمؤكسدات لوقود الصواريخ.
مركبات الهيدروجين.تتفاعل الهالوجينات مع الهيدروجين مكونة HX ، ويستمر التفاعل مع الفلور والكلور بشكل متفجر مع تنشيط طفيف. يستمر التفاعل مع Br2 و I2 بشكل أبطأ. لكي يستمر التفاعل مع الهيدروجين ، يكفي تنشيط جزء صغير من الكواشف باستخدام الإضاءة أو التسخين. تتفاعل الجسيمات المنشطة مع الجسيمات غير النشطة ، مكونة جزيئات HX وجزيئات نشطة جديدة ، والتي تستمر في العملية ، وينتهي تفاعل جسيمين مفعلين وفقًا للتفاعل الرئيسي بتكوين منتج. على سبيل المثال ، تكوين حمض الهيدروكلوريك من H2 و Cl2:

طرق أكثر ملاءمة للحصول على هاليدات الهيدروجين من التخليق المباشر تعطي ، على سبيل المثال ، التفاعلات التالية:

في الحالة الغازية ، HX عبارة عن مركبات تساهمية ، ولكن في محلول مائي تصبح (باستثناء HF) أحماض قوية. ويفسر ذلك حقيقة أن جزيئات الماء تسحب الهيدروجين بشكل فعال بعيدًا عن الهالوجين. جميع الأحماض قابلة للذوبان في الماء بدرجة عالية بسبب الماء: HX + H2O -> H3O + + X
HF أكثر عرضة للتعقيد من هاليدات الهيدروجين الأخرى. الشحنات على H و F كبيرة جدًا ، وهذه الذرات صغيرة جدًا لدرجة أن تكوين روابط HX من نوع البوليمرات مع التركيبة (HF) x ، حيث x 3. في مثل هذا المحلول ، التفكك تحت التأثير من جزيء الماء لا يزيد عن نسبة قليلة من إجمالي عدد أيونات الهيدروجين. على عكس هاليدات الهيدروجين الأخرى ، يتفاعل فلوريد الهيدروجين بفاعلية مع SiO2 والسيليكات ، مما يؤدي إلى إطلاق غاز SiF4. لذلك ، يتم استخدام محلول مائي من HF (حمض الهيدروفلوريك) في حفر الزجاج ولا يتم تخزينه في الزجاج ، ولكن في حاويات البارافين أو البولي إيثيلين. يغلي HF النقي تحت درجة حرارة الغرفة (19.52 درجة مئوية) ، لذلك يتم تخزينه كسائل في أسطوانات فولاذية. يسمى محلول مائي من حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك. يستخدم محلول مشبع يحتوي على 36٪ (وزن) حمض الهيدروكلوريك على نطاق واسع في الصناعة الكيميائية والمختبرات (انظر أيضًا HYDROGEN).
أستاتين.هذا العنصر الكيميائي لعائلة الهالوجين له الرمز At والرقم الذري 85 ، وهو موجود فقط بكميات ضئيلة في بعض المعادن. بالعودة إلى عام 1869 ، تنبأ دي منديليف بوجوده وإمكانية اكتشافه في المستقبل. تم اكتشاف الأستاتين بواسطة D.Corson و K. Mackenzie و E. Segre في عام 1940. عُرف أكثر من 20 نظيرًا ، من بينها أطولها عُمرًا 210At و 211At. وفقًا لبعض التقارير ، تم تشكيل نظير Astatine-211 أثناء قصف 20983Bi بنواة الهيليوم ؛ تم الإبلاغ عن أن الأستاتين قابل للذوبان في المذيبات التساهمية ، ويمكن أن يتشكل في ، مثل الهالوجينات الأخرى ، ومن المحتمل أنه يمكن الحصول على أيون AtO4. (تم الحصول على هذه البيانات على محاليل بتركيز 1010 مول / لتر).

كيمياء العناصر

غير المعادن من المجموعة الفرعية VIIA

عناصر المجموعة الفرعية VIIA هي غير فلزية نموذجية ذات ارتفاع

الكهربية ، لديهم اسم مجموعة - "الهالوجينات".

