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Elementi VIIa grupe periodnog sistema elemenata F, Cl, Br, I, At Halogeni eleme

Elementi VIIa grupe periodnog sistema elemenata F, Cl, Br, I, At Halogeni elementi – sa metalima grade soli Elektronska konfiguracija poslednjeg energetskog nivoa atoma: ns2 np5     U elementarnom stanju ovi elementi se javljaju u vidu dvoatomnih molekula • F2 - FLUOR • Cl2 – HLOR • Br2 – BROM • I2 – JOD • Astat je radioaktivan element sa kratkim vremenom poluraspada. Osobine halogenih elemenata Simbol element a Kovalentni radijus (nm) Van der Valsov radijus (nm) Jonski radijus (nm) Temp. toplj. (°C) Temp. ključanja (°C) F 0,072 0,135 0,136 -223 -187 Cl 0,099 0,180 0,181 -102 -34,6 Br 0,114 0,195 0,195 -7,3 58,78 I 0,133 0,215 0,216 114 183 At - - - - - • Kovalentni radijus atoma jednak je polovini meĎuatomske udaljenosti u molekulu elementarne supstance, tj. polovini dužine kovalentne veze. • Van der Valsov radijus (radijus atoma) predstavlja polovinu meĎuatomske udaljenosti dva istovrsna atoma koji su u dodiru ( u tečnosti ili kristalnoj rešetki ), ali nisu meĎusobno povezana ni kovalentnom ni jonskom vezom, već vrlo slabom van der Valsovom vezom. Osobine halogenih elemenata • Svi su oštrog mirisa, otrovnog dejstva. Udisanje malih količina halogena već izaziva nadražaj disajnih organa, upalu sluzokože nosa i grla, dok veće količine izazivaju teško trovanje. • U vodi se slabo rastvaraju, a bolje u organskim rastvaračima: hloroformu, ugljenik(IV)-sulfidu. Osobine halogenih elemenata Simbol elemen ta Energija jonizacije (eV) Koeficijent elektro- negativnosti Redoks potencijal X2  2X ( V ) Molarna energija veze (kJ/mol) I II III IV F 17,42 35,1 55,1 87,5 4,0 2,87 159,0 Cl 13,01 23,9 40 53,5 3,0 1,36 242,3 Br 11,88 21,6 36,3 - 2,8 1,09 190,0 I 10,44 19,2 - - 2,5 0,54 151 Osobine halogenih elemenata • U prirodi se javljaju samo u vidu jedinjenja. • Stupaju u reakciju sa gotovo svim elementima. • U jedinjenjima oksidacioni broj halogena može da bude od –1 do +7. Fluor gradi samo jedinjenja sa oksidacionim brojem –1. • Jedinjenja sa elementima male elektronegativnosti (metalima) su pretežno jonskog karaktera. • Halogeni su dobra oksidaciona sredstva (fluor je u vodenom rastvoru najjače oksidaciono sredstvo). • Halogeni sa većim redoks-potencijalima izdvajaju iz jedinjenja one sa manjim redoks-potencijalima. Fluor • Gas žutozelene boje. • Najreaktivniji element. Direktno deluje na sve metale i nemetale. Oksiduje kiseonik iz vode. • Dobija se elektrolizom rastvora kalijum- fluorida u bezvodnom fluorovodoniku. • Glavna prirodna jedinjenja fluora: fluorit, kriolit, fluoroapatit. • Industrijski važnija jedinjenja fluora: freoni, teflon, uran-heksafluorid. Le difluor (F2) est une molécule formée de deux atomes de fluor. Le difluor est un gaz jaune pâle, d'odeur irritante, difficile à liquéfier. Il attaque les muqueuses, la peau, les dents et les yeux. Le difluor est l'un des corps les plus réactifs de toute la chimie, toutes ses réactions sont fortement exothermiques. Il réagit pratiquement avec toutes les substances sauf trois gaz rares (l'hélium, le néon et l'argon. Ce gaz fut isolé en 1886 par le chimiste français Henri Moissan. Hlor • Gas zelenožute boje. • Dobro se rastvara u vodi i gradi hlornu vodu • Burno se jedini sa metalima, a uz dejstvo svetlosti i sa vodonikom. • Laboratorijski se dobija oksidacijom HCl. • Najvažnije prirodno jedinjenje: NaCl. • Upotreba: – Beljenje celuloze, papira, pamuka i lana. – Dezinfekkcija vode – Dobijanje: hlornog kreča, broma, plastičnih masa, insekticida, boja, bojnih otrova. Le dichlore (Cl2) est un gaz jaune-vert dans les conditions normales de température et de pression (chloros signifie « vert » en grec). Il est 2,5 fois plus dense que l'air. Il a une odeur suffocante très désagréable et est extrêmement toxique. Le dichlore a été découvert par Carl Wilhelm Scheele en 1774. Il a été utilisé lors de la Première Guerre mondiale en tant que gaz de combat, la bertholite. Le dichlore est soluble dans l'eau formant l'eau de chlore. La molécule de dichlore est formée de deux atomes de chlore. Dans l'industrie, le chlore est produit par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium (NaCl) d'eau de mer ou de sel gemme. Le chlore est utilisé pour le blanchiment, la fabrication d'acides et de nombreux composés, comme par exemple les chlorofluorocarbones (CFC). On se sert du chlore pour rendre l'eau potable. La bertholite était le nom donné à un gaz de combat utilisé par les Allemands et leurs alliés durant la Première Guerre mondiale. Il s'agit d'un synonyme pour le dichlore (chlore à l'état gazeux), un gaz très toxique qui endommage les voies respiratoires des personnes qui l'inhalent. Avec une dose suffisante, le gaz provoquait la mort par asphyxie. Un moyen rudimentaire pour lutter contre la bertholite consistait à tremper un chiffon dans de l'urine et à se couvrir le nez et la bouche avec ce masque de fortune. L'ammoniac contenu dans l'urine réagissait avec le gaz et diminuait sa toxicité. Cette méthode permit à des soldats alliés de continuer les combats malgré la présence de nuages toxiques. Par la suite, l'introduction des masques à gaz permit de mieux lutter contre le dichlore avec de meilleurs réactifs. Les Allemands utilisèrent alors d'autres armes chimiques comme le phosgène. Brom • Mrkocrvena, lako isparljiva tečnost. • U vodi se slabo rastvara i gradi bromnu vodu koja služi kao reagens za dokazivanje nezasićenosti organskih jedinjenja. • Sa vodonikom se jedini tek pri zagrevanju. • Dobija se dejstvom hlora na bromide. • Najpoznatiji mineral: brom-karnalit. • Upotreba: u farmaceutskoj i hemijskoj industriji. Le dibrome (Br2) est une molécule composée de deux atomes de brome. Il est très toxique par inhalation et provoque de graves brûlures. Les vapeurs attaquent les muqueuses, la peau et le système respiratoire. Sa solution aqueuse s'appelle « l'eau de brome » , qui est beaucoup moins nocive. Le brome a été découvert par Antoine J.Balard (France) en 1826. Étymologie du nom: vient du grec bromos signifiant mauvaise odeur. Le brome se trouve sous forme de combinaison dans l'eau de mer. Le brome était utilisé autrefois en grande quantité pour fabriquer un composé à base de plomb qui était utilisé dans les moteurs brûlant de l'essence plombée. Maintenant, il est principalement utilisé dans les colorants, désinfectants et dans les produits chimiques utilisés en photographie. Jod • Slabo se rastvara u vodi, a dobro u organskim rastvaračima ( jodna tinktura ). • Čvrsta supstanca, tamnosive boje, metalnog sjaja. Pri zagrevanju sublimuje gradeći ljubičaste pare, koje pri hlaĎenju kristališu. • Dobija se dejstvom hlora ili broma na jodide. • Jedinjenja joda se nalaze u morskoj vodi i nekim mineralnim vodama. NaIO3 u naslagama čilske šalitre, NaNO3. • Upotreba: – Kao antiseptik u vidu jodne tinkture ili jodoforma. – KI se dodaje kuhinjskoj soli radi sprečavanja gušavosti. L'iode a été découvert par Bernard Courtois (France) en 1811. Étymologie du nom: vient du grec iodès signifiant violet (couleur de l'iode à l'état gazeux) L'iode est un solide noir brillant, non-métallique qui a une odeur caractéristique. Il se sublime facilement. On obtient alors un gaz qui est violet et très irritant pour les yeux et les muqueuses. On trouve l'iode sur terre et dans la mer sous forme de combinaison avec le sodium et le potassium. L'iode est nécessaire en petites quantités dans l'organisme humain. Elle utilisée comme antiseptique, mais son usage ne doit pas être prolongé à cause de sa toxicité. Pregled važnijih jedinjenja halogena Oksidacioni broj Fluor Hlor Brom Jod -1 HF HCl HBr HI 0 F2 Cl2 Br2 I2 +1 oksid - Hlor(I)-oksid Br2O - kiselina - hipohlorasta HBrO HIO so - hipohloriti BrO- IO- +3 oksid - (Cl2O3) - - kiselina - hlorasta - - so - hloriti - - Pregled važnijih jedinjenja halogena Oksidacioni broj Fluor Hlor Brom Jod +5 oksid - - (Br2O5) I2O5 kiselina - hlorna HBrO3 HIO3 so - hlorati bromati jodati +7 oksid - Hlor(VII)- oksid - - kiselina - perhlorna HBrO4 HIO4 so - perhlorati perbroma ti perjodati Halogenovodonici Neka svojstva halogenovodonika Halogenovodoni k Molarna energija veze (kJ mol-1) Stepen disocijacije u rastvoru c = 0,1mol/dm3 (%) Temperatura topljenja (°C) Temperatura ključanja (°C) HF 564,8 8,0 -83 +20 HCl 431,0 92,6 -112 -84 HBr 359,4 93,5 -88 -67 HI 294,6 95,0 -51 -35 Halogenovodonici • Mogu nastati reakcijom halogena sa vodonikom. • Svi su gasovitog agregatnog stanja. • U vodenim rastvorima, zbog protolitičke reakcije, reaguju kiselo . HF HCl HBr HI t.k. 20°C HF(aq) slaba kiselina. Čuva se u flašama od plastike. Služi za šaranje stakla.Soli: fluoridi HCl(g) za sintezu PVC. HCl(aq) jaka kiselina. Služi kao rastvarač, za dobijanje hlorida, lab. reagens.Soli: hloridi. HBr(aq) jača od HCl. Čuva se u tamnim flašama da ne bi došlo do oksidacije. Upotreba u organskoj sintezi. HI(aq) najjača kiselina. Čuva se u tamnim flašama. HI i jodidi su reagensi u hemijskim laboratorijama. Kiseonične kiseline halogenih elemenata Oksidacio ni broj Kiselina So +1 Hipohalogenitn a HXO Hipohalogenit, XO- (X = Cl, Br, I ) +3 Halogenitna HXO2 Halogenit, XO2¯ (X = Cl ) +5 Halogenatna HXO3 Halogenat, XO3¯ (X = Cl, Br, I ) +7 Perhalogenatn a HXO4 Perhalogenat, XO4¯ (X = Cl, Br, I ) Hipohalogenitne kiseline, HXO • Nastaju delovanjem vode na odgovarajući halogen. • Poznate samo u vodenom uploads/s1/ halogenielementi.pdf