Коли відкрили галогени

2024
Українцям

Зміст:

8.13.1.2: Загальні властивості галогенів

Галогени утворюють двоатомні молекули (форми X 2, де X позначає атом галогену) в своїх елементарних станах. Зв’язки в цих двоатомних молекулах є неполярними ковалентними поодинокими зв’язками. Однак галогени легко поєднуються з більшістю елементів і ніколи не бачаться некомбінованими в природі. Як правило, фтор є найбільш реактивним галогеном, а астатин – найменш реактивним. Всі галогени утворюють солі 1 групи з подібними властивостями. У цих сполуках галогени присутні у вигляді галогенідних аніонів із зарядом -1 (наприклад, Cl – , Br – та ін.). Заміна закінчення -ine на закінчення -ide вказує на наявність галогенідних аніонів; наприклад, Cl – називається «хлорид». Крім того, галогени діють як окислювачі – вони проявляють властивість окислювати метали. Тому більшість хімічних реакцій, в яких беруть участь галогени, є окислювально-відновними реакціями у водному розчині. Галогени часто утворюють поодинокі зв’язки, коли в стані окислення -1, з вуглецем або азотом в органічних сполуках. Коли атом галогену замінюється ковалентно-зв’язаний атом водню в органічній сполуці, префікс halo- може бути використаний в загальному сенсі, або префікси фтор-, хлоро –, бромо- або йодо- можуть використовуватися для конкретних галогенних заміщень. Галогенні елементи можуть зшиватися, утворюючи двоатомні молекули з полярними ковалентними одиночними зв’язками. Хлор (Cl 2) був першим галогеном, який був виявлений у 1774 році, а потім йод (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) та астатин (At, виявлений останнім у 1940 році). Назва «галоген» походить від грецьких коренів hal- («сіль») і -gen («формувати»). Разом ці слова об’єднуються, щоб означати «сольовий колишній», посилаючись на той факт, що галогени утворюють солі, коли вони реагують з металами. Галіт – це мінеральна назва кам’яної солі, природного мінералу, що складається в основному з хлориду натрію (NaCl). Нарешті, галогени також актуальні в повсякденному житті, будь то фтор, який надходить у зубну пасту, хлор, який дезінфікує питну воду, або йод, який сприяє виробленню гормонів щитовидної залози в організмі.

Елементи

Фтор – фтор має атомний номер 9 і позначається символом F. Елементарний фтор вперше був відкритий в 1886 році шляхом виділення його з плавикової кислоти. Фтор існує як двоатомна молекула у вільному стані (F 2) і є найпоширенішим галогеном, виявленим у земній корі. Фтор є самим електронегативним елементом в таблиці Менделєєва. Виявляється у вигляді блідо-жовтого газу при кімнатній температурі. Фтор також має відносно невеликий атомний радіус. Його ступінь окислення завжди -1, за винятком елементарного, двоатомного стану (при якому ступінь окислення дорівнює нулю). Фтор надзвичайно реактивний і реагує безпосередньо з усіма елементами, крім гелію (He), неону (Ne) і аргону (Ar). У розчині Н 2 О плавикова кислота (HF) є слабкою кислотою. Хоча фтор є високоелектронегативним, його електронегативність не визначає його кислотність; HF є слабкою кислотою через те, що іон фтору є основним (рН>7). Крім того, фтор виробляє дуже потужні окислювачі. Наприклад, фтор може вступати в реакцію з благородним газом ксенон і утворювати сильний окислювач Дифторид ксенону (XeF 2). Існує багато застосувань фтору, про які піде мова в частині VI цієї статті. Хлор – хлор має атомний номер 17 і хімічний символ Cl. Хлор був відкритий в 1774 році шляхом вилучення його з соляної кислоти. У своєму елементарному стані він утворює двоатомну молекулу Cl 2. Хлор проявляє багаторазові ступені окислення, такі як -1, +1, 3, 5 та 7. При кімнатній температурі він з’являється у вигляді світло-зеленого газу. Оскільки зв’язок, який утворюється між двома атомами хлору, слабкий, молекула Cl 2 дуже реактивна. Хлор реагує з металами з утворенням солей, званих хлоридами. Хлоридні іони – найпоширеніші іони, які розчиняються в океані. Хлор також має два ізотопи: 35 Cl і 37 Cl. Хлорид натрію є найбільш поширеною сполукою хлоридів. Бром – Бром має атомний номер 35 з символом Br. Вперше він був виявлений в 1826 році. У своїй елементарній формі це двоатомна молекула Br 2. При кімнатній температурі бром являє собою червонувато-коричневу рідину. Його ступені окислення варіюються від -1, +1, 3, 4 і 5. Бром більш реактивний, ніж йод, але не такий реактивний, як хлор. Також бром має два ізотопи: 79 Br і 81 Br. Бром складається з бромідних солей, які були знайдені в морі. Світове виробництво броміду значно збільшилося з роками, завдяки його доступу і більш тривалому існуванню. Як і всі інші галогени, бром є окислювачем і дуже токсичний. Йод – Йод має атомний номер 53 і символ I. йод має ступені окислення -1, +1, 5 і 7. Йод існує як двохатомна молекула, I 2, у своєму елементарному стані. При кімнатній температурі він виглядає як фіолетове тверде тіло. Йод має один стабільний ізотоп: 127 I. вперше він був відкритий в 1811 році завдяки використанню морських водоростей і сірчаної кислоти. В даний час йодидні іони можуть бути виділені в морській воді. Хоча йод не дуже розчинний у воді, розчинність може збільшитися, якщо в розчині змішати конкретні йодиди. Йод відіграє багато важливих ролей у житті, включаючи вироблення гормонів щитовидної залози. Про це піде мова в частині VI тексту. Астатин – астатин є радіоактивним елементом з атомним номером 85 і символом АТ. Його можливі ступені окислення включають: -1, +1, 3, 5 і 7. Це єдиний галоген, який не є двоатомною молекулою, і він виглядає як чорна металева тверда речовина при кімнатній температурі. Астатин – дуже рідкісний елемент, тому про цей елемент відомо не так вже й багато. Крім того, астатин має дуже короткий радіоактивний період напіввиведення, не довше пари годин. Він був відкритий в 1940 році шляхом синтезу. Також вважається, що астатін схожий на йод. Однак передбачається, що ці два елементи відрізняються металевим характером.

