Halogenene fluor F, klor C1, brom Br, jod I er elementer i VILA-gruppen. Elektronisk konfigurasjon av valensskallet til halogenatomer i grunntilstanden ns 2 np 5. Tilstedeværelsen av fem elektroner i den ytre p-orbitalen, inkludert en uparet, er årsaken til den høye elektronaffiniteten til halogener. Tilsetning av et elektron fører til dannelse av halogenidanioner (F-, Cl-, Br-, I-) med et stabilt 8-elektronskall av nærmeste edelgass. Halogener er distinkte ikke-metaller.

Det mest elektronegative elementet, fluor, har bare en oksidasjonstilstand i forbindelser - 1, siden det alltid er en elektronakseptor. Andre halogener i forbindelser kan ha oksidasjonstilstander fra -1 til +7. De positive oksidasjonstilstandene til halogener er forårsaket av overgangen av deres valenselektroner til frie d-orbitaler på det ytre nivået (avsnitt 2.1.3) når de danner bindinger med mer elektronegative elementer.

Halogenmolekylene er diatomiske: F 2, C1 2, Br 2, I 2. Under standardforhold er fluor og klor gasser, brom er en flyktig væske (Tbp = 59 °C), og jod er et fast stoff, men det sublimerer lett (forvandles til en gassform, utenom flytende tilstand).

Redoksegenskaper. Halogener er sterke oksidasjonsmidler, som reagerer med nesten alle metaller og mange ikke-metaller:

Fluor viser spesielt høy kjemisk aktivitet, som ved oppvarming reagerer selv med edelgassene xenon, krypton og radon:

Den kjemiske aktiviteten til halogener avtar fra fluor til jod, siden med økende atomradius reduseres halogeners evne til å feste elektroner:

Jo mer aktive halogen fortrenger alltid det mindre aktive fra dets forbindelser med metaller. Dermed fortrenger fluor alle andre halogener fra deres halogenider, og brom fortrenger bare jod fra jodider:

De forskjellige oksidative egenskapene til halogener er også manifestert i deres effekt på kroppen. Gassformig klor og fluor er på grunn av sine meget sterke oksiderende egenskaper kraftige giftige stoffer som forårsaker alvorlig skade på lunger og slimhinner i øyne, nese og strupehode. Jod er et mildere oksidasjonsmiddel som har antiseptiske egenskaper, så det er mye brukt i medisin.

Forskjeller i redoksegenskapene til halogener vises også når de samhandler med vann. Fluor oksiderer vann, med reduksjonsmidlet som oksygenatomet til vannmolekylet:

Samspillet mellom andre halogener og vann er ledsaget av redoks-dismutasjon av deres atomer. Når klor reagerer med vann, reduseres et av atomene i klormolekylet, som får et elektron fra et annet atom, og det andre kloratomet, som gir fra seg et elektron, oksideres. Dette skaper klorvann, som inneholder hydrogenklorid (saltsyre) og hypoklorsyre (hypoklorsyre):
Reaksjonen er reversibel, og dens likevekt er sterkt forskjøvet til venstre. Hypoklorsyre er ustabil og brytes lett ned, spesielt i lys, med dannelse av et veldig sterkt oksidasjonsmiddel - atomært oksygen:

Klorvann inneholder således i forskjellige konsentrasjoner tre oksidasjonsmidler med forskjellig oksidasjonsevne: molekylært klor, hypoklorsyre og atomært oksygen, summen av disse kalles ofte. "aktivt klor".

Det resulterende atomære oksygenet bleker fargestoffer og dreper mikrober, noe som forklarer den blekende og bakteriedrepende effekten av klorvann.

Hypoklorsyre er et sterkere oksidasjonsmiddel enn klorgass. Det reagerer med organiske forbindelser RH både som oksidasjonsmiddel og som kloreringsreagens:

Derfor, når drikkevann som inneholder organiske stoffer som urenheter er klorert, kan de bli til mer giftige klororganiske forbindelser RC1. Dette bør definitivt tas i betraktning når man utvikler vannrensemetoder og deres anvendelse.

Når alkali tilsettes klorvann, skifter likevekten til høyre på grunn av nøytralisering av hypoklor- og saltsyre:
Den resulterende løsningen av en blanding av salter, kalt Javel vann, brukes som bleke- og desinfeksjonsmiddel. Disse egenskapene skyldes det faktum at kaliumhypokloritt under påvirkning av CO2 + H 2 0 og som et resultat av hydrolyse omdannes til ustabil hypoklorsyre, og danner atomisk oksygen. Som et resultat ødelegger Javel-vann fargestoffer og dreper mikrober.
Når gassformig klor virker på våtlesket kalk Ca(OH) 2, får man en blanding av saltene CaCl 2 og Ca(0C1) 2, kalt blekemiddel:
Klorid av kalk kan betraktes som et blandet kalsiumsalt av saltsyre og hypoklorsyre CaCl(OCl). I fuktig luft frigjør blekemiddel, som interagerer med vann og karbondioksid, gradvis hypoklorsyre, som gir dens blekende, desinfiserende og avgassende egenskaper:

Når blekemiddel utsettes for saltsyre, frigjøres fritt klor:

Ved oppvarming spaltes hypoklorsyre som et resultat av redoks-disproporsjonering for å danne saltsyre og perklorsyre:

Når klor føres gjennom en varm alkaliløsning, slik som KOH, dannes kaliumklorid og kaliumklorat KClO 3 (Bertholletsalt):

Oksydasjonsevnen til anioner av oksygenholdige klorsyrer i vandige løsninger i serien СlO - - СlO4(-) reduseres til tross for økningen i oksidasjonsgraden av klor i dem:

Dette forklares med en økning i stabiliteten til anioner i denne serien på grunn av økt delokalisering av deres negative ladning. Samtidig er LiC10 4 og KClO 4 perklorater i tørr tilstand ved høye temperaturer sterke oksidasjonsmidler og brukes til mineralisering av ulike biomaterialer ved bestemmelse av de uorganiske komponentene de inneholder.

Halogenanioner (unntatt F-) er i stand til å donere elektroner, så de er reduksjonsmidler. Når radiusen deres øker, øker den reduserende evnen til halogenid-anioner fra kloridanion til jodidanion:

Således oksideres hydrojodsyre av atmosfærisk oksygen allerede ved normal temperatur:

Saltsyre oksideres ikke av oksygen, og derfor er kloridanion stabilt under kroppsforhold, noe som er svært viktig fra et fysiologisk og medisinsk synspunkt.

Syre-base egenskaper. Hydrogenhalogenider HF, HC1, HBr, HI, på grunn av polariteten til molekylene deres, er svært løselige i vann. I dette tilfellet oppstår hydrering av molekylene, noe som fører til at de dissosieres med dannelsen av hydratiserte protoner og halogenidanioner. Styrken til syrer i seriene HF, HC1, HBr, HI øker på grunn av en økning i radius og polariserbarhet av anioner fra F- til I-.

Saltsyre, som en komponent i magesaft, spiller en viktig rolle i fordøyelsesprosessen. Hovedsakelig på grunn av saltsyre, hvis massefraksjon i magesaft er 0,3 %, opprettholdes pH i området fra 1 til 3. Saltsyre fremmer overgangen av pepsinenzymet til dets aktive form, noe som sikrer fordøyelsen av proteiner på grunn av hydrolytisk spaltning av peptidbindinger med dannelse av forskjellige aminosyrer:

Bestemmelsen av innholdet av saltsyre og andre syrer i magesaft ble diskutert i avsnitt. 8.3.3.

