Apa itu halogen? Unsur kimianya adalah fluor, klorin, yodium, dan astatin. Halogen dan senyawanya

KARAKTERISTIK UMUM

Halogen (dari halos Yunani - garam dan gen - pembentuk) - elemen dari subkelompok utama kelompok VII dari sistem periodik: fluor, klor, brom, yodium, astatin.

Meja. Struktur elektronik dan beberapa sifat atom dan molekul halogen

1) Konfigurasi elektronik umum dari tingkat energi eksternal - nS2nP5.
2) Dengan peningkatan jumlah ordinal elemen, jari-jari atom meningkat, keelektronegatifan berkurang, sifat non-logam melemah (sifat logam meningkat); halogen adalah oksidan kuat, kemampuan mengoksidasi unsur menurun dengan peningkatan massa atom.
3) Molekul halogen terdiri dari dua atom.
4) Dengan peningkatan massa atom, warnanya menjadi lebih gelap, titik leleh dan titik didih, serta kerapatan meningkat.
5) Kekuatan asam hidrohalat meningkat dengan meningkatnya massa atom.
6) Halogen dapat membentuk senyawa satu sama lain (misalnya BrCl)

FLUORIN DAN SENYAWANYA

Fluor F2 - ditemukan oleh A. Moissan pada tahun 1886

Properti fisik

Gas kuning muda; t ° pl. = -219 ° C, t ° mendidih = -183 ° C.

menerima

Elektrolisis kalium hidrofluorida meleleh KHF2:

Sifat kimia

F2 adalah oksidator terkuat dari semua zat:

1.2F2 + 2H2O ® 4HF + O2
2.H2 + F2 ® 2HF (dengan ledakan)
3. Cl2 + F2 ® 2ClF

Hidrogen fluorida

Properti fisik

Gas tidak berwarna, kita akan larut dengan baik dalam air t ° pl. = - 83,5 °C; bale t ° = 19,5 °C;

menerima

CaF2 + H2SO4 (conc.) ® CaSO4 + 2HF

Sifat kimia

1) larutan HF dalam air - asam lemah (asam fluorida):

HF «H + + F-

Garam asam hidrofluorat - fluorida

2) Asam fluorida melarutkan kaca:

SiO2 + 4HF ® SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF ® H2 asam heksafluorosilikat

KLORIN DAN SENYAWANYA

Klorin Cl2 - ditemukan oleh K. Scheele pada tahun 1774

Properti fisik

Gas warna kuning-hijau, t ° pl. = -101 ° C, bp t ° = -34°C

menerima

Oksidasi ion Cl- oleh oksidan kuat atau arus listrik:

MnO2 + 4HCl ® MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl ® 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl ® 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

elektrolisis larutan NaCl (metode industri):

2NaCl + 2H2O ® H2 + Cl2 + 2NaOH

Sifat kimia

Klorin adalah oksidator kuat.

1) Reaksi dengan logam:

2Na + Cl2 ® 2NaCl
Ni + Cl2 ® NiCl2
2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3

2) Reaksi dengan non-logam:

H2 + Cl2 –hn® 2HCl
2P + 3Cl2 ® 2PClЗ

3) Reaksi dengan air:

Cl2 + H2O «HCl + HClO

4) Reaksi dengan alkali:

Cl2 + 2KOH –5 ° C® KCl + KClO + H2O
3Cl2 + 6KOH –40 ° C® 5KCl + KClOЗ + 3H2O
Cl2 + Ca (OH) 2 ® CaOCl2 (pemutih) + H2O

5) Menggantikan brom dan yodium dari asam hidrohalat dan garamnya.

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr ® 2HCl + Br2

senyawa klorin
Hidrogen klorida

Properti fisik

Gas tidak berwarna dengan bau menyengat, beracun, lebih berat dari udara, mudah larut dalam air (1:400).
t ° pl. = -114 ° C, bp t ° = -85 °C.

menerima

1) Metode sintetis (industri):

H2 + Cl2 ® 2HCl

2) Metode hidrosulfat (laboratorium):

NaCl (padat) + H2SO4 (konk.) ® NaHSO4 + HCl

Sifat kimia

1) larutan HCl dalam air - asam klorida - asam kuat:

HCl «H + + Cl-

2) Bereaksi dengan logam dalam rentang tegangan hingga hidrogen:

2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2

3) dengan oksida logam:

MgO + 2HCl ® MgCl2 + H2O

4) dengan basa dan amonia:

HCl + KOH ® KCl + H2O
3HCl + Al (OH) 3 ® AlCl3 + 3H2O
HCl + NH3® NH4Cl

5) dengan garam:

CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + H2O + CO2
HCl + AgNO3 ® AgCl¯ + HNO3

Pembentukan endapan putih perak klorida, tidak larut dalam asam mineral, digunakan sebagai reaksi kualitatif untuk mendeteksi anion Cl- dalam larutan.
Klorida logam - garam asam klorida, mereka diperoleh dengan interaksi logam dengan klorin atau reaksi asam klorida dengan logam, oksida dan hidroksidanya; dengan pertukaran dengan beberapa garam

2Fe + 3Cl2 ® 2FeCl3
Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2
CaO + 2HCl ® CaCl2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O
Pb (NO3) 2 + 2HCl ® PbCl2¯ + 2HNO3

Kebanyakan klorida larut dalam air (dengan pengecualian perak, timbal dan klorida merkuri monovalen).

Asam hipoklorit HCl + 1O
H – O – Cl

Properti fisik

Tersedia hanya sebagai larutan encer encer.

menerima

Cl2 + H2O «HCl + HClO

Sifat kimia

HClO adalah asam lemah dan oksidator kuat:

1) Terurai, melepaskan oksigen atom

HClO - dalam terang® HCl + O

2) Dengan alkali memberikan garam - hipoklorit

HClO + KOH ® KClO + H2O

2HI + HClO ® I2¯ + HCl + H2O

Asam klorida HCl + 3O2
H – O – Cl = O

Properti fisik

Itu hanya ada dalam larutan berair.

menerima

Dibentuk oleh interaksi hidrogen peroksida dengan klorin (IV) oksida, yang diperoleh dari garam Berthollet dan asam oksalat dalam media H2SO4:

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + 2CO2 + 2СlO2 + 2H2O
2ClO2 + H2O2 ® 2HClO2 + O2

Sifat kimia

HClO2 adalah asam lemah dan zat pengoksidasi kuat; garam klorida - klorit:

HClO2 + KOH ® KClO2 + H2O

2) Tidak stabil, terurai pada penyimpanan

4HClO2 ® HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Asam klorida HCl + 5O3

Properti fisik

Stabil hanya dalam larutan berair.

menerima

Ba (ClO3) 2 + H2SO4 ® 2HClO3 + BaSO4¯

Sifat kimia

HClO3 - Asam kuat dan zat pengoksidasi kuat; garam asam klorat - klorat:

6P + 5HClO3 ® 3P2O5 + 5HCl
HClO3 + KOH ® KClO3 + H2O

KClO3 - garam Berthollet; itu diperoleh dengan melewatkan klorin melalui larutan KOH yang dipanaskan (40 ° C):

3Cl2 + 6KOH ® 5KCl + KClO3 + 3H2O

Garam Berthollet digunakan sebagai zat pengoksidasi; ketika dipanaskan, itu terurai:

4KClO3 - tanpa cat® KCl + 3KClO4
2KClO3 –MnO2 cat® 2KCl + 3O2

Asam perklorat HCl + 7O4

Properti fisik

Cairan tidak berwarna, bale t ° = 25 ° C, t ° pl. = -101 ° C.

menerima

KClO4 + H2SO4 ® KHSO4 + HClO4

Sifat kimia

HClO4 adalah asam yang sangat kuat dan zat pengoksidasi yang sangat kuat; garam asam perklorat - perklorat.

HClO4 + KOH ® KClO4 + H2O

2) Ketika dipanaskan, asam perklorat dan garamnya terurai:

4HClO4 –t ° ® 4ClO2 + 3O2 + 2H2O
KClO4 –t ° ® KCl + 2O2

BROMIN DAN SENYAWANYA

Brom Br2 - ditemukan oleh J. Balard pada tahun 1826.

