Галоген - Halogen

Эта статья о химической серии. Для использования в других целях см. Галоген (значения).
Галогены
ВодородГелий
ЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеон
НатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргон
КалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецУтюгКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптон
РубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийБанкаСурьмаТеллурЙодКсенон
ЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоМеркурий (элемент)ТаллийСвинецВисмутПолонийАстатинРадон
ФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклиумКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБориумКалийМейтнерийДармштадтиумРентгенийКопернициумNihoniumФлеровийМосковиумЛиверморийTennessineОганессон
халькогены ←    → благородные газы
Номер группы ИЮПАК17
Имя по элементугруппа фтора
Банальное имягалогены
Номер группы CAS
(США, образец A-B-A)
VIIA
старый номер ИЮПАК
(Европа, схема А-Б)
VIIB
↓ Период
2
Изображение: жидкий фтор при криогенных температурах
Фтор (F)
9 Галоген
3
Изображение: газообразный хлор
Хлор (Cl)
17 Галоген
4
Изображение: жидкий бром
Бром (Br)
35 Галоген
5
Изображение: кристалл йода
Йод (Я)
53 Галоген
6Астатин (В)
85 Галоген
7Tennessine (Ц)
117 Галоген

Легенда

изначальный элемент
элемент от распада
Синтетический
Цвет атомного номера:
черный = сплошной, зеленый = жидкость, красный = газ

В галогены (/ˈчасæлədʒəп,ˈчасeɪ-,-лoʊ-,-ˌdʒɛп/[1][2][3]) площадь группа в периодическая таблица состоящий из пяти химически родственных элементы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (Я и астатин (В). Искусственно созданный элемент 117, Tennessine (Ts), также может быть галогеном. В современном ИЮПАК номенклатура, эта группа известна как группа 17.

Название «галоген» означает «солеобразователь». Когда галогены реагируют с металлами, они образуют широкий спектр солей, в том числе фторид кальция, хлорид натрия (поваренная соль поваренная), бромид серебра и йодистый калий.

Группа галогенов - единственная группа периодической таблицы который содержит элементы в трех основных состояния вещества в стандартная температура и давление. Все галогены при связывании с водородом образуют кислоты. Большинство галогенов обычно получают из минералы или же соли. Средние галогены - хлор, бром и йод - часто используются в качестве дезинфицирующие средства. Броморганические соединения - самый важный класс антипирены, в то время как элементарные галогены опасны и могут быть смертельно токсичными.

История

Минерал фтора фторошпар был известен еще в 1529 году. Ранние химики поняли, что соединения фтора содержат неоткрытый элемент, но не смогли его выделить. В 1860 г. Джордж Гор, английский химик, пропустил электрический ток через плавиковая кислота и, вероятно, производил фтор, но тогда он не смог доказать свои результаты. В 1886 г. Анри Муассан, химик из Парижа, исполнил электролиз на бифторид калия растворен в безводном фтороводород, и успешно выделил фтор.[4]

Соляная кислота был известен алхимики и ранние химики. Однако элементарный хлор не производился до 1774 г., когда Карл Вильгельм Шееле нагретая соляная кислота с диоксид марганца. Шееле назвал этот элемент «дефлогистированной соляной кислотой», так хлор был известен в течение 33 лет. В 1807 г. Хэмфри Дэви исследовали хлор и обнаружили, что это реальный элемент. Хлор в сочетании с соляной кислотой, а также серной кислотой в некоторых случаях создавал газообразный хлор, который был ядовитый газ в течение Первая Мировая Война. Он вытеснил кислород на загрязненных территориях и заменил обычный насыщенный кислородом воздух токсичным газообразным хлором. При котором газ будет сжигать человеческие ткани снаружи и внутри, особенно в легких, что затрудняет или делает невозможным дыхание в зависимости от уровня загрязнения.[4]

Бром был открыт в 1820-х гг. Антуан Жером Балар. Балард открыл бром, пропустив газообразный хлор через образец рассол. Первоначально он предложил название мурид для нового элемента, но Французская Академия изменил название элемента на бром.[4]

Йод был открыт Бернар Куртуа, кто использовал водоросли зола как часть процесса селитра производство. Куртуа обычно кипятил золу морских водорослей с водой, чтобы получить хлорид калия. Однако в 1811 году Куртуа добавил серную кислоту в свой процесс и обнаружил, что при его процессе образуются пурпурные пары, которые конденсируются в черные кристаллы. Подозревая, что эти кристаллы были новым элементом, Куртуа отправил образцы другим химикам для исследования. Йод был доказан как новый элемент Жозеф Гей-Люссак.[4]

В 1931 г. Фред Эллисон утверждал, что обнаружил элемент 85 с магнитооптическая машина, и назвал элемент алабамином, но ошибся. В 1937 г. Раджендралал Де утверждал, что открыл элемент 85 в минералах, и назвал этот элемент дакинэ, но также ошибся. Попытка открытия 85-го элемента в 1939 г. Хория Хулубей и Иветт Кошуа через спектроскопия также безуспешно, как и попытка в том же году Уолтер Миндер, открывший йодоподобный элемент, образовавшийся в результате бета-распад из полоний. Элемент 85, теперь называемый астатином, был успешно произведен в 1940 г. Дейл Р. Корсон, K.R. Маккензи, и Эмилио Дж. Сегре, кто бомбил висмут с альфа-частицы.[4]

В 2010 году команда под руководством физика-ядерщика Юрий Оганесян с участием ученых из ОИЯИ, Национальная лаборатория Окриджа, Национальная лаборатория Лоуренса Ливермора, и Университет Вандербильта успешно бомбардировал атомы берклия-249 атомами кальция-48, чтобы получить теннесин-294. По состоянию на 2019 год это самый последний обнаруженный элемент.

Этимология

В 1811 году немецкий химик Иоганн Швайггер предложил, чтобы название «галоген», означающее «производитель соли», от αλς [als] «соль» и γενειν [генеин] «порождать», заменило название «хлор», предложенное английским химиком Хэмфри Дэви.[5] Имя Дэви для элемента преобладало.[6] Однако в 1826 г. Шведский химик Барон Йенс Якоб Берцелиус предложил термин «галоген» для элементов фтора, хлора и йода, которые производят морская соль -подобное вещество, когда они образуют сложный с щелочным металлом.[7][8]

У всех названий элементов есть окончание -ine. Название фтора происходит от латинский слово дымоход, что означает «течь», потому что оно произошло от минерала фторошпар, который использовался как поток в металлообработке. Название хлора происходит от Греческий слово хлор, что означает «зеленовато-желтый». Название Брома происходит от греческого слова бромос, что означает «вонь». Название Йода происходит от греческого слова iodes, что означает «фиолетовый». Имя Астатина происходит от греческого слова Astatos, что означает «нестабильный».[4] Tennessine назван в честь штата США Теннесси.

Характеристики

Химическая

Галогены показывают тенденции изменения энергии химической связи, перемещающейся сверху вниз в столбце таблицы Менделеева, с незначительным отклонением фтора. Он следует тенденции иметь самую высокую энергию связи в соединениях с другими атомами, но он имеет очень слабые связи внутри двухатомного F2 молекула. Это означает, что ниже по группе 17 в периодической таблице химическая активность элементов уменьшается из-за увеличения размера атомов.[9]

Энергии галогенных связей (кДж / моль)[10]
ИксИкс2HXBX3AlX3CX4
F159574645582456
Cl243428444427327
Br193363368360272
я151294272285239

Галогены очень реактивный, и как таковые могут быть опасны или смертельны для биологические организмы в достаточном количестве. Такая высокая реактивность обусловлена ​​высоким электроотрицательность атомов из-за их высокого эффективный ядерный заряд. Поскольку галогены имеют семь валентных электронов на их внешнем энергетическом уровне, они могут получить электрон, реагируя с атомами других элементов, чтобы удовлетворить требованиям Правило октета. Фтор самый реактивный из всех элементов; это единственный элемент, более электроотрицательный, чем кислород, он разрушает инертные материалы, такие как стекло, и образует соединения с обычно инертными благородные газы. Это разъедающий и высокотоксичный газ. Реакционная способность фтора такова, что при использовании или хранении в лабораторной посуде он может реагировать со стеклом в присутствии небольшого количества воды с образованием тетрафторид кремния (SiF4). Таким образом, с фтором необходимо обращаться с такими веществами, как Тефлон (который сам по себе фторорганический соединение), чрезвычайно сухое стекло или металлы, такие как медь или сталь, которые образуют на своей поверхности защитный слой фторида.

Высокая реакционная способность фтора позволяет использовать одни из самых прочных возможных связей, особенно с углеродом. Например, тефлон связан фтором с углеродом, чрезвычайно устойчив к термическим и химическим воздействиям и имеет высокую температуру плавления.

Молекулы

Двухатомные молекулы галогена

Форма галогенов гомоядерный двухатомный молекулы (не доказано для астата). Из-за относительно слабых межмолекулярных взаимодействий хлор и фтор входят в группу, известную как «элементарные газы».

галогенмолекуластруктурамодельd(X − X) / pm
(газовая фаза)		d(X − X) / pm
(твердая фаза)
фтор
F2
Difluorine-2D-sizes.png
Фтор-3D-vdW.png
143
149
хлор
Cl2
Dichlorine-2D-sizes.png
Хлор-3D-vdW.png
199
198
бром
Br2
Дибром-2D-sizes.png
Бром-3D-vdW.png
228
227
йод
я2
Diiodine-2D-sizes.png
Йод-3D-vdW.png
266
272

По мере увеличения атомного номера элементы становятся менее химически активными и имеют более высокие температуры плавления. Более высокие температуры плавления вызваны более сильным Лондонские силы рассеивания в результате большего количества электронов.

Соединения

Галогениды водорода
Основная статья: Галогениды водорода

Все галогены реагируют с водородом с образованием галогениды водорода. Для фтора, хлора и брома эта реакция протекает в форме:

ЧАС2 + X2 → 2HX

Однако йодистый водород и астатид водорода могут расщепляться на составляющие их элементы.[11]

Реакции водород-галоген постепенно становятся менее реактивными по отношению к более тяжелым галогенам. Фтор-водородная реакция взрывоопасна, даже когда темно и холодно. Реакция хлор-водород также взрывоопасна, но только в присутствии света и тепла. Еще менее взрывоопасна реакция бром-водород; он взрывоопасен только при воздействии огня. Йод и астатин лишь частично реагируют с водородом, образуя равновесие.[11]

Все галогены образуют бинарные соединения с водородом, известные как галогениды водорода: фтороводород (ВЧ), хлористый водород (HCl), бромистый водород (HBr), йодистый водород (HI), и водородный астатид (Шляпа). Все эти соединения образуют кислоты при смешивании с водой. Фтористый водород - единственный галогенид водорода, который образует водородные связи. Соляная кислота, бромистоводородная кислота, йодистоводородная кислота и гидростатическая кислота - все это сильные кислоты, но фтористоводородная кислота является слабая кислота.[12]

Все галогениды водорода раздражители. Фтористый водород и хлористый водород очень кислый. Фтористый водород используется как промышленный химический и очень токсичный, вызывая отек легких и повреждающие клетки.[13] Хлороводород также является опасным химическим веществом. Вдыхание газа, содержащего более пятидесяти частей на миллион хлористого водорода, может вызвать смерть человека.[14] Бромистый водород даже более токсичен и раздражает, чем хлористый водород. Вдыхание газа, содержащего более тридцати частей на миллион бромистого водорода, может быть смертельным для человека.[15] Йодоводород, как и другие галогениды водорода, токсичен.[16]

Галогениды металлов
Основная статья: Галогениды металлов

Известно, что все галогены реагируют с натрием с образованием фторид натрия, хлорид натрия, бромид натрия, йодид натрия, и астатид натрия. Реакция нагретого натрия с галогенами дает ярко-оранжевое пламя. Реакция натрия с хлором протекает в форме:

2Na + Cl2 → 2NaCl[11]

Железо реагирует с фтором, хлором и бромом с образованием галогенидов железа (III). Эти реакции имеют форму:

2Fe + 3X2 → 2FeX3[11]

Однако, когда железо реагирует с йодом, оно образует только иодид железа (II).

Fe + I2→ FeI2

Железная вата может быстро реагировать с фтором с образованием белого соединения. фторид железа (III) даже при низких температурах. Когда хлор вступает в контакт с нагретым железом, они вступают в реакцию с образованием черного хлорид железа (III). Однако если условия реакции влажные, эта реакция вместо этого приведет к красновато-коричневому продукту. Железо также может реагировать с бромом с образованием бромид железа (III). В сухих условиях это соединение имеет красновато-коричневый цвет. Реакция железа с бромом менее реактивна, чем реакция с фтором или хлором. Горячее железо также может реагировать с йодом, но образует йодид железа (II). Это соединение может быть серым, но реакция всегда сопровождается избытком йода, поэтому это точно не известно. Реакция железа с йодом менее интенсивна, чем реакция с более легкими галогенами.[11]

Межгалогенные соединения
Основная статья: Интергалоген

Межгалогенные соединения имеют форму XYп где X и Y - галогены, а n - один, три, пять или семь. Межгалогенные соединения содержат не более двух различных галогенов. Большие интергалогены, такие как ClF3 может быть получен реакцией чистого галогена с меньшим межгалогеном, таким как ClF. Все интергалогены, кроме ЕСЛИ7 могут быть получены путем прямого объединения чистых галогенов в различных условиях.[17]

Межгалогены обычно более реакционноспособны, чем все двухатомные молекулы галогенов, кроме F2 потому что межгалогенные связи слабее. Однако химические свойства интергалогенов по-прежнему примерно такие же, как у двухатомный галогены. Многие интергалогены состоят из одного или нескольких атомов фтора, связанных с более тяжелым галогеном. Хлор может связываться с тремя атомами фтора, бром может связываться с пятью атомами фтора, а йод может связываться с семью атомами фтора. Большинство межгалогенных соединений ковалентный газы. Однако некоторые интергалогены представляют собой жидкости, например BrF.3, и многие йодсодержащие интергалогены представляют собой твердые вещества.[17]

Галогенорганические соединения

Многие синтетические органические соединения Такие как пластик полимеры и некоторые природные содержат атомы галогена; они известны как галогенированный соединения или органические галогениды. Хлор на сегодняшний день является самым распространенным из галогенов в морской воде и единственным, который необходим человеку в относительно больших количествах (в виде хлорид-ионов). Например, ионы хлорида играют ключевую роль в мозг функция, опосредуя действие тормозящего передатчика ГАМК и также используются организмом для выработки желудочного сока. Йод необходим в незначительных количествах для производства щитовидная железа гормоны, такие как тироксин. Органогалогены также синтезируются через нуклеофильная абстракция реакция.

Полигалогенированные соединения

Полигалогенированные соединения представляют собой промышленно созданные соединения, замещенные множеством галогенов. Многие из них очень токсичны и биоаккумулируются в организме человека и имеют очень широкий спектр применения. Они включают Печатные платы, ПБДЭ, и перфторированные соединения (ПФУ), а также многие другие соединения.

Реакции

Реакции с водой

Фтор бурно реагирует с водой с образованием кислород (O2) и фтороводород (ВЧ):[18]

2 F2(г) + 2 H2O (l) → O2(г) + 4 HF (водн.)

Хлор имеет максимальную растворимость ок. 7,1 г Cl2 на кг воды при температуре окружающей среды (21 ° C).[19] Растворенный хлор реагирует с образованием соляная кислота (HCl) и хлорноватистая кислота, решение, которое можно использовать как дезинфицирующее средство или же отбеливать:

Cl2(г) + H2O (l) → HCl (водн.) + HClO (водн.)

Бром имеет растворимость 3,41 г на 100 г воды,[20] но он медленно реагирует на формирование бромистый водород (HBr) и гипобромистая кислота (HBrO):

Br2(г) + H2O (l) → HBr (водн.) + HBrO (водн.)

Однако йод минимально растворим в воде (0,03 г / 100 г воды при 20 ° C) и не реагирует с ней.[21] Однако йод образует водный раствор в присутствии иодид-иона, например, при добавлении йодистый калий (KI), потому что трииодид ион образуется.

Физический и атомный

В таблице ниже приведены основные физические и атомные свойства галогенов. Данные, отмеченные вопросительными знаками, либо недостоверны, либо являются приблизительными периодические тенденции а не наблюдения.

ГалогенСтандарт атомный вес
(ты )[n 1][23]		Температура плавления
(K )		Температура плавления
(° C )		Точка кипения
(K )[24]		Точка кипения
(° C )[24]		Плотность
(г / см3при 25 ° C)		Электроотрицательность
(Полинг )		Первый энергия ионизации
(кДж · моль−1 )		Ковалентный радиус
(вечера )[25]
Фтор18.9984032(5)53.53−219.6285.03−188.120.00173.981681.071
Хлор[35.446; 35.457][n 2]171.6−101.5239.11−34.040.00323.161251.299
Бром79.904(1)265.8−7.3332.058.83.10282.961139.9114
Йод126.90447(3)386.85113.7457.4184.34.9332.661008.4133
Астатин[210][n 3]575302? 610? 337? 6.2–6.5[26]2.2? 887.7? 145[27]
Tennessine[294][n 4]? 623-823[28]? 350-550[29]? 883[30]? 610[31]? 7.1-7.3[32]-? 743[33]? 157[34]

Изотопы

Фтор имеет один стабильный и встречающийся в природе изотоп, фтор-19. Однако в природе есть следовые количества радиоактивного изотопа фтора-23, который образуется через кластерный распад из протактиний-231. Всего было открыто восемнадцать изотопов фтора с атомными массами от 14 до 31. Хлор имеет два стабильных и встречающихся в природе изотопы, хлор-35 и хлор-37. Однако в природе изотопа присутствуют следовые количества хлор-36, которое происходит через раскол аргона-36. Всего было обнаружено 24 изотопа хлора с атомными массами от 28 до 51.[4]

Есть два стабильных и встречающихся в природе изотопы брома, бром-79 и бром-81. Всего было обнаружено 33 изотопа брома с атомными массами от 66 до 98. Существует один стабильный и встречающийся в природе изотоп йода, йод-127. Однако в природе радиоактивного изотопа присутствуют следовые количества. йод-129, который возникает при скалывании и радиоактивном распаде урана в рудах. Несколько других радиоактивных изотопов йода также были созданы естественным путем в результате распада урана. Всего было обнаружено 38 изотопов йода с атомными массами от 108 до 145.[4]

Нет стабильных изотопы астата. Однако есть четыре встречающихся в природе радиоактивных изотопа астата, образующихся в результате радиоактивного распада уран, нептуний, и плутоний. Эти изотопы - астат-215, астат-217, астат-218 и астат-219. Обнаружен 31 изотоп астата с атомными массами от 191 до 227.[4]

У Tennessine есть только два известных синтетические радиоизотопы, теннессин-293 и теннессин-294.

Производство

Слева направо: хлор, бром, и йод при комнатной температуре. Хлор - это газ, бром - жидкость, а йод - твердое вещество. Фтор не удалось включить в изображение из-за его высокого реактивность, а также астат и теннессин из-за их радиоактивности.

Приблизительно шесть миллионов метрических тонн минерального фтора флюорит производятся каждый год. Ежегодно производится четыреста тысяч метрических тонн плавиковой кислоты. Газообразный фтор получают из плавиковой кислоты, производимой в качестве побочного продукта в фосфорная кислота производство. Приблизительно 15 000 метрических тонн газообразного фтора производится в год.[4]

Минерал галит это минерал, который чаще всего добывается для получения хлора, но минералы карналлит и сильвит также добываются для хлора. Сорок миллионов метрических тонн хлора производятся ежегодно электролиз из рассол.[4]

Ежегодно производится около 450 000 метрических тонн брома. Пятьдесят процентов всего производимого брома производится в Соединенные Штаты, 35% в Израиль, а большая часть остатка в Китай. Исторически бром производился путем добавления серная кислота и отбеливающий порошок в натуральный рассол. Однако в наше время бром производят путем электролиза, метода, изобретенного Герберт Доу. Также можно производить бром, пропуская хлор через морскую воду, а затем пропуская воздух через морскую воду.[4]

В 2003 году было произведено 22 000 метрических тонн йода. Чили производит 40% всего производимого йода, Япония производит 30%, а меньшие количества производятся в Россия и США. До 1950-х годов йод добывался из ламинария. Однако в наше время йод производится другими способами. Один из способов получения йода - смешивание диоксид серы с нитрат руды, содержащие йодаты. Йод также извлекается из натуральный газ поля.[4]

Хотя астатин встречается в природе, его обычно получают путем бомбардировки висмута альфа-частицами.[4]

Теннесин производится путем слияния берклия-249 и кальция-48.

Приложения

Дезинфицирующие средства

И хлор, и бром используются в качестве дезинфицирующие средства для питьевой воды, бассейнов, свежих ран, спа, посуды и поверхностей. Они убивают бактерии и другие потенциально опасные микроорганизмы через процесс, известный как стерилизация. Их реакционная способность также используется в отбеливание. Гипохлорит натрия, который производится из хлора, является активным ингредиентом большинства ткань отбеливатели и отбеливатели на основе хлора используются в производстве некоторых бумага товары. Хлор также реагирует с натрием с образованием хлорид натрия, поваренная соль.

Освещение

Галогенные лампы являются разновидностью лампа накаливания используя вольфрам нить накала в лампах, в которые добавлено небольшое количество галогена, например йода или брома. Это позволяет производить лампы намного меньшего размера, чем безгалогенные. лампы накаливания в то же мощность. Газ уменьшает истончение нити накала и почернение внутренней части колбы, в результате чего колба имеет гораздо больший срок службы. Галогенные лампы светятся при более высокой температуре (от 2800 до 3400 ° С). кельвины ) с более белым цветом, чем у других ламп накаливания. Однако для этого необходимо, чтобы лампы изготавливались из плавленый кварц вместо кварцевого стекла, чтобы уменьшить поломку.[35]

Компоненты препарата

В открытие лекарств, включение атомов галогена в ведущее лекарство-кандидат приводит к аналогам, которые обычно более липофильный и менее растворим в воде.[36] Как следствие, атомы галогена используются для улучшения проникновения через липидные мембраны и ткани. Отсюда следует, что некоторые галогенсодержащие препараты имеют тенденцию накапливаться в жировая ткань.

Химическая реакционная способность атомов галогена зависит как от точки их присоединения к свинцу, так и от природы галогена. Ароматный галогенные группы гораздо менее реактивны, чем алифатический галогенные группы, которые могут проявлять значительную химическую активность. Для алифатических связей углерод-галоген связь C-F является самой прочной и обычно менее химически реактивной, чем алифатические связи C-H. Другие связи алифатического галогена более слабые, их реакционная способность увеличивается вниз по таблице Менделеева. Обычно они химически более активны, чем алифатические связи C-H. Как следствие, наиболее распространенными галогенными заменами являются менее реакционноспособные ароматические группы фтора и хлора.

Биологическая роль

Анионы фтора содержатся в слоновой кости, костях, зубах, крови, яйцах, моче и волосах организмов. Анионы фтора в очень малых количествах могут быть необходимы человеку.[37] На литр крови человека приходится 0,5 миллиграмма фтора. Кости человека содержат от 0,2 до 1,2% фтора. Ткани человека содержат примерно 50 частей на миллиард фтора. Типичный 70-килограммовый человек содержит от 3 до 6 граммов фтора.[4]

Хлорид-анионы необходимы большому количеству видов, включая человека. Концентрация хлора в сухой вес зерновых составляет от 10 до 20 частей на миллион, а в картофель концентрация хлорида 0,5%. На рост растений отрицательно влияет уровень хлоридов в почва падает ниже 2 частей на миллион. Кровь человека содержит в среднем 0,3% хлора. Кости человека обычно содержат 900 частей на миллион хлора. Ткани человека содержат приблизительно от 0,2 до 0,5% хлора. В среднем на человека с весом 70 кг содержится 95 граммов хлора.[4]

Некоторое количество брома в виде бромид-аниона присутствует во всех организмах. Биологическая роль брома в организме человека не доказана, но некоторые организмы содержат броморганические соединения. Люди обычно потребляют от 1 до 20 миллиграммов брома в день. Обычно в человеческой крови содержится 5 частей на миллион брома, 7 частей на миллион брома в человеческих костях и 7 частей на миллион брома в тканях человека. Типичный 70-килограммовый человек содержит 260 миллиграммов брома.[4]

Люди обычно потребляют менее 100 мкг йода в день. Недостаток йода может вызвать Интеллектуальная недееспособность. Йодорганические соединения встречаются у людей в некоторых железы, особенно щитовидная железа, так же хорошо как желудок, эпидермис, и иммунная система. Продукты, содержащие йод, включают: треска, устрицы, креветка, сельдь, лобстеры, семена подсолнечника, водоросли, и грибы. Однако не известно, что йод играет биологическую роль в растениях. Обычно 0,06 миллиграммов на литр йода в крови человека, 300 частей на миллиард йода в человеческих костях и от 50 до 700 частей на миллиард йода в тканях человека. Типичный 70-килограммовый человек содержит от 10 до 20 миллиграммов йода.[4]

Астатин, хотя и очень редко, в микрограммах был обнаружен на Земле. [4]

Теннессин создан исключительно человеком и не играет никакой роли в природе.

Токсичность

Галогены имеют тенденцию к снижению токсичности по отношению к более тяжелым галогенам.[38]

Газообразный фтор чрезвычайно токсичен; вдыхание фтора в концентрации 25 частей на миллион потенциально смертельно. Плавиковая кислота также токсична, способна проникать через кожу и вызывать очень болезненные ощущения. ожоги. Кроме того, фторид-анионы токсичны, но не так токсичны, как чистый фтор. Фторид может быть смертельным в количестве от 5 до 10 граммов. Длительное потребление фторида выше концентрации 1,5 мг / л связано с риском стоматологический флюороз, эстетическое состояние зубов.[39] При концентрациях выше 4 мг / л повышается риск развития флюороз скелета, состояние, при котором переломы костей становятся более частым явлением из-за их твердения. Текущие рекомендуемые уровни в фторирование воды, способ предотвратить кариес, варьируются от 0,7 до 1,2 мг / л, чтобы избежать пагубного воздействия фтора и в то же время получить пользу.[40] Люди с уровнем между нормальным уровнем и уровнем, необходимым для флюороза скелета, как правило, имеют симптомы, похожие на артрит.[4]

Газообразный хлор очень токсичен. Вдыхание хлора в концентрации 3 частей на миллион может быстро вызвать токсическую реакцию. Вдыхание хлора с концентрацией 50 частей на миллион очень опасно. Вдыхание хлора с концентрацией 500 частей на миллион в течение нескольких минут смертельно. Вдыхание газообразного хлора очень болезненно.[38]

Чистый бром несколько токсичен, но менее токсичен, чем фтор и хлор. Сто миллиграммов брома смертельно опасны.[4] Бромид-анионы также токсичны, но в меньшей степени, чем бром. Бромид имеет смертельную дозу 30 граммов.[4]

Йод в некоторой степени токсичен, способен раздражать легкие и глаза, его предел безопасности составляет 1 миллиграмм на кубический метр. При пероральном приеме 3 грамма йода могут быть смертельными. Иодид-анионы в основном нетоксичны, но они также могут быть смертельными при попадании внутрь в больших количествах.[4]

Астатин очень радиоактивный и поэтому очень опасен, но он не был произведен в макроскопических количествах, и поэтому маловероятно, что его токсичность будет иметь большое значение для обычного человека.[4]

Теннессин нельзя исследовать химически из-за того, насколько короток его период полураспада, хотя его радиоактивность может сделать его очень опасным.

Супергалоген

Основная статья: Суператом

Некоторые алюминиевые кластеры обладают сверхатомными свойствами. Эти кластеры алюминия образуются в виде анионов (Al−
п с п = 1, 2, 3, ...) в газообразном гелии и реагировал с газом, содержащим йод. При масс-спектрометрическом анализе оказывается, что одним основным продуктом реакции является Al
13я−
.[41] Эти кластеры из 13 атомов алюминия с добавленным дополнительным электроном не реагируют с кислородом, когда он вводится в тот же газовый поток. Предполагая, что каждый атом высвобождает свои 3 валентных электрона, это означает, что присутствует 40 электронов, что является одним из магических чисел для натрия и подразумевает, что эти числа являются отражением благородных газов.