I serien av oksygenholdige syrer av klor, øker styrken til syrene ettersom dens oksidasjonstilstand øker.

Dette skyldes en økning i polariteten til O-H-bindingen på grunn av et skifte i elektrontettheten mot kloratomet, samt på grunn av en økning i stabiliteten til anionene.

Komplekserende egenskaper. Halogenanioner har en tendens til å danne komplekser som ligander. Stabiliteten til halogenidkomplekser avtar vanligvis i rekkefølgen F- > Cl- > Br- > > I-. Det er prosessen med kompleksdannelse som forklarer den toksiske effekten av fluoranioner, som ved å danne fluorkomplekser med metallkationer inkludert i enzymenes aktive sentrene undertrykker deres aktivitet.
Jodmolekylet viser interessante kompleksdannende egenskaper. Dermed øker løseligheten av molekylært jod i vann kraftig i nærvær av kaliumjodid, som er assosiert med dannelsen av et komplekst anion

Den lave stabiliteten til dette komplekse ionet sikrer tilstedeværelsen av molekylært jod i løsning. Derfor, i medisin, brukes en vandig løsning av jod med tilsetning av KI som et bakteriedrepende middel. I tillegg danner molekylært jod inklusjonskomplekser med stivelse (avsnitt 22.3) og polyvinylalkohol (blått jod). I disse kompleksene fyller jodmolekyler eller deres assosiasjoner med jodidanioner kanalene dannet av den spiralformede strukturen til de tilsvarende polyhydroksypolymerene. Inklusjonskomplekser er ikke veldig stabile og er i stand til gradvis å frigjøre molekylært jod. Derfor er et medikament som blått jod et effektivt, men mildt, langtidsvirkende bakteriedrepende middel.

Biologisk rolle og bruk av halogener og deres forbindelser i medisin. Halogener i form av ulike forbindelser er en del av levende vev. I kroppen har alle halogener en oksidasjonstilstand på 1. Samtidig eksisterer klor og brom i form av hydratiserte Cl- og Br- anioner, og fluor og jod er en del av vannuløselige biosubstrater:

Fluorforbindelser er komponenter i beinvev, negler og tenner. Den biologiske effekten av fluor er først og fremst assosiert med problemet med tannsykdommer. Fluoridanionet, som erstatter hydroksydionet i hydroksyapatitt, danner et lag med beskyttende emalje fra fast fluorapatitt:

Fluorering av drikkevann til en fluorionkonsentrasjon på 1 mg/l og tilsetning av natriumfluorid til tannkrem reduserer tannkaries i befolkningen betydelig. Samtidig, når konsentrasjonen av fluoranion i drikkevann er over 1,2 mg/l, øker skjørheten til bein og tannemaljen og det oppstår generell utmattelse av kroppen, kalt fluorose.

Kloridanioner gir ioniske strømmer gjennom cellemembraner, deltar i å opprettholde osmotisk homeostase og skaper et gunstig miljø for virkning og aktivering av protolytiske enzymer i magesaft.

Bromidanioner i menneskekroppen er hovedsakelig lokalisert i hypofysen og andre endokrine kjertler. Tilstedeværelsen av et dynamisk forhold mellom innholdet av bromid og kloridanioner i kroppen er etablert. Dermed fremmer det økte innholdet av bromidanioner i blodet rask frigjøring av kloridanioner fra nyrene. Bromider er lokalisert hovedsakelig i den intercellulære væsken. De forbedrer hemmende prosesser i nevronene i hjernebarken, og derfor brukes kalium-, natrium- og bromokamferbromider i farmakologi.

Jod og dets forbindelser påvirker syntesen av proteiner, fett og hormoner. Mer enn halvparten av mengden jod er i skjoldbruskkjertelen i en bundet tilstand i form av skjoldbruskkjertelhormoner. Ved utilstrekkelig inntak av jod i kroppen utvikler endemisk struma. For å forhindre denne sykdommen tilsettes NaI eller KI til bordsalt (1-2 g per 1 kg NaCl). Dermed er alle halogener nødvendige for normal funksjon av levende organismer.

Kapittel 13

Biologisk betydning
og bruk av halogener
og deres forbindelser

9. klasse

Mål. Pedagogisk. Fremme kollektivisme, miljøkultur og hverdagskompetanse hos studenter.

Pedagogisk: utvikling av evnen til å trekke konklusjoner, identifisere det vesentlige, utvikling av logisk tenkning.

Pedagogisk: Studentene skal kjenne til den biologiske rollen til halogener, bruken av halogener og deres forbindelser.

Leksjon i henhold til programmet til Gabrielyan O.S. kombinert, med elementer av å studere nytt stoff, i form av samtale, gruppearbeid.

Utstyr. Prøver av tannkrem, teflonprodukter, plast, medisiner, fotopapir, kort med halogensymboler.

Motto:Mennesket er fremtidens skaper!

UNDER KLASSENE

Organisering av tid

Lærer. Hvilke elementer dekket vi i de siste leksjonene?

Studenter. Halogener.

Lærer. Hva har vi lært om halogener?

Studenter. Struktur, egenskaper.

Lærer. Hva er fortsatt uutforsket?

Studenter. Søknad, oppdagelseshistorie.

Lærer. Temaet for leksjonen vår...(studentene formulerer selv temaet: «Biologisk betydning og anvendelse av halogener og deres forbindelser») . Vi trenger litt av kunnskapen din.

Spørsmål deles ut på papirlapper som elevene besvarer skriftlig.

Spørsmål for å oppdatere kunnskap

1) List opp halogenene, og angi atomnummer og relativ atommasse for hver.

2) Fortsett frasen: "Halogenmolekyler består av..."

3) Hvilken oksidasjonstilstand er typisk for halogener?

4) Hvordan endres radiusen til atomene i halogenundergruppen?

5) Hvordan endres de oksiderende egenskapene fra fluor til astatin?

Svar for egenvurdering av kunnskap av studenter.

1) F – nr. 9, A r= 19; Cl – nr. 17, A r = 35,5;

Br – nr. 35, A r= 80; I – nr. 53, A r = 127;

På – nr. 85, A r = 210.

2) To atomer.

4) Øker fra fluor til astatin.

5) Redusert.

Lærer. Hvis du ikke visste noe, korriger deg selv, husk det.

Motivasjon

Lærer (peker på prøver av tannkrem, teflonprodukter, medisiner). Hva tror du fungerer i disse ofte brukte materialene?

Studenter. Halogener.

Lærer. Det er interessant å lære mer om bruken av halogener og deres forbindelser.

Gruppearbeid

I arbeidsbøkene sine deler elevene arket i to kolonner:

1) Hva vet jeg om betydningen og anvendelsen av halogener og deres forbindelser?

2) Hva nytt lærte du om betydningen og anvendelsen av halogener og deres forbindelser?

Klassen er delt inn i grupper etter læringsmotivasjonens natur, egenskaper ved intellektuell utvikling, nivå av viljeutvikling, selvregulering, oppmerksomhet og prestasjonsgrad. Arbeid i grupper med tekster om halogener: lag et hefte om din representant for halogenfamilien etter planen.

1) Tittelsiden skal ikke bare gjenspeile tittelen på emnet, men også være av interesse.

2) Den siste siden skal inneholde navnene på forfatterne.

3) På fire sider av heftet gjenspeiler den biologiske betydningen av halogen og dets forbindelser, miljøproblemer knyttet til dette halogenet, bruken av halogen og dets forbindelser i industri, landbruk, medisin og hverdagsliv.

4) Du kan reflektere i heftet historien til oppdagelsen av elementet.

