Elementi, vključeni v skupino VII periodičnega sistema, so razdeljeni v dve podskupini: glavno - podskupino halogenov - in stransko - podskupino mangana. Vodik je uvrščen v isto skupino, čeprav ima njegov atom en sam elektron na zunanji, valenčni, ravni in ga je treba uvrstiti v skupino I. Vendar ima vodik zelo malo skupnega tako z elementi glavne podskupine - alkalijske kovine kot z elementi sekundarne podskupine - bakrom, srebrom in zlatom. Hkrati, tako kot halogeni, z dodajanjem elektrona v reakcijah z aktivnimi kovinami tvori hidride, ki imajo nekaj podobnosti s halogenidi.

Podskupina halogenov vključuje fluor, klor, brom, jod in astat. Prve štiri elemente najdemo v naravi, zadnji je pridobljen umetno in je zato raziskan veliko manj kot ostali halogeni. Beseda halogen pomeni snov, ki tvori sol. Elementi podskupine so to ime prejeli zaradi lahkosti, s katero reagirajo s številnimi kovinami in tvorijo soli.

Vsi halogeni imajo strukturo zunanje lupine s2p5. Zato zlahka sprejmejo elektron in tvorijo stabilno elektronsko lupino žlahtnega plina (s2р6). Najmanjši polmer atoma v podskupini je pri fluoru, pri ostalih pa narašča v nizu F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов.

Od vseh halogenov le fluor, ki je v periodi II, nima nezapolnjenega d-nivoja. Iz tega razloga ne more imeti več kot enega nesparjenega elektrona in ima valenco samo -1. V atomih drugih halogenov d-nivo ni zapolnjen, zaradi česar imajo različno število neparnih elektronov in kažejo valenco -1, +1, +3, +5 in +7, opaženo pri kisikove spojine klora, broma in joda.

Podskupina mangana vključuje mangan, tehnecij in renij. Za razliko od halogenov imajo elementi podskupine mangana le dva elektrona na zunanji elektronski ravni in zato ne kažejo sposobnosti vezave elektronov, pri čemer tvorijo negativno nabite ione.

NEPOPOLNA SREDNJA IZOBRAZBA v Ruska federacija, stopnja v pridobitvi srednješolske izobrazbe; znanje, pridobljeno v srednji šoli. Maturanti 8. (9.) razreda nadaljujejo šolanje v višjih razredih Srednja šola ali v zavodih za poklicno izobraževanje.

ČELIŠEV Evgenij Petrovič (r. 1921), ruski literarni kritik, akademik Ruske akademije znanosti (1991; od 1987 akademik AN ZSSR). Zbornik o problemih indijske književnosti.

ENTUZIAZEM (grško enthusiasmos), navdih, duhovni dvig v procesu doseganja cilja.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Kl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 Pri 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 elementov glavne podskupine skupine VII ima skupno skupinsko ime "halogeni" (Hal), kar pomeni "proizvajalec soli".

Podskupina halogenov vključuje fluor, klor, brom, jod in astat (astatin je radioaktiven element, malo raziskan). To so p-elementi D.I. Mendelejev. Na zunanji energijski ravni imajo njihovi atomi 7 elektronov ns 2 np 5 . To pojasnjuje podobnost njihovih lastnosti.

Lastnosti elementov podskupine halogenov

Z lahkoto dodajajo en elektron naenkrat, kar kaže na oksidacijsko stanje -1. Halogeni imajo to oksidacijsko stanje v spojinah z vodikom in kovinami.

Vendar pa lahko atomi halogenov poleg fluora kažejo tudi pozitivna oksidacijska stanja: +1, +3, +5, +7. Možne vrednosti oksidacijskih stanj so razložene z elektronsko strukturo, ki jo za atome fluora lahko predstavimo s shemo

Ker je fluor najbolj elektronegativen element, lahko sprejme samo en elektron na podnivo 2p. Ima en nesparjen elektron, zato je fluor samo monovalenten, oksidacijsko stanje pa je vedno -1.

Elektronska struktura atoma klora je izražena s shemo:

Atom klora ima en nesparjen elektron na podravni 3p in običajno (nevzbujeno) stanje klora je monovalentno. Ker pa je klor v tretji periodi, ima še pet orbital 3-podravni, ki lahko sprejmejo 10 elektronov.

V vzbujenem stanju atoma klora prehajajo elektroni iz podravni 3p in 3s v podnivoj 3d (prikazano s puščicami na diagramu). Ločitev (združevanje) elektronov v isti orbitali poveča valenco za dve enoti. Očitno lahko klor in njegovi analogi (razen fluora) kažejo samo liho spremenljivo valenco 1, 3, 5, 7 in ustrezna pozitivna oksidacijska stanja. Fluor nima prostih orbital, kar pomeni, da pri kemične reakcije v atomu ni ločitve parnih elektronov. Zato je treba pri obravnavi lastnosti halogenov vedno upoštevati značilnosti fluora in spojin.

Vodne raztopine vodikovih spojin halogenov so kisline: HF - fluorovodikova (fluorovodikova), HCl - klorovodikova (klorovodikova), HBr - bromovodikova, HI - jodovodikova.

Enaka zgradba zunanje elektronske plasti (ns 2 np 5) povzroča veliko podobnost elementov.

Preproste snovi - nekovine F 2 (plin), Cl 2 (plin), Br 2 (l), l 2 (trdna snov).

Pri tvorbi kovalentnih vezi halogeni najpogosteje uporabljajo en neparen p-elektron, ki je prisoten v nevzbujenem atomu, medtem ko prikazuje B \u003d I.

Valenčna stanja atomov CI, Br, I.

S tvorbo vezi z atomi bolj elektronegativnih elementov lahko atomi klora, broma in joda preidejo iz osnovnega valenčnega stanja v vzbujeno stanje, kar spremlja prehod elektronov na prazne orbitale d-podravni. V tem primeru se poveča število neparnih elektronov, zaradi česar lahko atomi CI, Br, I tvorijo večje število kovalentnih vezi:

Razlika F od ostalih halogenov

V atomu F so valenčni elektroni na 2. energijskem nivoju, ki ima le s- in p-podravni. To izključuje možnost prehoda atomov F v vzbujena stanja, zato ima fluor v vseh spojinah konstanto B enako I. Poleg tega je fluor najbolj elektronegativen element, zaradi česar ima tudi konstanto c. približno. -ena.

Najpomembnejše halogenske spojine

I. Vodikovi halogenidi HHal.

II Kovinski halogenidi (soli halogenovodikovih kislin) - najbolj številne in stabilne halogenske spojine

III. Organohalidi

IV. Snovi, ki vsebujejo kisik:

Nestabilni oksidi, od katerih se obstoj 6 oksidov lahko šteje za zanesljivega (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Nestabilne okso kisline, od katerih so samo 3 kisline izolirane kot posamezne snovi (HclO 4, HlO 3, HlO 4);

Soli okso kislin, predvsem kloritov, kloratov in perkloratov.

P-elementi skupine VII vključujejo fluor ( F), klor ( Cl), brom ( Br), jod ( jaz) in astatin ( pri). Ti elementi se imenujejo halogeni (tvorje soli). Vsi elementi te podskupine so nekovine.

Splošna elektronska formula valenčnega pasu atomov ima obliko ns 2 np 5, iz česar sledi, da je na zunanji elektronski plasti atomov obravnavanih elementov sedem elektronov in lahko izkazujejo lihe valence 1, 3, 5, 7. Atom fluora nima d-podravni, zato obstaja niso vzbujena stanja in valenca fluora je le 1.

Fluor je najbolj elektronegativen element v periodnem sistemu in zato v spojinah z drugimi elementi izkazuje le negativno oksidacijsko stopnjo -1. Preostali halogeni imajo lahko oksidacijska stanja -1, 0, +1, +3, +5, +7. Vsak halogen je najmočnejši oksidant v svoji periodi. Z večanjem atomskega števila elementov v vrsti F, C1, Br, I in At se povečajo atomski polmeri in zmanjša oksidativna aktivnost elementov.

Molekule preprostih snovi so dvoatomne: F 2, C1 2, Br 2, I 2. V normalnih pogojih je fluor bledo rumen plin, klor je rumeno-zelen plin, brom je rdeče-rjava tekočina, jod je temna kristalna snov. vijolična. Vsi halogeni imajo zelo močan vonj. Njihovo vdihavanje vodi do hude zastrupitve. Pri segrevanju jod sublimira (sublimira) in se spremeni v vijolično paro; ko se ohladi, jodova para kristalizira, mimo tekočega stanja.

Halogeni so rahlo topni v vodi, veliko bolje pa v organskih topilih. Fluor se ne more raztopiti v vodi, saj jo razgradi:

2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.

Ko se klor raztopi v vodi, pride do njegove delne samooksidacije-samoobnavljanja v skladu z reakcijo

C1 2 + H 2 O ↔ HC1 + HC1O.

Nastalo raztopino imenujemo klorirana voda. Ima močne kislinske in oksidativne lastnosti in se uporablja za dezinfekcijo pitne vode.