Properti fisik

Cairan coklat dengan uap beracun yang berat; memiliki bau yang tidak menyenangkan; r = 3,14 g / cm3; t ° pl. = -8 °C; bale t ° = 58°C

menerima

Oksidasi ion Br - oksidan kuat:

MnO2 + 4HBr ® MnBr2 + Br2 + 2H2O
Cl2 + 2KBr ® 2KCl + Br2

Sifat kimia

Dalam keadaan bebas, bromin adalah zat pengoksidasi kuat; dan larutan berairnya, "air brom" (mengandung 3,58% brom), biasanya digunakan sebagai zat pengoksidasi lemah.

1) Bereaksi dengan logam:

2Al + 3Br2 ® 2AlBr3

2) Bereaksi dengan non-logam:

H2 + Br2 «2HBr
2P + 5Br2 ® 2PBr5

3) Bereaksi dengan air dan alkali:

Br2 + H2O «HBr + HBrO
Br2 + 2KOH ® KBr + KBrO + H2O

4) Bereaksi dengan zat pereduksi kuat:

Br2 + 2HI ® I2 + 2HBr
Br2 + H2S ® S + 2HBr

Hidrogen bromida HBr

Properti fisik

Gas tidak berwarna, mudah larut dalam air; bale t ° = -67 °C; t ° pl. = -87 °C.

menerima

2NaBr + H3PO4 –t ° ® Na2HPO4 + 2HBr

PBr3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HBr

Sifat kimia

Larutan hidrogen bromida - asam hidrobromat dalam air bahkan lebih kuat dari asam klorida. Ini masuk ke dalam reaksi yang sama seperti HCl:

1) Disosiasi:

HBr «H + + Br -

2) Dengan logam dalam rentang tegangan hingga hidrogen:

Mg + 2HBr ® MgBr2 + H2

3) dengan oksida logam:

CaO + 2HBr ® CaBr2 + H2O

4) dengan basa dan amonia:

NaOH + HBr ® NaBr + H2O
Fe(OH)3 + 3HBr ® FeBr3 + 3H2O
NH3 + HBr ® NH4Br

5) dengan garam:

MgCO3 + 2HBr ® MgBr2 + H2O + CO2
AgNO3 + HBr ® AgBr¯ + HNO3

Garam dari asam hidrobromat disebut bromida. Reaksi terakhir, pembentukan endapan perak bromida kuning yang tidak larut asam, berfungsi untuk mendeteksi anion Br - dalam larutan.

6) HBr adalah zat pereduksi kuat:

2HBr + H2SO4 (conc.) ® Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + Cl2 ® 2HCl + Br2

Dari asam oksigen brom, diketahui HBr + 1O hipobrom lemah dan HBr + 5O3 bromik kuat.
Yodium DAN SENYAWANYA

Yodium I2 - ditemukan oleh B. Courtois pada tahun 1811.

Properti fisik

Zat kristal berwarna ungu tua dengan kilau metalik.
r = 4,9 g / cm3; t ° pl = 114 ° C; titik didih = 185 °C. Mari kita larut dengan baik dalam pelarut organik (alkohol, CCl4).

menerima

Oksidasi ion I- oleh oksidan kuat:

Cl2 + 2KI ® 2KCl + I2
2KI + MnO2 + 2H2SO4 ® I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

Sifat kimia

1) dengan logam:

2Al + 3I2 ® 2AlI3

2) dengan hidrogen:

3) dengan zat pereduksi kuat:

I2 + SO2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HI
I2 + H2S ® S + 2HI

4) dengan alkali:

3I2 + 6NaOH ® 5NaI + NaIO3 + 3H2O

Hidrogen iodida

Properti fisik

Gas tidak berwarna dengan bau menyengat, kita akan larut dengan baik dalam air, t ° kip. = -35 °C; t ° pl. = -51 °C.

menerima

I2 + H2S ® S + 2HI

2P + 3I2 + 6H2O ® 2H3PO3 + 6HI

Sifat kimia

1) Larutan HI dalam air adalah asam hidroiodik kuat:

HI «H ++ I-
2HI + Ba (OH) 2 ® BaI2 + 2H2O

Garam dari asam hidroiodik - iodida (untuk reaksi HI lainnya, lihat St. HCl dan HBr)

2) HI adalah zat pereduksi yang sangat kuat:

2HI + Cl2 ® 2HCl + I2
8HI + H2SO4 (konsentrasi) ® 4I2 + H2S + 4H2O
5HI + 6KMnO4 + 9H2SO4 ® 5HIO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 9H2O

3) Identifikasi anion I- dalam larutan:

NaI + AgNO3 ® AgI¯ + NaNO3
HI + AgNO3 ® AgI¯ + HNO3

Endapan kuning tua dari perak iodida terbentuk, tidak larut dalam asam.

Asam oksigenat yodium

Asam iodat HI + 5O3

Zat kristal tidak berwarna, t ° pl. = 110 ° C, mudah larut dalam air.

Menerima:

3I2 + 10HNO3 ® 6HIO3 + 10NO + 2H2O

HIO3 adalah asam kuat (garam - iodat) dan oksidator kuat.

Asam iodat H5I + 7O6

Zat higroskopis kristal, mudah larut dalam air, titik leleh = 130 ° C.
Asam lemah (garam - periodat); zat pengoksidasi kuat.

karakteristik umum

Halogen termasuk lima unsur non-logam utama, yang terletak di golongan VII dari tabel periodik. Golongan ini mencakup unsur-unsur kimia seperti fluor F, klorin Cl, brom Br, yodium I, astatin At.

Halogen mendapatkan namanya dari kata Yunani, yang dalam terjemahan berarti pembentuk garam atau "pembentuk garam", karena, pada prinsipnya, sebagian besar senyawa yang mengandung halogen dan menyandang nama garam.

Halogen bereaksi dengan hampir semua zat sederhana, kecuali hanya beberapa logam. Mereka adalah oksidan yang cukup energik, memiliki bau yang sangat kuat dan menyengat, berinteraksi dengan baik dengan air, dan juga memiliki volatilitas dan elektronegativitas yang tinggi. Tetapi di alam mereka hanya dapat ditemukan sebagai senyawa.

Sifat fisik halogen

1. Bahan kimia sederhana seperti halogen terdiri dari dua atom;
2. Jika kita mempertimbangkan halogen dalam kondisi normal, maka Anda harus tahu bahwa fluor dan klorin dalam keadaan gas, sedangkan brom adalah zat cair, dan yodium dan astatin adalah zat padat.

3. Dalam halogen, titik leleh, titik didih dan massa jenis meningkat dengan meningkatnya massa atom. Juga, pada saat yang sama, warnanya berubah, menjadi lebih gelap.
4. Dengan setiap kenaikan nomor seri, aktivitas kimia menurun, elektronegativitas dan sifat non-logam menjadi lebih lemah.
5. Halogen memiliki kemampuan untuk membentuk senyawa satu sama lain, seperti BrCl.
6. Halogen pada suhu kamar dapat berada dalam ketiga wujud materi.
7. Penting juga untuk diingat bahwa halogen adalah bahan kimia yang cukup beracun.

Sifat kimia halogen

Ketika bereaksi secara kimia dengan logam, halogen bertindak sebagai agen pengoksidasi. Jika, misalnya, Anda menggunakan fluor, maka bahkan dalam kondisi normal ia bereaksi dengan sebagian besar logam. Tetapi aluminium dan seng menyala bahkan di atmosfer: + 2-1: ZnF2.

Mendapatkan halogen

Dalam produksi fluor dan klorin dalam skala komersial, elektrolisis atau larutan garam digunakan.

Jika Anda cermati gambar di bawah ini, Anda akan melihat bagaimana klorin dapat diperoleh dalam kondisi laboratorium menggunakan unit elektrolisis:

Gambar pertama menunjukkan instalasi untuk melelehkan natrium klorida, dan yang kedua untuk mendapatkan larutan natrium klorida.

