Halogen
Elementi VIIa grupe nazivaju se halogenim elementima. Grupu čine nemetali: fluor (F), hlor (Cl), brom (Br), jod (I) i metaloid astat (At), nedovoljno ispitani radioaktivni element s malim poluvremenom raspadanja.[1] Zajednička konfiguracija za elemente ove grupe je: ns2 np5, sa nesparenim elektronom u p orbitali.
| Halogen | |||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| |||||||||||
| ↓ Perioda | |||||||||||
| 2 |  9 Halogen | ||||||||||
| 3 |  17 Halogen | ||||||||||
| 4 |  35 Halogen | ||||||||||
| 5 |  53 Halogen | ||||||||||
| 6 | Astat (At) 85 Halogen | ||||||||||
| 7 | Tenesin (Ts) 117 Halogen | ||||||||||
|
Legenda
| |||||||||||
U elementarnom stanju ovi elementi se javljaju u vidu dvoatomnih molekula. Atomi u molekulu vezani su jednostrukom kovalentnom vezom. Svi elektroni su spareni. Veze između molekula su slabe, potiču od van der Valsovih privlačnih sila. Sa porastom atomskog broja elemenata rastu i atomske zapremine, privlačne sile među molekulima, temperatura topljenja i ključanja. Fluor i hlor su gasovi, brom je tečnog, a astat čvrstog agregatnog stanja. Boja elemenata sa porastom atomskog broja postaje sve tamnija. Svi su oštrog mirisa, otrovnog dejstva. Udisanje malih količina halogena izaziva nadražaj organa za disanje, upalu sluzokože nosa i grla, dok veće količine izazivaju trovanje. U vodi se halogeni elementi slabo rastvaraju, a bolje u organskim rastvaračima.[2]
Energija jonizacije i elektronegativnost opadaju sa porastom atomskog broja elemenata u grupi. Velike vrednosti prve energije jonizacije kao i visoke vrednosti koficijenata elektronegativnosti ukazuju na to da su halogeni elementi oksidaciona sredstva (primaju elektrone). Energija veze ima najveću vrednost kod hlora (iako bi se očekivalo da najveću vrednost ima fluor), a opada ka jodu. Na sličan način se menja i elektronski afinitet (najviši je kod hlora). Za ove anomalije još nema prihvatljivog objašnjenja. Redoks-potencijal i aktivnost elemenata opada analogno sa vrednostima elektronegativnosti od fluora prema jodu. Halogeni sa većim redoks-potencijalom oksiduju ona sa manjim standardnim redoks-potencijalima.
Elementi VIIa grupe pokazuju veliku sličnost u hemijskom ponašanju. Razlike se, ukoliko postoje, više iskazuju u intenzitetu nego u vrsti hemijskih reakcija. To su tipični nemetali. Stupaju u reakciju sa gotovo svim elementima. U prirodi se javljaju samo u vidu jedinjenja.
Istorija uredi
Mineral fluora fluorospar bio je poznat još 1529. Rani hemičari su shvatili da jedinjenja fluora sadrže neotkriveni element, ali nisu uspeli da ga izoluju. Godine 1860, Džordž Gor, engleski hemičar, provodio je struju kroz fluorovodičnu kiselinu i verovatno je proizvodio fluor, ali tada nije uspeo da dokaže svoje rezultate. Godine 1886, Anri Moasan, hemičar u Parizu, izvršio je elektrolizu kalijum-bifluorida rastvorenog u anhidrovanom vodonik-fluoridu i uspešno izolovao fluor.[3] [[ Hlorovodonična kiselina]] je bila poznata alhemičarima i ranim hemičarima. Međutim, elementarni hlor je proizveden tek 1774. godine, kada je Karl Vilhelm Šele zagrejao hlorovodoničnu kiselinu sa manganovim dioksidom. Šele je element nazvao „deflogikovana murijatična kiselina”, po kom nazivu je hlor bio poznat 33 godine. Hamfri Dejvi je 1807. godine istraživao hlor i otkrio da je on stvarni element. Hlor u kombinaciji sa hlorovodoničnom kiselinom, kao i sumporna kiselina u određenim slučajevima stvarao je gas hlor koji je bio otrovni gas korišten tokom Prvog svetskog rata. On je istiskivao kiseonik u zagađenim područjima i zamenjivao uobičajeni vazduh sa kiseonikom otrovnim gasom hlora. Ovaj bojni otrov je spaljivao ljudsko tkivo spolja i iznutra, posebno pluća koja otežavajući ili onemogućavajući disanje u zavisnosti od nivoa kontaminacije.[3]
Brom je tokom 1820-ih otkrio Antuan Žerom Balar. Balar je otkrio brom propuštanjem gasa hlora kroz uzorak rasola. Prvobitno je predložio naziv murid za novi element, ali je Francuska akademija promenila naziv elementa u brom.[3]