5) Heftet kan også inneholde bilder, tegninger, diagrammer etter eget skjønn.

Sosialisering – utveksling av informasjon, diskusjon, skriving i notatbok.

T e ks ts

Dette elementet ble spådd av D.I. Mendeleev under navnet ekiodo og ble det andre (etter technetium) syntetiserte element. Syntesen ble utført av amerikanske forskere D. Corson, K. McKenzie og E. Segre (1940) ved bruk av kjernefysisk reaksjon:

Det er i dag 24 kjente kunstige isotoper av astatin. De er alle kortvarige (derav navnet på elementet: på gresk betyr det ustabilt). Den mest stabile isotopen - dens halveringstid er ca 8 timer I egenskapene ligner astatin på både jod og polonium, bly har uttalte metalliske egenskaper.

Atomene til alle isotoper av det tyngste halogenet er svært ustabile. Kjernene deres gjennomgår raskt radioaktivt forfall, så det er ekstremt lite astatin i jordskorpen (ifølge de mest optimistiske estimatene, bare ~30 g), og egenskapene forblir dårlig forstått.

Yod var stolt av sin skjønnhet,
Det var solid, men det fordampet.
Lilla som natten
Han skyndte seg langt unna.

Jod ble oppdaget av den franske kjemikeren B. Courtois i 1811. Forskeren observerte utseendet av fiolette damper med en lukt som ligner lukten av klor når konsentrert svovelsyre virket på tangaske.

Navnet jod er avledet fra det greske ordet for fargen på fiolett, fiolett.

Jod er dårlig løselig i vann, men mye bedre i alkohol og mange andre organiske løsemidler. En alkoholløsning av jod er mye brukt til å desinfisere små sår på huden.

Jod spiller en enestående rolle i kroppen vår. Det sikrer normal funksjon av skjoldbruskkjertelen, som spesielt en persons evne til å utføre mentalt arbeid avhenger av. Mikromengder jod kommer inn i kroppen med mat, drikkevann og enkelte matvarer (spesielt av marin opprinnelse). I Nizhny Novgorod-regionen lider folk av jodmangel - det er for lite av det i drikkevann. For å kompensere for jodmangel brukes jodisert salt - bordsalt, som spormengder av natrium- eller kaliumjodid er tilsatt i fabrikken.

For å beskytte skjoldbruskkjertelen mot akkumulering av atomer av radionuklid 131 I, som dannes under driften av en atomreaktor og kan slippes ut i atmosfæren som følge av en ulykke, anbefaler leger å drikke et glass melk som en dråpe medisinsk jodtinktur er tilsatt. Volumet av skjoldbruskkjertelen er veldig lite, og denne mengden jod er nok til å mette den og frata den evnen til å absorbere ytterligere jod som kommer inn i kroppen i en uke. Etter eksplosjonen ved atomkraftverket i Tsjernobyl i vårt land var det heldigvis ikke en eneste ulykke ledsaget av utgivelsen av 131 I i miljøet.

Jod brukes til dyprensing av metaller og stoffsyntese.

Brom sølt ut i havet,
Skjønt stinkende, men rosenrød.
Han slo seg selv truende i brystet:
"Jeg er en brom! Ikke hvem som helst!..."

Brom kommer fra det greske ordet for stank.

I 1825 isolerte den franske kjemikeren A. J. Balard brom fra tangaske ved å behandle det med konsentrert svovelsyre og pyrolusitt (MnO 2).

Brom er en tung mørk rød væske* ( = 3,1055 g/cm3), som danner gulbrune damper med en skarp lukt som kan forårsake skade på luftveiene. Når flytende brom kommer på huden, dannes det svært smertefulle brannskader og vanskelig å helbrede sår.

Brom oppbevares i flasker med malt glasspropper. Du kan arbeide med brom kun under trekkraft, iført maske (briller) og gummihansker. Hvis det kommer brom på huden din, vask raskt det berørte området med alkohol, rikelig med vann og deretter gjentatte ganger med en 2 % natronoppløsning. Hvis du ved et uhell inhalerer bromdamp, må du inhalere dampen fra en 2 % ammoniakkløsning, og deretter oksygen eller frisk luft.

Kilden til brom i industrien er vannet i noen innsjøer.

Den fysiologiske rollen til brom i kroppen er ubetydelig. Alle har hørt at leger skriver ut brom som et beroligende middel. Det er tydelig at vi ikke snakker om det enkle stoffet brom (brom er veldig giftig). Pasienter foreskrives en løsning av natrium- eller kaliumbromid.

Linser, bønner og ertebelger er rike på brom. Hos dyr finnes brom i blodet, cerebrospinalvæsken, hypofysen og binyrene.

Sølvbromid brukes i fotografering. Natriumbromid tilsettes garveluter for å produsere hardere skinn. Gjennomsiktige KBr-krystaller brukes til å lage linser som perfekt overfører infrarøde stråler og brukes i nattsynsenheter.

Litiumbromid forhindrer korrosjon i kjøleenheter, dehydrerer mineraloljer og hjelper til med klimaanlegg.

Bromindigo er mye brukt i tekstilindustrien, som produserer en hel rekke lyse og rene farger fra blått til rødt.

Klor utgjør 0,017 % av massen til jordskorpen. Klor er en del av mineralet halitt (NaCl), sylvin (KCl), sylvinitt (NaCl KCl) og andre.

Chlorus skrøt:

«Jeg har ingen like!
Halogen er det viktigste.
Jeg liker ikke å snakke forgjeves:
Jeg vil bleke alt i verden!"

Klor fra gresk betyr gulgrønn.

I 1774 oppnådde den svenske kjemikeren K. Scheele klor ved å varme opp mineralet pyrolusitt MnO 2 med konsentrert saltsyre.

Klor produseres industrielt ved elektrolyse av en vandig løsning av natriumklorid:

Det er ikke økonomisk lønnsomt å produsere klor ved elektrolyse av kloridsmelter. I laboratoriet, for å produsere klor, bruker de oksidasjon av konsentrert saltsyre med sterke oksidasjonsmidler:

14HCl + K2Cr2O7 = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O.

Kokepunktet for klor er –33,97 °C; klor er en grønngul gass med en skarp lukt, 2,5 ganger tyngre enn luft; ved forhøyet trykk blir det flytende (gul væske) allerede ved romtemperatur, så det er praktisk å transportere og lagre det i flytende form i sylindere. Klorsylindere er malt grønne.

Løseligheten av klor i vann er lav.

Løsningen som oppnås ved å absorbere 2,5 volumer Cl 2 med ett volum vann kalles klorvann.

Når gassinnholdet i luften er ubetydelig, når bare en svak lukt merkes, virker klor desinfiserende. Men langvarig innånding av luft med klorinnhold over 0,01 mg/l forårsaker alvorlig irritasjon av slimhinnene i luftveiene, svie i munnen og hoste, og fører noen ganger til død ved kvelning.

Klor tilhører gruppen av kvelningsmidler. Det var det første kjemiske krigføringsmiddelet som ble brukt av tyskerne under første verdenskrig. Effekten av giftige stoffer på kroppen varierer. Noen, som klor, påvirker først og fremst luftveiene, andre, som kloropicrin Cl 3 CNO 2, påvirker først og fremst øynene og forårsaker alvorlig tåreflåd (tåredannelsesgiftige stoffer), noen, som sennepsgass (C 2 H 4 Cl) 2 S og lewisitt CHCl= CHAsCl 2 forårsaker abscesser på huden (blære giftige stoffer). En skadevirkning kan også bestå i å forgifte kroppen med et stoff, for eksempel fosgen COCl 2, som trenger inn i blodet gjennom slimhinnene (giftige giftstoffer).