Proses elektrolisis lelehan natrium klorida ini dapat direpresentasikan dalam bentuk persamaan ini:

Dengan bantuan elektrolisis tersebut, selain produksi klorin, hidrogen dan natrium hidroksida juga terbentuk:

Tentu saja, hidrogen diproduksi dengan cara yang lebih sederhana dan lebih murah, yang tidak dapat dikatakan tentang natrium hidroksida. Itu, seperti klorin, hampir selalu diperoleh hanya dengan elektrolisis larutan natrium klorida.

Jika Anda melihat gambar di atas, Anda akan melihat bagaimana klorin dapat diperoleh dengan cara laboratorium. Dan mereka mendapatkannya menggunakan interaksi asam klorida dengan oksida mangan:

Dalam industri, brom dan yodium diperoleh dengan memindahkan zat-zat ini oleh klorin dari bromida dan iodida.

Aplikasi halogen

Fluor, atau lebih tepat disebut copper fluoride (CuF2), memiliki aplikasi yang cukup luas. Ini digunakan dalam pembuatan keramik, enamel dan berbagai glasir. Panci Teflon di setiap rumah dan pendingin di lemari es dan AC juga berasal dari fluoride.

Selain untuk kebutuhan rumah tangga, teflon juga digunakan untuk keperluan medis, karena digunakan dalam pembuatan implan. Fluorida diperlukan dalam pembuatan lensa optik dan pasta gigi.

Klorin juga ditemukan dalam hidup kita secara harfiah di setiap langkah. Penggunaan klorin yang paling luas dan tersebar luas, tentu saja, adalah natrium klorida natrium klorida. Ini juga bertindak sebagai agen detoksifikasi dan digunakan dalam perang melawan es.

Selain itu, klorin sangat diperlukan dalam produksi plastik, karet sintetis, dan polivinil klorida, berkat itu kami mendapatkan pakaian, sepatu, dan hal-hal lain yang diperlukan dalam kehidupan kita sehari-hari. Ini digunakan dalam produksi pemutih, bubuk, pewarna, dan bahan kimia rumah tangga lainnya.

Brom umumnya diperlukan sebagai zat fotosensitif dalam pencetakan fotografi. Dalam pengobatan, digunakan sebagai obat penenang. Brom juga digunakan dalam produksi insektisida dan pestisida, dll.

Nah, yodium yang terkenal, yang tersedia di lemari obat setiap orang, terutama digunakan sebagai antiseptik. Selain sifat antiseptiknya, yodium hadir dalam sumber cahaya, dan juga merupakan asisten untuk mendeteksi sidik jari pada permukaan kertas.

Peran halogen dan senyawanya bagi tubuh manusia

Saat memilih pasta gigi di toko, mungkin Anda masing-masing memperhatikan fakta bahwa labelnya menunjukkan kandungan senyawa fluoride. Dan ini bukan tanpa alasan, karena komponen ini terlibat dalam konstruksi email dan tulang gigi, meningkatkan daya tahan gigi terhadap karies. Ini juga memainkan peran penting dalam proses metabolisme, berpartisipasi dalam pembangunan kerangka tulang dan mencegah munculnya penyakit berbahaya seperti osteoporosis.

Klorin juga berperan penting dalam tubuh manusia, karena berperan aktif dalam menjaga keseimbangan air-garam dan menjaga tekanan osmotik. Klorin terlibat dalam metabolisme tubuh manusia, pembangunan jaringan, dan yang juga penting - dalam menghilangkan kelebihan berat badan. Asam klorida, yang ada dalam komposisi jus lambung, sangat penting untuk pencernaan, karena tanpanya, proses pencernaan makanan tidak mungkin dilakukan.

Klorin diperlukan untuk tubuh kita dan harus memasukkannya dalam dosis yang diperlukan setiap hari. Namun jika kadar asupannya dalam tubuh terlampaui atau berkurang drastis, maka kita akan langsung merasakannya berupa edema, sakit kepala, dan gejala tidak menyenangkan lainnya yang tidak hanya mengganggu metabolisme, tetapi juga menyebabkan penyakit usus.

Pada manusia, sejumlah kecil bromin hadir di otak, ginjal, darah dan hati. Untuk tujuan pengobatan, bromin digunakan sebagai obat penenang. Tetapi dengan overdosis itu, bisa ada konsekuensi buruk yang dapat menyebabkan keadaan tertekan pada sistem saraf, dan dalam beberapa kasus gangguan mental. Kekurangan bromin dalam tubuh menyebabkan ketidakseimbangan antara proses eksitasi dan inhibisi.

Kelenjar tiroid kita tidak dapat hidup tanpa yodium, karena ia mampu membunuh mikroba yang masuk ke tubuh kita. Dengan kekurangan yodium dalam tubuh manusia, penyakit tiroid yang disebut gondok dapat dimulai. Dengan penyakit ini, gejala yang agak tidak menyenangkan muncul. Seseorang yang memiliki penyakit gondok merasa lemas, mengantuk, demam, mudah marah, dan kelelahan.

Dari semua ini, kita dapat menyimpulkan bahwa tanpa halogen, seseorang tidak hanya kehilangan banyak hal yang diperlukan dalam kehidupan sehari-hari, tetapi tanpa halogen, tubuh kita tidak akan dapat berfungsi secara normal.

Subkelompok halogen terdiri dari unsur-unsur fluor, klor, brom dan yodium.

Konfigurasi elektronik dari lapisan valensi luar halogen adalah dari jenis untuk fluor, klor, brom, dan yodium, masing-masing). Konfigurasi elektronik semacam itu menentukan sifat pengoksidasi khas halogen - semua halogen memiliki kemampuan untuk mengikat elektron, meskipun kemampuan pengoksidasi halogen melemah dalam transisi ke yodium.

Dalam kondisi normal, halogen ada dalam bentuk zat sederhana yang terdiri dari molekul diatomik dari jenis dengan ikatan kovalen. Sifat fisik halogen berbeda secara signifikan: jadi, dalam kondisi normal, fluor adalah gas yang sulit untuk dicairkan, klorin juga merupakan gas, tetapi mudah mencair, brom adalah cairan, yodium adalah padatan.

Sifat kimia halogen.

Tidak seperti semua halogen lainnya, fluor dalam semua senyawanya hanya menunjukkan satu keadaan oksidasi 1- dan tidak menunjukkan valensi variabel. Untuk halogen lain, keadaan oksidasi yang paling khas juga 1-, namun, karena adanya orbital bebas pada tingkat eksternal, mereka dapat menunjukkan bilangan oksidasi ganjil lainnya dari hingga karena pelepasan elektron valensi sebagian atau seluruhnya.

Fluor paling aktif. Sebagian besar logam, bahkan pada suhu kamar, menyala di atmosfernya, melepaskan sejumlah besar panas, misalnya:

Tanpa pemanasan, fluor juga bereaksi dengan banyak non-logam (hidrogen - lihat di atas), sementara juga melepaskan sejumlah besar panas:

Saat dipanaskan, fluor mengoksidasi semua halogen lainnya sesuai dengan skema:

di mana, dan dalam senyawa, bilangan oksidasi klorin, brom dan yodium adalah sama.

Akhirnya, ketika disinari, fluor bereaksi bahkan dengan gas inert:

Interaksi fluor dengan zat kompleks juga sangat kuat. Jadi, itu mengoksidasi air, sedangkan reaksinya eksplosif:

Klorin bebas juga sangat reaktif, meskipun aktivitasnya kurang dari fluor. Bereaksi langsung dengan semua zat sederhana, kecuali oksigen, nitrogen, dan gas mulia, misalnya:

Untuk reaksi-reaksi ini, serta untuk semua reaksi lainnya, kondisi terjadinya mereka sangat penting. Jadi, pada suhu kamar, klorin tidak bereaksi dengan hidrogen; ketika dipanaskan, reaksi ini berlangsung, tetapi ternyata sangat reversibel, dan dengan penyinaran yang kuat, reaksi ini berlangsung secara ireversibel (dengan ledakan) melalui mekanisme rantai.

Klorin bereaksi dengan banyak zat kompleks, misalnya, substitusi dan adisi dengan hidrokarbon:

Klorin mampu. menggantikan brom atau yodium dari senyawanya dengan hidrogen atau logam dengan pemanasan:

dan juga bereaksi reversibel dengan air:

Klorin, larut dalam air dan sebagian bereaksi dengannya, seperti yang ditunjukkan di atas, membentuk campuran kesetimbangan zat yang disebut air klorin.