القضايا الرئيسية التي نوقشت في المحاضرة

الخصائص العامة لغير المعادن للمجموعة الفرعية VIIA. التركيب الإلكتروني ، أهم خصائص الذرات. الأكثر تميزا ste-

رغوة الأكسدة. ملامح كيمياء الهالوجينات.

مواد بسيطة.

مركبات طبيعية.

مركبات الهالوجين

الأحماض المائية وأملاحها. ملح وحمض الهيدروفلوريك

الفتحات والحصول عليها وتطبيقها.

مجمعات هاليد.

مركبات الأكسجين الثنائية من الهالوجينات. عدم الاستقرار طيب-

خصائص الأكسدة والاختزال للمواد البسيطة والاختزال

النقابات. تفاعلات عدم التناسب. مخططات لاتيمر.

كيمياء عناصر المجموعة الفرعية VIIA

الخصائص العامة

تتكون مجموعة VIIA من عناصر p: الفلور F ، الكلور

Cl ، Bromine Br ، اليود I و Astatine At.

الصيغة العامة لإلكترونات التكافؤ هي ns 2 np 5.

جميع عناصر المجموعة VIIA هي غير فلزية نموذجية.

لتشكيل نظام مستقر من ثمانية إلكترونات

البحيرات ، لذلك لديهمهناك اتجاه قوي نحو

التعلق بإلكترون.

تشكل جميع العناصر بسهولة عملية شحن واحدة بسيطة

الأنيونات نيويورك Г -.

في شكل الأنيونات البسيطة ، توجد عناصر المجموعة VIIA في المياه الطبيعية وفي بلورات الأملاح الطبيعية ، على سبيل المثال ، Halite NaCl ، sylvin KCl ، fluorite

CaF2.

اسم المجموعة المشترك للعناصر VIIА-

ترجع مجموعة "الهالوجينات" ، أي "ولادة الأملاح" ، إلى حقيقة أن معظم مركباتها مع المعادن

هو ملح نموذجي (CaF2 ، NaCl ، MgBr2 ، KI) ، والذي

التي يمكن الحصول عليها عن طريق التفاعل المباشر

عمل المعدن مع الهالوجين. يتم الحصول على الهالوجينات الحرة من الأملاح الطبيعية ، لذلك فإن اسم "الهالوجينات" يُترجم أيضًا على أنه "مولود من الأملاح".

أدنى حالة أكسدة (-1) هي الأكثر استقرارًا

كل الهالوجينات.

بعض خصائص ذرات عناصر مجموعة VIIA معطاة في

أهم خصائص ذرات عناصر مجموعة VIIA

الهالوجينات لها تقارب إلكترون عالٍ (الحد الأقصى لـ

Cl) وطاقة تأين عالية جدًا (الحد الأقصى لـ F) والحد الأقصى

ممكن في كل فترة من الفترات الكهربية. الفلور هو الأكثر

كهربية لجميع العناصر الكيميائية.

تسبب وجود إلكترون واحد غير متزاوج في ذرات الهالوجين

اتحاد الذرات في المواد البسيطة في جزيئات ثنائية الذرة Г2.

بالنسبة للمواد البسيطة من الهالوجينات ، فإن العوامل المؤكسدة هي الأكثر تميزًا.

الخصائص ، أقوى لـ F2 وتضعف عند الانتقال إلى I2.

الهالوجينات هي الأكثر تفاعلًا بين جميع العناصر غير المعدنية. الفلور ، حتى بين الهالوجينات ، هو

نشط للغاية.

عنصر الفترة الثانية - الفلور يختلف بشدة عن الآخر

عناصر المجموعة الفرعية الخاصة بهم... هذا نمط شائع لجميع اللافلزات.

الفلور ، باعتباره العنصر الأكثر كهرسلبية ، لا تظهر

الأكسدة... في أي اتصالات ، بما في ذلك مع

الهيدروجين والفلور في حالة الأكسدة (-1).

تظهر جميع الهالوجينات الأخرى حالات أكسدة إيجابية.