Halogeni medsebojno delujejo s številnimi preprostimi snovmi in kažejo lastnosti oksidantov. Fluor eksplozivno reagira z mnogimi nekovinami:

H 2 + F 2 → 2HF,

Si + 2F 2 → SiF 4,

S + 3F 2 → SF 6 .

V atmosferi fluora gorijo tako stabilne snovi, kot sta steklo v obliki vate in vode:

SiO 2 + 2F 2 → SiF 4 + O 2,

2H 2 O + 2F 2 → 4HF + O 2.

Fluor ne deluje neposredno le s kisikom, dušikom, helijem, neonom in argonom.

V atmosferi klora veliko kovin gorijo in tvorijo kloride:

2Na + С1 2 → 2NaCl (svetel blisk);

Cu + C1 2 → CuC1 2,

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3 .

Klor ne vpliva neposredno na N 2 , O 2 in inertne pline.

Oksidativna aktivnost halogenov se zmanjšuje od fluora do astata, redukcijska aktivnost halogenidnih ionov pa v tej smeri narašča. Iz tega sledi, da bolj aktiven halogen izpodriva manj aktiven halogen iz raztopin njegovih soli:

F 2 + 2NaCl → Cl 2 + 2NaF,

Cl 2 + 2NaBr → Br 2 + 2NaCl,

Br 2 + 2NaI → I 2 + 2NaBr.

Vodikove spojine halogenov so dobro topne v vodi. Njihove vodne raztopine so kisline:

HF - fluorovodikova (fluorovodikova) kislina,

HC1 - klorovodikova kislina (vodna raztopina - klorovodikova),

HBr - bromovodikova kislina,

HI je jodovodikova kislina.

HF bi morala biti ena najmočnejših kislin, vendar je zaradi tvorbe vodikove vezi (H–F···H–F) šibka kislina. Prisotnost vodikove vezi med molekulami H–F, tako kot v primeru vode, potrjuje nenormalno visoko vrelišče H–F.

Fluorovodikova kislina reagira s SiO 2, zato HF ni mogoče pridobiti in shranjevati v steklovini

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.

Ostali vodikovi halogenidi so močne kisline.

Klor, brom in jod tvorijo kisline, ki vsebujejo kisik, in njihove ustrezne soli. Spodaj so na primeru klora podane formule

kisline in njihove ustrezne soli:

HclO, HclO2, HclO3, HclO4;

hipoklorov klorid hipoklorov klorid

krepitev kislih lastnosti

KClO, KClO 2, KClO 3, KClO 4.

kalijev hipoklorit kalijev klorit kalijev klorat kalijev perklorat

Perklorova in hipoklorova kislina sta močni, kloridna in hipoklorova kislina pa šibki. Soli vključujejo:

CaOS1 2 - "klorovo apno" je mešana sol klorovodikove in hipoklorove kisline.

KClO 3 - kalijev klorat, strokovno ime je Bertoletova sol.

Fluor in njegove spojine se uporabljajo za proizvodnjo toplotno odporne plastike (teflon), hladilnih sredstev (freonov) za hladilne stroje.

Klor se v velikih količinah uporablja za proizvodnjo klorovodikove kisline po sintetični metodi, organoklorovih insekticidov, plastike, sintetičnih vlaken, belila, beljenja tkanin in papirja, kloriranja vode za dezinfekcijo in kloriranja rud v proizvodnji kovin.

Spojine broma in joda se uporabljajo za proizvodnjo zdravil, fotografskega materiala.

Pošljite svoje dobro delo v bazo znanja je preprosto. Uporabite spodnji obrazec

Študenti, podiplomski študenti, mladi znanstveniki, ki bazo znanja uporabljajo pri študiju in delu, vam bodo zelo hvaležni.

Objavljeno na http://www.allbest.ru/

Uvod

VII. skupina periodičnega sistema elementov vključuje mangan, tehnecij, renij, borij, pa tudi po stari nomenklaturi fluor, klor, brom, jod, astat - ki so halogeni.

Elementi skupine 7 imajo 7 valenčnih elektronov. Vse so srebrno bele ognjevarne kovine. V nizu Mn -- Tc -- Re se kemijska aktivnost zmanjša. Električna prevodnost renija je približno 4-krat manjša kot pri volframu. Na zraku je kompaktni kovinski mangan prekrit s tankim oksidnim filmom, ki ga ščiti pred nadaljnjo oksidacijo tudi pri segrevanju. Nasprotno, v fino zdrobljenem stanju zlahka oksidira.

Na zunanji energijski ravni imajo halogeni 7 elektronov, so močni oksidanti. Pri interakciji s kovinami nastane ionska vez in nastanejo soli. Halogeni (razen fluora) lahko pri interakciji z več elektronegativnimi elementi kažejo tudi redukcijske lastnosti do najvišjega oksidacijskega stanja +7.

Tehnecij in borij sta radioaktivna z dokaj kratko razpolovno dobo, zato ju v naravi ni. Mangan spada med pogoste elemente, saj predstavlja 0,03 % celotnega števila atomov v zemeljski skorji.

Glede na halogene so zelo reaktivni, zato se v naravi pojavljajo običajno v obliki spojin. Njihova številčnost v zemeljski skorji se zmanjšuje, ko se atomski polmer poveča od fluora do joda.

halogen element astat mangan

1. sedmičskupina periodnega sistema

1,1 Glava podskupina sedme skupine. Halogeni

Glavna podskupina skupine VII vključuje elemente fluor, klor, brom, jod, astat.

Halogeni (iz grščine ?lt - sol in gEnpt - rojstvo, izvor; včasih se uporablja zastarelo ime halogeni) - kemični elementi skupine VII periodnega sistema kemičnih elementov D. I. Mendelejeva

Reagirajo s skoraj vsemi enostavnimi snovmi, razen z nekaterimi nekovinami. Vsi halogeni so energijski oksidanti, zato se v naravi pojavljajo le v obliki spojin. S povečanjem serijske številke se kemična aktivnost halogenov zmanjša, kemična aktivnost halogenidnih ionov F ​​? ,Cl? , Br? ,JAZ? , pri? zmanjša.

Vsi halogeni so nekovine. Na ravni zunanje energije je 7 elektronov močnih oksidantov. Pri interakciji s kovinami nastane ionska vez in nastanejo soli. Halogeni (razen fluora) lahko pri interakciji z več elektronegativnimi elementi kažejo tudi redukcijske lastnosti do najvišjega oksidacijskega stanja +7.

Kot je navedeno zgoraj, so halogeni zelo reaktivni, zato se v naravi običajno pojavljajo v obliki spojin.

Njihova številčnost v zemeljski skorji se zmanjšuje, ko se atomski polmer poveča od fluora do joda. Količina astatina v zemeljski skorji se meri v gramih, ununsepcija pa v naravi ni. Fluor, klor, brom in jod se proizvajajo v industrijskem obsegu, pri čemer je količina proizvodnje klora znatno višja od proizvodnje ostalih treh stabilnih halogenov.

V naravi se ti elementi pojavljajo predvsem kot halogenidi (z izjemo joda, ki se pojavlja tudi kot natrijev ali kalijev jodat v nahajališčih alkalijskih nitratov). Ker je veliko kloridov, bromidov in jodidov topnih v vodi, so ti anioni prisotni v oceanih in naravnih slanicah. Glavni vir fluora je kalcijev fluorid, ki je zelo slabo topen in se nahaja v sedimentnih kamninah (kot fluorit CaF 2).

Glavni način pridobivanja enostavnih snovi je oksidacija halogenidov. Visok pozitiven standard elektrodnih potencialov E o (F 2 / F ?) \u003d +2,87 V in E o (Cl 2 / Cl ?) \u003d +1,36 V kažeta, da oksidacijski F ioni? in Cl? možno le z močnimi oksidanti. V industriji se uporablja samo elektrolitska oksidacija. Pri pridobivanju fluora ne moremo uporabiti vodne raztopine, saj se voda oksidira pri precej nižjem potencialu (+1,32 V) in bi nastali fluor hitro reagiral z vodo. Fluor je leta 1886 prvič pridobil francoski kemik Henri Moissan z elektrolizo raztopine kalijevega fluorida KHF 2 v brezvodni fluorovodikovi kislini.

V industriji se klor v glavnem pridobiva z elektrolizo vodne raztopine natrijevega klorida v posebnih elektrolizerjih. V tem primeru pride do naslednjih reakcij:

polovična reakcija na anodi:

polovična reakcija na katodi:

Oksidacijo vode na anodi zaviramo z uporabo elektrodnega materiala, ki ima večjo prenapetost glede na O 2 kot glede na Cl 2 (tak material je predvsem RuO 2 ).

V sodobnih elektrolizerjih sta katodni in anodni prostor ločena s polimerno ionsko izmenjevalno membrano. Membrana omogoča prehod kationov Na + iz anode v katodni prostor. Prehod kationov ohranja električno nevtralnost v obeh delih celice, saj se med elektrolizo negativni ioni odstranijo z anode (pretvorba 2Cl ? v Cl 2) in se kopičijo na katodi (tvorba OH ?). OH gibanje? v nasprotni smeri bi prav tako lahko ohranili elektronevtralnost, toda OH ? bi reagiral s Cl 2 in izničil celoten rezultat.