Perhatikan juga bahwa klor di sisi kiri persamaan terakhir memiliki bilangan oksidasi 0. Sebagai hasil dari reaksi, beberapa atom klor memiliki bilangan oksidasi 1- (c), sementara yang lain (dalam asam hipoklorit). Reaksi seperti itu adalah contoh dari reaksi oksidasi-diri-penyembuhan diri, atau disproporsionasi.

Ingat bahwa klorin dapat bereaksi (tidak proporsional) dengan alkali dengan cara yang sama (lihat bagian Basa di 8).

Aktivitas kimia brom kurang dari fluor dan klorin, tetapi masih cukup tinggi karena fakta bahwa brom biasanya digunakan dalam keadaan cair dan oleh karena itu konsentrasi awalnya, hal lain dianggap sama, lebih tinggi daripada klorin. Sebagai reagen "lebih lembut", bromin banyak digunakan dalam kimia organik.

Perhatikan bahwa brom, seperti klorin, larut dalam air, dan, sebagian bereaksi dengannya, membentuk apa yang disebut "air brom", sedangkan yodium praktis tidak larut dalam air dan tidak dapat mengoksidasinya bahkan ketika dipanaskan; untuk alasan ini, tidak ada "air yodium".

Mendapatkan halogen.

Metode teknologi yang paling umum untuk memperoleh fluor dan klorin adalah elektrolisis lelehan garamnya (lihat 7). Brom dan yodium biasanya diproduksi di industri dengan cara kimia.

Di laboratorium, klorin diperoleh dengan aksi berbagai zat pengoksidasi pada asam klorida, misalnya:

Oksidasi yang lebih efisien dilakukan dengan kalium permanganat - lihat bagian "Asam" di 8.

Hidrogen halida dan asam hidrohalat.

Semua hidrogen halida berbentuk gas dalam kondisi normal. Ikatan kimia yang dilakukan dalam molekulnya adalah kovalen polar, dan polaritas ikatan pada baris menurun. Kekuatan ikatan juga menurun pada seri ini. Karena polaritasnya, semua hidrogen halida, tidak seperti halogen, sangat larut dalam air. Jadi, pada suhu kamar dalam 1 volume air, Anda dapat melarutkan sekitar 400 volume volume dan sekitar 400 volume

Ketika hidrogen halida dilarutkan dalam air, mereka terdisosiasi menjadi ion, dan larutan asam hidrohalat yang sesuai terbentuk. Selain itu, saat dilarutkan, HCI juga terdisosiasi hampir sempurna, oleh karena itu asam yang terbentuk termasuk yang kuat. Sebaliknya, asam fluorida (hidrofluorat) lemah. Hal ini disebabkan adanya asosiasi molekul HF akibat terjadinya ikatan hidrogen di antara mereka. Dengan demikian, kekuatan asam menurun dari HI ke HF.

Karena ion negatif asam hidrohalat hanya dapat menunjukkan sifat pereduksi, ketika asam ini berinteraksi dengan logam, oksidasi yang terakhir dapat terjadi hanya karena ion. Oleh karena itu, asam hanya bereaksi dengan logam yang berdiri dalam rangkaian tegangan di sebelah kiri hidrogen.

Semua halida logam, kecuali garam Ag dan Pb, mudah larut dalam air. Kelarutan perak halida yang rendah memungkinkan penggunaan reaksi pertukaran jenis

sebagai kualitatif untuk mendeteksi ion yang sesuai. Sebagai hasil dari reaksi, AgCl mengendap sebagai endapan putih, AgBr - putih kekuningan, Agl - kuning cerah.

Tidak seperti asam hidrohalat lainnya, asam fluorida berinteraksi dengan silikon oksida (IV):

Karena silikon oksida adalah bagian dari kaca, asam fluorida merusak kaca, dan oleh karena itu di laboratorium disimpan dalam wadah polietilen atau Teflon.

Semua halogen, kecuali fluor, dapat membentuk senyawa di mana mereka memiliki keadaan oksidasi positif. Yang paling penting dari senyawa ini adalah asam halogen yang mengandung oksigen dan garam serta anhidrida yang sesuai.