Таблиця 1.1: Електронні конфігурації галогенів.

ГалогенніЕлектронна конфігурація
Фтор1с 2 2с 2 2п 5
хлор[Не] 3s 2 3p 5
Бром[Ар] 3d 10 4s 2 4р 5
Йод[Кр] 4д 10 5с 2 5п 5
Астатин[Ке] 4г 14 5х 10 6х 2 6п 5

Періодичні тенденції

Точки плавлення та кипіння (збільшується вниз по групі)

Точки плавлення та кипіння збільшуються вниз групи через ван дер Ваальса сил . Розмір молекул збільшується вниз по групі. Таке збільшення розмірів означає збільшення сили сил ван дер Ваальса. \[F < Cl < Br < I < At\]

Таблиця 1.2: Точки плавлення та кипіння галогенів

ГалогенніТемпература плавлення (˚C)Температура кипіння (˚C)
Фтор-220-188
хлор-101-35
Бром-7.258.8
Йод114184
Астатин302337

Атомний радіус ( збільшується вниз по групі)

Розмір ядра збільшується вниз по групі ( F < Cl < Br < I < At), оскільки кількість протонів і нейтронів збільшується. Крім того, з кожним періодом додається більше рівнів енергії. Це призводить до більшої орбіти, а отже, і довшого атомного радіуса.

Таблиця 1.3: Атомні радіуси галогенів

ГалогенніКовалентний радіус (pm)Іонний (X-) радіус (пм)
Фтор71133
хлор99181
Бром114196
Йод133220
Астатин150

Енергія іонізації (d зменшується по групі)

Якщо зовнішні валентні електрони не знаходяться поблизу ядра, для їх видалення потрібно не стільки енергії. Тому енергія, необхідна для зняття крайнього електрона, не така висока для елементів у нижній частині групи, оскільки є більше енергетичних рівнів. Також висока енергія іонізації змушує елемент здаватися неметалевим. Йод і астатин проявляють металеві властивості, тому енергія іонізації зменшується вниз по групі ( At < I < Br < Cl < F).

Таблиця 1.4 Енергія іонізації галогенів

ГалогенніПерша енергія іонізації (кДж/моль)
Ф луо Сіно1681
хлор1251
Бром1140
Йод1008
Астатин890 ± 40

Електронегативність (d зменшується вниз по групі)

Кількість валентних електронів в атомі збільшується вниз по групі через збільшення енергетичних рівнів на поступово нижчих рівнях. Електрони поступово йдуть далі від ядра; отже, ядро і електрони не так притягуються один до одного. Спостерігається збільшення екранування. Отже, електронегативність зменшується вниз по групі ( At < I < Br < Cl < F).

Таблиця 1.5: Електронегативність галогенів

ГалогенніЕлектронегативність
Фтор4.0
хлор3.0
Бром2.8
Йод2.5
Астатин2.2

Електронна спорідненість (d зменшується вниз по групі)

Оскільки розмір атома збільшується вниз по групі, спорідненість до електронів загалом зменшується ( At < I < Br < F < Cl) . Електрон не буде настільки притягнутий до ядра, що призводить до низької спорідненості електронів. Однак фтор має меншу спорідненість електронів, ніж хлор. Це можна пояснити невеликими розмірами фтору, в порівнянні з хлором.

Таблиця 1.6: Електронна спорідненість галогенів

ГалогенніСпорідненість до електронів (кДж/моль)
Фтор-328,0
хлор-349,0
Бром-324,6
Йод-295.2
Астатин-270.1

Реактивність елементів (d зменшується вниз по групі)

Реактивність галогенів зменшується по групі ( At < I < Br < Cl < F). Це пов'язано з тим, що атомний радіус збільшується в розмірах зі збільшенням електронних енергетичних рівнів. Це зменшує тяжіння валентних електронів інших атомів, знижуючи реактивність. Це зниження також відбувається тому, що електронегативність зменшується вниз по групі; отже, менше електронів «тягне». Крім того, спостерігається зниження окислювальної здатності вниз по групі.

Галогеніди водню і галогенні оксокислоти

Галогеніди водню

  • Фтористий водень: HF
  • Хлористий водень: HCl
  • Бромід водню: HBr
  • Йодид водню: HI

Галогеніди водню легко розчиняються у воді з утворенням водневої (плавикової, соляної, бромводневої, водневої) кислот. Властивості цих кислот наведені нижче:

  • Кислоти утворюються наступною реакцією: HX (aq) + H 2 O (l) → X – (aq) + H 3 O + (aq)
  • Всі галогеніди водню утворюють сильні кислоти, крім HF
  • Кислотність водневих кислот підвищується наступним чином: HF < HCl < HBr < HI

Плавикова кислота може травити скло та деякі неорганічні фториди протягом тривалого періоду часу.

Може здатися незрозумілим сказати, що HF є найслабшою водневою кислотою, оскільки фтор має найвищу електронегативність. Однак зв’язок H-F дуже міцний; якщо зв’язок H-X міцний, результуюча кислота слабка. Міцний зв’язок визначається короткою довжиною зв’язку і великою енергією дисоціації зв’язку. З усіх галогенідів водню HF має найкоротшу довжину зв’язку і найбільшу енергію дисоціації зв’язку.