Расчеты показывают, что дополнительный электрон находится в кластере алюминия в месте, прямо противоположном атому йода. Следовательно, кластер должен иметь более высокое сродство к электрону, чем йод, и поэтому алюминиевый кластер называется супергалогеном (то есть вертикальные энергии отрыва электрона фрагментов, составляющих отрицательные ионы, больше, чем у любого атома галогена).[42] Кластерный компонент в Al
13я−
 ион похож на иодид-ион или бромид-ион. Связанные Al
13я−
2 ожидается, что кластер будет вести себя химически как трииодид ион.[43][44]

Смотрите также

Примечания

  1. ^ Число, указанное в скобки относится к погрешность измерения. Эта неопределенность относится к наименее значимая цифра (s) числа перед значением в скобках (т. е. отсчет от крайней правой цифры до левой). Например, 1.00794(7) означает 1.00794±0.00007, пока 1.00794(72) означает 1.00794±0.00072.[22]
  2. ^ Средний атомный вес этого элемента меняется в зависимости от источника хлора, а значения в скобках являются верхней и нижней границами.[23]
  3. ^ Элемент не имеет стабильной нуклиды, а значение в скобках указывает массовое число из самых долгоживущих изотоп элемента.[23]
  4. ^ Элемент не имеет стабильной нуклиды, а значение в скобках указывает массовое число из самых долгоживущих изотоп элемента.[23]