KELOMPOK VIIA. HALOGEN
FLUORIN, Klor, Brom, Yodium, ASTAT
Halogen dan terutama fluor, klorin dan bromin sangat penting untuk industri dan praktik laboratorium baik dalam keadaan bebas maupun dalam bentuk berbagai senyawa organik dan anorganik. Fluor adalah gas kuning pucat yang sangat reaktif yang mengiritasi saluran pernapasan dan menimbulkan korosi pada material. Klorin juga korosif, gas agresif kimia berwarna kuning kehijauan gelap kurang reaktif dibandingkan fluor. Ini banyak digunakan dalam konsentrasi rendah untuk desinfektan air (klorinasi), dan dalam konsentrasi tinggi beracun dan menyebabkan iritasi parah pada saluran pernapasan (gas klorin digunakan sebagai senjata kimia dalam Perang Dunia Pertama). Brom adalah cairan coklat kemerahan yang berat dalam kondisi normal, tetapi mudah menguap, berubah menjadi gas korosif. Yodium adalah padatan ungu gelap yang mudah menyublim. Astatin adalah unsur radioaktif, satu-satunya halogen yang tidak memiliki isotop stabil.
Dalam keluarga unsur-unsur ini, dibandingkan dengan subkelompok A lainnya, sifat non-logam paling menonjol. Bahkan yodium berat adalah non-logam yang khas. Anggota pertama dari keluarga, fluor, menunjukkan sifat "super non-logam". Semua halogen adalah akseptor elektron dan memiliki kecenderungan kuat untuk melengkapi oktet elektron dengan menerima satu elektron. Reaktivitas halogen menurun dengan bertambahnya nomor atom, dan secara umum, sifat-sifat halogen berubah sesuai dengan posisinya dalam tabel periodik. Meja Gambar 8a menunjukkan beberapa sifat fisika yang memungkinkan untuk memahami perbedaan dan keteraturan perubahan sifat dalam deret halogen. Fluor menunjukkan banyak sifat yang tidak biasa. Misalnya, ditemukan bahwa afinitas elektron fluor tidak setinggi klorin, dan sifat ini harus menunjukkan kemampuan untuk menerima elektron, mis. untuk aktivitas kimia. Fluor, di sisi lain, karena radius yang sangat kecil dan kedekatan kulit valensi dengan nukleus, harus memiliki afinitas tertinggi untuk elektron. Perbedaan ini, setidaknya sebagian, dijelaskan oleh energi ikat FF yang sangat rendah dibandingkan dengan ClCl (lihat entalpi disosiasi pada Tabel 8a). Untuk fluor adalah 159 kJ / mol, dan untuk klorin, 243 kJ / mol. Karena jari-jari kovalen fluor yang kecil, kedekatan pasangan elektron bebas dalam struktur: F: F: menentukan kemudahan pemutusan ikatan ini. Memang, fluor secara kimiawi lebih reaktif daripada klorin karena kemudahan pembentukan fluor atom. Nilai energi hidrasi (lihat Tabel 8a) menunjukkan reaktivitas tinggi ion fluorida: ion F terhidrasi dengan efek energi yang lebih besar daripada halogen lainnya. Jari-jari kecil dan, karenanya, kerapatan muatan yang lebih tinggi menjelaskan energi hidrasi yang besar. Banyak sifat yang tidak biasa dari ion fluor dan fluorida menjadi jelas ketika ukuran dan muatan ion diperhitungkan.
Menerima. Pentingnya industri besar halogen membuat tuntutan tertentu pada metode produksi mereka. Mengingat keragaman dan kompleksitas metode produksi, konsumsi dan biaya listrik, bahan baku dan kebutuhan produk sampingan menjadi penting.
Fluor. Karena agresivitas kimia ion fluorida dan klorida, elemen-elemen ini diperoleh secara elektrolitik. Fluor diperoleh dari fluorit: CaF2, bila diolah dengan asam sulfat, membentuk HF (asam fluorida); KHF2 disintesis dari HF dan KF, yang mengalami oksidasi elektrolitik dalam sel elektrolitik dengan ruang anoda dan katoda terpisah, dengan katoda baja dan anoda karbon; fluor F2 dilepaskan di anoda, dan hidrogen adalah produk sampingan di katoda, yang harus diisolasi dari fluor untuk mencegah ledakan. Untuk sintesis senyawa penting seperti polifluorokarbon, senyawa organik difluorinasi dalam sel elektrolitik dengan fluor, yang tidak memerlukan isolasi dan akumulasi fluor dalam wadah terpisah.
Klorin diproduksi terutama dari air garam NaCl dalam elektroliser dengan ruang anoda terpisah untuk mencegah klorin bereaksi dengan produk elektrolisis lainnya: NaOH dan H2; dengan demikian, elektrolisis menghasilkan tiga produk industri penting, klorin, hidrogen dan alkali. Untuk melakukan proses ini, berbagai modifikasi elektroliser digunakan. Klorin juga diperoleh sebagai produk sampingan dalam produksi elektrolitik magnesium dari MgCl2. Sebagian besar klorin digunakan untuk mensintesis HCl melalui reaksi dengan gas alam, sedangkan HCl digunakan untuk memperoleh MgCl2 dari MgO. Klorin juga terbentuk dalam metalurgi natrium dari NaCl, tetapi metode elektrolisis dari air garam lebih murah. Di laboratorium negara-negara industri, ribuan ton klorin dihasilkan dari reaksi 4HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2.
Brom diperoleh dari sumur dengan air garam, yang mengandung lebih banyak ion bromida daripada air laut, yang merupakan sumber bromin terpenting kedua. Ion bromida lebih mudah diubah menjadi bromin daripada ion fluorida dan klorida dalam reaksi serupa. Oleh karena itu, untuk mendapatkan brom, klorin digunakan, khususnya, sebagai zat pengoksidasi, karena aktivitas halogen dalam suatu kelompok menurun dari atas ke bawah dan setiap halogen yang sebelumnya berdiri menggantikan yang berikutnya. Dalam produksi bromin, air asin atau air laut sebelumnya diasamkan dengan asam sulfat, dan kemudian diolah dengan klorin sesuai dengan reaksi
2Br + Cl2 -> Br2 + 2Cl
Brom diperoleh kembali dari larutan dengan penguapan atau pembersihan, diikuti dengan penyerapannya oleh berbagai reagen, tergantung pada aplikasi lebih lanjut. Misalnya, ketika bereaksi dengan larutan natrium karbonat yang dipanaskan, kristal NaBr dan NaBrO3 diperoleh; setelah pengasaman campuran kristal, bromin diregenerasi, tidak memberikan metode akumulasi (penyimpanan) langsung, tetapi nyaman dari cairan beracun korosif ini dengan bau yang tidak menyenangkan. Brom juga dapat diserap dalam larutan SO2, di mana HBr terbentuk. Brom dapat dengan mudah dipisahkan dari larutan ini dengan melewatkan klorin (misalnya, untuk mereaksikan brom dengan etilena C2H4 untuk mendapatkan dibromoetilena C2H4Br2, yang digunakan sebagai zat antiknock untuk bensin). Produksi brom dunia lebih dari 300.000 ton/tahun.
Yodium diperoleh dari abu rumput laut, diolah dengan campuran MnO2 + H2SO4, dan dimurnikan dengan cara sublimasi. Iodida ditemukan dalam jumlah yang signifikan di air pengeboran bawah tanah. Yodium diperoleh dengan oksidasi ion iodida (misalnya, ion nitrit NO2 atau klorin). Yodium juga dapat diendapkan sebagai AgI, dari mana perak diregenerasi melalui interaksi dengan besi untuk membentuk FeI2. Yodium dipindahkan dari FeI2 dengan klorin. Nitrat Chili, yang mengandung campuran NaIO3, diproses untuk menghasilkan yodium. Ion iodida merupakan komponen penting dari makanan manusia, karena diperlukan untuk pembentukan hormon tiroksin yang mengandung yodium, yang mengontrol pertumbuhan dan fungsi tubuh lainnya.
Reaktivitas dan senyawa. Semua halogen bereaksi langsung dengan logam untuk membentuk garam, karakter ionik yang bergantung pada halogen dan logam. Dengan demikian, logam fluorida, terutama logam dari subkelompok IA dan IIA, adalah senyawa ionik. Derajat ionisitas ikatan menurun dengan peningkatan massa atom halogen dan penurunan reaktivitas logam. Halida ikatan ionik mengkristal dalam kisi kristal tiga dimensi. Misalnya, NaCl (garam meja) memiliki kisi kubik. Dengan peningkatan kovalensi ikatan, proporsi struktur berlapis meningkat (seperti pada CdCl2, CuCl2, CuBr2, PbCl2, PdCl2, FeCl2, dll.). Dalam keadaan gas, halida kovalen sering membentuk dimer, misalnya Al2Cl6 (dimer AlCl3). Dengan non-logam, halogen membentuk senyawa dengan ikatan kovalen yang hampir murni, misalnya, halida karbon, fosfor dan belerang (CCl4, dll.). Bilangan oksidasi maksimum non-logam dan logam ditunjukkan dalam reaksi dengan fluor, misalnya SF6, PF5, CuF3, CoF3. Upaya untuk mendapatkan iodida dengan komposisi yang sama gagal karena jari-jari atom yodium yang besar (faktor sterik) dan karena kecenderungan kuat unsur-unsur dalam keadaan oksidasi tinggi untuk mengoksidasi I menjadi I2. Selain sintesis langsung, halida dapat diperoleh dengan metode lain. Oksida logam dengan adanya karbon bereaksi dengan halogen untuk membentuk halida (misalnya, Cr2O3 diubah menjadi CrCl3). Tidak mungkin untuk mendapatkan CrCl3 dari CrCl3CH6H2O dengan dehidrasi, tetapi hanya klorida dasar (atau hidroksoklorida). Halida juga diperoleh dengan memperlakukan oksida dengan uap HX, misalnya:

CCl4 adalah agen klorin yang baik, misalnya untuk mengubah BeO menjadi BeCl2. SbF3 sering digunakan untuk fluorinasi klorida (lihat SO2ClF di atas).
Polihalida. Halogen bereaksi dengan banyak halida logam untuk membentuk polihalida senyawa yang mengandung spesies Xn1 anionik besar. Sebagai contoh:

Reaksi pertama memberikan metode yang mudah untuk memperoleh larutan I2 yang sangat pekat dengan menambahkan iodin ke dalam larutan KI yang pekat. Poliiodida mempertahankan sifat-sifat I2. Dimungkinkan juga untuk mendapatkan polihalida campuran: RbI + Br2 -> RbIBr2 RbIСl2 + Cl2 -> RbICl4
Kelarutan. Halogen memiliki beberapa kelarutan dalam air, namun, seperti yang diharapkan, karena sifat kovalen dari ikatan XX dan muatan kecil, kelarutannya rendah. Fluor sangat aktif sehingga menarik pasangan elektron dari oksigen air, sementara O2 bebas dilepaskan dan OF2 dan HF terbentuk. Klorin kurang aktif, tetapi bereaksi dengan air untuk menghasilkan beberapa HOCl dan HCl. Klorin hidrat (misalnya Cl2 * 8H2O) dapat dipisahkan dari larutan setelah didinginkan.
Yodium menunjukkan sifat yang tidak biasa ketika dilarutkan dalam berbagai pelarut. Ketika sejumlah kecil yodium dilarutkan dalam air, alkohol, keton dan pelarut yang mengandung oksigen lainnya, larutan coklat terbentuk (larutan 1% I2 dalam alkohol adalah antiseptik medis yang umum). Larutan iodin dalam CCl4 atau pelarut bebas oksigen lainnya berwarna ungu. Dapat diasumsikan bahwa molekul yodium dalam pelarut tersebut berperilaku serupa dengan keadaan mereka dalam fase gas, yang memiliki warna yang sama. Dalam pelarut yang mengandung oksigen, pasangan elektron oksigen ditarik ke orbital valensi yodium.
Oksida. Halogen membentuk oksida. Tidak ada pola sistematis atau periodisitas yang diamati pada sifat-sifat oksida ini. Persamaan dan perbedaan, serta metode utama untuk memperoleh oksida halogen ditunjukkan dalam tabel. 8b.
asam okso halogen. Dengan pembentukan asam okso, sifat sistematis halogen lebih jelas terwujud. Halogen membentuk asam halogen HOX, asam halogen HOXO, asam halogen HOXO2 dan asam halogen HOXO3, dimana X adalah halogen. Tetapi hanya klorin yang membentuk asam dari semua komposisi yang ditunjukkan, dan fluor sama sekali tidak membentuk asam okso, brom tidak membentuk HBrO4. Komposisi asam dan metode utama pembuatannya ditunjukkan pada tabel. 8c.