галогенні оксокислоти

Галоген-оксокислота – це кислота з атомами водню, кисню та галогену. Кислотність оксокислоти може бути визначена шляхом аналізу структури сполуки. Галогенні оксокислоти наведені нижче:

  • Хлорноватиста кислота: HoCl
  • Хлорнуватиста кислота: HClO 2
  • Хлорна кислота: HClO 3
  • Соляна кислота: HClO 4
  • Гібромна кислота: HoBr
  • Бромова кислота: HBrO 3
  • Пербромова кислота: HBrO 4
  • Гіпоїдозна кислота: HOI
  • Йодна кислота: HIO 3
  • Метаперіодична кислота: HIO 4; H 5 IO 6

У кожній з цих кислот протон пов’язаний з атомом кисню; тому порівняння довжин протонних зв’язків в цьому випадку не корисно. Натомість електронегативність є домінуючим фактором кислотності оксокислоти. Кислотна сила збільшується з більшою кількістю атомів кисню, пов’язаних з центральним атомом.

Стани речовини при кімнатній температурі

Таблиця 1.7: Стани речовини і поява галогенів

Стани речовини (при кімнатній температурі)ГалогенніЗовнішній вигляд
ТвердіЙодФіолетовий
АстатинЧорний/Металік [Передбачається]
РідинаБромЧервонувато-коричневий
ГазФторБлідо-жовто-коричневий
хлорБлідо-зелений

Пояснення до зовнішнього вигляду

Кольори галогенів є результатом поглинання видимого світла молекулами, що викликає електронне збудження. Фтор поглинає фіолетове світло, а тому з’являється світло-жовтим. Йод, навпаки, поглинає жовте світло і виглядає фіолетовим (жовтий і фіолетовий є доповнюючими кольорами, які можна визначити за допомогою колірного кола). Кольори галогенів ростуть темніше вниз по групі:

  • Фтор → блідо-жовтий/коричневий
    • http://www.daviddarling.info/images/fluorine.jpg
    • http://amazingrust.com/Experiments/how_to/Images/Chlorine_gas.jpg
    • www.crscientific.com/бромінова клітина4.jpg
    • Генхем.Хем.Віск.Еду/Лабораторія/ПТЛ. ments/I/I.jpeg
    • WWW4.msu.ac.th/Сатіт/Студент. t/astatine.jpg

    У закритих ємностях рідкий бром і твердий йод знаходяться в рівновазі зі своїми парами, які часто можна розглядати як кольорові гази. Хоча колір для астатину невідомий, передбачається, що астатин повинен бути темнішим, ніж фіолетовий йод (тобто чорний), виходячи з попередньої тенденції.

    Стан окислення галогенів у сполуках

    Як правило, галогени зазвичай мають ступінь окислення -1. Однак, якщо галоген пов’язаний з киснем або з іншим галогеном, він може прийняти різні стани: правило -2 для кисню має пріоритет над цим правилом; у випадку двох різних галогенів, пов’язаних між собою, тим більше електронегативний атом має пріоритет і приймає -1 ступінь окислення.

    Приклад 1.1: Хлорид йоду (iCl)

    Хлор має ступінь окислення -1, а йод матиме окислення +1. Хлор більш електронегативний, ніж йод, тому надає йому -1 ступінь окислення.

    Кисень має загальну ступінь окислення -8 (-2 заряду х 4 атоми= -8 загальний заряд). Водень має загальну ступінь окислення +1. Додаючи обидва ці значення разом, загальна ступінь окислення сполуки поки що становить -7. Оскільки кінцева ступінь окислення з’єднання повинна бути 0, ступінь окислення брому становить +7.

    Третина винятку з правила полягає в наступному: якщо галоген існує в його елементарній формі (X 2), його ступінь окислення дорівнює нулю.

    Таблиця 1.8: Стан окислення галогенів

    ГалогенніСтани окислення в сполуках
    Фтор(Завжди) -1*
    хлор-1, +1, +3, +5, +7
    Бром-1, +1, +3, +4, +5
    Йод-1, +1, +5, +7
    Астатин-1, +1, +3, +5, + 7

    Чому фтор завжди має ступінь окислення of-1 в своїх сполуках?

    Електронегативність збільшується протягом періоду і зменшується вниз по групі. Тому фтор має найвищу електронегативність всіх елементів, про що вказує його положення на таблиці Менделєєва. Його електронна конфігурація – 1s 2 2s 2 2p 5 . Якщо фтор набирає ще один електрон, зовнішні p орбіталі повністю заповнені (в результаті чого утворюється повний октет). Оскільки фтор має високу електронегативність, він може легко видалити потрібний електрон з сусіднього атома. Фтор потім ізоелектронний з благородним газом (з вісьмома валентними електронами); всі його зовнішні орбіталі заповнені. Фтор набагато стійкіше в такому стані.

    Застосування галогенів

    Фтор: Хоча фтор дуже реактивний, він служить багатьом промисловим цілям. Наприклад, це ключовий компонент пластичного політетрафторетилену (називається Teflon-TFE компанією DuPont) і деяких інших полімерів, часто називають фторполімерами. Хлорфторуглеці (ХФУ) – це органічні хімічні речовини, які використовувались як холодоагенти та пропеленти в аерозолі, перш ніж зростаючі побоювання щодо їх можливого впливу на навколишнє середовище призвели до їх припинення використання. Натомість зараз використовуються гідрохлорфторуглероди (ГФУ). Фтор також додають до зубної пасти та питної води, щоб зменшити карієс. Фтор також існує в глині, використовуваної в деякій кераміці. Фтор також пов’язаний з генеруванням ядерної енергії. Крім того, його використовують для виробництва фторхінолонів, які є антибіотиками. Нижче наведено список деяких важливих неорганічних сполук фтору.