Brom se pridobiva s kemično oksidacijo bromidnega iona, ki ga najdemo v morski vodi. Podoben postopek se uporablja tudi za pridobivanje joda iz naravnih slanic, bogatih z I? . V obeh primerih se kot oksidant uporabi klor, ki ima močnejše oksidacijske lastnosti, nastali Br 2 in I 2 pa odstranita iz raztopine z zračnim tokom.

Tabela 1, Nekatere lastnostihalogeni.

1.2 Fluor

Fluor(lat. Fluorum), F, kemični element VII. skupine periodnega sistema Mendelejeva, se nanaša na halogene, atomsko število 9, atomska masa 18.998403; pri normalnih pogojih (0 ° C; 0,1 MN / m 2 ali 1 kgf / cm 2) - bledo rumen plin z ostrim vonjem.

Naravni fluor je sestavljen iz enega stabilnega izotopa 19 F. Številni izotopi so bili umetno pridobljeni, zlasti: 16 F z razpolovno dobo T S< 1 сек, 17 F (T Ѕ = 70 сек) , 18 F (T Ѕ = 111 мин) , 20 F (T Ѕ = 11,4 сек) , 21 F (T Ѕ = 5 сек).

Zgodovinska referenca. Prva spojina fluora - fluorit (fluorit) CaF 2 - je bila opisana konec 15. stoletja pod imenom "fluor" (iz latinščine fluo - tok, zaradi lastnosti CaF 2, da naredi viskozno žlindro metalurške industrije tekočo ). Leta 1771 je K. Scheele dobil fluorovodikovo kislino. Prosti fluor je izoliral A. Moissan leta 1886 z elektrolizo tekočega brezvodnega vodikovega fluorida, ki je vseboval primesi kislega kalijevega fluorida KHF 2 .

Kemija fluora se je začela razvijati v tridesetih letih 20. stoletja, še posebej hitro med drugo svetovno vojno (1939-45) in po njej v povezavi s potrebami jedrske industrije in raketne tehnike. Ime "Fluor" (iz grškega phthoros - uničenje, smrt), ki ga je leta 1810 predlagal A. Ampère, se uporablja samo v ruščini; v mnogih državah je sprejeto ime "fluor".

Porazdelitev fluora v naravi. Povprečna vsebnost fluora v zemeljski skorji (clarke) je 6,25·10 -2% teže; v kislih magmatskih kamninah (granitih) je 8·10 -2%, v bazičnih - 3,7·10 -2%, v ultrabazičnih - 1·10 -2%. Fluor je prisoten v vulkanskih plinih in termalnih vodah. Najpomembnejše fluorove spojine so fluorit, kriolit in topaz. Skupaj je znanih več kot 80 mineralov, ki vsebujejo fluor. Fluorove spojine najdemo tudi v apatitih, fosforitih in drugih. Fluor je pomemben biogeni element. V zgodovini Zemlje so bili produkti vulkanskih izbruhov (plini itd.) vir vstopa fluora v biosfero.

Fizikalne lastnosti fluora. Plinasti fluor ima gostoto 1,693 g / l (0 ° C in 0,1 MN / m 2 ali 1 kgf / cm 2), tekoči - 1,5127 g / cm 3 (pri vrelišču); t pl -219,61 ° С; t kip -188,13 ° С. Molekula fluora je sestavljena iz dveh atomov (F 2); pri 1000 °C disociira 50 % molekul, energija disociacije je približno 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor je slabo topen v tekočem vodikovem fluoridu; topnost 2,5 10 -3 g v 100 g HF pri -70 °C in 0,4 10 -3 g pri -20 °C; v tekoči obliki je neskončno topen v tekočem kisiku in ozonu.

Kemijske lastnosti fluora. Konfiguracija zunanjih elektronov atoma fluora je 2s 2 2p 5 . V spojinah ima oksidacijsko stopnjo -1. Kovalentni polmer atoma je 0,72E, ionski polmer je 1,33E. Elektronska afiniteta 3,62 eV, ionizacijska energija (F > F+) 17,418 eV. Visoke vrednosti elektronske afinitete in ionizacijske energije pojasnjujejo močno elektronegativnost atoma fluora, največjo med vsemi drugimi elementi. Visoka reaktivnost fluora določa eksotermnost fluoriranja, ki je posledično določena z nenormalno nizko disociacijsko energijo molekule fluora in velikimi vrednostmi vezivne energije atoma fluora z drugimi atomi. Neposredno fluoriranje ima verižni mehanizem in se zlahka spremeni v zgorevanje in eksplozijo. Fluor reagira z vsemi elementi razen s helijem, neonom in argonom. Medsebojno deluje s kisikom v žarečem praznjenju, pri čemer pri nizkih temperaturah tvori kisikove fluoride O 2 F 2, O 3 F 2 in druge. Reakcije fluora z drugimi halogeni so eksotermne, kar povzroči nastanek interhalogenskih spojin. Klor medsebojno deluje s fluorom, ko se segreje na 200-250 "C, pri čemer nastane klorov monofluorid ClF in klorov trifluorid ClF 3. Znan je tudi ClF 5, pridobljen s fluoriranjem ClF 3 pri visoki temperaturi in tlaku 25 MN / m2 (250 kgf / cm2) Brom in jod se vžgeta v atmosferi fluora pri običajni temperaturi, medtem ko lahko dobimo BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2. Fluor neposredno reagira s kriptonom, ksenonom in radonom, pri čemer nastanejo ustrezni fluoridi (npr. Znani so tudi ksenonovi oksifluoridi XeF 4 , XeF 6 , KrF 2 .

Interakcija fluora z žveplom spremlja sproščanje toplote in vodi do nastanka številnih žveplovih fluoridov. Selen in telur tvorita višja fluorida SeF 6 in TeF 6 . Fluor z vodikom reagira z vžigom; pri tem nastane vodikov fluorid. To je radikalna verižna reakcija:

HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 \u003d HF + H + F

(kjer sta HF* in H 2 * molekuli v vibracijsko vzbujenem stanju); reakcija se uporablja v kemičnih laserjih. Fluor reagira z dušikom le pri električni razelektritvi. Oglje pri interakciji s fluorom se vname pri običajni temperaturi; grafit z njim reagira ob močnem segrevanju, pri čemer je možen nastanek trdnega grafitnega fluorida (CF) X ali plinastih perfluoroogljikovodikov CF 4 , C 2 F 6 in drugih. Fluor na mrazu reagira z borom, silicijem, fosforjem in arzenom ter tvori ustrezne fluoride.

Fluor se močno spaja z večino kovin; alkalijske in zemeljsko alkalijske kovine se vžgejo v atmosferi fluora na hladnem, Bi, Sn, Ti, Mo, W - z rahlim segrevanjem. Hg, Pb, U, V reagirajo s fluorom pri sobni temperaturi, Pt - pri temno rdeči vročini. Ko kovine reagirajo s fluorom, praviloma nastanejo višji fluoridi, na primer UF 6, MoF 6, HgF 2. Nekatere kovine (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reagirajo s fluorom in tvorijo zaščitno folijo fluoridi, ki preprečujejo nadaljnjo reakcijo.

Pri interakciji fluora s kovinskimi oksidi na mrazu nastanejo kovinski fluoridi in kisik; možen je tudi nastanek kovinskih oksifluoridov (npr. MoO 2 F 2). Nekovinski oksidi bodisi dodajajo fluor, na primer SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, ali pa kisik v njih nadomesti fluor, na primer SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Steklo zelo počasi reagira s fluorom; v prisotnosti vode reakcija poteka hitro. Voda medsebojno deluje s fluorom: 2Н 2 О + 2F 2 = 4HF + О 2; pri tem nastaneta tudi OF 2 in vodikov peroksid H 2 O 2 . Dušikova oksida NO in NO 2 zlahka dodajata fluor, da nastane nitrozil fluorid FNO oziroma nitril fluorid FNO 2 . Ogljikov monoksid (II) pri segrevanju doda fluor, da nastane karbonil fluorid:

CO + F 2 \u003d COF 2.

Kovinski hidroksidi reagirajo s fluorom, da na primer tvorijo kovinski fluorid in kisik

2Ва(ОН) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2Н 2 О + О 2.

Vodne raztopine NaOH in KOH reagirajo s fluorom pri 0 °C in tvorijo OF 2 .

Halogenidi kovin ali nekovin medsebojno delujejo s fluorom na mrazu in fluor nadomesti vse halogene.

Sulfidi, nitridi in karbidi so zlahka fluorirani. Kovinski hidridi tvorijo na mrazu s fluorom kovinski fluorid in HF; amoniak (v pari) - N 2 in HF. Fluor nadomešča vodik v kislinah ali kovine v njihovih solih, na primer HNO 3 (ali NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (ali NaF); v težjih pogojih fluor izpodriva kisik iz teh spojin in tvori na primer sulfuril fluorid

Na 2 SO 4 + 2F 2 \u003d 2NaF + SO 2 F 2 + O 2.

