ف-عناصر المجموعة السابعة. الهالوجينات (عناصر المجموعة السابعة من المجموعة الفرعية الرئيسية) ماذا تسمى عناصر المجموعة 7؟
9 ف 1 ق 2 2 ق 2 2 ص 5
17سل3س23ع5
35 ر 3 د 10 4 ث 2 4 ص 5
53 ط 4 د 10 5 ث 2 5 ص 5
85 في 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5
العناصر الخمسة للمجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة لها اسم مجموعة شائع "الهالوجينات" (هال)، والذي يعني "منتجة الملح".
تشمل المجموعة الفرعية من الهالوجينات الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين (الأستاتين عنصر مشع، ولم تتم دراسته إلا قليلاً). هذه هي العناصر p لمجموعة النظام الدوري لـ D.I. مندليف. وعلى مستوى الطاقة الخارجي، تحتوي ذراتها على 7 إلكترونات ns 2 np 5. وهذا ما يفسر القواسم المشتركة في خصائصها.
خصائص عناصر مجموعة الهالوجين الفرعية
إنهم يضيفون بسهولة إلكترونًا واحدًا لكل منهم، مما يُظهر حالة أكسدة قدرها -1. تتمتع الهالوجينات بهذه الدرجة من الأكسدة في المركبات التي تحتوي على الهيدروجين والمعادن.
ومع ذلك، يمكن لذرات الهالوجين، بالإضافة إلى الفلور، أن تظهر أيضًا حالات أكسدة إيجابية: +1، +3، +5، +7. يتم شرح القيم المحتملة لحالات الأكسدة من خلال البنية الإلكترونية، والتي يمكن تمثيلها لذرات الفلور من خلال الرسم التخطيطي
نظرًا لكونه العنصر الأكثر سالبية كهربية، فإن الفلور يمكنه قبول إلكترون واحد فقط لكل مستوى فرعي 2p. يحتوي على إلكترون واحد غير مزدوج، لذلك يمكن أن يكون الفلور أحادي التكافؤ فقط، وتكون حالة الأكسدة دائمًا -1.
يتم التعبير عن التركيب الإلكتروني لذرة الكلور بالرسم البياني:
تحتوي ذرة الكلور على إلكترون واحد غير متزاوج في المستوى الفرعي 3p وتكون الحالة الطبيعية (غير المثارة) للكلور أحادية التكافؤ. لكن بما أن الكلور موجود في الدورة الثالثة، فهو يحتوي على خمسة مدارات إضافية من المستوى الفرعي الثالث، والتي يمكن أن تستوعب 10 إلكترونات.
في الحالة المثارة لذرة الكلور، تنتقل الإلكترونات من المستويات الفرعية 3p و3s إلى المستوى الفرعي 3d (كما هو موضح بالأسهم في الشكل). يؤدي فصل (اقتران) الإلكترونات الموجودة في نفس المدار إلى زيادة التكافؤ بمقدار وحدتين. من الواضح أن الكلور ونظائره (باستثناء الفلور) يمكن أن يظهر فقط تكافؤ متغير فردي 1، 3، 5، 7 وحالات الأكسدة الإيجابية المقابلة. لا يحتوي الفلور على مدارات حرة، مما يعني أنه أثناء التفاعلات الكيميائية لا يوجد فصل للإلكترونات المزدوجة في الذرة. لذلك، عند النظر في خصائص الهالوجينات، من الضروري دائمًا مراعاة خصائص الفلور ومركباته.
المحاليل المائية لمركبات الهيدروجين من الهالوجينات هي الأحماض: HF - هيدروفلوريك (الفلوريك)، حمض الهيدروكلوريك - هيدروكلوريك (هيدروكلوريك)، HBr - هيدروبروميك، HI - هيدرووديك.
يحدد الهيكل المتطابق للطبقة الإلكترونية الخارجية (ns 2 np 5) التشابه الكبير بين العناصر.
مواد بسيطة - غير المعادن F 2 (غاز)، Cl 2 (غاز)، Br 2 (ل)، ل 2 (صلب).
عند تكوين روابط تساهمية، تستخدم الهالوجينات في أغلب الأحيان إلكترونًا واحدًا غير متزاوج متوفر في ذرة غير مستثارة، وتظهر B = I.
حالات التكافؤ من ذرات CI، Br، I.