    Таблиця 1.9: Важливі неорганічні сполуки фтору

    З’єднанняВикористовує
    Na 3 Лаф 6 Виробництво алюмінію
    БФ 3 Каталізатор
    СаФ 2 Оптичні компоненти, виробництво ВЧ, металургійний флюс
    КЛ 3 Фторуючий агент для переробки ядерного палива
    ВЧВиробництво F 2, AlF 3, Na 3 AlF 6 та фторуглеродів
    ЛіФВиробництво кераміки, зварювання та пайка
    NaFФторуюча вода, стоматологічна профілактика, інсектицид
    СФ 6 Ізоляційний газ для високовольтного електрообладнання
    SnF 2 Виробництво зубної пасти
    УФ 6 Виробництво уранового палива для ядерних реакторів

    Хлор: Хлор має багато промислових застосувань. Застосовується для дезінфекції питної води і басейнів. Гіпохлорит натрію (NaClO) є основним компонентом хлорного вапна. Соляна кислота, яку іноді називають муріатичною кислотою, є широко використовуваною кислотою в промисловості та лабораторіях. Хлор також присутній в полівінілхлориді (ПВХ), і декількох інших полімерах. ПВХ використовується в ізоляції проводів, труб, електроніки. Крім того, хлор дуже корисний у фармацевтичній промисловості. Лікарські засоби, що містять хлор, застосовуються для лікування інфекцій, алергії, діабету. Нейтралізована форма гідрохлориду є компонентом багатьох медикаментів. Хлор також використовується для стерилізації лікарняних машин та обмеження росту інфекції. У сільському господарстві хлор є компонентом багатьох комерційних пестицидів: ДДТ (дихлордіфенілтрихлоретан) використовувався як сільськогосподарський інсектицид, але його застосування було припинено.

    Бром: Бром використовується в антипіренах через його вогнестійкі властивості. Він також міститься в пестициді бромід метилу, який полегшує зберігання сільськогосподарських культур і виключає поширення бактерій. Однак надмірне використання броміду метилу було припинено через його вплив на озоновий шар. Бром також бере участь у виробництві бензину. Інші види використання брому включають виробництво фотоплівки, вміст у вогнегасниках та ліки, що лікують пневмонію та хворобу Альцгеймера.

    Йод: Йод важливий для правильної роботи щитовидної залози організму. Якщо організм не отримає достатньої кількості йоду, сформується зоб (збільшена щитовидна залоза). Кухонна сіль тепер містить йод, який допомагає сприяти правильному функціонуванню гормонів щитовидної залози. Йод також використовується як антисептик. Розчини, що використовуються для очищення відкритих ран, ймовірно, містять йод, і він зазвичай зустрічається в дезінфікуючих спреях. Крім того, йодид срібла важливий для розвитку фотографії.

    Астатин: Оскільки астатин радіоактивний і рідкісний, для цього галогенного елемента немає перевіреного використання. Однак є припущення, що цей елемент може допомогти йоду в регулюванні гормонів щитовидної залози. Крім того, 211 At був використаний у мишей для допомоги у вивченні раку.

    VII. Зовнішні посилання

    • Грубе, Карл; Леффлер, Амос Дж. «Синтез галогенідів металів (ML)». Дж. Хем. Едук.1993, 70, А204.
    • У цьому відео представлена інформація про деякі фізичні властивості хлору, брому та йоду: http://www.youtube.com/watch?v=yP0U5rGWqdg
    • Наступне відео порівнює чотири галогени: фтор, хлор, бром і йод з точки зору хімічних реакцій і фізичних властивостей. http://www.youtube.com/watch?v=u2ogMUDBaf4
    • Колірний круг, на який посилається в тексті: http://www.wou.edu/las/physci/ch462/c-wheel.gif
    • Елсон, Джессі. «Параметр склеювання. III, Розчинність у воді та температури плавлення лужних галогенів». Дж. Хем. Едук. 1969, 46, 86.
    • Фессенден, Елізабет. «Структурна хімія інтергалогенних сполук». Дж. Хем. Едук. 1951, 28, 619.
    • Холбрук, Джек Б.; Сабрі-Грант, Ральф; Сміт, Баррі С.; Тандель, Тхакор В. «Решіткові ентальпії іонних галогенідів, гідридів, оксидів і сульфідів: другі електронні спорідненості атомарного кисню і сірки». Дж. Хем. Едук. 1990, 67, 304.
    • Кілдаль, Ніколас К. «Порядок визначення формул для простих p-блокових оксокислот.» Дж. Хем. Освіта. 1991, 68, 1001.
    • Ліпранді, Домінго А.; Рейнгеймер, Орландо Р.; Паредес, Хосе Ф.; L’Argentière, Pablo C. «Простий, безпечний спосіб підготовки галогенів та вивчення їх візуальних властивостей в технічній середній школі». Дж. Хем. Освіта. 1999 р. 76.
    • Лагідний, Террі Л. «Кислотність оксокислот: кореляція з розподілом заряду». Дж. Хем. Едук. 1992, 69, 270.