Karbonati alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin reagirajo s fluorom pri navadnih temperaturah; pri tem nastanejo ustrezni fluorid, CO 2 in O 2 .

Fluor močno reagira z organskimi snovmi.

Pridobivanje fluora. Vir za proizvodnjo fluora je vodikov fluorid, ki se pridobiva predvsem z delovanjem žveplove kisline H 2 SO 4 · na fluorit CaF 2 ali s predelavo apatitov in fosforitov. Proizvodnja fluora poteka z elektrolizo taline kislega kalijevega fluorida KF-(1,8-2,0)HF, ki nastane, ko je talina KF-HF nasičena s fluorovodikom do vsebnosti 40-41% HF. Material za celico je običajno jeklo; elektrode - ogljikova anoda in jeklena katoda. Elektrolizo izvajamo pri 95-100 °C in napetosti 9-11 V; Izhodni tok fluora doseže 90-95%. Nastali fluor vsebuje do 5 % HF, ki se odstrani z zamrzovanjem, čemur sledi absorpcija z natrijevim fluoridom. Fluor hranimo v plinastem stanju (pod pritiskom) in v tekoči obliki (ohlajen s tekočim dušikom) v napravah iz niklja in zlitin na osnovi niklja (monel metal), bakra, aluminija in njegovih zlitin, medenine in nerjavnega jekla.

Uporaba fluora. Plinasti fluor se uporablja za fluoriranje UF 4 v UF 6, ki se uporablja za ločevanje izotopov urana, kot tudi za proizvodnjo klorovega trifluorida ClF 3 (sredstvo za fluoriranje), žveplovega heksafluorida SF 6 (plinasti izolator v elektroindustriji), kovinskih fluoridov ( na primer W in V ). Tekoči fluor je oksidant za raketna goriva.

Številne fluorove spojine so bile široko uporabljene - vodikov fluorid, aluminijev fluorid, silicijevi fluoridi, fluorosulfonska kislina (topilo, katalizator, reagent za pridobivanje organskih spojin, ki vsebujejo skupino - SO 2 F), BF 3 (katalizator), organofluorove spojine in druge.

Varnostni inženiring. Fluor je toksičen, njegova največja dovoljena koncentracija v zraku je približno 2·10 -4 mg/l, največja dovoljena koncentracija pri izpostavljenosti največ 1 uri pa je 1,5·10 -3 mg/l.

Fluorid v telesu. Fluor je stalno vključen v sestavo živalskih in rastlinskih tkiv; element v sledovih. V obliki anorganskih spojin se nahaja predvsem v kosteh živali in ljudi - 100-300 mg / kg; še posebej veliko fluorida v zobeh. Kosti morskih živali so bolj bogate s fluorom kot kosti kopenskih. V telo živali in ljudi vstopa predvsem s pitno vodo, optimalna vsebnost fluora v kateri je 1-1,5 mg/l. Ob pomanjkanju fluora človek razvije zobni karies, ob povečanem vnosu - fluorozo. Visoke koncentracije fluorovih ionov so nevarne zaradi svoje sposobnosti zaviranja serije encimske reakcije, kot tudi na vezavo biološko pomembnih elementov. (P, Ca, Mg in drugi), kar poruši njihovo ravnovesje v telesu. Organske derivate fluora najdemo le v nekaterih rastlinah (na primer v južnoafriškem Dichapetalum cymosum). Glavni so derivati ​​fluoroocetne kisline, ki so strupeni tako za druge rastline kot za živali. Ugotovljeno je bilo razmerje med izmenjavo fluora in tvorbo kostnega tkiva okostja in zlasti zob.

Zastrupitev s fluorom je možna pri delavcih v kemični industriji, pri sintezi spojin, ki vsebujejo fluor, in pri proizvodnji fosforjevih gnojil. Fluor draži dihalne poti in povzroča opekline kože. Pri akutni zastrupitvi se pojavi draženje sluznice grla in bronhijev, oči, slinjenje, krvavitev iz nosu; v hudih primerih - pljučni edem, poškodbe centralnega živčnega sistema in drugi; pri kroničnem - konjunktivitisu, bronhitisu, pljučnici, pnevmosklerozi, fluorozi. Zanj so značilne kožne lezije, kot je ekcem. Prva pomoč: izpiranje oči z vodo, pri opeklinah kože - izpiranje s 70% alkoholom; z zastrupitvijo z vdihavanjem - vdihavanje kisika. Preprečevanje: upoštevanje varnostnih predpisov, nošenje posebnih oblačil, redni zdravniški pregledi, vključitev kalcija in vitaminov v prehrano.

1.3 Klor

Klor(lat. Chlorum), Cl, kemijski element VII. skupine Mendelejevega periodnega sistema, atomsko število 17, atomska masa 35.453; spada v družino halogenov. Pri normalnih pogojih (0°C, 0,1 MN/m 2 ali 1 kgf/cm 2) rumeno-zelen plin z ostrim dražečim vonjem. Naravni klor je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov: 35 Cl (75,77 %) in 37 Cl (24,23 %). Umetno pridobljeni radioaktivni izotopi z masnimi števili 31-47, zlasti: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 z razpolovnimi časi (T S) oziroma 0,31; 2,5; 1,56 s; 3.1 105 let; 37,3, 55,5 in 1,4 min. 36Cl in 38Cl se uporabljata kot sledila.

Zgodovinska referenca. Klor je leta 1774 prvič pridobil K. Scheele z interakcijo klorovodikove kisline s piroluzitom MnO 2 . Vendar pa je šele leta 1810 G. Davy ugotovil, da je klor element in ga poimenoval klor (iz grškega kloros - rumeno-zelen). Leta 1813 je J. L. Gay-Lussac predlagal ime za ta element klor.

Porazdelitev klora v naravi. Klor se v naravi pojavlja le v obliki spojin. Povprečna vsebnost klora v zemeljski skorji (clarke) je 1,7·10 -2% mase, v kislih magmatskih kamninah - granitih in drugih 2,4·10 -2, v bazičnih in ultrabazičnih 5·10 -3. Migracija vode igra pomembno vlogo v zgodovini klora v zemeljski skorji. V obliki Cl iona - najdemo ga v Svetovnem oceanu (1,93%), podzemnih slanicah in slanih jezerih. Število lastnih mineralov (predvsem naravnih kloridov) je 97, glavni med njimi je halit NaCl (kamena sol). Znana so tudi velika nahajališča kalijevih in magnezijevih kloridov ter mešanih kloridov: silvin KCl, silvinit (Na,K)Cl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O, bišofit MgCl 2 6H 2 O V zgodovini Zemlje je bila dobava HCl v vulkanskih plinih v zgornje dele zemeljske skorje velikega pomena.

Fizikalne lastnosti klora. Klor ima t bp -34,05°C, t pl -101°C. Gostota plinastega klora pri normalnih pogojih je 3,214 g/l; nasičena para pri 0°C 12,21 g/l; tekoči klor pri vrelišču 1,557 g/cm 3 ; trdni klor pri - 102°C 1,9 g/cm 3 . Nasičeni parni tlak klora pri 0 °C 0,369; pri 25°C 0,772; pri 100°C 3,814 MN/m 2 oziroma 3,69; 7,72; 38,14 kgf / cm 2. Talilna toplota 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); toplota uparjanja 288 kJ/kg (68,8 cal/g); toplotna kapaciteta plina pri konstantnem tlaku 0,48 kJ/(kg K) . Kritične konstante klora: temperatura 144°C, tlak 7,72 MN/m2 (77,2 kgf/cm2), gostota 573 g/l, specifična prostornina 1,745·10 -3 l/g. Topnost (v g / l) Klor pri delnem tlaku 0,1 MN / m 2 ali 1 kgf / cm 2 v vodi 14,8 (0 ° C), 5,8 (30 ° C), 2,8 (70 ° C); v raztopini 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Pod 9,6 °C v vodnih raztopinah nastajajo klorovi hidrati spremenljive sestave Cl 2 ·nH 2 O (kjer je n = 6-8); To so rumeni kristali kubične singonije, ki se pri dvigu temperature razgradijo v klor in vodo. Klor se dobro topi v TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 in nekaterih organskih topilih (zlasti v heksanu C 6 H 14 in ogljikovem tetrakloridu CCl 4). Molekula klora je dvoatomna (Cl 2). Stopnja toplotne disociacije Cl 2 + 243 kJ \u003d 2Cl pri 1000 K je 2,07 10 -4%, pri 2500 K 0,909%.

Kemijske lastnosti klora. Zunanja elektronska konfiguracija atoma Cl 3s 2 Зр 5 . V skladu s tem ima klor v spojinah oksidacijska stanja -1, +1, +3, +4, +5, +6 in +7. Kovalentni polmer atoma je 0,99E, ionski polmer Cl je 1,82E, elektronska afiniteta atoma klora je 3,65 eV, ionizacijska energija pa 12,97 eV.

