Група 7А (или VIIA) на периодичната таблица са халогени: флуор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At). Името "халоген" означава "солеобразувател", получено от гръцките думи ореол- ("сол") и -ген ("формация").

периодичната

Елементите от група 7А имат седем валентни електрона в техните най-енергийни орбитали (ns 2 np 5). Това е на един електрон от пълния октет от осем електрона, така че тези елементи са склонни да образуват аниони с -1 заряда, известни като халогениди: флуорид, F -; хлорид, Cl -, бромид, Br - и йодид, I -. В комбинация с други неметали, халогените образуват съединения чрез ковалентно свързване.

В елементарната си форма халогените образуват двуатомни молекули X2, свързани с единични връзки. Тъй като всички халогени имат един несдвоен електрон в техните атомни форми, за тях е лесно да се „сдвоят“, за да образуват двуатомни молекули. Молекулите X2 са неполярни, така че единствените взаимодействия между тях са сравнително слаби лондонски сили, но тъй като размерът на атомите се увеличава, лондонските сили стават по-силни, увеличавайки своите точки на топене и кипене: флуорът е газ, който се втечнява при -188 C, хлорът е газ, който се втечнява при много по-висока температура от -34 ° C; бромът е течност, която кипи при 59 ° С; а йодът е твърдо вещество, което се топи при 113 ° С и кипи при 184 ° С.

Халогените са изключително реактивни (особено флуор) и не се срещат естествено в техните елементарни форми. Те обикновено се намират в комбинация с различни метали в минералите или в комбинация с други неметали в молекулните съединения. Халогените също лесно образуват съединения с въглерод; органичните молекули, съдържащи въглерод, често са известни като алкил халогениди, или органохалогениди, и имат много различни битови и промишлени цели. В комбинация с водород (който също има един несдвоен електрон), халогените образуват хидрохалогенни киселини: флуороводородна киселина (HF), солна киселина (HCl), бромоводородна киселина (HBr) и хлороводородна киселина (HI).

В елементарната си форма флуорът (F2) е бледожълт газ; той е изключително реактивен и токсичен. (Всъщност голям брой химици, които се опитаха да изолират елементарен флуор - което се оказа изключително трудна задача - умряха в относително ранна възраст. Вижте книгата на Исак Азимов, Азимов по химия (1974), "Смърт в лабораторията" за повече.) Името на елемента произлиза от латинската дума fluere, което означава „да тече“. Той се намира в земната кора в концентрация 950 ppm, което го прави 13-ият най-разпространен елемент; намира се и в морската вода в концентрация 1,3 ppm. Той се съдържа в рудите флуорит [известен също като флуороспат, калциев флуорид, CaF2], криолит [Na3AlF6] и флуоропатит 3 (PO4) 2] 3 · CaF2>.

В своята йонна форма, флуорид (F -), той е от съществено значение за диетата, но само в малки дози. Той укрепва костите и зъбите, като се включва в хидроксиапатитовите кристали, [Ca3 (PO4) 2] 3 · Ca (OH) 2, на костите и емайла, превръщайки част от тях в още по-твърдата (и по-устойчива на киселини) форма на флуорапатит, [Ca3 (PO4) 2] 3 · CaF2. Флуоридът се използва в пастата за зъби и често се добавя към битовата питейна вода при концентрации на или по-ниска от 1 ppm, за да се предпази от кариес. (Поне в малки дози няма ефект върху ничии „скъпоценни телесни течности“.)

Флуорните атоми образуват много силни връзки с въглеродните атоми, така че флуорът се включва в много органични молекули, включително хлорфлуорвъглеводородите, които съдържат въглерод, хлор и флуор, които са широко използвани като пропеланти и хладилни агенти, докато не бъдат открити техните разрушаващи озона свойства (вж. запис за фреон-12 в раздела "Алкани" на галерия "Молекули"), а също и в тефлон (виж записа за тефлон в раздела "Полимери" на галерията "Молекули").

Флуорът се съдържа също във флуороводород или флуороводородна киселина, HF, слаба киселина. (Когато става въпрос за киселини и основи, „слаб“ означава, че само малък процент от киселинната форма се дисоциира в йони „H +“ и „F -“.) Използва се при ецване на стъкло, почистване на неръждаема стомана и при преработка на уран руда. (При преработката на уран, уранът в рудата се трансформира в уран хексафлуорид, UF6, който може да бъде сублимиран в газова фаза; в тази форма делящите се изотопи на уран-235 могат да бъдат отделени от неразцепените изотопи на уран-238 чрез газ дифузия.) Флуороводородната киселина е токсична и корозивна и яде през стъкло (трябва да се съхранява в пластмасови бутилки); той прониква бързо в кожата и причинява силна болка. Концентрираният разтвор може също да започне реакции с калциеви йони в организма, причинявайки хипокалциемия (електролитно нарушение в резултат на загуба на калций), сърдечен арест или смърт.

Хлорът в елементарната си форма (Cl2) е жълто-зелен газ; той е отровен (това е първият токсичен газ, използван в газовата война по време на Първата световна война) и твърде реактивен, за да бъде открит в природата в елементарна форма. Името на елемента произлиза от латинската дума за зеленикаво-жълто, хлор. Той се намира в земната кора в концентрация от 130 ppm, което го прави 20-ият най-разпространен елемент; в морската вода концентрацията му е около 1,8%. Той се намира под формата на хлоридни аниони, Cl -, в минералите халит [натриев хлорид, NaCl] и силвит [калиев хлорид, KCl], хлораргирит [сребърен хлорид, AgCl] и в морската вода.