كسل يصل إلى الحد الأقصى +7.

أكثر حالات أكسدة الهالوجينات شيوعًا هي:

المتوقع: -1 ، 0 ؛

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

من المعروف أن Cl يحتوي على أكاسيد في حالات الأكسدة: +4 و +6.

أهم مركبات الهالوجين موجبة

رغاوي الأكسدة هي أحماض مؤكسجة وأملاحها.

جميع مركبات الهالوجين في حالات الأكسدة الإيجابية هي

عوامل مؤكسدة قوية.

متوسط ​​حالة الأكسدة.يتم تسهيل عدم التناسب من خلال البيئة القلوية.

التطبيق العملي للمواد البسيطة ومركبات الأكسجين

من الهالوجينات يرتبط بشكل أساسي بعملها المؤكسد.

تم العثور على أوسع تطبيق عملي للمواد البسيطة Cl2

و F2. يتم استهلاك أكبر كمية من الكلور والفلور في الصناعة

التوليف الغاني: في إنتاج اللدائن ، المبردات ، المذيبات ،

المبيدات والأدوية. يتم استخدام كمية كبيرة من الكلور واليود لإنتاج المعادن وتكريرها. كما يستخدم الكلور

لتبييض السليلوز ولتطهير مياه الشرب وفي الإنتاج

الماء في مادة التبييض وحمض الهيدروكلوريك. تستخدم أملاح حمض أوكسو في صناعة المتفجرات.

الأحماض - تستخدم أحماض الهيدروكلوريك والذوبان على نطاق واسع في الممارسة العملية.

الفلور والكلور من بين أكثر عشرين عنصرًا شيوعًا

هناك كمية أقل بكثير من البروم واليود في الطبيعة. توجد جميع الهالوجينات بشكل طبيعي في حالة الأكسدة(-1). تم العثور على اليود فقط في شكل ملح KIO3 ،

والتي ، كشوائب ، مدرجة في نترات التشيلي (KNO3).

الأستاتين عنصر مشع تم الحصول عليه صناعياً (غير موجود في الطبيعة). ينعكس عدم استقرار At في الاسم الذي يأتي من اليونانية. "أستاتوس" - "غير مستقر". الأستاتين هو باعث مناسب للعلاج الإشعاعي للأورام السرطانية.

مواد بسيطة

تتكون المواد البسيطة من الهالوجينات بواسطة جزيئات G2 ثنائية الذرة.

في المواد البسيطة ، في الانتقال من F2 إلى I2 مع زيادة في عدد العناصر الإلكترونية-

طبقات tron ​​وزيادة في استقطاب الذرات ، وزيادة في

التفاعل بين الجزيئات ، مما يؤدي إلى تغيير في مجموع المشترك

يقف في ظل الظروف القياسية.

الفلور (في الظروف العادية) هو غاز أصفر يتحول إلى -181 درجة مئوية

الحالة السائلة.

الكلور هو غاز أصفر مخضر يتحول إلى سائل عند -34 درجة مئوية.

يرتبط اسم Cl ، فهو مشتق من الكلمة اليونانية "chloros" - "yellow-

لون أخضر". ارتفاع حاد في درجة غليان Cl2 مقارنة بـ F2 ،

يشير إلى زيادة في التفاعل بين الجزيئات.

البروم هو سائل أحمر داكن شديد التقلب ، يغلي عند 58.8 درجة مئوية.

يرتبط عنوان العنصر برائحة غاز كريهة قوية ويتكون من

البروموس يعني نتنة.

اليود - بلورات أرجوانية داكنة ، مع لمعان خافت "معدني"

skom ، والتي ، عند تسخينها ، تتسامى بسهولة ، وتشكل أبخرة أرجوانية ؛

درجة غليان اليود هي 183 درجة مئوية. اسمها مشتق من لون بخار اليود -

"Iodos" - "البنفسجي".

جميع المواد البسيطة لها رائحة نفاذة وهي سامة.

استنشاق أبخرتها يسبب تهيجا في الأغشية المخاطية وأعضاء الجهاز التنفسي ، وبتركيزات عالية ، الاختناق. خلال الحرب العالمية الأولى ، استخدم الكلور كمادة سامة.