Semua asam halogen tidak stabil, tetapi HOClO3 murni adalah yang paling stabil (tanpa adanya zat pereduksi). Semua asam okso adalah oksidator kuat, tetapi laju oksidasi tidak selalu bergantung pada keadaan oksidasi halogen. Dengan demikian, HOCl (ClI) adalah oksidator yang cepat dan efektif, sedangkan HOClO3 (ClVII) encer tidak. Secara umum, semakin tinggi bilangan oksidasi halogen dalam asam okso, semakin kuat asamnya, oleh karena itu HClO4 (ClVII) adalah asam okso terkuat yang diketahui dalam larutan berair. Ion ClO4, yang terbentuk selama disosiasi asam dalam air, adalah ion negatif terlemah, donor pasangan elektron. Na dan Ca hipoklorit menemukan aplikasi industri dalam pemutihan dan pengolahan air. Senyawa interhalogen menghubungkan halogen yang berbeda satu sama lain. Halogen dengan jari-jari besar selalu memiliki bilangan oksidasi positif dalam senyawa tersebut (mengalami oksidasi), dan dengan jari-jari yang lebih kecil, senyawa yang lebih negatif (mengalami reduksi). Fakta ini mengikuti kecenderungan umum untuk mengubah aktivitas dalam rangkaian halogen. Meja 8d menunjukkan komposisi senyawa interhalogen yang diketahui (Halogen A dengan bilangan oksidasi lebih positif).
Senyawa interhalogen dibentuk oleh sintesis langsung dari unsur-unsur. Keadaan oksidasi 7, yang tidak biasa untuk yodium, diwujudkan dalam senyawa IF7, sedangkan halogen lain tidak dapat mengkoordinasikan 7 atom fluor. BrF3 dan ClF3 adalah zat cair yang secara kimiawi mirip dengan fluor, tetapi lebih nyaman untuk fluoridasi. Pada saat yang sama, BrF3 lebih efektif. Karena trifluorida adalah oksidan kuat dan dalam keadaan cair, mereka digunakan sebagai pengoksidasi bahan bakar roket.
Senyawa hidrogen. Halogen bereaksi dengan hidrogen, membentuk HX, dan dengan fluor dan klorin, reaksi berlangsung eksplosif dengan sedikit aktivasi. Interaksi dengan Br2 dan I2 berlangsung lebih lambat. Agar reaksi dengan hidrogen dapat berlangsung, cukup mengaktifkan sebagian kecil reagen menggunakan penerangan atau pemanasan. Partikel yang teraktivasi berinteraksi dengan yang tidak teraktivasi, membentuk HX dan partikel teraktivasi baru, yang melanjutkan proses, dan reaksi kedua partikel teraktivasi menurut reaksi utama berakhir dengan pembentukan produk. Contoh pembentukan HCl dari H2 dan Cl2:

Metode yang lebih mudah untuk memperoleh hidrogen halida daripada sintesis langsung memberikan, misalnya, reaksi berikut:

Dalam keadaan gas, HX adalah senyawa kovalen, tetapi dalam larutan air mereka (dengan pengecualian HF) menjadi asam kuat. Ini dijelaskan oleh fakta bahwa molekul air secara efektif menarik hidrogen dari halogen. Semua asam sangat larut dalam air karena hidrasi: HX + H2O -> H3O + + X
HF lebih rentan terhadap kompleksasi daripada hidrogen halida lainnya. Muatan pada H dan F sangat besar, dan atom-atom ini sangat kecil sehingga pembentukan ikatan HX dari jenis polimer dengan komposisi (HF) x, di mana x 3. Dalam larutan seperti itu, disosiasi di bawah aksi molekul air tidak lebih dari beberapa persen dari total jumlah ion hidrogen. Tidak seperti hidrogen halida lainnya, hidrogen fluorida aktif bereaksi dengan SiO2 dan silikat, melepaskan gas SiF4. Oleh karena itu, larutan berair HF (asam fluorida) digunakan dalam etsa kaca dan disimpan tidak dalam gelas, tetapi dalam wadah parafin atau polietilen. HF murni mendidih tepat di bawah suhu kamar (19,52 ° C), sehingga disimpan sebagai cairan dalam silinder baja. Larutan HCl dalam air disebut asam klorida. Larutan jenuh yang mengandung 36% (berat) HCl banyak digunakan dalam industri kimia dan laboratorium (lihat juga HIDROGEN).
Astatin. Unsur kimia dari keluarga halogen ini memiliki simbol At dan nomor atom 85, unsur ini hanya ada dalam jumlah kecil di beberapa mineral. Kembali pada tahun 1869, D.I. Mendeleev meramalkan keberadaannya dan kemungkinan penemuannya di masa depan. Astatin ditemukan oleh D. Corson, K. Mackenzie dan E. Segre pada tahun 1940. Lebih dari 20 isotop diketahui, di antaranya 210At dan 211At yang berumur paling lama. Menurut beberapa laporan, isotop astatine-211 terbentuk selama pemboman 20983Bi dengan inti helium; dilaporkan bahwa astatin larut dalam pelarut kovalen, dapat membentuk At, seperti halogen lainnya, dan kemungkinan ion AtO4 dapat diperoleh. (Data ini diperoleh pada larutan dengan konsentrasi 1010 mol/L.)

Halogen pada tabel periodik terletak di sebelah kiri gas mulia. Kelima unsur non-logam beracun ini berada dalam golongan 7 tabel periodik. Ini termasuk fluor, klorin, bromin, yodium, dan astatin. Meskipun astatin bersifat radioaktif dan hanya memiliki isotop berumur pendek, ia berperilaku seperti yodium dan sering disebut sebagai halogen. Karena unsur halogen memiliki tujuh elektron valensi, mereka hanya membutuhkan satu elektron tambahan untuk membentuk oktet penuh. Karakteristik ini membuat mereka lebih aktif daripada kelompok non-logam lainnya.

karakteristik umum

Halogen membentuk molekul diatomik (dalam bentuk X 2, di mana X menunjukkan atom halogen) - bentuk stabil dari keberadaan halogen dalam bentuk unsur bebas. Ikatan molekul diatomik ini bersifat non-polar, kovalen, dan tunggal. memungkinkan mereka untuk dengan mudah bergabung dengan sebagian besar elemen, sehingga mereka tidak pernah terjadi tanpa ikatan di alam. Fluor adalah halogen yang paling aktif, sedangkan astatin adalah yang paling sedikit.

Semua halogen membentuk garam Golongan I dengan sifat serupa. Dalam senyawa ini, halogen hadir sebagai anion halogen dengan muatan -1 (misalnya, Cl -, Br -). Akhiran -id menunjukkan adanya anion halida; misalnya Cl - disebut "klorida".

Selain itu, sifat kimia halogen memungkinkan mereka bertindak sebagai oksidan - untuk mengoksidasi logam. Sebagian besar reaksi kimia yang melibatkan halogen adalah redoks dalam larutan berair. Halogen membentuk ikatan tunggal dengan karbon atau nitrogen, di mana keadaan oksidasinya (CO) adalah -1. Ketika atom halogen digantikan oleh atom hidrogen yang terikat secara kovalen dalam senyawa organik, awalan halo dapat digunakan dalam pengertian umum, atau awalan fluoro, kloro, bromo, iodo dapat digunakan untuk halogen tertentu. Unsur-unsur halogen dapat berikatan silang untuk membentuk molekul diatomik dengan ikatan tunggal kovalen polar.