Kemično je klor zelo aktiven, povezuje se neposredno s skoraj vsemi kovinami (z nekaterimi le v prisotnosti vlage ali pri segrevanju) in z nekovinami (razen ogljika, dušika, kisika, inertnih plinov), tvori ustrezne kloride, reagira z mnogimi spojinami nadomešča vodik v nasičenih ogljikovodikih in povezuje nenasičene spojine. Klor izpodriva brom in jod iz njunih spojin z vodikom in kovinami; iz spojin klora s temi elementi ga izpodriva fluor. Alkalijske kovine v prisotnosti sledi vlage medsebojno delujejo s klorom z vžigom, večina kovin reagira s suhim klorom le pri segrevanju. Jeklo, kot tudi nekatere kovine, je odporno na suhi klor pri nizkih temperaturah, zato se uporablja za izdelavo opreme in skladišč za suhi klor. Fosfor se vžge v atmosferi klora, pri čemer nastane РCl 3 in pri nadaljnjem kloriranju - РCl 5; žveplo s klorom pri segrevanju daje S 2 Cl 2, SCl 2 in druge S n Cl m. Arzen, antimon, bizmut, stroncij, telur močno sodelujejo s klorom. Zmes klora in vodika gori z brezbarvnim ali rumeno-zelenim plamenom, pri čemer nastane vodikov klorid (to je verižna reakcija).

Najvišja temperatura vodikovo-klorovega plamena je 2200°C. Mešanice klora z vodikom, ki vsebujejo od 5,8 do 88,5% H 2, so eksplozivne.

Klor tvori s kisikom okside: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, pa tudi hipoklorite (soli hipoklorove kisline), klorite, klorate in perklorate. Vse kisikove spojine klora tvorijo eksplozivne mešanice z lahko oksidirajočimi snovmi. Klorovi oksidi so nestabilni in lahko spontano eksplodirajo, hipokloriti med skladiščenjem razpadajo počasi, klorati in perklorati lahko eksplodirajo pod vplivom iniciatorjev.

Klor v vodi se hidrolizira, pri čemer nastane hipoklorova in klorovodikova kislina: Cl 2 + H 2 O \u003d HClO + HCl. Pri kloriranju vodnih raztopin alkalij na hladnem nastanejo hipokloriti in kloridi: 2NaOH + Cl 2 \u003d NaClO + NaCl + H 2 O, pri segrevanju pa - klorati. S kloriranjem suhega kalcijevega hidroksida dobimo belilo.

Ko amoniak reagira s klorom, nastane dušikov triklorid. Pri kloriranju organskih spojin klor nadomešča vodik ali pa se pridružuje preko večkratnih vezi in tvori različne organske spojine, ki vsebujejo klor.

Klor tvori medhalogenske spojine z drugimi halogeni. Fluoridi ClF, ClF 3 , ClF 3 so zelo reaktivni; na primer v atmosferi ClF 3 se steklena volna spontano vname. Poznane so klorove spojine s kisikom in fluorom - klorovi oksifluoridi: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 in fluorov perklorat FClO 4 .

Pridobivanje klora. Klor so v industriji začeli proizvajati leta 1785 z interakcijo klorovodikove kisline z manganovim (II) oksidom ali piroluzitom. Leta 1867 je angleški kemik G. Deacon razvil metodo za proizvodnjo klora z oksidacijo HCl z atmosferskim kisikom v prisotnosti katalizatorja. Od konca 19. do začetka 20. stoletja se klor proizvaja z elektrolizo vodnih raztopin kloridov alkalijskih kovin. Te metode proizvedejo 90-95 % klora na svetu. Majhne količine klora se pridobijo naključno pri proizvodnji magnezija, kalcija, natrija in litija z elektrolizo staljenih kloridov. Uporabljata se dve glavni metodi elektrolize vodnih raztopin NaCl: 1) v elektrolizerjih s trdno katodo in porozno filtrirno membrano; 2) v elektrolizerjih z živosrebrno katodo. Po obeh metodah se plinasti klor sprošča na grafitni ali oksidni titan-rutenijevi anodi. Po prvi metodi se na katodi sprosti vodik in nastane raztopina NaOH in NaCl, iz katere se z naknadno obdelavo izolira komercialna kavstična soda. Po drugi metodi na katodi nastane natrijev amalgam, ko ga razgradimo s čisto vodo v ločenem aparatu, dobimo raztopino NaOH, vodik in čisto živo srebro, ki gre spet v proizvodnjo. Obe metodi dajeta 1,125 ton NaOH na 1 tono klora.

Membranska elektroliza zahteva manj kapitalskih naložb za proizvodnjo klora in proizvaja cenejši NaOH. Metoda z živosrebrno katodo proizvaja zelo čist NaOH, vendar izguba živega srebra onesnažuje okolje.

Uporaba klora. Ena od pomembnih vej kemične industrije je industrija klora. Glavne količine klora se predelajo na mestu njegove proizvodnje v spojine, ki vsebujejo klor. Klor se skladišči in transportira v tekoči obliki v jeklenkah, sodih, železniških cisternah ali v posebej opremljenih plovilih. Za industrijske države je značilna naslednja približna poraba klora: za proizvodnjo organskih spojin, ki vsebujejo klor - 60-75%; anorganske spojine, ki vsebujejo klor, -10-20%; za beljenje celuloze in tkanin - 5-15%; za sanitarne potrebe in kloriranje vode - 2-6% celotne proizvodnje.

Klor se uporablja tudi za kloriranje nekaterih rud z namenom pridobivanja titana, niobija, cirkonija in drugih.

Klor v telesu Klor je eden od biogenih elementov, stalna sestavina rastlinskih in živalskih tkiv. Vsebnost klora v rastlinah (veliko klora v halofitih) - od tisočink odstotka do celih odstotkov, pri živalih - desetinke in stotinke odstotka. Dnevna potreba odrasle osebe po kloru (2-4 g) je pokrita s hrano. Klor običajno dobimo s hrano v presežku v obliki natrijevega klorida in kalijevega klorida. Še posebej bogati s klorom so kruh, meso in mlečni izdelki. Pri živalih je klor glavna osmotsko aktivna snov v krvni plazmi, limfi, cerebrospinalni tekočini in nekaterih tkivih. Ima vlogo pri presnovi vode in soli, prispeva k zadrževanju vode v tkivih. Regulacija kislinsko-bazičnega ravnovesja v tkivih poteka skupaj z drugimi procesi s spreminjanjem porazdelitve klora med krvjo in drugimi tkivi. Klor je vključen v presnovo energije v rastlinah, pri čemer aktivira tako oksidativno fosforilacijo kot fotofosforilacijo. Klor pozitivno vpliva na absorpcijo kisika s koreninami. Klor je potreben za proizvodnjo kisika med fotosintezo izoliranih kloroplastov. Klor ni vključen v večino hranilnih medijev za umetno gojenje rastlin. Možno je, da za razvoj rastlin zadostujejo zelo nizke koncentracije klora.

Zastrupitev s klorom je možna v kemični, celulozno-papirni, tekstilni, farmacevtski industriji in drugih. Klor draži očesno sluznico ter dihalni trakt. Sekundarna okužba se praviloma pridruži primarnim vnetnim spremembam. Akutna zastrupitev se razvije skoraj takoj. Vdihavanje srednje in nizke koncentracije klora povzroča tiščanje in bolečine v prsih, suh kašelj, hitro dihanje, bolečine v očeh, solzenje, zvišanje ravni levkocitov v krvi, telesne temperature itd. Možna bronhopnevmonija, toksični pljučni edem, depresija , konvulzije. V blagih primerih se okrevanje pojavi v 3-7 dneh. Kot dolgoročne posledice opazimo katarje zgornjih dihalnih poti, ponavljajoče se bronhitise, pnevmoskleroza in druge; možna aktivacija pljučne tuberkuloze. Pri dolgotrajnem vdihavanju majhnih koncentracij klora opazimo podobne, vendar počasi razvijajoče se oblike bolezni. Preprečevanje zastrupitev: tesnjenje proizvodnih prostorov, opreme, učinkovito prezračevanje, če je potrebno, uporaba plinske maske. Proizvodnja klora, belila in drugih spojin, ki vsebujejo klor, sodi med panoge s škodljivimi delovnimi pogoji.

1.4 Brom

Brom(lat. Bromum), Br, kemični element VII. skupine periodnega sistema Mendelejeva, se nanaša na halogene; atomsko število 35, atomska masa 79.904; rdeče-rjava tekočina z močnim slab vonj. Brom je leta 1826 odkril francoski kemik A. J. Balard med preučevanjem slanic sredozemskih rudnikov soli; poimenovano iz grščine. bromos - smrad. Naravni brom je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov 79 Br (50,54 %) in 81 Br (49,46 %). Od umetno pridobljenih radioaktivnih izotopov je najbolj zanimiv brom 80 Br, na primeru katerega je I. V. Kurchatov odkril pojav izomerizma atomskih jeder.