Komplekse giftige stoffer, sammen med klor, brukes i landbruket for å kontrollere skadedyr. For å ødelegge for eksempel gophers, føres klor fra en sylinder inn i hullet i 1–2 s; deretter holdes hullet lukket i omtrent et minutt.

Klor ble først brukt i medisin. En løsning av CaCl(OCl) i vann - blekemiddel - ble anbefalt som desinfeksjonsmiddel for leger og medisinstudenter når de arbeider i likhus.

Ved å bruke forbindelser som inneholder klor, blekes bomull, linstoffer og cellulose (i henholdsvis tekstil- og papirindustrien) enkelt og raskt. Faktisk, før utseendet til disse forbindelsene, i noen europeiske, spesielt nordlige, land, om våren, ble felt og enger dekket med linstoffer, som under påvirkning av sollys og andre naturlige faktorer fikk den nødvendige hvitheten. For engbleking ble stoffer fra England til og med sendt til Holland, og kjøpmenn fra den franske byen Bordeaux eksporterte stoffer til de afrikanske kystene.

Klor desinfiserer vann.

I ikke-jernholdig metallurgi utvinnes noen metaller (titan, niob, tantal) fra malm ved klorering.

En voksens daglige behov for klor (2–4 g) dekkes gjennom matvarer.

Brød, kjøtt og meieriprodukter er spesielt rike på klor. Klor spiller en viktig rolle i kroppen; kloridioner bidrar til vevetensjon av vann under vann-saltmetabolisme.

Den maksimale massefraksjonen av HCl i en løsning av saltsyre ved romtemperatur er ~36%. Frigjøring av HCl-damp til atmosfæren fører til alvorlig korrosjon av stålprodukter, men glassutstyr er stabilt. Teknisk saltsyre er ofte gulfarget på grunn av tilstedeværelsen av jernforbindelser i den. Konsentrert HCl brukes noen ganger i hverdagen for å rense vasker og fjerne rust.

Av stor praktisk betydning er hypokloritter - salter av hypoklorsyre HOCl, som inneholder et kloratom i oksidasjonstilstanden +1. Spesielt viktig er natriumhypoklorittene NaOCl og kalium KOCl, som inngår i mange rengjørings- og blekepastaer og -pulvere, samt blekemiddel CaCl (ОCl) - blekemiddel. Den blekende og desinfiserende effekten av hypokloritt og blekemiddel forklares av de meget sterke oksidasjonsegenskapene til hypoklorittionen OCl – og oksidet Cl 2 O, som inneholder et kloratom i oksidasjonstilstanden +1.

Kloridioner er en del av magesaft og deltar i ulike intracellulære prosesser. Disse ionene kommer inn i kroppen vår i tilstrekkelige mengder med mat. Bordsalt fungerer som et smakstilsetningsstoff og er ikke nødvendig for normal funksjon av kroppen. Videre mener leger at overflødig salt i maten bidrar til utviklingen av mange sykdommer (primært hjerte- og karsykdommer), og foreskriver ofte saltfrie dietter til pasienter. Når du koker kjøttkraft, for eksempel, anbefaler kokebøker å tilsette salt med en hastighet på en teskje salt per liter vann.

Klor i oksidasjonstilstand +3 tilsvarer ustabil klorsyre HClO 2, hvis salter kalles kloritt. Kloritter viser ganske sterke oksiderende egenskaper. Den viktigste er natriumkloritt NaClO 2. Det brukes i veibygging - det drysses på sprekker i asfaltdekket for å forhindre vekst av ulike ugress i disse sprekkene, hvis røtter raskt ødelegger asfalten.

Oksydasjonstilstanden til klor +5 tilsvarer sterk perklorsyre HClO 3 og dens salter - klorater. Det velkjente bertholletsaltet - kaliumklorat KClO 3 - er stabilt under lagring, men dets blandinger med mange organiske materialer er eksplosive. Det er uakseptabelt å jobbe med eksplosiver hjemme; en eksplosjon kan oppstå ved ganske enkelt å røre i blandingen.

I oksidasjonstilstanden +7 danner klor meget sterk perklorsyre HClO 4 og dens salter - perklorater. Stabile, for eksempel magnesiumperklorat Mg(ClO 4) 2, brukes noen ganger som et gass-tørkemiddel; Ammoniumperklorat NH 4 ClO 4 brukes som oksidasjonsmiddel i fast rakettbrensel.

Kloroform (triklormetan) CHCl 3 er en fargeløs, gjennomsiktig, tung, mobil, flyktig væske med en karakteristisk søtlig lukt og skarp smak. Vanskelig å løse opp i vann. Blander i alle proporsjoner med alkohol, bensin og eteriske oljer. Kloroform ble først syntetisert av J. Liebig i 1831. Imidlertid forble den narkotiske effekten av kloroform ukjent i flere år. Først i 1848 i England ble kloroform brukt til generell anestesi under kirurgiske operasjoner, og i Russland ble kloroform først brukt til dette formålet av N.I. Pirogov. Kloroform er et sterkt narkotisk stoff, som også har relativt høy toksisitet. Hyppig innånding av kloroformdamp i høye konsentrasjoner kan forårsake hjertearytmi, dystrofiske endringer i myokard, fettdegenerasjon, skrumplever og leveratrofi, nedsatt karbohydratmetabolisme, og ha en kreftfremkallende effekt på kroppen.

I en høyde på 15–25 km over jorden er det et ozonlag i atmosfæren som beskytter levende gjenstander mot hard ultrafiolett stråling. Når de slippes ut i atmosfæren, dissosieres klorholdige forbindelser under påvirkning av UV-lys for å danne kloratomer, som reagerer med ozon:

Cl + O 3 = ClO + O 2.

I 1987 signerte 36 stater Montreal-protokollen for å redusere produksjonen av freoner som de farligste ozonnedbryterne. Oppskytinger av romferger bryter også ned ozonlaget kraftig. I løpet av en Shuttle-oppskyting kommer omtrent 200 tonn klor inn i atmosfæren.

Ett kloratom er i stand til å ødelegge rundt 100 tusen ozonmolekyler:

Cl + O 3 -> ClO + O 2,

O 3 -> O 2 + O,

ClO + O -> Cl + O2.

Fluor er det vanligste i jordskorpen - 0,065 vekt%, 13. plass, hovedsakelig funnet i to mineraler - flusspat CaF 2 og fluorapatitt 3Ca 3 (PO 2) 2 CaF 2.

I det periodiske systemet er nummer 9 et grunnstoff som danner et enkelt stoff med ekstreme egenskaper. Han er kjent i verden under to navn. I utlandet kalles det fluor, som betyr "væske" på latin. Dette navnet kommer fra ordet "fluoritt", dvs. flusspat. (Dette mineralet er i stand til å senke smeltepunktet til malm.) Fluoritt er den første fluorforbindelsen som brukes av mennesker. I Russland kalles det fluor. Betydningen av fluor i den moderne verden er vanskelig å overvurdere, men bak den ligger herligheten til en aggressiv, farlig, giftig ødelegger. Fluor – fra gresk phthoros- ødeleggelse.

Naturen har beskyttet alle levende ting ved å inneholde naturlig fluor i dårlig løselige og ikke-reaktive forbindelser - flusspat, apatitt og fosforitt.