    Проблеми практики

    1. Чому фтор завжди має ступінь окислення -1 в своїх сполуках?
    2. Знайдіть ступінь окислення галогену в кожній задачі:
      1. HOCl
      2. КІО 3
      3. Ф 2
      1. температура кипіння і температура плавлення
      2. електронегативність
      3. енергія іонізації

      Відповіді

      1. Електронегативність збільшується протягом періоду і зменшується вниз по групі. Тому фтор має найвищу електронегативність з усіх елементів. Оскільки фтор має сім валентних електронів, йому потрібен лише один електрон для досягнення конфігурації благородного газу (вісім валентних електронів). Тому буде швидше витягнути електрон з сусіднього атома.
      2. дезінфекція води, пестицидів та лікарських засобів
        1. +1 (Водень має ступінь окислення +1, а кисень має ступінь окислення -2. Тому хлор повинен мати ступінь окислення +1, щоб загальний заряд міг дорівнювати нулю)
        2. +5 (Ступінь окислення калію дорівнює +1. Кисень має ступінь окислення -2, тому для цього з’єднання він становить -6 (-2 заряду х 3 атома= -6). Оскільки загальна ступінь окислення повинна бути нульовою, ступінь окислення йоду повинна бути +5).
        3. 0 (Стихійні форми завжди мають ступінь окислення 0.)
        1. збільшується
        2. зменшується
        3. зменшується

        Посилання

        1. Хілл, Грем та Джон Холман. Хімія в контексті. 5-е видання. Великобританія: Нельсон Торнс, 2000. 224-25 с.
        2. Петруччі, Ральф Х. Загальна хімія: принципи та сучасні застосування. 9-е изд. Нью-Джерсі: Пірсон Освіта Інк, 2007. 920-928.
        3. Верма Н.К., Капіла Б.М., Ханна С.К. Комплексна хімія XII. Нью-Делі: Публікації Лакшмі, 2007. 718-30.

        Recommended articles

        1. Article type Section or Page Show Page TOC No on Page
        2. Tags
          1. Astatine
          2. Atomic Radius
          3. boiling point
          4. boiling points
          5. Bromine
          6. chlorine
          7. diatomic molecules
          8. electron affinity
          9. electronegativity
          10. fluorine
          11. full octet
          12. Group 17
          13. Halogen Oxoacids
          14. Halogens
          15. hydrogen halides
          16. Iodine
          17. ionization energy
          18. isotopes
          19. melting point
          20. Melting points
          21. non-metallic elements
          22. periodic table
          23. Periodic trends
          24. radioactive
          25. reactivity
          26. source[1]-chem-31737
          27. source[translate]-chem-398968
          28. temperature
          29. valence electrons

          10.1: Група 17 Елементи – Галогени

          Мінеральний плавиковий шпат (також відомий як флюорит) складається в основному з фториду кальцію і був описаний в 1530 році Агріколою (рис. \(\PageIndex\) ) для його використання в якості флюсу. Флюси використовуються для сприяння плавленню металів або мінералів, і саме від цього використання фтор отримав свою назву. У 1670 році Генріх Шванхард виявив, що коли він змішував плавиковий шпат з кислотою, випаровування (фтористий водень) травляли окуляри, які він носив. Незважаючи на те, що багато дослідників досліджують хімію фтористого водню (HF), елементна форма фтору не була виділена до 1886 року, коли Анрі Муассан (рис. \(\PageIndex\) ) вивчав електроліз розчину гідрохлориду калію (KHF 2) в рідкому фториду водню (HF). Суміш була потрібна тому, що фтористий водень є непровідником. Пристрій було побудовано з платиновими/іридієвими електродами в платиновому тримачі, а апарат охолоджувався до −50 °С. Ілюстрація \(\PageIndex\) : Німецький письменник Георг Бауер (1494 – 1555), ім’я якого було латинізований Георгій Агрікола, був, швидше за все, першою людиною, яка була екологічною свідомою. Ілюстрація \(\PageIndex\) : Французький хімік Фердинанд Фредерік Анрі Муассан (1852 – 1907) був удостоєний Нобелівської премії за роботу з фтором. Генерація елементарного фтору з плавикової кислоти виявилася надзвичайно небезпечною, вбиваючи або засліплюючи кількох вчених, які намагалися ранні експерименти над цим галогеном. Жертви стали називатися мучениками фтору.

          хлор

          Археологічні дані показали, що хлорид натрію (відомий як кухонна сіль) використовувався ще в 3000 році до н.е., а розсіл (насичений водний розчин) ще в 6000 р. До н.е. Вважається, що соляна кислота, ймовірно, була відома алхіміку Джабіру ібн Хайяну (рис. \(\PageIndex\) ) близько 800 р. н.е., тоді як aqua regia (суміш азотної кислоти та соляної кислоти) почали використовувати для розчинення золота десь до 1400 року нашої ери. При розчиненні золота в акварегіоні виділяється хлорний газ разом з іншими нудотними та дратівливими газами. Ілюстрація \(\PageIndex\) : Портрет Абу Муси Джабіра ібн Хайяна (721 – 815 рр.) XV століття, також відомий під латинізованою назвою «Гербер». Він був хіміком, алхіміком, астрономом і астрологом, інженером, геологом, філософом, фізиком, фармацевтом і лікарем. Вперше хлор був підготовлений і вивчений у 1774 році Карлом Вільгельмом Шееле (рис. \(\PageIndex\) ), і тому йому приписують його відкриття, незважаючи на те, що він не зміг встановити хлор як елемент, помилково думаючи, що це був оксид, отриманий з соляної кислоти. Незалежно від того, що він вірив, Шеєле ізолював хлор, реагуючи MnO 2 (як мінеральний піролюзит) з HCl, (10.1.1). \[ \rm 4 HCl + MnO_2 \rightarrow MnCl_2 + 2 H_2O + Cl_2\] Ілюстрація \(\PageIndex\) : Шведський хімік Карл Вільгельм Шееле (1742 — 1786 рр.). Ісаак Азімов назвав його «важкою удачею Шееле», тому що він зробив ряд хімічних відкриттів перед іншими, яким, як правило, віддають заслугу.