يتسبب غاز الفلوريد والبروم السائل في حدوث حروق بالجلد. العمل مع ha-

تسجيل الدخول ، يجب اتخاذ الاحتياطات.

بما أن المواد البسيطة من الهالوجينات تتشكل بواسطة جزيئات غير قطبية

kulami ، تذوب جيدًا في المذيبات العضوية غير القطبية:

الكحول والبنزين ورابع كلوريد الكربون وما إلى ذلك. الكلور والبروم واليود ذات قابلية محدودة للذوبان في الماء ، وتسمى محاليلها المائية الكلور والبروم وماء اليود. يذوب Br2 أفضل من غيره ، تركيز البروم في التشبع

في محلول مخمر يصل إلى 0.2 مول / لتر ، والكلور - 0.1 مول / لتر.

يتحلل الفلور في الماء:

2F2 + 2H2 O = O2 + 4HF

تُظهر الهالوجينات نشاطًا مؤكسدًا عاليًا وانتقالية

منشطات في أنيون هاليد.

Г2 + 2e–  2Г–

يحتوي الفلور على نشاط مؤكسد مرتفع بشكل خاص. يؤكسد الفلور المعادن الثمينة (Au ، Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

يتفاعل حتى مع بعض الغازات الخاملة (الكريبتون ،

زينون وغاز الرادون) ، على سبيل المثال ،

Xe + 2F2 = XeF4

تحترق العديد من المركبات المستقرة جدًا في الغلاف الجوي F2 ، على سبيل المثال ،

الماء ، الكوارتز (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

في التفاعلات مع الفلور ، حتى المواد المؤكسدة القوية مثل النيتروجين والكبريت-

يعمل حمض نايا كعوامل اختزال ، بينما يؤكسد الفلور المدخلات

إعطاء في تكوينها O (–2).

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

تخلق الفعالية العالية لـ F2 صعوبات في اختيار التحكم

المواد الإنشائية للعمل معه. عادة لهذه الأغراض تستخدم

النيكل والنحاس ، اللذان يتأكسدان ، يشكلان أغشية واقية كثيفة من الفلورايد على سطحهما. يرتبط الاسم F بعمله العدواني

أكل ، يأتي من اليونانية. "فلوروس" - "مدمر".

في السلسلة F2 ، Cl2 ، Br2 ، I2 ، تضعف قدرة الأكسدة بسبب الزيادة

زيادة حجم الذرات وانخفاض في الكهربية.

في المحاليل المائية ، فإن خصائص الأكسدة والاختزال

يتم تمييز المواد عادة باستخدام جهود القطب. يوضح الجدول إمكانات القطب القياسي (Eo ، V) لأنصاف تفاعلات الاختزال

تشكيل الهالوجينات. للمقارنة ، يتم إعطاء قيمة Eo أيضًا لـ

ثاني أكسيد الكربون - العامل المؤكسد الأكثر شيوعًا.

إمكانات القطب القياسي لمواد الهالوجين البسيطة

انخفاض في النشاط التأكسدي

كما ترى من الجدول ، F2 - عامل مؤكسد أقوى بكثير ،

من O2 ، لذلك لا يوجد F2 في المحاليل المائية يؤكسد الماء ،

يتعافى إلى F–. انطلاقا من قيمة Eo ، القدرة المؤكسدة لـ Cl2

أيضا أعلى من O2. في الواقع ، أثناء التخزين طويل الأمد لمياه الكلور ، يتحلل مع إطلاق الأكسجين وتكوين حمض الهيدروكلوريك. لكن التفاعل بطيء (جزيء Cl2 أقوى بشكل ملحوظ من جزيء F2 و

طاقة التنشيط للتفاعلات مع الكلور أعلى) ، عدم تناسق أسرع

التقسيم:

Cl2 + H2 O HCl + HOCl

في الماء ، لا يصل إلى النهاية (K = 3.9. 10-4) ، لذلك يوجد Cl2 في المحاليل المائية. يعتبر Br2 و I2 أكثر استقرارًا في الماء.