Промишлено хлорът се получава от електролизата на натриев хлорид. Хлорът се използва за дезинфекция на питейна вода и отпадъчни води, в избелващи вещества и при производството на хлорирани органични съединения (като винилхлорида, използван за направата на пластмасовия PVC, поливинилхлорид).

Хлорът се съдържа и в хлороводорода, безцветен газ с остра, дразнеща миризма. Водните разтвори на хлороводород са известни като солна киселина; концентрираната солна киселина е около 37% HCl (около 12 мола/L). Солната киселина е известна още като „муриатична киселина“ и под това име често се продава с доставки за басейни. Използва се при синтеза на хлорорганични съединения, „ецването“ на стомана и други метали за разтваряне на котлен камък от техните повърхности и много други приложения. Солната киселина се произвежда и в стомаха, където служи за разграждане на сложни храни.

Хлорът се намира в избелващите и почистващи препарати, обикновено под формата на натриев хипохлорит, NaOCl, който също се използва за унищожаване на бактерии в питейната вода.

Въглероден тетрахлорид, CCl4, използван за химическо чистене и като средство за премахване на петна; това вещество вече е ограничено от Монреалските протоколи (връзка) поради ефекта му върху озоновия слой. Хлороформът или трихалометанът е много често използван органичен разтворител; хлороформните пари са упойка: Джеймс Йънг Симпсън е първият, който използва хлороформ като упойка по време на раждането през 1846 г. (вероятно не върху себе си!), и той е широко използван в хирургията през 19 и началото на 20 век. Тъй като обаче хлороформът е канцерогенен и токсичен за черния дроб, той вече не се използва широко за тази цел. (Също така е полезно за нокаутиране на гигантски маймуни.)

Бромът е тъмна, червеникаво-кафява течност със стайна температура (единственият неметален елемент, който е течност със стайна температура) със ужасна миризма. Името "бром" произлиза от гръцката дума за "воня" броми. Той се намира в земната кора в концентрация от 0,4 ppm, което го прави 62-ият най-разпространен елемент; намира се и в морската вода в концентрация 65 ppm. Намира се като бромидни йони, Br -, в рудния бромардгирит [сребърен бромид, AgBr], в морската вода и някои естествени находища на морска сол и саламури.

Бромът често се включва в органични съединения; органобромо съединенията са много полезни в много реакции на органичен синтез. Бромът се намира и в съединения, наречени халони, които съдържат въглеродни атоми, към които също са свързани флуор, флуор и понякога хлор. Тези съединения се използват в пожарогасителите, тъй като не увреждат електронното оборудване. Метилбромидът, CH3Br, се използваше като почвен фумигант за унищожаване на насекоми и бактерии, но неговата употреба се прекратява съгласно Монреалските протоколи.

Йодът образува тъмни, лъскави, лилави кристали при стайна температура. Името идва от гръцката дума йоди, което означава "виолетово". Той се намира в земната кора в концентрация от 0,14 ppm, което го прави 64-ият най-разпространен елемент; намира се и в морската вода в концентрация 0,06 ppm. Намира се в рудите йодаргирит [сребърен йодид, AgI] и лаутарит [калциев йодат, Ca (IO3) 2], в морската вода и някои естествени находища на морска сол и саламури.

Йодът е токсичен, но е толкова по-малко реактивен от останалите халогени, че не е толкова опасен и в ниски концентрации може да се използва като антибактериално средство. "Тинктура от йод" е разтвор на 3% елементарен йод в смес от етанол и вода, често използван като дезинфектант за почистване на рани и дезинфекция на вода. Йодът (под формата на йодиден анион, I -) е от съществено значение в диетата; той се натрупва в щитовидната жлеза, където се включва в хормони, които помагат за регулиране на метаболитните функции. Дефицитът на йод води до състояние, наречено гуша, при което щитовидната жлеза се увеличава. Йодът обикновено се добавя към солта (йодирана сол) под формата на калиев йодид (KI), натриев йодид (NaI) и калиев йодат (KIO3). Радиоактивен йод-131, бета-излъчвател, който се разпада до ксенон-131 с полуживот 8 дни, се използва за диагностициране на проблеми с щитовидната жлеза. Сребърният йодид, AgI, е чувствителен към светлина и се използва във фотографията; използва се и при засяване на облаци за насърчаване на образуването на дъжд.

Астатинът е радиоактивен елемент. Името на елемента произлиза от гръцката дума астатос, което означава „нестабилен“. Той се намира в земната кора само в следи и е едно от десетте най-слабо разпространени съединения.

Астатинът се намира в следи в някои уранови руди, където се произвежда като част от серията на разпадане на уран и торий, но тъй като всички негови изотопи имат сравнително кратък полуживот (най-дългият, астат-210, има половината -живот от 8 часа), няма много от този елемент наоколо. (Смята се, че в земната кора има по-малко от 30 грама астатин.)

Препратки

Джон Емсли, Елементите, 3-то издание. Оксфорд: Clarendon Press, 1998.

Джон Емсли, Строителни блокове на природата: A-Z Ръководство за елементите. Оксфорд: Oxford University Press, 2001.

Дейвид Л. Хайзърман, Изследване на химичните елементи и техните съединения. Ню Йорк: TAB Books, 1992.