Fluor kalles ikke utembart for ingenting. Det danner forbindelser med alle kjemiske elementer. I en fluorstrøm antennes tre, gummi og til og med... vann. Denne aktiviteten skyldes de strukturelle egenskapene til fluoratomet og molekylet. Fluor er den eneste som reagerer direkte og danner forbindelser med edelmetaller (gull, platina, etc.), samt med inerte gasser (unntatt helium, neon og argon).

Teflonplast kalles organisk platina; "regia vodka" og smeltede alkalier, høye og lave temperaturer er maktesløse mot det. Rakett-, atom- og luftfartsteknologi trenger slike forbindelser.

Fluor er det sterkeste oksidasjonsmidlet; denne egenskapen gjør at det kan brukes som oksidasjonsmiddel for rakettdrivstoff. Fluor er en trofast tjener for mennesker i mange bransjer. Dets forbindelser brukes i optisk og laserteknologi, i produksjon av halvlederenheter og romutstyr, i moderne dataenheter og kjernekraft.

Fluor regnes som hovedelementet i vitenskapelig og teknologisk fremgang. Opprettelsen av nye måter å produsere energi på, lett og holdbar plast, en ny generasjon datateknologi, avfallsfri produksjon og mye mer er mulig takket være fluorforbindelser.

Den første kjente fluorforbindelsen var flusspat CaF 2, som i middelalderen brukte metallurger for å senke smeltepunktet til malm og slagg. Mineralet ble beskrevet på slutten av 1400-tallet. Vasily Valentin, og deretter i 1529 av grunnleggeren av anvendt kjemi, George Agricola. I 1771 oppnådde Karl Scheele flussyre. Mange forskere har jobbet med å skaffe fluor i nesten 100 år! Disse er E.B. Dumas, A.L. Lavoisier, G. Davy, A.M. Ampere, M. Faraday, G. Knox og T. Knox, E. Fermi, G. Gore, A. P. Borodin... Og til slutt fikk Henri Moissan fluor 26. juni , 1886. Rapport om arbeidet til A. Moissan: fluor ble oppnådd ved elektrolyse av vannfritt hydrogenfluorid, flytende ved temperaturer under 0 ° C med platina-iridium-elektroder. For å redusere aktiviteten til fluor ble hele apparatet nedsenket i en kjøleblanding, som gjorde at temperaturen ble redusert til –23 °C.

I 1906 ble Henri Moissan tildelt Nobelprisen for isolering og studie av fluor og dets forbindelser.

Flussyre er svakt. Men dette er den eneste syren som kan reagere med glass:

4HF + Si02 = SiF4 + 2H20.

Det særegne med flussyre er at den kan eksistere (akkurat som vann) i form av oligomerer (HF) n. Gjennomsnittlig assosiasjonsgrad i væske n = 6.

HF er mye brukt i luftfart, kjemisk industri, tremasse og papirindustri; Den brukes til å lage inskripsjoner og tegninger på glass.

Fluor i fluorapatitt er en del av tannemaljen, som sikrer hardheten til tennene våre.

Ved mangel på fluor ødelegges det beskyttende laget av fluorapatitt og karies oppstår. Med et overskudd av fluor observeres økt benskjørhet.

Fluor oppnås kun ved elektrolyse av en smelte av kaliumhydrofluorid KHF 2 der hydrogenfluorid er oppløst. Fluor transporteres vanligvis i flytende form i spesielle kjølebeholdere (såkalte tanker). Små mengder fluor kan produseres i laboratoriet ved reaksjonen:

2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.

Freoner, for eksempel CF 2 Cl 2 - difluordiklormetan, brukes i kjøleskap og klimaanlegg som et "arbeidsstoff".

Fluor er inkludert i polymerer, medisiner, vaskemidler, plantevernmidler, fargestoffer og kunstige blodkomponenter.

Selv under andre verdenskrig ble det opprettet kjemiske krigføringsmidler med en nerveparalytisk effekt - sarin, soman, som inneholder fluor.

Fluorer brukes i medisin, planteproduksjon og husdyrhold. De er assosiert med utsiktene til å behandle kreft og regulere arvelighet, opprettelsen av kraftige psykotrope stoffer, beroligende midler og antibiotika.

Etter å ha studert tekstene, utveksler elevene informasjon i en gruppe og skriver ned i en notatbok hva de har lært nytt. Deretter lager hver gruppe et håndskrevet hefte som beskriver et av halogenene og presenterer det for hele klassen. En student forsvarer hele gruppens kreative arbeid. Under presentasjonen av heftet er det en presentasjon om halogener.

Lærer. Du gjorde en bra jobb. Det er rom for kreativiteten din. Du vil jobbe og anvende kunnskapen du oppnår.

Feste materialet

Quiz "Gjett halogenet"

(Svaret er et kort med et elementsymbol.)

1. Hvilket halogen finnes i tannemaljen?

2. Hvilket halogen kombineres eksplosivt med hydrogen selv i fast tilstand?

3. Ikke en eneste god tannkrem klarer seg uten.

4. Paradoks? Kontrovers?
Destroyer av tenner helbreder!
Elefanten fortalte vitenskapen:
"Karies ... barriere!"

(Svar. Fluor.)

1. Den ble først oppnådd i flytende tilstand av Michael Faraday, og avkjølte den i en blanding av bordsalt og is.

2. Oversatt fra gresk betyr navnet "gulgrønn."

3. Det ble brukt som det første kjemiske krigføringsmiddelet.

4. Klorofyll liker ikke...
Dette er ikke tull i det hele tatt.
Et fatalt sammenløp av ord,
I ... dør alle levende ting.

(Svar. Klor.)

1. Den eneste flytende ikke-metall.

2. Mouride - det er hva oppdageren Antoine Balard kalte den.

3. Hjalp meg i dag:
Jeg er rolig, som en yogi.

(Svar. Brom.)

1. Akademiker A.E. Fersman kalte det "allestedsnærværende."

2. Fraværet av hvilket element i menneskekroppen forårsaker skjoldbruskkjertelsykdom?

3. Husk å kjempe mot mennesker:
Den første legen er...
Smør sårene, ikke gråt,
... tinktur.

(Svar. Jod.)

1. Det mest ustabile halogenet.

2. Et halogen som praktisk talt ikke finnes i naturen.

3. Drømmen om å kjenne ham er tom.
Selv er han et fullstendig mysterium.
Sekundene teller...
Og forsvinner, smelter.

(Svar. Astatin.)

Kryssord "Halogener"

Vertikalt: 1. Fysisk tilstand av de to første representantene for halogener under normale forhold. 2. Det tyngste halogenet, produsert kunstig i 1940 ved hjelp av en kjernefysisk reaksjon. Oppdaget i naturen i 1943. Egenskapene ligner jod. 3. Den mest karakteristiske egenskapen til halogener er tilsetningen av et elektron som er gitt opp av metaller, og det er derfor de sier om dem: «Halogener er sterke...» 4. Det mest kjemisk aktive halogenet. Først anskaffet i 1886 av A. Moissan (Frankrike). 5. Overgang fra en fast tilstand direkte til en damp, som er i stand til å bli til et fast stoff, omgå trinnet i den flytende tilstanden. Lett å gjøre for jod. Brukes til å rense stoffer. 6. Antall elektroner på ytre energinivå i halogenatomer. 7. Betydningen av ordet "brom" oversatt fra gresk til russisk. 8. Navnet på salter som oppnås som et resultat av samspillet mellom klor og metaller; salter av saltsyre.

Konklusjon

Student.

Grupper på syv aboriginaler:
Salter er halogener.
Oksidative mennesker -
Disse F, Cl, Br Og JEG!