عدم التناسب هو مادة مؤكسدة مميزة للغاية

رد فعل اختزالي للهالوجينات. مكسب غير متناسب

يشطف في بيئة قلوية.

يؤدي عدم تناسق Cl2 في القلويات إلى تكوين الأنيونات

Cl- و ClO-. ثابت عدم التناسب 7.5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2 O

عندما يكون اليود غير متناسب في القلويات ، يتشكل I- و IO3. آنا-

منطقيا اليود لا يتناسب مع BR2. تغيير المنتج غير متناسب

هذا يرجع إلى حقيقة أن GO- و GO2- الأنيونات في Br وأنا غير مستقر.

يستخدم تفاعل عدم تناسق الكلور في الصناعة

للحصول على عامل مؤكسد قوي وسريع المفعول ، هيبوكلوريت ،

تبيض الجير ، ملح بيرثوليت.

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

تفاعل الهالوجينات مع المعادن

تتفاعل الهالوجينات بقوة مع العديد من المعادن ، على سبيل المثال:

ملغ + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

Na + هاليدات ، حيث يكون للمعدن حالة أكسدة منخفضة (+1 ، +2) ،

- هذه مركبات شبيهة بالملح ذات رابطة أيونية في الغالب. كقاعدة

لو ، الهاليدات الأيونية عبارة عن مواد صلبة ذات درجة حرارة انصهار عالية

هاليدات المعادن التي يكون فيها المعدن بحالة أكسدة عالية

هي مركبات لها رابطة تساهمية في الغالب.

العديد منهم في الظروف العادية عبارة عن غازات أو سوائل أو مواد صلبة منخفضة الذوبان. على سبيل المثال ، WF6 عبارة عن غاز ، MoF6 سائل ،

TiCl4 هو سائل.

تفاعل الهالوجينات مع اللافلزات

تتفاعل الهالوجينات بشكل مباشر مع العديد من اللافلزات:

الهيدروجين والفوسفور والكبريت ، إلخ. على سبيل المثال:

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

الرابطة في الهاليدات غير المعدنية هي في الغالب تساهمية.

عادة ما تحتوي هذه المركبات على نقاط انصهار وغليان منخفضة.

مع الانتقال من الفلور إلى اليود ، تزداد الصفة التساهمية للهاليدات.

الهاليدات التساهمية للفلزات النموذجية هي مركبات حمضية ؛ عند التفاعل مع الماء ، تتحلل بالماء لتشكيل الأحماض. على سبيل المثال:

PBr3 + 3H2 O = 3HBr + H3 PO3

PI3 + 3H2 O = 3HI + H3 PO3

PCl5 + 4H2 O = 5HCl + H3 POinterga-

يؤدي. في هذه المركبات ، يكون الهالوجين الأخف والأكثر كهرسلبية في حالة الأكسدة (-1) ، والأثقل في الحالة الإيجابية.

رغوة الأكسدة.

بسبب التفاعل المباشر للهالوجينات عند تسخينها ، يتم الحصول على ما يلي: ClF ، BrF ، BrCl ، ICl. هناك أيضًا interhalides أكثر تعقيدًا:

ClF3 ، BrF3 ، BrF5 ، IF5 ، IF7 ، ICl3.

جميع interhalides في الظروف العادية هي مواد سائلة ذات نقاط غليان منخفضة. Interhalides لها نسبة عالية من الأكسدة

tivity. على سبيل المثال ، تحترق المواد المستقرة كيميائيًا مثل SiO2 و Al2 O3 و MgO وما إلى ذلك في أبخرة ClF3.

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

الفلورايد ClF 3 هو عامل مفلور قوي يعمل بسرعة

أقل F2. يتم استخدامه في التوليفات العضوية والحصول على أغشية واقية على سطح معدات النيكل للعمل مع الفلور.