          Бром

          Бром був відкритий самостійно двома хіміками Антуаном Баларом (рис. \(\PageIndex<5>\) ) в 1825 році і Карлом Якобом Левігом (рис. \(\PageIndex\) ) в 1826 році. Ілюстрація \(\PageIndex<5>\) : Французький хімік Антуан Жером Балар (1802 – 1876). Ілюстрація \(\PageIndex\) : Німецький хімік Карл Якоб Левіг (1803 – 1890). Балард знайшов бромідні солі в золі морських бур’янів з солончаків Монпельє. Морський бур’ян використовувався для отримання йоду, але також містив бром. Балард переганяють бром з розчину золи водоростей, насиченого хлором. Властивості отриманої речовини нагадували властивості проміжного продукту хлору та йоду; з цими результатами він намагався довести, що речовина є монохлоридом йоду (iCl), але, не зробивши цього, він був впевнений, що знайшов новий елемент і назвав його муридом, отриманим з Латинське слово muria для розсолу. На відміну від цього, Льовіг виділив бром з джерела мінеральної води в Бад-Кройцнаху. Левіг використовував розчин мінеральної солі, насиченої хлором, і витягнув бром з Et 2 O. Після випаровування залишилася коричнева рідина. На жаль, публікація його результатів була відкладена і Балард опублікував першим.

          Йод

          Йод був відкритий Бернардом Куртуа (рис. \(\PageIndex<7>\) ) в 1811 році, коли він знищував відходи виробництва селітри (КНО 3) під час виробництва пороху. Селітра, вироблена з французьких нітерних грядок, вимагала карбонату натрію (Na 2 CO 3), який можна було виділити з морських водоростей, вимитих на узбережжях Нормандії і Бретані. Для виділення карбонату натрію морські водорості спалювали, а потім золу промивали водою; решту відходів знищували додаванням сірчаної кислоти (H 2 SO 4). Після додавання занадто великої кількості кислоти Куртуа спостерігав хмару фіолетових парів, які кристалізувалися на холодних поверхнях, утворюючи темні кристали. Куртуа підозрював, що це новий елемент, але не вистачало грошей, щоб продовжувати його спостереження. Постачаючи зразки своїм друзям, Шарлю Десорму та Ніколасу Клементу, він сподівався, що його дослідження будуть продовжені. 29 листопада 1813 року Дерсорм і Клеман оприлюднили відкриття Куртуа, описавши субстанцію на засіданні Імператорського інституту Франції. Ілюстрація \(\PageIndex<7>\) : Французький хімік Бернар Куртуа (1777 – 1838).

          Астатину

          Існування ека-йоду було передбачено Менделєєвим (Рисунок \(\PageIndex\) ), але астатин був вперше синтезований в 1940 році Корсоном (рис. \(\PageIndex\) ), Маккензі (рис. \(\PageIndex\) ) і Segrè (рис. \(\PageIndex\) ) в Каліфорнійському університеті в Берклі шляхом бомбардування вісмуту альфа частинки. Ілюстрація \(\PageIndex\) : Російський хімік Дмитро Менделєєв (1834 – 1907). Ілюстрація \(\PageIndex\) : Фізик і президент Корнельського університету Дейл Корсон (1914 р. -). Ілюстрація \(\PageIndex\) : Фізик Кеннет Росс Маккензі (1912 – 2002). Ілюстрація \(\PageIndex\) : Італійський фізик Еміліо Сегре (1905 – 1989).

          достаток

          Таблиця \(\PageIndex\) : Велика кількість галогенів.

          ЕлементНаземне достаток (проміле)
          F950 (земна кора), 330 (грунт), 1,3 (морська вода), 6 х 10 -4 (атмосфера)
          Cl130 (земна кора), 50 — 2000 (ґрунт), 1,8 х 10 4 (морська вода)
          Br0,4 (земна кора), 5 — 40 (грунт), 65 (морська вода)
          Я0,14 (земна кора), 3 (грунт), 0,06 (морська вода), 60 х 10 -3 (атмосфера)
          ВСліди в деяких мінералах

          Ізотопи

          Природні рясні ізотопи галогенів наведені в табл \(\PageIndex<3>\) . Всі 33 ізотопи астатину радіоактивні.

          Таблиця \(\PageIndex\) : Велика кількість основних ізотопів галогенів.

          ІзотопПриродний достаток (%)
          Фтор-19100
          хлор-3575.77
          Хлор-36слід
          Хлор-3724.23
          Бром-7950.69
          Бром-8149.31
          Йод-127100%

          Хоча 19 F є єдиним природним рясним ізотопом фтору, синтетичний ізотоп, 18 F, має період напіврозпаду близько 110 хвилин і є комерційно важливим джерелом позитронів для позитронно-емісійної томографії (ПЕТ). ПЕТ – це техніка візуалізації ядерної медицини, яка виробляє 3-D зображення процесів всередині організму. Система виявляє пари γ-променів, що випромінюються побічно позитрон-випромінюючим радіонуклідом (трасером), який вводиться в організм на біологічно активній молекулі. Сліди радіоактивних 36 Cl існують у навколишньому середовищі приблизно на рівні 7 х 10 -11 %. 36 Cl виробляється в атмосфері при взаємодії космічних променів з 36 Ar. У землі 36 Cl генерується шляхом захоплення нейтронами 35 Cl або мюоном (елементарною частинкою, схожою на електрон) захопленням 40 Ca. 36 Cl розпадається з періодом напіврозпаду 308,000 років, що робить його придатним для геологічних датувань в діапазоні від 60 000 до 1 мільйона років. Однак через велику кількість 36 Cl, вироблених опроміненням морської води під час атмосферних детонацій ядерної зброї між 1952 і 1958 роками, він також подається до суду як маркер подій для води 1950-х років у ґрунті та грунтових водах. Йод має 37 ізотопів йоду, але тільки один, 127 I, стійкий. З радіоактивних ізотопів 129 I (період напіврозпаду 15,7 млн років) використовується для радіометричного датування перших 85 мільйонів років еволюції Сонячної системи. 129 I також є продуктом поділу урану та плутонію, і внаслідок переробки ядерного палива та випробувань атмосферної ядерної зброї природний сигнал був заболочений. Як наслідок, тепер його можна використовувати як простежувач розповсюдження ядерних відходів у навколишнє середовище. 129 Мене використовували в дослідженнях дощової води для відстеження продуктів поділу після Чорнобильської катастрофи. Через переважне поглинання йоду щитовидною залозою, ізотопи з коротким періодом напіврозпаду, такі як 131 I, можуть бути використані для абляції щитовидної залози, процедури, при якій радіоактивний йод вводять внутрішньовенно або перорально після діагностичного сканування. Ізотопи нижчої енергії 123 I і 125 I використовуються в якості простежувачів для оцінки анатомічної і фізіологічної функції щитовидної залози.