Porazdelitev broma v naravi. Vsebnost broma v zemeljski skorji (1,6 10 -4% mase) je ocenjena na 10 15 -10 16 ton.Brom je v svoji glavni masi v razpršenem stanju v magmatskih kamninah, pa tudi v razširjenih halogenih. Brom je stalni spremljevalec klora. Bromove soli (NaBr, KBr, MgBr 2) najdemo v nahajališčih kloridnih soli (v kuhinjski soli do 0,03% Br, v kalijevih soli - silvit in karnalit - do 0,3% Br), pa tudi v morski vodi (0,065). % Br), slanica slanih jezer (do 0,2 % Br) in podzemne slanice, običajno povezane z nahajališči soli in nafte (do 0,1 % Br). Zaradi dobre topnosti v vodi se bromove soli kopičijo v ostankih slanic morskih in jezerskih vodnih teles. Brom migrira v obliki lahko topnih spojin, zelo redko tvori trdne mineralne oblike, ki jih predstavljajo AgBr bromirit, Ag (Cl, Br) embolit in Ag (Cl, Br, I) jodoembolit. Nastajanje mineralov poteka v območjih oksidacije sulfidnih srebronosnih nahajališč, ki nastajajo v sušnih puščavskih območjih.

Fizikalne lastnosti broma. Pri -7,2 °C se tekoči brom strdi in spremeni v rdeče-rjave igličaste kristale z rahlim kovinskim leskom. Hlapi broma so rumeno rjave barve, vrelišče 58,78°C. Gostota tekočega broma (pri 20°C) 3,1 g/cm 3 . Brom je v vodi omejeno topen, vendar bolje kot drugi halogeni (3,58 g broma v 100 g H 2 O pri 20 ° C). Pod 5,84 ° C se iz vode izločajo granatno rdeči kristali Br 2 8H 2 O. Brom je še posebej dobro topen v številnih organskih topilih, s katerimi ga ekstrahiramo iz vodnih raztopin. Brom v trdnem, tekočem in plinastem stanju je sestavljen iz 2-atomskih molekul. Opazna disociacija na atome se začne pri temperaturi okoli 800 °C; disociacijo opazimo tudi pod delovanjem svetlobe.

Kemijske lastnosti broma. Konfiguracija zunanjih elektronov atoma broma je 4s 2 4p 5 . Valenca broma v spojinah je spremenljiva, oksidacijsko stanje je -1 (v bromidih, na primer KBr), +1 (v hipobromitih, NaBrO), +3 (v bromitih, NaBrO 2), +5 (v bromatih, KBrOz). ) in +7 (v perbromatih, NaBrO 4). Kemično je brom zelo aktiven, po reaktivnosti zaseda mesto med klorom in jodom. Interakcija broma z žveplom, selenom, telurijem, fosforjem, arzenom in antimonom spremlja močno segrevanje, včasih celo pojav plamena. Brom prav tako močno reagira z nekaterimi kovinami, kot sta kalij in aluminij. Vendar pa številne kovine težko reagirajo z brezvodnim bromom zaradi tvorbe zaščitnega filma bromida na njihovi površini, ki je netopen v bromu. Od kovin so najbolj odporni na delovanje broma, tudi pri povišanih temperaturah in v prisotnosti vlage, srebro, svinec, platina in tantal (zlato za razliko od platine močno reagira z bromom). Brom se tudi pri povišanih temperaturah ne poveže neposredno s kisikom, dušikom in ogljikom. Spojine broma s temi elementi se pridobivajo posredno. To so izredno krhki oksidi Br 2 O, BrO 2 in Br 3 O 8 (slednjega dobimo npr. z delovanjem ozona na brom pri 80°C). Brom neposredno komunicira s halogeni, pri čemer nastanejo BrF 3, BrF 5, BrCl, IBr in drugi.

Brom je močan oksidant. Torej oksidira sulfite in tiosulfate v vodnih raztopinah v sulfate, nitrite v nitrate, amoniak v prosti dušik (3Br 2 + 8NH 3 \u003d N 2 + NH 4 Br). Brom izpodriva jod iz svojih spojin, sam pa ga izpodrivata klor in fluor. Prosti brom se sprošča iz vodnih raztopin bromidov tudi pod delovanjem močnih oksidantov (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7) v kislo okolje. Ko se raztopi v vodi, brom delno reagira z njim (Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO), da nastane bromovodikova kislina HBr in nestabilna bromovodikova kislina HBrO. Raztopino broma v vodi imenujemo bromova voda. Ko se brom raztopi v alkalijskih raztopinah na hladnem, nastaneta bromid in hipobromit (2NaOH + Br 2 \u003d NaBr + NaBrO + H 2 O), pri povišanih temperaturah (približno 100 ° C) pa bromid in bromat (6NaOH + 3Br 2 \u003d 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O). Od reakcij broma z organskimi spojinami je najbolj značilna adicija dvojna vez C=C, kot tudi nadomeščanje vodika (običajno pod delovanjem katalizatorjev ali svetlobe).

Dobi Brom. Morska voda, jezerske in podzemne slanice ter kalijeve tekočine, ki vsebujejo brom v obliki bromidnega iona Br - (od 65 g / m 3 v morski vodi do 3-4 kg / m 3 in več pri proizvodnji kalijevih lužin). Brom izoliramo s klorom (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) in oddestiliramo iz raztopine s paro ali zrakom. Odstranjevanje s paro se izvaja v kolonah iz granita, keramike ali drugega materiala, odpornega na brom. Ogrevana slanica se dovaja v kolono od zgoraj, klor in para pa od spodaj. Hlapi broma, ki zapuščajo kolono, se kondenzirajo v keramičnih kondenzatorjih. Nato se brom loči od vode in z destilacijo očisti nečistoč klora. Odstranjevanje z zrakom omogoča uporabo slanic z nizko vsebnostjo broma za proizvodnjo broma, iz katerega je nerentabilno ločevanje broma s parno metodo zaradi velike porabe pare. Iz nastale zmesi broma in zraka se brom zajame s kemičnimi absorberji. Za to se uporabljajo raztopine železovega bromida (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), ki se nato pridobijo z redukcijo FeBr 3 z železovimi sekanci, pa tudi raztopine natrijevih hidroksidov ali karbonatov ali plinastega žveplovega dioksida, ki reagira z bromom v prisotnosti vodne pare s tvorbo bromovodikove in žveplove kisline (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O \u003d 2HBr + H 2 SO 4). Iz nastalih intermediatov se brom izolira z delovanjem klora (iz FeBr 3 in HBr) ali kisline (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 \u003d 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O). Po potrebi se intermediati predelajo v bromove spojine brez izolacije elementarnega broma.

Vdihavanje bromovih hlapov z njihovo vsebnostjo v zraku 1 mg/m 3 ali več povzroča kašelj, izcedek iz nosu, epistakso, omotico, glavobol; pri višjih koncentracijah - zadušitev, bronhitis, včasih smrt. Najvišja dovoljena koncentracija bromovih hlapov v zraku je 2 mg/m 3 . Tekoči brom deluje na kožo in povzroča slabo celjenje opeklin. Z bromom je treba ravnati v dimnih napah. V primeru zastrupitve z bromovimi hlapi je priporočljivo vdihavati amoniak, pri čemer v ta namen uporabite njegovo močno razredčeno raztopino v vodi ali etilnem alkoholu. Vnetje grla, ki nastane zaradi vdihavanja bromovih hlapov, se ublaži z zaužitjem vročega mleka. Brom, ki pride na kožo, speremo z veliko vode ali odpihnemo z močnim curkom zraka. Opečena mesta namažemo z lanolinom.

Uporaba Brom. Brom se uporablja precej široko. Je izhodni produkt za pridobivanje številnih bromovih soli in organskih derivatov. Velike količine broma se uporabljajo za proizvodnjo etilbromida in dibromoetana, ki sta sestavini etilne tekočine, ki se dodaja bencinom za povečanje njihove detonacijske odpornosti. Bromove spojine se uporabljajo v fotografiji, pri proizvodnji številnih barvil, metilbromida in nekaterih drugih bromovih spojin - kot insekticidi. Nekatere organske spojine broma so učinkovite sredstva za gašenje požara. Brom in bromova voda se uporabljata za kemijske analize za določanje številnih snovi. V medicini se uporabljajo natrijevi, kalijevi, amonijevi bromidi, pa tudi organske spojine broma, ki se uporabljajo pri nevrozah, histeriji, razdražljivosti, nespečnosti, hipertenziji, epilepsiji in horeji.

Brom v telesu. Brom - konstanten komponentoživalska in rastlinska tkiva. Kopenske rastline vsebujejo povprečno 7·10 -4% broma na mokro snov, živali ~1·10 -4%. Brom najdemo v različnih izločkih (solze, slina, znoj, mleko, žolč). V krvi zdrave osebe je vsebnost broma od 0,11 do 2,00 mg%. S pomočjo radioaktivnega broma (82 Br) je bila ugotovljena njegova selektivna absorpcija v ščitnici, meduli ledvic in hipofizi. Bromidi, vneseni v telo živali in ljudi, povečajo koncentracijo zaviralnih procesov v možganski skorji, prispevajo k normalizaciji stanja živčnega sistema, ki ga prizadene preobremenitev zaviralnih procesov. Hkrati, ko se zadržuje v ščitnici, brom vstopi v konkurenčni odnos z jodom, kar vpliva na delovanje žleze in v zvezi s tem na stanje presnove.