في الماء ، تتحلل interhalides لتشكيل الأحماض. على سبيل المثال،

ClF5 + 3H2 O = HClO3 + 5HF

الهالوجينات في الطبيعة. الحصول على المواد البسيطة

في الصناعة ، يتم الحصول على الهالوجينات من مركباتها الطبيعية. كل شىء

تعتمد عمليات الحصول على الهالوجينات الحرة على أكسدة الهالوجين

nid- أيونات.

2Г -  2 + 2e–

توجد كمية كبيرة من الهالوجينات في المياه الطبيعية على شكل الأنيونات: Cl–، F–، Br -، I–. يمكن أن تحتوي مياه البحر على 2.5٪ كلوريد الصوديوم.

يتم الحصول على البروم واليود من مياه آبار النفط ومياه البحر.

البحوث النووية Dubna. الفلور هو غاز أصفر شاحب سام ومتفاعل. الكلور غاز أخضر خفيف سام ثقيل ذو رائحة كريهة من المبيض. البروم هو سائل سام ذو لون بني محمر قادر على التأثير على العصب الشمي. له خاصية التقلب. اليود هو بسهولة بلورات سامة بنفسجية سوداء. الأستاتين عبارة عن بلور أسود مزرق مشع ، مدة أطول نظير هو 8.1 ساعة ، تتفاعل جميع الهالوجينات مع جميع المواد البسيطة تقريبًا ، باستثناء القليل منها. إنها عوامل مؤكسدة قوية ، لذا لا يمكن العثور عليها إلا في شكل مركبات. يتناقص النشاط الكيميائي للهالوجينات مع زيادة الرقم التسلسلي. الهالوجيناتلها نشاط أكسدة مرتفع ، مما يقلل من الانتقال من الفلور إلى اليود. الأكثر نشاطا هو الفلور ، الذي يتفاعل مع جميع المعادن. تشتعل العديد من المعادن الموجودة في الغلاف الجوي لهذا العنصر تلقائيًا وتطلق كميات كبيرة من الحرارة. بدون تسخين ، يمكن أن يتفاعل الفلور مع العديد من اللافلزات ، وتكون جميع التفاعلات. يتفاعل الفلور مع الغازات النبيلة عند التعرض للإشعاع ، كما أن الكلور الحر ، بالرغم من كونه أقل نشاطًا من الفلور ، شديد التفاعل. يمكن أن يتفاعل الكلور مع جميع المواد البسيطة باستثناء الأكسجين والنيتروجين والغازات الخاملة. يتفاعل هذا العنصر مع العديد من المواد المعقدة ، والاستبدال والإضافة بالهيدروكربونات. عند التسخين ، يقوم الكلور بإزاحة البروم ، وكذلك اليود ، من مركباتها مع المعادن أو الهيدروجين. كما أن النشاط الكيميائي مرتفع جدًا ، على الرغم من أنه أقل من نشاط الفلور أو الكلور ، لذلك يستخدم البروم بشكل أساسي في الحالة السائلة وتركيزاته الأولية ، كل الأشياء الأخرى تساوي الكلور. وبالمثل يذوب هذا العنصر في الماء ويتفاعل معه جزئيًا ويخلق "ماء بروم" ويختلف اليود في النشاط الكيميائي عن الهالوجينات الأخرى. لا يمكن أن يتفاعل مع معظم اللافلزات ، ولا يتفاعل مع المعادن إلا عند تسخينه وببطء شديد. يكون التفاعل قابلاً للانعكاس بدرجة عالية وممتص للحرارة. أما اليود ، من ناحية أخرى ، فهو غير قابل للذوبان في الماء ، وحتى عند تسخينه ، لن يكون قادرًا على أكسدة ، وبالتالي فإن "ماء اليود" غير موجود. يمكن أن يذوب اليود في محاليل اليود مع تكوين الأنيونات المعقدة ، ويتفاعل Astat مع الهيدروجين والمعادن ، وينخفض ​​النشاط الكيميائي للهالوجينات من الفلورين إلى اليود تدريجياً. كل هالوجين يزيح التالي من مركباته بالمعادن أو الهيدروجين ، أي كل هالوجين كمادة بسيطة يمكن أن يؤكسد أيون الهالوجين لأي من الهالوجينات التالية.