Рекомендации

  1. ^ Джонс, Дэниел (2017) [1917]. Питер Роуч; Джеймс Хартманн; Джейн Сеттер (ред.). Словарь английского произношения. Кембридж: Издательство Кембриджского университета. ISBN  978-3-12-539683-8.
  2. ^ «Галоген». Словарь Merriam-Webster.
  3. ^ «Галоген». Dictionary.com Несокращенный. Случайный дом.
  4. ^ а б c d е ж грамм час я j k л м п о п q р s т ты v ш Икс Эмсли, Джон (2011). Строительные блоки природы. ISBN  978-0199605637.
  5. ^ Schweigger, J.S.C. (1811 г.). "Nachschreiben des Herausgebers, die neue Nomenclatur Betreffend" [Постскриптум редактора по поводу новой номенклатуры]. Journal für Chemie und Physik (на немецком). 3 (2): 249–255. На стр. 251, Швайггер предложил слово «галоген»: "Man sage dafür lieber mit Richter Wortbildung Галоген (da schon in der Mineralogie durch Вернера Halit-Geschlecht dieses Wort nicht fremd ist) von αλς Зальц унд dem alten γενειν (дориш γενεν) Zeugen." (Вместо этого следует сказать, с надлежащей морфологией, «галоген» (это слово не является странным, поскольку [оно] уже в минералогии через «галитовые» разновидности Вернера) от αλς [als] «соль» и старого γενειν [генеин] (дорический γενεν) "порождать".)
  6. ^ Снелдерс, Х.А.М. (1971). "J. S. C. Schweigger: его романтизм и его кристаллическая электрическая теория материи". Исида. 62 (3): 328–338. Дои:10.1086/350763. JSTOR  229946. S2CID  170337569.
  7. ^ В 1826 году Берцелиус ввел термины Saltbildare (солеобразователи) и Корпорация Галогения (солеобразователи) для элементов хлора, йода и фтора. Видеть: Берцелиус, Якоб (1826). Årsberättelser om Framstegen i Physik och Chemie [Годовой отчет о достижениях в области физики и химии] (на шведском языке). 6. Стокгольм, Швеция: П.А. Norstedt & Söner. п. 187. С п. 187: "De förre af dessa, d. Ä. de electronegativa, dela sig i tre klasser: 1) den första innehåller kroppar, som förenade med de electropositiva, omedelbart frambringa salter, hvilka jag derför kallar Saltbildare (Корпорация Галогения). Desse utgöras af chlor, iod och fluor *) ". (Первые из них [т.е. элементы], электроотрицательные [элементы], делятся на три класса: 1) Первый включает вещества, которые [когда] соединяются с электроположительными [элементами], немедленно образуют соли, и поэтому я называю их «солеобразователи» (солеобразователи). Это хлор, йод и фтор *).)
  8. ^ Слово «галоген» появилось в английском языке еще в 1832 году (или раньше). См., Например: Berzelius, J.J. с A.D. Bache, пер., (1832) «Очерк химической номенклатуры, приставленный к трактату по химии», Американский журнал науки и искусства, 22: 248–276; см. например п. 263.
  9. ^ Страница 43, Руководство по пересмотру химии Edexcel International GCSE, Curtis 2011
  10. ^ Гринвуд и Эрншоу 1998, п. 804.
  11. ^ а б c d е Джим Кларк (2011). «Разные реакции галогенов». Получено 27 февраля, 2013.
  12. ^ Джим Кларк (2002). «КИСЛОТНОСТЬ ГАЛИДОВ ВОДОРОДА». Получено 24 февраля, 2013.
  13. ^ «Факты о фтористом водороде». 2005. Архивировано с оригинал на 2013-02-01. Получено 2017-10-28.
  14. ^ «Хлороводород». Получено 24 февраля, 2013.
  15. ^ «Водород бромистый». Получено 24 февраля, 2013.
  16. ^ «Факты о ядах: низкое содержание химикатов: йодид водорода». Получено 2015-04-12.
  17. ^ а б Саксена, П. Б. (2007). Химия межгалогенных соединений. ISBN  9788183562430. Получено 27 февраля, 2013.
  18. ^ «Окислительная способность элементов группы 7». Chemguide.co.uk. Получено 2011-12-29.
  19. ^ «Растворимость хлора в воде». Resistoflex.com. Получено 2011-12-29.
  20. ^ «Свойства брома». bromaid.org. Архивировано из оригинал 8 декабря 2007 г.
  21. ^ «Йодный паспорт безопасности». Hazard.com. 1998-04-21. Получено 2011-12-29.
  22. ^ «Стандартная неопределенность и относительная стандартная неопределенность». CODATA ссылка. Национальный институт стандартов и технологий. Получено 26 сентября 2011.
  23. ^ а б c d Визер, Майкл Э .; Коплен, Тайлер Б. (2011). «Атомный вес элементов 2009 г. (Технический отчет IUPAC)» (PDF). Pure Appl. Chem. 83 (2): 359–396. Дои:10.1351 / PAC-REP-10-09-14. S2CID  95898322. Получено 5 декабря 2012.
  24. ^ а б Лиде, Д. Р., изд. (2003). CRC Справочник по химии и физике (84-е изд.). Бока-Ратон, Флорида: CRC Press.
  25. ^ Слейтер, Дж. К. (1964). «Атомные радиусы в кристаллах». Журнал химической физики. 41 (10): 3199–3205. Bibcode:1964ЖЧФ..41.3199С. Дои:10.1063/1.1725697.
  26. ^ Бончев, Данаил; Каменская, Вергиния (1981). «Прогнозирование свойств 113–120 трансактинидных элементов». Журнал физической химии. 85 (9): 1177–86. Дои:10.1021 / j150609a021.
  27. ^ https://www.oughttco.com/astatine-facts-element-ar-606501
  28. ^ https://www.oughttco.com/element-117-facts-ununseptium-or-uus-3880071
  29. ^ https://www.oughttco.com/element-117-facts-ununseptium-or-uus-3880071
  30. ^ https://www.oughttco.com/element-117-facts-ununseptium-or-uus-3880071
  31. ^ https://www.oughttco.com/element-117-facts-ununseptium-or-uus-3880071
  32. ^ https://www.oughttco.com/element-117-facts-ununseptium-or-uus-3880071
  33. ^ https://www.webelements.com/tennessine/atoms.html
  34. ^ https://www.oughttco.com/element-117-facts-ununseptium-or-uus-3880071
  35. ^ "Галогенная лампа". Технический центр Эдисона. Получено 2014-09-05.
  36. ^ Томас, Г. (2000). Медицинская химия - введение. John Wiley & Sons, Западный Суссекс, Великобритания. ISBN  978-0-470-02597-0.
  37. ^ Фавелл, Дж. «Фтор в питьевой воде» (PDF). Всемирная организация здравоохранения. Получено 10 марта 2016.
  38. ^ а б Грей, Теодор (2010). Элементы. ISBN  9781579128951.
  39. ^ Fawell, J .; Bailey, K .; Чилтон, Дж .; Dahi, E .; Fewtrell, L .; Магара, Ю. (2006). «Руководства и стандарты» (PDF). Фторид в питьевой воде. Всемирная организация здоровья. С. 37–9. ISBN  978-92-4-156319-2.
  40. ^ «Заявление CDC по отчету Национального исследовательского совета (NRC) 2006 года о фториде в питьевой воде». Центры по контролю и профилактике заболеваний. 10 июля 2013 г. Архивировано с оригинал 9 января 2014 г.. Получено 1 августа, 2013.
  41. ^ Бержерон, Д. Э .; Кастлман, А. Велфорд; Морисато, Цугуо; Ханна, Шив Н. (2004). "Образование Al13я−: Доказательства супергалогенового характера Al13". Наука. 304 (5667): 84–7. Bibcode:2004Наука ... 304 ... 84B. Дои:10.1126 / science.1093902. PMID  15066775. S2CID  26728239.
  42. ^ Гири, Сантанаб; Бехера, Сваямпрабха; Йена, Пуру (2014). «Супергалогены как строительные блоки безгалогенных электролитов в литий-ионных батареях †». Angewandte Chemie. 126 (50): 14136. Дои:10.1002 / ange.201408648.
  43. ^ Болл, Филипп (16 апреля 2005 г.). «Новый вид алхимии». Новый ученый.
  44. ^ Бержерон, Д. Э .; Roach, P.J .; Castleman, A. W .; Jones, N.O .; Ханна, С. Н. (2005). «Суператомы Al кластера как галогены в полигалогенидах и как щелочные земли в йодидных солях». Наука. 307 (5707): 231–5. Bibcode:2005Научный ... 307..231B. Дои:10.1126 / science.1105820. PMID  15653497. S2CID  8003390.

дальнейшее чтение