1.5 jod

jod(lat. Iodum), I, kemični element VII. skupine periodnega sistema Mendelejeva, se nanaša na halogene (v literaturi najdemo tudi zastarelo ime jod in simbol J); atomsko število 53, atomska masa 126,9045; kristali črno-sive barve s kovinskim leskom. Naravni jod je sestavljen iz enega stabilnega izotopa z masno število 127. Jod je leta 1811 odkril francoski kemik B. Courtois. Pri segrevanju matične slanice pepela morskih alg s koncentrirano žveplovo kislino je opazil sproščanje vijoličnih hlapov (od tod tudi ime jod - iz gr. iodes, ioeides - po barvi podoben vijolični, škrlatni), ki se je kondenziral v obliki temnega sijoči lamelarni kristali. V letih 1813-1814 sta francoski kemik J. L. Gay-Lussac in angleški kemik G. Davy dokazala elementarnost joda.

Porazdelitev joda v naravi. Povprečna vsebnost joda v zemeljski skorji je 4,10 -5% teže. V plašču in magmah ter v kamninah, ki nastanejo iz njih (graniti, bazalti in drugi), so jodove spojine razpršene; globoki minerali joda niso znani. Zgodovina joda v zemeljski skorji je tesno povezana z živo snovjo in biogenimi migracijami. V biosferi opazimo procese njegove koncentracije, zlasti morskih organizmov (alge, spužve in drugi). Znano je, da v biosferi nastaja osem hipergenih mineralov joda, vendar so zelo redki. Glavni rezervoar joda za biosfero je Svetovni ocean (1 liter vsebuje povprečno 5·10 -5 g joda). Iz oceana jodove spojine, raztopljene v kapljicah morske vode, pridejo v atmosfero in jih vetrovi odnesejo na celine. (Lokacije, ki so oddaljene od oceana ali so z gorami ograjene od morskih vetrov, so osiromašene z jodom) Jod se zlahka adsorbira organska snov tal in morskega mulja. S stiskanjem teh muljev in nastankom sedimentnih kamnin pride do desorpcije, del jodovih spojin preide v podtalnico. Tako nastanejo jod-bromne vode za pridobivanje joda, ki so še posebej značilne za območja naftnih nahajališč (ponekod 1 liter teh voda vsebuje več kot 100 mg joda).

Fizikalne lastnosti joda. Gostota joda je 4,94 g/cm 3, t pl 113,5 °C, t 184,35 °C. Molekula tekočega in plinastega joda je sestavljena iz dveh atomov (I 2). Opazno disociacijo I 2 = 2I opazimo nad 700 °C, pa tudi pod delovanjem svetlobe. Že pri običajnih temperaturah jod izhlapi in tvori vijolično paro ostrega vonja. Pri šibkem segrevanju jod sublimira in se usede v obliki sijočih tankih plošč; ta postopek služi za čiščenje joda v laboratorijih in industriji. Jod je slabo topen v vodi (0,33 g / l pri 25 ° C), dobro - v ogljikovem disulfidu in organskih topilih (benzen, alkohol in drugi), pa tudi v vodnih raztopinah jodidov.

Kemične lastnosti joda. Konfiguracija zunanjih elektronov atoma joda je 5s 2 5p 5 . V skladu s tem ima jod spremenljivo valenco (oksidacijsko stanje) v spojinah: -1 (v HI, KI), +1 (v HIO, KIO), +3 (v ICl 3), +5 (v HIO 3, KIO). 3 ) in +7 (v HIO 4, KIO 4). Kemično je jod precej aktiven, čeprav v manjši meri kot klor in brom. S kovinami jod močno interagira z lahkim segrevanjem in tvori jodide (Hg + I 2 = HgI 2). Jod reagira z vodikom le pri segrevanju in ne v celoti, pri čemer nastane vodikov jodid. Jod se ne povezuje neposredno z ogljikom, dušikom in kisikom. Elementarni jod je manj močan oksidant kot klor in brom. Vodikov sulfid H 2 S, natrijev tiosulfat Na 2 S 2 O 3 in drugi reducenti ga reducirajo na I - (I 2 + H 2 S \u003d S + 2HI). Klor in drugi močni oksidanti v vodnih raztopinah ga pretvorijo v IO 3 - (5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O \u003d 2HIO 3 H + 10HCl). Ko se raztopi v vodi, jod delno reagira z njo (I 2 + H 2 O = HI + HIO); v vročih vodnih raztopinah alkalij nastanejo jodid in jodat (3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O). Adsorbiran na škrob ga jod obarva temno modro; uporablja se v jodometriji in kvalitativni analizi za odkrivanje joda.

Hlapi joda so strupeni in dražijo sluznico. Jod ima kavterizirajoč in razkuževalni učinek na kožo. Madeži iz joda se sperejo z raztopino sode ali natrijevega tiosulfata.

Pridobivanje joda. Surovina za industrijsko proizvodnjo joda je voda za vrtanje nafte; morske alge, kot tudi matične raztopine čilskega (natrijevega) nitrata, ki vsebujejo do 0,4% joda v obliki natrijevega jodata. Za pridobivanje joda iz naftnih voda (ki običajno vsebujejo 20-40 mg / l joda v obliki jodidov) jih najprej obdelamo s klorom (2 NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2) ali dušikasto kislino (2NaI + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 \u003d 2Na 2 SO 4 + 2NO + I 2 + 2H 2 O). Sproščeni jod bodisi adsorbira aktivno oglje ali izpihne z zrakom. Jod, adsorbiran s premogom, obdelamo s kavstično alkalijo ali natrijevim sulfitom (I 2 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HI). Prosti jod izoliramo iz reakcijskih produktov z delovanjem klora ali žveplove kisline in oksidanta, na primer kalijevega dikromata (K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6NaI \u003d K 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) S + 3I 2). Pri izpihovanju z zrakom jod absorbira zmes žveplovega oksida (IV) z vodno paro (2H 2 O + SO 2 + I 2 = H 2 SO 4 + 2HI), nato pa jod izpodrine klor (2HI + Cl 2 = 2HCl + I 2). Surovi kristalni jod se čisti s sublimacijo.

Uporaba joda. Jod in njegove spojine se uporabljajo predvsem v medicini in analitični kemiji, pa tudi v organski sintezi in fotografiji.

Jod v telesu. Jod je bistven element v sledovih za živali in ljudi. V tleh in rastlinah tajga-gozdnega ne-černozema, suhe stepe, puščave in gorskih biogeokemičnih območij je jod vsebovan v nezadostnih količinah ali ni uravnotežen z nekaterimi drugimi mikroelementi (Co, Mn, Cu); to je povezano s širjenjem endemične golše na teh območjih. Povprečna vsebnost joda v tleh je okoli 3·10 -4%, v rastlinah okoli 2·10 -5%. Na površini pitna voda Joda je malo (od 10 -7 do 10 -9%). V obmorskih območjih lahko količina joda v 1 m 3 zraka doseže 50 mikrogramov, v celinskih in gorskih predelih pa 1 ali celo 0,2 mikrograma.

Absorpcija joda v rastlinah je odvisna od vsebnosti njegovih spojin v tleh in vrste rastlin. Nekateri organizmi (tako imenovani koncentratorji joda), na primer alge - fucus, alg, phyllophora, kopičijo do 1% joda, nekatere gobice - do 8,5% (v skeletni snovi spongina). Alge, ki koncentrirajo jod, se uporabljajo za njegovo industrijsko proizvodnjo. Jod vstopi v živalsko telo s hrano, vodo, zrakom. Glavni vir joda je rastlinska hrana in krma. Absorpcija joda poteka v sprednjem delu tankega črevesa. Človeško telo kopiči od 20 do 50 mg joda, od tega približno 10-25 mg v mišicah in 6-15 mg v ščitnici. Z uporabo radioaktivnega joda (131 I in 125 I) so dokazali, da se v ščitnici jod kopiči v mitohondrijih epitelijskih celic in je del v njih nastalih dijoda in monojodtirozinov, ki se kondenzirajo v hormon tetrajodtironin (tiroksin). . Jod se izloča iz telesa predvsem skozi ledvice (do 70-80%), mlečne žleze, žleze slinavke in znojnice, deloma z žolčem.

V različnih biogeokemičnih provincah je vsebnost joda v dnevnem obroku različna (od 20 do 240 mikrogramov za ljudi, od 20 do 400 mikrogramov za ovce). Potreba živali po jodu je odvisna od njenega fiziološkega stanja, letnega časa, temperature, prilagoditve organizma na vsebnost joda v okolju. Dnevna potreba po jodu pri ljudeh in živalih je približno 3 μg na 1 kg telesne teže (poveča se med nosečnostjo, povečano rastjo, ohlajanjem). Vnos joda v telo poveča osnovno presnovo, pospeši oksidativne procese, tonizira mišice, spodbudi spolno funkcijo.

V zvezi z večjim ali manjšim pomanjkanjem joda v hrani in vodi se uporablja jodirana kuhinjska sol, ki običajno vsebuje 10-25 g kalijevega jodida na 1 tono soli. Uporaba gnojil, ki vsebujejo jod, lahko podvoji ali potroji njegovo vsebnost v pridelkih.