I celle 9 og 17
To kriminelle sykler bort.
Sjef elektronisk tyv
Destroyer Fluor - Fluor,
Sammen med hydrogen
Den passer lett inn i vinduet.

Grønt klor er giftig,
En forferdelig prøvelse er å planlegge.
Han forbereder en flukt i rollen
Det mest ufarlige saltet.

Flytende og illeluktende brom
Gjemte seg bak en ås.
Nå skal han kaste en løkke
På Alkenes og Alkynes...

Og utspekulert i et røverløp
Lilla jod.
Bare vanskelig foreløpig
For øynene våre vil den forsvinne i par.
Se hvor frekk han er:
Har ødelagt all stivelsen!

* Den mørkerøde fargen på flytende brom er synlig i gjennomlyst lys, i reflektert lys er den mørk lilla, nesten svart. – Merk utg.

Fluor kan bare være et oksidasjonsmiddel, noe som lett kan forklares av dets posisjon i det periodiske systemet over kjemiske elementer til D.I. Mendeleev. Det er et sterkt oksidasjonsmiddel som oksiderer til og med noen edle gasser:

2F 2 +Xe=XeF 4

Den høye kjemiske aktiviteten til fluor bør forklares

Men ødeleggelsen av et fluormolekyl krever mye mindre energi enn det som frigjøres under dannelsen av nye bindinger.

På grunn av den lille radiusen til fluoratomet kolliderer således ensomme elektronpar i fluormolekylet hverandre og svekkes

Halogener interagerer med nesten alle enkle stoffer.

1. Reaksjonen med metaller skjer kraftigst. Ved oppvarming reagerer fluor med alle metaller (inkludert gull og platina); i kulde reagerer det med alkalimetaller, bly, jern. Med kobber og nikkel skjer ikke reaksjonen i kulde, siden det dannes et beskyttende lag av fluor på overflaten av metallet, og beskytter metallet mot ytterligere oksidasjon.

Klor reagerer kraftig med alkalimetaller, og med kobber, jern og tinn skjer reaksjonen ved oppvarming. Brom og jod oppfører seg likt.

Samspillet mellom halogener og metaller er en eksoterm prosess og kan uttrykkes ved ligningen:

2M+nHal2 =2MHaI DH<0

Metallhalogenider er typiske salter.

Halogenene i denne reaksjonen viser sterke oksiderende egenskaper. I dette tilfellet gir metallatomene opp elektroner, og halogenatomene aksepterer for eksempel:

2. Under normale forhold reagerer fluor med hydrogen i mørket med en eksplosjon. Samspillet mellom klor og hydrogen skjer i sterkt sollys.

Brom og hydrogen samhandler kun ved oppvarming, og jod reagerer med hydrogen under sterk oppvarming (opptil 350°C), men denne prosessen er reversibel.

H 2 + Cl 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr

Í 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogen er et oksidasjonsmiddel i denne reaksjonen.

Forskning har vist at reaksjonen mellom hydrogen og klor i lyset har følgende mekanisme.

Cl 2-molekylet absorberer en lett kvante hv og brytes ned til uorganiske Cl-radikaler. . Dette fungerer som begynnelsen av reaksjonen (initial eksitasjon av reaksjonen). Så fortsetter det av seg selv. Klorradikal Cl. reagerer med et hydrogenmolekyl. I dette tilfellet dannes et hydrogenradikal H og HCl. I sin tur reagerer hydrogenradikalet H. med Cl 2-molekylet, og danner HCl og Cl. etc.

Сl 2 +hv=Сl. +Cl.

Cl. +H2=HCl+H.

N. +Cl2=HCl+Cl.

Den første spenningen forårsaket en kjede av påfølgende reaksjoner. Slike reaksjoner kalles kjedereaksjoner. Resultatet er hydrogenklorid.

3. Halogener interagerer ikke direkte med oksygen og nitrogen.

4. Halogener reagerer godt med andre ikke-metaller, for eksempel:

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF 4

Halogener (unntatt fluor) reagerer ikke med inerte gasser. Den kjemiske aktiviteten til brom og jod overfor ikke-metaller er mindre uttalt enn for fluor og klor.

I alle de ovennevnte reaksjonene viser halogener oksiderende egenskaper.

Interaksjon av halogener med komplekse stoffer. 5. Med vann.

Fluor reagerer eksplosivt med vann for å danne atomært oksygen:

H20+F2=2HF+O

De resterende halogenene reagerer med vann i henhold til følgende skjema:

Gal 0 2 + H 2 O «NGal -1 + NGal +1 O

Denne reaksjonen er en disproporsjoneringsreaksjon der halogenet er både et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel, for eksempel:

Cl2+H20«HCl+HClO

Cl2+H2O«H++Cl-+HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

hvor HCl er sterk saltsyre; HClO - svak hypoklorsyre

6. Halogener er i stand til å fjerne hydrogen fra andre stoffer, terpentin + C1 2 = HC1 + karbon

Klor erstatter hydrogen i mettede hydrokarboner: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

og forbinder umettede forbindelser:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Reaktiviteten til halogener avtar i serien F-Cl - Br - I. Derfor fortrenger det forrige elementet det etterfølgende fra syrer av NG-typen (G - halogen) og deres salter. I dette tilfellet avtar aktiviteten: F 2 >Cl 2 > Br 2 > I 2

applikasjon

Klor brukes til å desinfisere drikkevann, blekestoffer og papirmasse. Store mengder av det forbrukes for å produsere saltsyre, blekemiddel, etc. Fluor har funnet bred anvendelse i syntesen av polymere materialer - fluoroplast, som har høy kjemisk motstand, og også som et oksidasjonsmiddel for rakettdrivstoff. Noen fluorforbindelser brukes i medisin. Brom og jod er sterke oksidasjonsmidler og brukes i ulike synteser og analyser av stoffer.

Store mengder brom og jod brukes til å lage medisiner.

Hydrogenhalogenider

Forbindelser av halogener med hydrogen HX, hvor X er et hvilket som helst halogen, kalles hydrogenhalogenider. På grunn av den høye elektronegativiteten til halogener, forskyves bindingselektronparet mot dem, derfor er molekylene til disse forbindelsene polare.

Hydrogenhalogenider er fargeløse gasser med en skarp lukt og er lett løselige i vann. Ved 0 °C, oppløs 500 volumer HC1, 600 volumer HBr og 450 volumer HI i 1 volum vann. Hydrogenfluorid blandes med vann i alle forhold. Den høye løseligheten til disse forbindelsene i vann gjør det mulig å oppnå konsentrert

Tabell 16. Dissosiasjonsgrader av halogenhydrogensyrer

badeløsninger. Når de er oppløst i vann, dissosieres hydrogenhalogenider som syrer. HF tilhører svakt dissosierte forbindelser, noe som forklares med den spesielle bindingsstyrken i coule. De resterende løsningene av hydrogenhalogenider er klassifisert som sterke syrer.

HF - flussyre HC1 - saltsyre HBr - hydrobromsyre HI - jodvannsyre

Styrken til syrer i serien HF - HCl - HBr - HI øker, noe som forklares med en reduksjon i bindingsenergien i samme retning og en økning i den indre nukleære avstanden. HI er den sterkeste syren fra rekken av halogenhydrogensyrer (se tabell 16).

Polariserbarheten øker på grunn av at vann polariserer

Den større forbindelsen er den hvis lengde er større. I Salter av halogenhydrogensyrer har henholdsvis følgende navn: fluorider, klorider, bromider, jodider.