Klorin (Cl 2) menjadi halogen pertama yang ditemukan pada tahun 1774, diikuti oleh yodium (I 2), brom (Br 2), fluor (F 2) dan astatin (At, yang terakhir ditemukan pada tahun 1940). Nama "halogen" berasal dari akar kata Yunani hal- ("garam") dan -gen ("membentuk"). Bersama-sama, kata-kata ini berarti "pembentuk garam", menekankan fakta bahwa halogen bereaksi dengan logam untuk membentuk garam. Halit adalah nama untuk garam batu, mineral alami yang terdiri dari natrium klorida (NaCl). Dan akhirnya, halogen digunakan dalam kehidupan sehari-hari - fluoride terkandung dalam pasta gigi, klorin mendisinfeksi air minum, dan yodium meningkatkan produksi hormon tiroid.

unsur kimia

Fluor adalah unsur dengan nomor atom 9, dilambangkan dengan simbol F. Unsur fluor pertama kali ditemukan pada tahun 1886 dengan memisahkannya dari asam fluorida. Dalam keadaan bebasnya, fluor ada sebagai molekul diatomik (F 2) dan merupakan halogen paling melimpah di kerak bumi. Fluor adalah unsur paling elektronegatif dalam tabel periodik. Ini adalah gas kuning pucat pada suhu kamar. Fluor juga memiliki jari-jari atom yang relatif kecil. CO-nya adalah -1, kecuali untuk keadaan diatomik unsur, di mana keadaan oksidasinya adalah nol. Fluor sangat reaktif dan berinteraksi langsung dengan semua elemen kecuali helium (He), neon (Ne) dan argon (Ar). Dalam larutan H2O, asam fluorida (HF) adalah asam lemah. Meskipun fluor sangat elektronegatif, elektronegativitasnya tidak menentukan keasaman; HF adalah asam lemah karena ion fluor bersifat basa (pH> 7). Selain itu, fluor menghasilkan oksidan yang sangat kuat. Misalnya, fluor dapat bereaksi dengan xenon gas inert untuk membentuk zat pengoksidasi kuat, xenon difluorida (XeF 2). Fluorida memiliki banyak kegunaan.

Klorin adalah unsur dengan nomor atom 17 dan simbol kimia Cl. Ditemukan pada tahun 1774 dengan mengisolasinya dari asam klorida. Dalam keadaan dasar, ia membentuk molekul diatomik Cl 2. Klorin memiliki beberapa CO: -1, +1, 3, 5 dan 7. Pada suhu kamar, itu adalah gas hijau muda. Karena ikatan yang terbentuk antara dua atom klorin lemah, molekul Cl 2 memiliki kemampuan yang sangat tinggi untuk membentuk senyawa. Klorin bereaksi dengan logam membentuk garam yang disebut klorida. Ion klorin adalah ion yang paling umum ditemukan di air laut. Klorin juga memiliki dua isotop: 35 Cl dan 37 Cl. Natrium klorida adalah yang paling melimpah dari semua klorida.

Brom adalah unsur kimia dengan nomor atom 35 dan simbol Br. Ini pertama kali ditemukan pada tahun 1826. Dalam bentuk unsurnya, bromin adalah molekul Br 2 diatomik. Ini adalah cairan coklat kemerahan pada suhu kamar. CO-nya adalah -1, +1, 3, 4 dan 5. Brom lebih aktif daripada yodium, tetapi kurang aktif daripada klorin. Selain itu, bromin memiliki dua isotop: 79 Br dan 81 Br. Brom ditemukan dalam bromida yang dilarutkan dalam air laut. Dalam beberapa tahun terakhir, produksi bromida di dunia telah meningkat secara signifikan karena ketersediaannya dan umurnya yang panjang. Seperti halogen lainnya, bromin adalah agen pengoksidasi dan sangat beracun.

Yodium adalah unsur kimia dengan nomor atom 53 dan simbol I. Yodium memiliki bilangan oksidasi: -1, +1, +5 dan +7. Itu ada sebagai molekul diatomik, I 2. Pada suhu kamar, itu adalah padatan ungu. Yodium memiliki satu isotop stabil - 127 I. Ini pertama kali ditemukan pada tahun 1811 dengan bantuan alga dan asam sulfat. Saat ini, ion yodium dapat dilepaskan dalam air laut. Terlepas dari kenyataan bahwa yodium tidak terlalu larut dalam air, kelarutannya dapat meningkat dengan penggunaan iodida individu. Yodium memainkan peran penting dalam tubuh dengan berpartisipasi dalam produksi hormon tiroid.

Astatin adalah unsur radioaktif dengan nomor atom 85 dan simbol At. Kemungkinan keadaan oksidasinya adalah -1, +1, 3, 5 dan 7. Satu-satunya halogen yang bukan molekul diatomik. Dalam kondisi normal itu adalah padatan metalik hitam. Astatin adalah elemen yang sangat langka, sehingga sedikit yang diketahui tentangnya. Selain itu, astatin memiliki waktu paruh yang sangat singkat, tidak lebih dari beberapa jam. Diperoleh pada tahun 1940 sebagai hasil sintesis. Astatin diyakini mirip dengan yodium. Berbeda

Tabel di bawah ini menunjukkan struktur atom halogen, struktur lapisan terluar elektron.

Struktur lapisan terluar elektron ini membuat sifat fisik dan kimia halogen serupa. Pada saat yang sama, ketika membandingkan elemen-elemen ini, perbedaan juga diamati.

Sifat periodik dalam kelompok halogen

Sifat fisik zat sederhana halogen berubah dengan peningkatan nomor urut elemen. Untuk asimilasi yang lebih baik dan kejelasan yang lebih besar, kami menawarkan kepada Anda beberapa tabel.

Titik lebur dan titik didih dalam satu golongan meningkat dengan bertambahnya ukuran molekul (F

Tabel 1. Halogen. Sifat fisik: titik leleh dan titik didih

• Jari-jari atom meningkat.

Ukuran kernel meningkat (F< Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Tabel 2. Halogen. Sifat fisik: jari-jari atom

• Energi ionisasi berkurang.

Jika elektron valensi terluar tidak berada di dekat nukleus, maka tidak perlu banyak energi untuk memindahkannya darinya. Jadi, energi yang diperlukan untuk mendorong elektron terluar tidak begitu tinggi di bagian bawah golongan unsur, karena ada lebih banyak tingkat energi di sini. Selain itu, energi ionisasi yang tinggi menyebabkan unsur tersebut menunjukkan kualitas non-logam. Yodium dan tampilan astatin menunjukkan sifat logam karena energi ionisasi berkurang (At< I < Br < Cl < F).

Tabel 3. Halogen. Sifat fisik: energi ionisasi

• Keelektronegatifan berkurang.

Jumlah elektron valensi dalam atom meningkat dengan meningkatnya tingkat energi pada tingkat yang semakin rendah. Elektron semakin jauh dari nukleus; Dengan demikian, inti dan elektron keduanya tidak saling tarik menarik. Peningkatan perisai diamati. Oleh karena itu, Keelektronegatifan berkurang dengan bertambahnya periode (At< I < Br < Cl < F).

Tabel 4. Halogen. Sifat fisik: elektronegativitas

• Afinitas elektron berkurang.

Karena ukuran atom meningkat dengan periode, afinitas elektron, sebagai aturan, berkurang (B< I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Tabel 5. Afinitas elektron halogen

• Reaktivitas unsur berkurang.

Reaktivitas halogen menurun dengan bertambahnya periode (At

Hidrogen + halogen

Halida terbentuk ketika halogen bereaksi dengan unsur lain yang kurang elektronegatif membentuk senyawa biner. Hidrogen bereaksi dengan halogen membentuk HX halida:

• hidrogen fluorida HF;
• hidrogen klorida HCl;
• hidrogen bromida HBr;
• hidrogen iodida HI.

Hidrogen halida mudah larut dalam air untuk membentuk asam hidrogen halida (hidrofluorik, hidroklorik, hidrobromik, hidroiodik). Sifat-sifat asam ini diberikan di bawah ini.