          Промислове виробництво.

          Промислове виробництво фтору передбачає електроліз фтористого водню (HF) в присутності фтористого калію (КФ), в ході якого на аноді утворюється газ фтору і на катоді утворюється газ водню (рис. \(\PageIndex<12>\) ). Фторид калію (KF) перетворюється на біфторид калію (KHF 2), (10.1.2), який є електролітом і проміжним продуктом для фтору та водню (10.1.3). \[ \rm HF + KF \rightarrow KHF_2 \] \[ \rm 2 KHF_2 \rightarrow 2 KF + 2 F_2 + H_2\] Малюнок \(\PageIndex<12>\) : Кімната фторних клітин в F2 Chemicals Ltd, Престон, Великобританія. ВЧ утворюється як побічний продукт виробництва фосфорної кислоти, оскільки фосфатсодержащие мінерали містять значну кількість фторидів кальцію, які при обробці сірчаною кислотою виділяють фтористий водень, (10.1.4). \[ \rm CaF_2 + H_2SO_4 \rightarrow 2 HF + CaSO_4\] Хлор, як правило, виготовляється шляхом електролізу розчину хлориду натрію (розсолу). Виробництво хлору призводить до отримання супутніх продуктів каустичної соди (гідроксид натрію, NaOH) і газ водню (Н 2). Хлор також може бути отриманий електролізом розчину хлористого калію, в цьому випадку побічними продуктами є водень і їдкий поташ (гідроксид калію). Існує три промислових методу екстракції хлору електролізом хлоридних розчинів, всі протікають однаковою реакцією на катоді, (10.1.5), і анодом, (10.1.6), які призводять до загальної реакції, (10.1.7), де М = Na або K. \[ \rm 2 H^+_ + 2 e^- \rightarrow H_\] \[ \rm 2 Cl^-_ \rightarrow Cl_ + 2 e^-\] \[ \rm 2 MCl + 2 H_2O \rightarrow Cl_2 + H_2 + 2 MOH\] Бром існує виключно як бромідні солі в земній корі, однак внаслідок вилуговування в морській воді накопичилися бромідні солі, але в меншій концентрації, ніж хлорид. Більшість брому виділяють з багатих бромом розсолів, які обробляють газом-хлором, промиваючи повітрям. При цій обробці бромідні аніони окислюються до брому газом хлором (10.1.8). \[ \rm 2 Br^- + Cl_2 \rightarrow 2 Cl^- + Br_2\] Для комерційного виробництва використовуються два основних джерела йоду: каліш (затверділе осадове родовище карбонату кальцію, знайдене в Чилі) та йод, що містять розсолі газових і нафтових родовищ в Японії та США. Каліш містить нітрат натрію (NaNO 3); в якому виявлені сліди йодату натрію (NaO 3) і йодиду натрію (NaI). Під час виробництва нітрату натрію екстрагують йодат натрію і йодид. Йод, отриманий з розсолу, передбачає підкислення сірчаною кислотою з утворенням йодиду водню (HI), який потім окислюється до йоду з хлором (10.1.9). Водний розчин йоду концентрується шляхом пропускання повітря через розчин, в результаті чого йод випаровується. Потім розчин йоду повторно відновлюють діоксидом сірки, (10.1.10). Сухий йодид водню (HI) вступає в реакцію з хлором для осаду йоду (10.1.11). \[ \rm 2 HI_ + Cl_2 \rightarrow I_ + 2 HCl_\] \[ \rm I_2 + 2 H_2O + SO_2 \rightarrow 2 HI + H_2SO_4\] \[ \rm 2 HI + Cl_2 \rightarrow I_2 \downarrow + 2 HCl\]

          Фізичні властивості

          Фізичні властивості галогенів (таблиця \(\PageIndex<4>\) ) охоплюють гази (F 2 і Cl 2), рідину (Br 2), неметалічну тверду речовину (I 2) та металевий метал (At).

          Таблиця \(\PageIndex\) : Вибрані фізичні властивості галогенів.

          ЕлементМп (°C)Ап (°C)Щільність (г/см3)
          F-219.62-188.121.7 х 10 -3 при 0 °C, 101 кПа
          Cl-101.5-34.043,2 х 10 -3 при 0 °C, 101 кПа
          Br-7.258.83.1028 (рідкий)
          Я113,7184.34.933
          В302337бл. 7

          Реактивність

          Всі галогени мають високу реакцію і є наслідком стабільності Х – іона є сильними окислювачами (табл. \(\PageIndex<5>\) ).

          Таблиця \(\PageIndex\) : Електрохімічний потенціал відновлення галогенів.