Jod je otkrio Bernard Kurtis, koji je koristio pepeo algi kao deo procesa za proizvodnju šalitre. Kurtis bi obično prokuvao pepeo algi sa vodom da bi proizveo kalijum hlorid. Međutim, 1811. godine, Kurtis je dodao sumpornu kiselinu u svoj proces i otkrio da njegov proces proizvodi ljubičaste pare koje su se kondenzovale u crne kristale. Sumnjajući da su ti kristali novi element, Kurtis je poslao uzorke drugim hemičarima na ispitivanje. Žozef Luj Ge-Lisak je dokazao da je jod novi element.[3]
Godine 1931, Fred Alison je tvrdio da je otkrio element 85 pomoću magnetno-optičke mašine i nazvao element alabamin, ali njegova tvrdnja nije bila tačna. Radžendralal De je 1937. tvrdio da je otkrio element 85 u mineralima i nazvao ga elementom dakin, ali je i on pogrešio. Pokušaj Horija Hulubeja i Ivet Košva da otkriju element 85 putem spektroskopije 1939. godine, takođe je bio neuspešan, kao i Volter Minderov pokušaj iste godine, koji je otkrio element sličan jodu koji je rezultat beta raspadanja polonijuma. Element 85, sada nazvan astat, uspešno su 1940. godine proizveli Dejl R. Korson, K.R. Makenzi i Emilio G. Segre, koji su bombardovali bizmut alfa česticama.[3]
Godine 2010. tim koji je predvodio nuklearni fizičar Jurij Oganesijan, koji je obuhvatao naučnike iz JINR, Nacionalne laboratorije Ouk Ridž, Nacionalne laboratorije Lovrens Livermor i Univerziteta Vanderbilt, uspešno je bombardovao atome berkelijuma-249 sa atomima kalcijuma-48 da bi se dobio tenesin-294. Prema podacima od 2021. godine, to je najnoviji otkriveni element.
Karakteristike uredi
Hemijske uredi
Halogeni pokazuju trendove u energiji hemijske veze koja se kreće od vrha do dna kolone periodnog sistema pri čemu fluor blago odstupa. Sledi trend da ima najveću energiju veze u jedinjenjima sa drugim atomima, ali ima veoma slabe veze unutar dvoatomskog molekula F2. To znači da dalje u grupi 17 u periodnom sistemu reaktivnost elemenata opada zbog povećanja veličine atoma.[4]
| X | X2 | HX | BX3 | AlX3 | CX4 |
|---|---|---|---|---|---|
| F | 159 | 574 | 645 | 582 | 456 |
| Cl | 243 | 428 | 444 | 427 | 327 |
| Br | 193 | 363 | 368 | 360 | 272 |
| I | 151 | 294 | 272 | 285 | 239 |
Halogeni su visoko reaktivni i kao takvi mogu biti štetni ili smrtonosni za biološke organizme u dovoljnim količinama. Ova visoka reaktivnost je posledica velike elektronegativnosti atoma zbog njihovog visokog efektivnog nuklearnog naboja. Pošto halogeni imaju sedam valentnih elektrona na svom najudaljenijem nivou energije, oni mogu dobiti elektron reagujući sa atomima drugih elemenata kako bi zadovoljili pravilo okteta. Fluor je najreaktivniji od svih elemenata; to je jedini element koji je elektronegativniji od kiseonika, on napada inače inertne materijale poput stakla i formira jedinjenja sa obično inertnim plemenitim gasovima. To je korozivan i visoko toksičan gas. Reaktivnost fluora je takva da, ako se koristi ili skladišti u laboratorijskom staklenom posuđu, može reagovati sa staklom u prisustvu malih količina vode i formirati silicijum tetrafluorid (SiF4). Prema tome, sa fluorom se mora rukovati supstancama kao što su teflon (koji je i sam organofluorovo jedinjenje), izuzetno suvo staklo ili metali poput bakra ili čelika, koji na svojoj površini stvaraju zaštitni sloj fluorida.
Visoka reaktivnost fluora omogućava neke od najjačih mogućih veza, posebno za ugljenik. Na primer, teflon je Fluor povezan ugljenikom i izuzetno je otporan na termičke i hemijske napade i ima visoku tačku topljenja.
Molekuli uredi
Diatomski halogeni molekuli uredi
Halogeni formiraju homonuklearne dvoatomne molekule (nije dokazano za astat). Zbog relativno slabih međumolekulskih sila, hlor i fluor čine deo grupe poznate kao „elementarni gasovi”. model strukture molekula halogena
| halogen | molekul | struktura | model | d(X−X) / pm (gasna faza) |
d(X−X) / pm (čvrsta faza) |
|---|---|---|---|---|---|
| fluor | F2 |  |
 |
143 | 149 |
| hlor | Cl2 |  |
 |
199 | 198 |
| brom | Br2 |  |
 |
228 | 227 |
| jod | I2 |  |
 |
266 | 272 |
Elementi postaju manje reaktivni i imaju veće tačke topljenja kako se povećava atomski broj. Veće tačke topljenja uzrokovane su jačim Londonovim disperzionim silama koje su rezultat više elektrona.