Kjemiske egenskaper av halogenhydrogensyrer

I sin tørre form har hydrogenhalogenider ingen effekt på de fleste metaller.

1. Vandige løsninger av hydrogenhalogenider har egenskapene til oksygenfrie syrer. Samhandle kraftig med mange metaller, deres oksider og hydroksyder; de påvirker ikke metaller som er i den elektrokjemiske spenningsserien av metaller etter hydrogen. Samhandle med noen salter og gasser.

Flussyre ødelegger glass og silikater:

SiO2 +4HF=SiF4 +2H2O

Derfor kan den ikke lagres i glassbeholdere.

2. I redoksreaksjoner oppfører hydrohalogensyrer seg som reduksjonsmidler, og den reduserende aktiviteten i rekkene Cl - , Br - , I - øker.

Kvittering

Hydrogenfluorid produseres ved virkningen av konsentrert svovelsyre på flusspat:

CaF2+H2SO4=CaS04+2HF

Hydrogenklorid produseres ved direkte reaksjon av hydrogen med klor:

H2 + Cl2 = 2HCl

Dette er en syntetisk produksjonsmetode.

Sulfatmetoden er basert på en konsentrert reaksjon

svovelsyre med NaCl.

Med lett oppvarming fortsetter reaksjonen med dannelse av HCl og NaHSO 4.

NaCl+H2SO4 =NaHSO4 +HCl

Ved høyere temperatur skjer det andre trinnet av reaksjonen:

NaCl+NaHSO4 =Na2SO4 +HCl

Men det er umulig å få tak i HBr og HI på lignende måte, pga deres forbindelser med metaller når de interagerer med konsentrert

blir oksidert av svovelsyre, fordi I - og Br - er sterke reduksjonsmidler.

2NaBr -1 +2H 2S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Hydrogenbromid og hydrogenjodid oppnås ved hydrolyse av PBr 3 og PI 3: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halogenider

Metallhalogenider er typiske salter. De er preget av en ionisk type binding, der metallioner har en positiv ladning og halogenioner har en negativ ladning. De har et krystallgitter.

Den reduserende evnen til halogenider øker i rekkefølgen Cl -, Br -, I - (se §2.2).

Løseligheten til svakt løselige salter avtar i serien AgCl - AgBr - AgI; i motsetning til dette er AgF-salt svært løselig i vann. De fleste salter av halogenhydrogensyrer er svært løselige i vann.

DEFINISJON

Halogener– Gruppe VIIA-elementer – fluor (F), klor (Cl), brom (Br) og jod (I). Elektronisk konfigurasjon av det ytre energinivået til halogener ns 2 np 5.

Siden halogener mangler bare ett elektron før de fullfører energinivået, viser de i ORR oftest egenskapene til oksidasjonsmidler. Oksidasjonstilstander for halogener: fra "-1" til "+7". Det eneste elementet i halogengruppen, fluor, viser bare én oksidasjonstilstand "-1" og er det mest elektronegative elementet.

Fremstilling av halogener og deres forbindelser

Halogener kan oppnås ved elektrolyse av løsninger eller smelter av halogenider:

MgCl 2 = Mg + Cl 2 (smelte)

Oftest oppnås halogener ved oksidasjonsreaksjonen av halogenhydrogensyrer:

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 +2H2O

K 2 Cr 2 O 7 + 14 HCl = 3Cl 2 + 2 KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O

2KMnO4 +16HCl = 2MnCl2 +5Cl2 +8H2O +2KCl

HF og HCl fremstilles ved å reagere deres faste salter med konsentrert svovelsyre ved oppvarming:

CaCl2 + H2SO4 = CaS04 + 2HCl

HBr og HI kan ikke oppnås på denne måten, siden disse stoffene er sterke reduksjonsmidler og oksideres av svovelsyre:

2KBr + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + Br 2 + 2H 2 O + SO 2

8KI + 5H 2 SO 4 = 4K 2 SO 4 + 4I 2 + 4H 2 O + H 2 S

Derfor oppnås HBr og HI ved hydrolyse av de tilsvarende fosforhalogenidene:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

Blant de oksygenholdige halogenforbindelsene er oksygenholdige syrer og deres salter av størst betydning. Dermed er HClO en av de oksygenholdige syrene av klor - hypoklorsyre oppnås i vandige løsninger av klor som et hydrolyseprodukt:

Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl

Salter av underklorsyre - hypokloritter dannes når klor føres gjennom kalde alkaliløsninger, for eksempel:

Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O

Hypoklorsyre (HClO 3) oppnås ved å behandle sure salter (klorater) med konsentrert svovelsyre:

Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 HClO 3

Salter av underklorsyre - klorater oppnås ved å føre Cl 2 inn i en varm alkaliløsning:

3Cl2 + 6KOH = 5 KCl + KClO3 + 3H2O

HClO 4 er perklorsyre, som kan oppnås ved å behandle kaliumperklorat med konsentrert svovelsyre:

2 KClO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2 HClO 4

Løsninger av hypobrom (HOBr) og hypojodsyre (HOI) kan fremstilles, som HClO, ved å reagere de tilsvarende halogenene med vann.

Br2 + H20 = HBr + HOBr

I 2 + H 2 O = HI + HOI

Bromsyre (HBrO 3) og jodsyre (HIO 3) kan oppnås ved å oksidere brom eller jodvann med klor:

Br 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HBrO 3 + 10 HCl

Biologisk betydning av halogener og deres forbindelser

Klor - et av de viktigste elementene som utgjør levende organismer. Kroppen inneholder det i form av salt - natriumklorid. Klor stimulerer stoffskiftet, hårvekst, gir kraft og styrke. Mest NaCl finnes i blodplasma.

HCl, som er en del av magesaft, kontrollerer fordøyelsesprosesser. I fravær av 0,2% HCl stopper prosessen med matfordøyelse praktisk talt.

Alger, så vel som noen andre planter, akkumulerer aktivt brom. Sjøvann inneholder den største mengden brom, som kan gå ut i luften, så innholdet i luften i kystområder er alltid høyere enn i områder langt fra havet.

Jod, som klor, er et av de viktigste elementene som utgjør levende organismer. Mangel på jod i vann og mat reduserer produksjonen av skjoldbruskkjertelhormon og fører til endemisk struma. Jod kommer inn i kroppen med mat: brød, egg, melk, vann, tang og med luft (spesielt sjøluft) når du puster.

Påføring av halogener og deres forbindelser

Halogener er mye brukt i industrien. Fluor brukes således til å produsere smøremidler som tåler høye temperaturer, teflon, freoner m.m. Klor brukes til produksjon av saltsyre, blekemiddel, hypokloritt og klorat, til bleking av tekstiler og papirmasse, til sterilisering av drikkevann og desinfisering av avløpsvann, etc.

Brom er nødvendig for produksjon av ulike medisinske stoffer, noen fargestoffer, samt sølvbromid, som brukes i produksjon av fotografiske materialer.

Jod brukes i medisin i form av en 10% løsning i etanol som et antiseptisk og hemostatisk middel. Jod er inkludert i en rekke farmasøytiske legemidler.

Flussyre (HF) brukes til å produsere fluorider, etse glass, fjerne sand fra metallstøpegods og mineralanalyse.

Saltsyre (HCl) er mye brukt i kjemisk praksis, så vel som dens salter. For eksempel tjener natriumklorid (bordsalt) som et råmateriale for produksjon av klor, saltsyre, kaustisk soda, og brukes i farging, såpeproduksjon og andre industrier.