Asam terbentuk melalui reaksi berikut: HX (aq) + H 2 O (l) → X - (aq) + H 3 O + (aq).

Semua hidrogen halida membentuk asam kuat kecuali HF.

Keasaman asam hidrohalat meningkat: HF

Asam fluorida mampu mengukir kaca dan beberapa fluorida anorganik untuk waktu yang lama.

Tampaknya berlawanan dengan intuisi bahwa HF adalah asam hidrohalat terlemah, karena fluor memiliki elektronegativitas tertinggi. Namun, ikatan H-F sangat kuat, membuat asam menjadi sangat lemah. Ikatan yang kuat ditentukan oleh panjang ikatan yang pendek dan energi disosiasi yang tinggi. Dari semua hidrogen halida, HF memiliki panjang ikatan terpendek dan energi disosiasi ikatan tertinggi.

Asam okso halogen

Asam okso halogen adalah asam dengan atom hidrogen, oksigen, dan halogen. Keasaman mereka dapat ditentukan dengan analisis struktural. Asam okso halogen tercantum di bawah ini:

• HOCl asam hipoklorit.
• Asam klorida HClO2.
• Asam klorida HClO3.
• Asam perklorat HClO4.
• Asam hipobrom HOBr.
• Asam bromat HBrO3.
• Asam bromat HBrO4.
• Asam hipoksia HOI.
• Asam iodat HIO3.
• Asam metaiodik HIO4, H5IO6.

Dalam masing-masing asam ini, sebuah proton terikat pada atom oksigen, jadi perbandingan panjang ikatan proton tidak berguna di sini. Peran dominan di sini dimainkan oleh elektronegativitas. Aktivitas asam meningkat dengan peningkatan jumlah atom oksigen yang terkait dengan atom pusat.

Penampilan dan keadaan materi

Sifat fisik dasar halogen dapat diringkas dalam tabel berikut.

Penjelasan penampilan

Warna halogen adalah hasil dari penyerapan cahaya tampak oleh molekul, yang menyebabkan elektron tereksitasi. Fluor menyerap cahaya ungu dan karena itu tampak kuning muda. Yodium, di sisi lain, menyerap cahaya kuning dan tampak ungu (kuning dan ungu adalah warna komplementer). Warna halogen menjadi lebih gelap dengan bertambahnya periode.

Dalam wadah tertutup, brom cair dan yodium padat berada dalam kesetimbangan dengan uapnya, yang dapat diamati sebagai gas berwarna.

Meskipun warna astatin tidak diketahui, diasumsikan bahwa warnanya harus lebih gelap dari yodium (yaitu hitam) sesuai dengan pola yang diamati.

Sekarang, jika Anda ditanya, "Jelaskan sifat fisik halogen," Anda akan memiliki sesuatu untuk dikatakan.

Keadaan oksidasi halogen dalam senyawa

Keadaan oksidasi sering digunakan sebagai pengganti istilah "valensi halogen". Biasanya, keadaan oksidasi adalah -1. Tetapi jika halogen terikat pada oksigen atau halogen lain, ia dapat mengambil keadaan lain: CO oksigen-2 memiliki prioritas. Dalam kasus dua atom halogen yang berbeda terikat bersama, atom yang lebih elektronegatif menang dan mengambil CO -1.

Misalnya, dalam yodium klorida (ICl), klor memiliki CO -1 dan yodium +1. Klorin lebih elektronegatif daripada yodium, jadi CO-nya -1.

Dalam asam bromat (HBrO 4), oksigen memiliki CO -8 (-2 x 4 atom = -8). Hidrogen memiliki keadaan oksidasi umum +1. Penambahan nilai-nilai ini memberikan CO sebesar -7. Karena CO akhir senyawa harus nol, CO brom adalah +7.

Pengecualian ketiga untuk aturan ini adalah keadaan oksidasi halogen dalam bentuk unsur (X 2), di mana CO-nya nol.

Mengapa CO2 dari fluor selalu -1?

Keelektronegatifan meningkat dengan bertambahnya periode. Oleh karena itu, fluor memiliki elektronegativitas tertinggi dari semua elemen, sebagaimana dibuktikan oleh posisinya dalam tabel periodik. Konfigurasi elektronnya adalah 1s 2 2s 2 2p 5. Jika fluor mendapatkan elektron lain, orbital p terluar terisi penuh dan membentuk oktet penuh. Karena fluor sangat elektronegatif, ia dapat dengan mudah mengambil elektron dari atom tetangga. Fluor dalam hal ini isoelektronik terhadap gas inert (dengan delapan elektron valensi), semua orbital terluarnya terisi. Dalam keadaan ini, fluor jauh lebih stabil.

Memperoleh dan menggunakan halogen

Di alam, halogen berada dalam keadaan anion; oleh karena itu, halogen bebas diperoleh dengan oksidasi dengan elektrolisis atau menggunakan oksidan. Misalnya, klorin diproduksi oleh hidrolisis larutan natrium klorida. Penggunaan halogen dan senyawanya beragam.

• Fluor... Terlepas dari kenyataan bahwa fluor sangat reaktif, digunakan di banyak area industri. Misalnya, ini adalah komponen kunci dari polytetrafluoroethylene (Teflon) dan beberapa fluoropolimer lainnya. Chlorofluorocarbons adalah organik yang sebelumnya telah digunakan sebagai refrigeran dan propelan dalam aerosol. Penggunaannya telah dihentikan karena kemungkinan dampaknya terhadap lingkungan. Mereka digantikan oleh hidroklorofluorokarbon. Fluoride ditambahkan ke pasta gigi (SnF 2) dan air minum (NaF) untuk mencegah kerusakan gigi. Halogen ini terkandung dalam tanah liat yang digunakan untuk produksi beberapa jenis keramik (LiF), digunakan dalam tenaga nuklir (UF 6), untuk mendapatkan antibiotik fluoroquinolone, aluminium (Na 3 AlF 6), untuk mengisolasi peralatan tegangan tinggi ( SF6).
• Klorin juga ditemukan berbagai kegunaan. Ini digunakan untuk mendisinfeksi air minum dan kolam renang. (NaClO) adalah bahan utama dalam pemutih. Asam klorida banyak digunakan di industri dan laboratorium. Klorin ditemukan dalam polivinil klorida (PVC) dan polimer lain yang digunakan untuk mengisolasi kabel, pipa, dan elektronik. Klorin juga terbukti berguna dalam industri farmasi. Obat-obatan yang mengandung klorin digunakan untuk mengobati infeksi, alergi, dan diabetes. Bentuk netral hidroklorida adalah komponen dari banyak obat. Klorin juga digunakan untuk sterilisasi dan desinfeksi peralatan rumah sakit. Di bidang pertanian, klorin adalah komponen dari banyak pestisida komersial: DDT (dichlorodiphenyltrichloroethane) digunakan sebagai insektisida pertanian, tetapi penggunaannya telah dihentikan.

• Brom karena sifatnya yang tidak mudah terbakar, digunakan untuk menekan pembakaran. Hal ini juga ditemukan dalam metil bromida, pestisida yang digunakan untuk menyimpan tanaman dan menghambat bakteri. Namun, penggunaan berlebihan telah dihapus karena dampaknya pada lapisan ozon. Brom digunakan dalam produksi bensin, film fotografi, alat pemadam kebakaran, obat-obatan untuk pengobatan pneumonia dan penyakit Alzheimer.
• Yodium memainkan peran penting dalam berfungsinya kelenjar tiroid. Jika tubuh tidak mendapatkan cukup yodium, kelenjar tiroid membesar. Untuk pencegahan gondok, halogen ini ditambahkan ke garam meja. Yodium juga digunakan sebagai antiseptik. Yodium ditemukan dalam larutan yang digunakan untuk membersihkan luka terbuka dan dalam semprotan disinfektan. Selain itu, perak iodida sangat penting dalam fotografi.
• Astatin- halogen radioaktif dan tanah jarang, oleh karena itu tidak digunakan di tempat lain. Namun, diyakini bahwa elemen ini dapat membantu yodium dalam pengaturan hormon tiroid.