          ЗменшенняПотенціал зниження (V)
          Ф 2 + 2 е – → 2 Ф –2.87
          Сл 2 + 2 е – → 2 Кл –1.36
          Бр 2 + 2 е – → 2 кімн –1.07
          I 2 + 2 е – → 2 I –0,53
          ПОПЕРЕДЖЕННЯ

          Елементарний фтор (газ фтору) є високотоксичним, корозійним окислювачем, який може спричинити займання органічного матеріалу. Газ фтору має характерний різкий запах, який можна виявити в концентраціях до 20 ppb. Оскільки він настільки реактивний, всі матеріали конструкції повинні бути ретельно підібрані, а металеві поверхні повинні бути пасивовані. У високих концентраціях розчинні солі фтору також токсичні, а контакт шкіри або очей з високими концентраціями багатьох солей фтору небезпечний.

          Використання хлору в якості зброї

          Газ хлору, також відомий як бертоліт, вперше був використаний як зброю в Першій світовій війні Німеччиною 22 квітня 1915 року у Другій битві при Іпрі. Близько 5:00 вечора 22 квітня 1915 року німецька армія випустила сто шістдесят вісім тонн хлорного газу на фронті 4 миль проти французьких і колоніальних марокканських і алжирських військ французьких 45-ї та 78-ї дивізій (рис. \(\PageIndex\) ). Напад передбачав масові матеріально-технічні зусилля, оскільки німецькі війська перевезли 5730 балонів хлорного газу вагою дев’яносто фунтів кожен, на фронт рукою. Німецькі солдати також відкривали балони вручну, спираючись на переважаючі вітри, щоб нести газ до ворожих ліній. Через такого способу розгону велика кількість німецьких солдатів було поранено або вбито в процесі здійснення нападу. Приблизно 6000 французьких і колоніальних військ загинули протягом десяти хвилин в Іпрі, насамперед від асфіксії і подальшого пошкодження тканин в легенях. Ще багато були засліплені. Газ хлору утворює соляну кислоту при поєднанні з водою, руйнуючи вологі тканини, такі як легені та очі. Газ хлору, будучи щільніше повітря, швидко заповнював окопи, змушуючи війська вилазити в сильний ворожий вогонь. Малюнок \(\PageIndex\) : Газова атака Другої битви при Іпрі. Як описано солдатами, він мав характерний запах суміші між перцем і ананасом. Він також скуштував металевий і вжалив задню частину горла та грудну клітку. Пошкодження, нанесені газом хлору, можна запобігти протигазом або іншим методом фільтрації, що робить смертельні випадки від атаки хлорним газом набагато нижчими, ніж у іншої хімічної зброї. Використання в якості зброї було піонером Фріца Хабера (рис. \(\PageIndex\) ) з Інституту кайзера Вільгельма в Берліні у співпраці з німецьким хімічним конгломератом IG Farben, який розробив методи скидання хлорного газу проти укоріненого ворога. Стверджується, що роль Хабера у використанні хлору як смертоносної зброї привела його дружину Клару Іммервер до самогубства. Після його першого використання хлор використовувався обома сторонами як хімічна зброя (рис. \(\PageIndex\) ), але незабаром його замінили більш смертоносні гази фосген і гірчичний газ. Ілюстрація \(\PageIndex\) : Німецький вчений і лауреат Нобелівської премії Фріц Хабер (1868 – 1934). Малюнок \(\PageIndex\) : Атака отруйним газом, у Першій світовій війні

          парова фаза

          Всі галогени утворюють димери X 2 в паровій фазі аналогічно водню. На відміну від дигідрогену, однак, зв’язок пов’язаний з молекулярно-орбітальною комбінацією двох p-орбіталів (рис. \(\PageIndex\) ). Довжини зв’язку і енергії наведені в табл \(\PageIndex\) . Малюнок \(\PageIndex\) : Молекулярна орбітальна діаграма для формування F 2.

          Таблиця \(\PageIndex\) : Довжини зв’язку і енергії для галогенів.

          ЕлементДовжина облігації (Å)Енергія (кДж/моль)
          Ф 21.42158
          Сл 21,99243
          Бр 22.29193
          Я 22.66151

          Твердотільний

          Йод кристалізується в орторомбічному просторі групи Cmca (рис. \(\PageIndex<17>\) ). У твердому стані I 2 молекули все ще містять короткий I-I зв’язок (2,70 Å). Малюнок \(\PageIndex<17>\) : Твердотільна структура I 2.

          Сполуки галогенів.

          У хімії галогенів переважає стабільність -1 ступеня окислення і конфігурація благородних газів Х – аніон.

          Стан окислення

          Використання ступеня окислення для фтору майже безглуздо, оскільки, як найбільш електронегативний елемент, фтор існує у ступені окислення -1 у всіх його сполуках, за винятком елементарного фтору (F 2), де ступінь окислення за визначенням дорівнює нулю. Незважаючи на загальне визнання того, що галогенні елементи утворюють асоційований галогенідний аніон (Х – ), сполуки зі ступенями окислення +1, +3, +4, +5 і +7 є загальними для хлору, брому і йоду (табл. \(\PageIndex\) ).

          Таблиця \(\PageIndex\) : Приклади багаторазових ступенів окислення галогенів.

          Елемент-1+1+3+4+5+7
          ClHClCLFКл 3, ХЛО 2КЛО 2КФ 5, КЛ 3 –ХЛО 4
          BrHBrBrClБрФ 3Бар 2 О 4БрФ 5, бРО 3 –БРО 4 –
          ЯПРИВІТiClІФ 3, iCl 3У 2 З 4ІО 3 –ІО 4 –

          Бібліографія

          • Агрікола, Де Ре Металіка, Дувр Публікації, Великобританія (1950)
          • Кріст К.М., Inorg. Хім. , 1986, 25, 3721.

admin

You May Also Like

Your copyright text here !