Eksempler på løsninger ved å spørre

EKSEMPEL 1

Trening

Skriv ned ligninger for følgende reaksjoner: 1) FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 → ... 2) FeSO 4 + KClO 3 + KOH → ... 3) I 2 + Ba(OH) 2 → … 4) KBr + KVrO 3 + H 2 SO 4 → ...

Svar

a) I denne reaksjonen øker jern sin oksidasjonstilstand fra “+2” til “+3”, dvs. FeSO 4 er et reduksjonsmiddel, og klor reduserer oksidasjonstilstanden fra “+5” til “1”, dvs. KClO 3 er et oksidasjonsmiddel: 6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O b) I denne reaksjonen øker jern sin oksidasjonstilstand fra “+2” til “+3”, dvs. FeSO 4 er et reduksjonsmiddel, og klor reduserer oksidasjonstilstanden fra “+5” til “1”, dvs. KClO 3 er et oksidasjonsmiddel: 6FeSO 4 + KClO 3 + 12KOH + 3H 2 O = 6Fe(OH) 3 ↓ + KCl + 6K 2 SO 4 c) I denne reaksjonen både øker og reduserer jod oksidasjonstilstanden fra “0” til “+5” og fra “0” til “-1”, dvs. I 2 er både et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel - en disproporsjoneringsreaksjon oppstår: 6I 2 + 6Ba(OH) 2 = 5BaI 2 + Ba(IO 3) 2 + 6H 2 O d) I denne reaksjonen øker og reduserer brom oksidasjonstilstanden fra “-1” til “0” og fra “+5” til “0”, dvs. KBr er et reduksjonsmiddel, og KBrO 3 er et oksidasjonsmiddel: 5КВr + КВrО 3 + 3Н 2 SO 4 = 3Вr 2 + 3К 2 SO 4 + 3Н 2 О

1. Generelle egenskaper for halogener . Atomstruktur og oksidasjonstilstander av halogener i forbindelser. Naturen til endringer i atomradius, ioniseringsenergier, elektronaffiniteter og elektronegativitet i serien F - At. Naturen til kjemiske bindinger av halogener med metaller og ikke-metaller. Stabilitet av høyere valenstilstander av halogener. Funksjoner av fluor.

1. Med. 367-371; 2. Med. 338-347; 3. Med. 415-416; 4. Med. 270-271; 7. Med. 340-345.

2. Molekylær struktur og fysiske egenskaper til enkle halogenstoffer . Naturen til kjemiske bindinger i halogenmolekyler. Fysiske egenskaper til halogener: aggregeringstilstand, smelte- og kokepunkter i fluor - astatin-serien, løselighet i vann og organiske løsemidler.

1. Med. 370-372; 2. Med. 340-347; 3. Med. 415-416; 4. Med. 271-287; 8. Med. 367-370.

3. Kjemiske egenskaper til halogener . Årsaker til den høye kjemiske aktiviteten til halogener og dens endring etter gruppe. Forhold til vann, alkaliløsninger, metaller og ikke-metaller. Temperaturens innflytelse på sammensetningen av hali alkaliske løsninger. Funksjoner av fluorkjemi. Naturlige halogenforbindelser. Prinsipper for industrielle og laboratoriemetoder for fremstilling av halogener. Bruk av halogener. Fysiologiske og farmakologiske effekter av halogener og deres forbindelser på levende organismer. Toksisitet av halogener og forholdsregler ved arbeid med dem.

1. Med. 372-374, s. 387-388; 2. Med. 342-347; 3. Med. 416-419; 4. Med. 276-287; 7. s. 340-345, s. 355; 8. Med. 380-382.

Enkle stoffer, halogener, i motsetning til hydrogen, er veldig aktive. De er mest preget av oksiderende egenskaper, som gradvis svekkes i serien F 2 – At 2. Den mest aktive av halogenene er fluor: til og med vann og sand antennes spontant i atmosfæren! Halogener reagerer kraftig med de fleste metaller, ikke-metaller og komplekse stoffer.

4. Produksjon og bruk av halogener .

1. Med. 371-372; 2. Med. 345-347; 3. Med. 416-419; 4. Med. 275-287; 7. s. 340-345; 8. Med. 380-382.

Alle metoder for å produsere halogener er basert på oksidasjonsreaksjoner av halogenidanioner med forskjellige oksidasjonsmidler: 2Gal -1 -2e - = Gal

I industrien oppnås halogener ved elektrolyse av smelter (F 2 og Cl 2) eller vandige løsninger (Cl 2) av halogenider; fortrengning av mindre aktive halogener med mer aktive fra de tilsvarende halogenidene (I 2 - brom; I 2 eller Br 2 - klor)

Halogener i laboratoriet oppnås ved oksidasjon av hydrogenhalogenider (HCl, HBr) i løsninger med sterke oksidasjonsmidler (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); oksidasjon av halogenider (NaBr, KI) med de angitte oksidasjonsmidlene i et surt miljø (H 2 SO 4).

Binære halogenforbindelser

1. Hydrogenforbindelser (hydrogenhalogenider) . Naturen til kjemiske bindinger i molekyler. Polaritet av molekyler. Fysiske egenskaper, aggregeringstilstand, løselighet i vann. Arten av endringer i smelte- og koketemperaturer i HF – HI-serien. Sammenslutning av hydrogenfluoridmolekyler. Termisk stabilitet av hydrogenhalogenider. Reaktivitet. Syreegenskaper, trekk ved flussyre. Restorative egenskaper. Generelle prinsipper for produksjon av hydrogenhalogenider: syntese fra enkle stoffer og fra halogenider. Hydrogenklorid og saltsyre. Fysiske og kjemiske egenskaper. Metoder for å skaffe. Bruk av saltsyre. Rollen til saltsyre og klorider i livsprosesser. Halogenider.

1. Med. 375-382; 2. Med. 347-353; 3. Med. 419-420; 4. Med. 272-275, s. 289-292; 7. s. 354-545; 8. Med. 370-373, s. 374-375.

2 . Forbindelser av halogener med oksygen.

1. Med. 377-380; 2. Med. 353-359; 3. Med. 420-423; 4. Med. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Med. 375-376, s. 379.

3. Forbindelser med andre ikke-metaller.

1. Med. 375-381; 2. Med. 342-345; 4. Med. 292-296; 7. s.350-355.

4 . Forbindelser til metaller .

2. Med. 342; 4. Med. 292-296; 7. s.350-355.

Flerelements halogenforbindelser

1. Oksygenholdige klorsyrer og deres salter. Hypoklor-, klor-, perklor- og perklorsyre. Endringer i syreegenskaper, stabilitet og oksiderende egenskaper i serien HClO – HClO 4 . Prinsipper for å oppnå disse syrene. Hypokloritt, kloritt, klorat og perklorat. Termisk stabilitet og oksidative egenskaper. Generelle prinsipper for å oppnå salter. Bruk av salter. Blekepulver. Berthollets salt. Ammoniumperklorat.

1. Med. 382-387; 2. Med. 353-359; 3. Med. 423; 4. Med. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Med. 375-378.

2 . Oksygenholdige syrer av brom og jod og deres salter .

1. Med. 382-387; 2. Med. 353-359; 3. Med. 423; 4. Med. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Med. 379-380.

3 . Påføring av halogener og deres viktigste forbindelser

1. Med. 387-388; 2. Med. 345-347; 3. Med. 419-423; 4. Med. 272-296; 8. Med. 380-382.

4 . Biologisk rolle av halogenforbindelser

1. Med. 387-388; 2. Med. 340-347; 3. Med. 419-423; 4. Med. 272-296; 8. Med. 380-382.

Forholdde viktigste klorforbindelsene: