post

VIIА група (Седма главна подгрупа) – 17 група на ПС

плакат на междузвездни войни

VIIА група (Седма главна подгрупа, 17 група) на Периодичната система включва елементите флуор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астатий (At). Всички те са известни под общото наименование халогенни елементи (солеобразуващи) и притежават неметален химичен характер.

Названието на флуора произлиза от от гръцкото „флуорос“ – разрушаващ. Имената на следващите 3 елемента означават както следва: хлорос – жълтозелен, бромос – зловоние, йод – виолетов. Названието на астатия, който е радиоактивен, означава нестабилен.

Флуор – VIIА група

флуор, VIIA група, 17 група

втечнен флуор (VIIА група) в тръбичка в температурен интервал от  -188ºС до -196ºС

Флуорът е най-електроотрицателният химичен елемент (при това не само в VIIА група а въобще), който проявява изключително агресивна химическа природа, по отношение на веществата, с които взаимодейства. Всъщност, само  неонът и хелият не реагират с него. При обикновени условия, той е бледожълт газ с остра миризма и изключителна токсичност.

Флуорът може да се проявява само като окислител при химическите взаимодействия.

Химични свойства на флуора

В негово присъствие, натрият и калият се самозапалват. На въздух, желязото (под формата на желязна вълна) и флуора реагират с буйно изгаряне, но желязно блокче би следвало да се пасивира от новообразуващия се слой железен флуорид и реакцията да спре:

Na + F2 → 2NaF (натриев флуорид)

За реакцията със стъкло (SiO2) източниците са противоречиви. Някои автори посочват, че тя е възможна директно:

SiO2 + 2F2 → SiF4 + O2

а според други, реакцията се осъществява, заради водата интегрирана в стъклото, която реагира с флуора и се получава флуороводородна киселина, а тя от своя страна прояжда силициевия диоксид:

2F2 + 2H2О → 4HF + O2

SiO2 + 4 HF → SiF(газ) + 2 H2O

Кислородът, само когато реагира с флуора, проявява положителна степен на окисление (+1 и +2):

O2 + F2-1F-O+1-O+1-F-1  (при много ниски температури и йонизиращо лъчение)

O2 + F2 → F2О (кислороден дифлуорид – получава се в условия на електричен разряд)

Благородните метали също не са защитени от агресивната природа на флуора. Платината при висока температура регира с него и се превръща в червен газ (платинен хекса флуорид):

Pt + 3 F2 → PtF6

Получаване и употреба

Имайки предвид, че флуорът реагира дори с някои инертни газове, става ясно защо не се среща в свободно състояние в природата… или поне доскоро се смяташе така. През 2012 година в Германия е открит естествен източник на флуор. В структурата на минерали, изградени от калциев дифлуорид (антозонит, който е радиоактивна форма на минерала флуорит), под въздействието на радиация, се е образувал освободен в кристалната решетка газ. При счупването на кристала, зловонието издало наличието на молекулен флуор.

За нуждите на науката и промишлеността, флуор се получава при електролиза на стопилка или разтвор на калиев флуорид и флуороводород. В случай, че се използва разтвор, разтворителят е втечненият, но безводен флуороводород.

Приложението на флуора в най-голяма степен касае ядрената енергетика, където се използва уранов хексафлуорид за обогатяване на урана. Някои флуориди се използват в електрониката, а други, които са диелектрици, намират приложение като изолатори в големите трансформатори. Флуор се използва и в някои видове ракетни горива.

Много популярна е така наречената „флуорна конспирация“, според която мултинационални компании се опитват да тровят хората с флуор, като го добавят във водата, пастата за зъби и т.н. Истината е, че флуорните йони са незаменими в човешкия организъм. Отсъствието им обуславя бързото развитие на кариеси. Прекомерното насищане с тях пък води до флуороза и разрушаването на зъбите. Флуорът е неизменна част и от съвременната медицина.

Хлор – VIIА група

Хлорът е химически изключително активен елемент от VIIА група, макар и не толкова агресивен колкото флуора. При обикновени условия е в газообразно състояние. Жълто-зелен на цвят газ, той притежава неприятна задушлива миризма.

В химичните взаимодействия, хлорът обикновено се проявява като силен окислител и в съединенията си най-често е от -1 степен на окисление. Когато в молекулата има по-силен окислител, тогава хлорните атоми имат положителна степен на окисление. Например в перхлорната оксокиселина, тя достига до +7 (става дума за степента). Хлорът може да се проявява във всички степени на окисление от -1 до +7, с изключение на +2.

хлор, 17 група, VIIA група на периодичната система

втечнен хлор под налягане ( VIIА група) при нормална температура; лиценз на изображението:FAL ; автор:www.pse-mendelejew.de;

Химични свойства на хлора

Взаимодействие с метали – запаленият натрий продължава да гори в хлорна атмосфера:

2Na + Cl2 → 2NaCl

Реакции с d-елементи:

Cu + Cl2 → CuCl2

но с желязото при стайна температура, хлорът не реагира;

Взаимодействие с неметали – получаване на хлороводород под въздействие на директна слънчева светлина:

H2 + Cl2 → 2HCl

Предварително нагрят фосфор се запалва  ако се внесе в атмосфера от хлорен газ:

3Cl2 + 2P → 2PCl3

При взаимодействие с вода под налягане се получава смес от солна и хипохлориста киселина:

Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO

Хлорът има множество оксиди, но те НЕ се получават при директно взаимодействие с кислорода. От друга страна, той може да реагира както с основни оксиди, така и с киселинни оксиди:

CO + Cl2 → COCl2

При основните оксиди не би следвало да измества кислородния атом от съединенията му, но това се случва понякога заради големия афинитет на хлора към металите:

2Cl2 + 2PbO → 2PbCl2 + O2

Получаване и употреба

В природата до този момент не са известни източници на простото вещество хлор и той се среща само в свързано състояние под формата на съединения или дисоцииран под формата на йони. Минералите, които най-често са негов източник са халит (NaCl – готварска сол), силвин (KCl), карналит (калий-магнезиев хлорид хексахидрат) и др. Моретата и океаните са пълни с хлорни аниони, заради разтворените в тях соли. Тъй като животът на Земята произлиза от същите тези солени води, вътрешната течна среда на нашите организми също съдържа изобилие от хлорни йони.

Хлорът в миналото се е използвал под формата на газ, съставящ бойното отровно вещество бертолит или също като част от други химични бойни газове – например фосген. Днес този химичен елемент е неизменна част от съвременната индустрия. Хлорът е важна суровина при производството на солна киселина. Неговото приложение в бита също е доста значимо, защото той е най-често срещаната съставка на бактерицидните почистващи продукти. Хлор съдържащите препарати унищожават всички познати до днес бактерии. Под формата на радикали, хлорните атоми са изключително реактивоспособни, което ги прави силни канцерогени.

Бром – VIIА група

бром - VIIA група

бром – VIIA група; автор на изображението: pse-mendelejew.de; лиценз: CC BY-SA 3.0 DE

Бромът е химичен елемент от VIIA група, който при обикновени условия е течност с неприятна миризма, а парите му са жълтокафяви на цвят. Той е по-малко реактивен от хлора и още по-слабо реактивен флуора. Въпреки това при обикновени условия, бромът участва в множество химически взаимодействия. Той проявява, характерния за цялата група, неметален химичен характер.

Воден разтвор на молекулен бром (2,8%) се нарича бромна вода и се използва в много органични реакции. Като цяло бромът е много добре разтворим в органични разтворители. Често в съединенията си проявява -1 степен на окисление, но може да бъде и във всяка нечетна положителна степен на окисление (+1, +3, +5, +7).

Химични свойства на брома

Молекулният бром реагира директно с метали като например среброто (при температура 150 – 200ºС):

2Ag + Br2 → 2AgBr (сребърен бромид)

С далеч по-активните метали (като например калий), взаимодействията са доста по-енергични и при обикновени услови може да са почти експлозивни:

2K + Br2 → 2KBr (реакцията трябва да е зад защитни стъкла или поне в камина)

Окислително-редукционните процеси са типични за окислители като брома и той лесно окислява например амоняк:

3Br2 + 2NH3 → N2 + 6HBr

По-силните от него окислители обаче, безпроблемно могат да го изместят от съединенията му, което от своя страна може да се използва като метод за получаване на бром:

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2

Разпространение и употреба

В природата бромът е разсеян елемент и се среща под формата на смес от два стабилни изотопа. Той се съдържа като примес във всички по-горе изброени минерали на хлора. Съдържанието му в солените води е относително 1:660 хлорни атома (по данни на Уикипедия). Употребата му включва фармацевтични препарати, пестициди, багрила, забавители на горенето и други. В миналото калиевият бромид е бил използван в качеството си на седатив и антиконвулсант.

Йод – VIIА група

йод на кристали и йодни пари - VIIА група, 17 група на периодичната система

йод на кристали и йодни пари – VIIA група

Като представител на VIIA група, йодът също споделя основните химически характеристики на халогенните елементи, но в същото време той притежава и някои уникални свойства. Йод най-често се среща в съединенията си от -1 степен на окисление, но също така може да бъде открит и във всички останали степени, които са характерни и за брома.

За разлика от предходните халогени, при обикновени условия йодът е твърдо вещество  с виолетов метален блясък, но въпреки това си остава неметал. Неговата разтворимост във вода е доста слаба. Йодните пари са виолетови на цвят и имат много специфична миризма, която лесно може да се разпознае във всяка медицинска манипулационна. Химическата активност на йода е по-малка от тази на брома, но въпреки това, той е доста реактивен елемент.

Химични свойства на йода

Една много впечатляваща реакция е взаимодействието между алуминий и йод на прах. Когато веществата се смесят, видимо почти нищо не се наблюдава, но ако върху сместта се капнат няколко капки вода, реакцията става изключително екзотермична със силен пламък и виолетов дим:

3I2 +  2Al → 2AlI3

Взаимодействието на йод с водород при 445 градуса по Целзий, е една от най-често използваните реакции за илюстриране на принципите на химичното равновесие, защото при тези условия протича както правата, така и обратната реакция:

I2 + H2 → 2HI

Йодът лесно окислява амоняка:

3I2 + 2NH3 → N2 + 6HI

С метали като калия, йодът реагира експлозивно, което обаче не е добър подход за индустриалното производство на калиев йодид:

I2 + 2К → 2КI

За целта се предпочита доста по меката реакция между разтвор на калиева основа и простото вещество йод.

Разпространение, получаване и значение

Йодът е разсеян елемент и се среща в много малки количества в земната кора. Съдържат го някои минерали под формата на йодат (IO3). Биологични източници са както определени видове морски водорасли, така и някои растения на сушата.

Йодът е важен за живота и дейността на човека и може да се получава при окислението на йодиди с хлор. Един от най-често използваните йодиди е калиевият, като той се употребява за йодиране на готварската сол. Друга важна негова роля е да се прилага за защита на щитовидната жлеза от радиация. Йодът от него презадоволява нуждите на жлезата за 24 часа и намалява значително вероятността, тя да погълне радиоактивен йод.

Още една важна употреба на този химичен елемент е под формата на антисептик в йодната тинктура, която представлява смес от алкохол, йод и калиев йодид. Тя намира широко приложение в медицината. Йодът е в основата и на множество органични синтези.

Астатий

Астатият е радиоактивен елемент от VIIA група, чиито природни изотопи се разпадат доста бързо и се смята, че те от своя страна са резултат от разпада на торий.  Синтезираните му изотопи са обект на изучаване от съвременната наука, като 210At и 211At са стабилни в продължение на няколко часа. Последният се изследва в ядрената медицина, но засега няма реални перспективи за неговата употреба.

Сходни Публикации

Вашият коментар

Вашият имейл адрес няма да бъде публикуван. Задължителните полета са отбелязани с *