Jod v medicini. Pripravki, ki vsebujejo jod, imajo antibakterijske in protiglivične lastnosti, imajo tudi protivnetni in moteč učinek; uporabljajo se zunaj za razkuževanje ran, pripravo kirurškega polja. Pri peroralnem jemanju pripravki joda vplivajo na presnovo, povečajo delovanje ščitnice. Majhni odmerki joda (mikrojod) zavirajo delovanje ščitnice in delujejo na tvorbo ščitničnega stimulirajočega hormona v sprednjih režnjih hipofize. Ker jod vpliva na presnovo beljakovin in maščob (lipidov), je našel uporabo pri zdravljenju ateroskleroze, saj znižuje holesterol v krvi; poveča tudi fibrinolitično aktivnost krvi. Za diagnostične namene se uporabljajo radiokontaktne snovi, ki vsebujejo jod.

Pri dolgotrajni uporabi jodnih pripravkov in s povečano občutljivostjo nanje se lahko pojavi jodizem - izcedek iz nosu, urtikarija, Quinckejev edem, slinjenje in solzenje, akne (jododerma) itd. Jodovih pripravkov ne smete jemati s pljučno tuberkulozo, nosečnostjo, boleznimi ledvic. , kronična pioderma, hemoragična diateza, urtikarija.

Jod je radioaktiven. Umetno radioaktivni izotopi joda - 125 I, 131 I, 132 I in drugi se pogosto uporabljajo v biologiji in zlasti v medicini za določanje funkcionalnega stanja ščitnice in zdravljenje številnih njenih bolezni. Uporaba radioaktivnega joda v diagnostiki je povezana s sposobnostjo joda, da se selektivno kopiči v ščitnici; uporaba v terapevtske namene temelji na sposobnosti β-sevanja jodovih radioizotopov, da uničijo sekretorne celice žleze. Z onesnaženjem okolju produkti jedrske cepitve se radioaktivni izotopi joda hitro vključijo v biološki cikel, sčasoma pridejo v mleko in posledično v človeško telo. Še posebej nevarno je njihovo prodiranje v telo otrok, katerih ščitnica je 10-krat manjša kot pri odraslih in ima tudi večjo radioobčutljivost. Za zmanjšanje odlaganja radioaktivnih izotopov joda v ščitnici je priporočljiva uporaba stabilnih pripravkov joda (100-200 mg na odmerek). Radioaktivni jod se v prebavilih hitro in popolnoma absorbira in se selektivno odlaga v ščitnici. Njegova absorpcija je odvisna od funkcionalnega stanja žleze. Razmeroma visoke koncentracije radioizotopov joda najdemo tudi v žlezah slinavk in mlečnih žlez ter sluznicah. prebavila. Radioaktivni jod, ki ga ščitnica ne absorbira, se skoraj v celoti in relativno hitro izloči z urinom.

Podobni dokumenti

Preučevanje koncepta in osnovnih lastnosti halogenov - kemičnih elementov (fluor, klor, brom, jod in astat), ki sestavljajo glavno podskupino VII. skupine periodičnega sistema D.I. Mendelejev. Pozitivni in negativni učinki halogenov na človeško telo.

predstavitev, dodana 20.10.2011


Zgodovina odkritja in kraj v periodni sistem kemijski elementi D.I. Halogeni po Mendelejevu: fluor, klor, brom, jod in astat. Kemijske in fizikalne lastnosti elementov, njihova uporaba. Obilje elementov in proizvodnja enostavnih snovi.

predstavitev, dodana 13.3.2014


Kemični elementi, povezani s halogeni: fluor, klor, brom, jod in astat. Kemijske lastnosti, zaporedne številke elementov, njihove fizikalne lastnosti, ionizacijska energija in elektronegativnost. Oksidativna stanja halogenov, disociacijska energija.

predstavitev, dodana 16.12.2013


Pojem in praktični pomen halogenov, njihove fizikalne in kemijske lastnosti, posebnosti. Značilnosti in načini pridobivanja halogenov: jod, brom, klor, fluor, astat. Reakcije, značilne za te halogene, področja njihove uporabe.

predstavitev, dodana 3. 11. 2011


splošne značilnosti kemijski elementi IV. skupine periodnega sistema, njihova prisotnost v naravi in ​​spojine z drugimi nekovinami. Pridobivanje germanija, kositra in svinca. Fizikalno-kemijske lastnosti kovin podskupine titana. Obseg cirkonija.

predstavitev, dodana 23.04.2014


Halogeni so kemični elementi, ki spadajo v glavno podskupino skupine VII periodnega sistema Mendelejeva. Halogeni vključujejo fluor, klor, brom, jod in astat. Vsi halogeni so energijski oksidanti, zato se v naravi pojavljajo le v obliki spojin.

povzetek, dodan 20.03.2009


Klor je 17. element periodnega sistema kemičnih elementov tretje periode z atomskim številom 17. Reaktivna nekovina spada v skupino halogenov. Fizikalne lastnosti klora, interakcije s kovinami in nekovinami, oksidativne reakcije.

predstavitev, dodana 26.12.2011


Lastnosti elementov dušikove podskupine, struktura in lastnosti atomov. Porast kovinske lastnosti ko se elementi v periodnem sistemu premikajo od zgoraj navzdol. Porazdelitev dušika, fosforja, arzena, antimona in bizmuta v naravi, njihova uporaba.

povzetek, dodan 15.06.2009


Fizikalne in kemijske lastnosti halogenov, njihov položaj v Mendelejevem periodnem sistemu elementov. Glavni viri in biološki pomen klora, broma, joda, fluora. Iskanje halogenov v naravi, njihova proizvodnja in industrijska uporaba.

predstavitev, dodana 12.1.2014


Splošne značilnosti kovin. Definicija, struktura. Splošne fizikalne lastnosti. Metode pridobivanja kovin. Kemijske lastnosti kovin. Zlitine kovin. Značilnosti elementov glavnih podskupin. Karakterizacija prehodnih kovin.

Podskupina mangana- kemijski elementi 7. skupine periodnega sistema kemijskih elementov (po zastarelem klasifikacije – elementi sekundarna podskupina skupine VII). Skupina vključuje prehodne kovine mangan Mn, tehnecij Tc in renij Re. Temelji elektronska konfiguracija atom, element pripada isti skupini bohrium Bh, umetno sintetizirano.

Kot v drugih skupinah, člani te družine elementov kažejo vzorce elektronske konfiguracije, zlasti zunanjih lupin, kar ima za posledico podobnost fizične lastnosti in kemično obnašanje:

Elementi skupine 7 imajo 7 valenčnih elektronov. Vse so srebrno bele ognjevarne kovine. V nizu Mn - Tc - Re se kemijska aktivnost zmanjša. Električna prevodnost renija je približno 4-krat manjša kot pri volframu. Ta kovina je odličen material za izdelavo filamentov električnih žarnic, ki so močnejši in vzdržljivejši od navadnega volframa. Na zraku je kompaktni kovinski mangan prekrit s tankim oksidnim filmom, ki ga ščiti pred nadaljnjo oksidacijo tudi pri segrevanju. Nasprotno, v fino zdrobljenem stanju zlahka oksidira.

Dva od štirih članov skupine, tehnecij in borij, sta radioaktivna z dokaj kratko razpolovno dobo, zato se v naravi ne pojavljata.

Mangan spada med pogoste elemente, saj predstavlja 0,03 % celotnega števila atomov v zemeljski skorji. Številne kamnine vsebujejo majhne količine mangana. Hkrati se pojavljajo tudi kopičenja njegovih kisikovih spojin, predvsem v obliki minerala piroluzita MnO 2 . Letna svetovna proizvodnja manganovih rud je približno 5 milijonov ton.

Čisti mangan lahko dobimo z elektrolizo raztopin njegovih soli. Približno 90% celotne proizvodnje mangana se porabi za proizvodnjo različnih zlitin na osnovi železa. Zato se njegova visokoprocentna zlitina z železom, feromangan (60-90% Mn), običajno tali neposredno iz rud, ki se nato uporablja za uvajanje mangana v druge zlitine. Taljenje feromangana iz mešanice manganove in železove rude se izvaja v električne pečice, mangan pa se reducira z ogljikom po reakciji:

Tehnecija ni v zemeljski skorji. Zelo majhne količine so ga pridobili umetno in ugotovili, da je po kemičnih lastnostih veliko bližje reniju kot manganu. Vendar podrobna študija elementa in njegovih spojin še ni bila izvedena.

Vsebnost renija v zemeljski skorji je zelo nizka (9·10 −9%). Ta element je izjemno razpršen: tudi minerali, ki so najbogatejši z renijem (molibdeniti), ga vsebujejo v količinah, ki običajno ne presegajo 0,002 mas. %. Za renij in njegove derivate še ni bilo ugotovljeno, da bi bili široko uporabni. Vendar pa je leta 2007 svetovna proizvodnja renija znašala približno 45 ton. Je tudi reaktivni element.