Jedinjenja uredi
Vodonični halidi uredi
Zapaženo je da svi halogeni reaguju sa vodonikom i formiraju vodonične halide. Za fluor, hlor i brom, ova reakcija je u obliku:
- H2 + X2 → 2HX
Međutim, vodonik-jodid i vodik-astatid se mogu ponovo podeliti na sastavne elemente.[6]
Reakcije vodonik-halogen postupno postaju manje reaktivne prema težim halogenima. Reakcija fluor-vodonik je eksplozivna čak i kada je mračno i hladno. Reakcija hlor-vodonik je takođe eksplozivna, ali samo u prisustvu svetlosti i toplote. Reakcija broma i vodonika je još manje eksplozivna; ta smeša je eksplozivna samo ako je izložena plamenu. Jod i astat samo delimično reaguju sa vodonikom, formirajući ravnoteže.[6]
Svi halogeni formiraju binarna jedinjenja sa vodonikom poznata kao vodonik halogenidi: fluorovodonik (HF), hlorovodonik (HCl), bromovodonik (HBr), jodovodonik (HI) i astatovodonik (HAt). Sva ova jedinjenja formiraju kiseline kada se pomešaju sa vodom. Vodonik-fluorid je jedini vodonik-halogenid koji formira vodonične veze. Hlorovodonična kiselina, bromovodonična kiselina, jodovodonična kiselina i hidroastatna kiselina su sve jake kiseline, ali je fluorovodična kiselina slaba kiselina.[7]
Svi halogenidi vodonika su iritantni. Fluorovodik i hlorovodonik su visoko kiseli. Fluorovodik se koristi kao industrijska hemikalija i veoma je toksičan, izazivajući plućni edem i oštećujući ćelije.[8] Hlorovodonik je takođe opasna hemikalija. Udisanje gasa sa više od pedeset delova na milion hlorovodonika može izazvati smrt kod ljudi.[9] Vodonik-bromid je još toksičniji i iritantniji od hlorovodonika. Udisanje gasa sa više od trideset delova na milion bromovodonika može biti smrtonosno za ljude.[10] Vodonik-jodid je, kao i drugi vodonik-halogenidi, otrovan.[11]
Metalni halidi uredi
Poznato je da svi halogeni reaguju sa natrijumom i formiraju natrijum fluorid, natrijum hlorid, natrijum bromid, natrijum jodid i natrijum astatid. Reakcija zagrejanog natrijuma sa halogenima proizvodi svetlo narandžasti plamen. Reakcija natrijuma sa hlorom je u obliku:
- 2Na + Cl2 → 2NaCl[6]
Gvožđe reaguje sa fluorom, hlorom i bromom i formira gvožđe(III) halide. Ove reakcije su u obliku:
- 2Fe + 3X2 → 2FeX3[6]
Međutim, kada gvožđe reaguje sa jodom, formira samo gvožđe(II) jodid.
- Fe+I2→FeI2
Gvozdena vuna može brzo reagovati sa fluorom i formirati belo jedinjenje gvožđe(III) fluorida čak i na niskim temperaturama. Kada hlor dođe u kontakt sa zagrejanim gvožđem, oni reaguju i formiraju crni gvožđe(III) hlorid. Međutim, ako su uslovi reakcije vlažni, ova reakcija će umesto toga rezultirati crvenkasto-smeđim produktom. Gvožđe takođe može reagovati sa bromom i formirati gvožđe(III) bromid. Ovo jedinjenje je crvenkasto-smeđe u suvim uslovima. Reakcija gvožđa sa bromom je manje reaktivna od reakcije sa fluorom ili hlorom. Vruće gvožđe takođe može reagovati sa jodom, ali stvara gvožđe(II) jodid. Ovo jedinjenje može biti sivo, ali je reakcija uvek zagađena viškom joda, te se sa sigurnošću ne zna. Reakcija gvožđa sa jodom je slabija od reakcije sa lakšim halogenima.[6]
Reference uredi
- ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
- ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
- ^ a b v g d Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks. ISBN 978-0199605637.
- ^ Page 43, Edexcel International GCSE chemistry revision guide, Curtis 2011
- ^ Greenwood & Earnshaw 1998, str. 804.
- ^ a b v g d Jim Clark (2011). „Assorted reactions of the halogens”. Pristupljeno 27. 2. 2013.
- ^ Jim Clark (2002). „The acidity of the hydrogen halides”. Pristupljeno 24. 2. 2013.
- ^ „Facts about hydrogen fluoride”. 2005. Arhivirano iz originala 2013-02-01. g. Pristupljeno 2017-10-28.
- ^ „Hydrogen chloride”. Pristupljeno 24. 2. 2013.
- ^ „Hydrogen bromide”. Pristupljeno 24. 2. 2013.
- ^ „Poison Facts:Low Chemicals: Hydrogen Iodid”. Pristupljeno 2015-04-12.
Literatura uredi
- Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
- Kugler, H. K.; Keller, C. (1985). 'At, Astatine', system no. 8a. Gmelin Handbook of Inorganic and Organometallic Chemistry. 8 (8th izd.). Springer-Verlag. ISBN 3-540-93516-9.
- Zuckerman, J. J.; Hagen, A. P. (1989). Inorganic Reactions and Methods, the Formation of Bonds to Halogens. John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-18656-4.