من خلال تكوين روابط مع ذرات عناصر أكثر سالبية كهربية، يمكن لذرات الكلور والبروم واليود الانتقال من حالة التكافؤ الأرضي إلى حالة مثارة، والتي يصاحبها انتقال الإلكترونات إلى المدارات الشاغرة للمستوى الفرعي d. في هذه الحالة، يزداد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة، ونتيجة لذلك يمكن لذرات CI، Br، I أن تشكل عددًا أكبر من الروابط التساهمية:
الفرق بين F والهالوجينات الأخرى
في ذرة F، توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الثاني، والذي يحتوي فقط على مستويات فرعية s وp. وهذا يستبعد إمكانية انتقال ذرات F إلى حالات مثارة، وبالتالي فإن الفلور في جميع المركبات يُظهر ثابتًا B يساوي I. بالإضافة إلى ذلك، فإن الفلور هو العنصر الأكثر سالبية كهربية، ونتيجة لذلك يكون له أيضًا ثابت c. يا. -1.
أهم مركبات الهالوجين
I. هاليدات الهيدروجين HHal.
II الهاليدات المعدنية (أملاح الأحماض الهيدروهاليكية) هي مركبات الهالوجين الأكثر عددًا واستقرارًا
ثالثا. مركبات الهالوجين العضوية
رابعا. المواد المحتوية على الأكسجين:
أكاسيد غير مستقرة، والتي يمكن اعتبار وجود 6 أكاسيد منها موثوقًا (Cl 2 O، ClO 2، Cl 2 O 7، Br 2 O، BrO 2، I 2 O 5)؛
أحماض أوكسوادس غير مستقرة، والتي يتم عزل 3 أحماض منها فقط كمواد فردية (HClO 4، HlO 3، HlO 4)؛
أملاح الأحماض الأوكسية، وخاصة الكلوريتات والكلورات والبيركلورات.
تتضمن المجموعة السابعة أ العناصر التالية: الفلورFالكلورسي.آي.البرومر، اليود الأول، الأستاتينفي, - والتي لها اسم شائع الهالوجيناتوالتي تعني حرفيًا: إنتاج الملح. وهي غير معدنية وتنتمي إلى عائلة العناصر p.
توجد الهالوجينات (باستثناء الأستاتين) على نطاق واسع في الطبيعة. يتم الحصول على الأستاتين بشكل مصطنع. يقدر إجمالي محتوى الأستاتين في الطبقة القشرية بسمك 1.6 كم بـ ≈ 70 مجم. إنه مشع (عمر النصف للنظائر الأكثر استقرارًا هو 8.1 ساعة)، ولم تتم دراسته إلا قليلاً، وبالتالي لن نأخذه في الاعتبار.
لا توجد الهالوجينات في الطبيعة بشكل حر، ولا توجد إلا في شكل مقيد، أي. في شكل اتصالات مع العناصر الأخرى. الأكثر شيوعا في الطبيعة هي الكلور والفلور، ومحتواهما هو 0.19٪ و 0.03٪ من كتلة القشرة الأرضية، على التوالي.
تشكل مركبات الكلور والفلور في شكل معادن مختلفة رواسب مستقلة على الأرض. بالنسبة للكلور، فإن أهم المعادن الطبيعية هي الملح الصخريكلوريد الصوديوم، كارناليتبوكل ∙ ملغكل 2 ∙ 6 ح 2 يا، سيلفينيتبوكل ∙ كلوريد الصوديوم. أشهر معادن الفلورايد هي الفلوريت أو الفلورسباركاف 2 الكريوليتنا 3 الف 6 ، الفلوراباتيتكاليفورنيا 5 (ص.ب. 4 ) 3 F.
يعتبر البروم واليود من العناصر النزرة ولا يشكلان رواسب معدنية خاصة بهما. توجد كميات كبيرة من البروم واليود، إلى جانب الهالوجينات الأخرى، في مياه البحر على شكل أملاح مختلفة، حيث تمتصها الطحالب بنشاط.
هيكل ذرات الهالوجين وخصائصها الفيزيائية والكيميائية
تحتوي ذرات جميع الهالوجينات على 7 إلكترونات في طبقتها الإلكترونية الخارجية، ويمكن تمثيل تركيبها على النحو التالي:
يختلف الفلور عن الهالوجينات الأخرى في أنه لا يحتوي على مستوى فرعي d على طبقته الإلكترونية الخارجية.
يتم عرض بعض الخصائص الفيزيائية لذرات الهالوجين في الجدول 4.
جدول 4. الخصائص المقارنة لبعض الخواص الفيزيائية للهالوجينات والمواد البسيطة التي تتكون منها
|
نصف القطر المداري للذرة، نانومتر | ||||
|
طاقة التأين الأولى (Г 0 – 1 ē → Г +1)، كيلوجول/مول | ||||
|
تقارب الإلكترون، كيلوجول / مول | ||||
|
السالبية الكهربية حسب بولينج | ||||
|
طاقة الربط في جزيء مادة بسيطة G 2، kJ/mol | ||||
|
طول الرابطة في جزيء مادة بسيطة نانومتر | ||||
|
درجة انصهار المواد البسيطة o C |
في الحالة الطبيعية، تحتوي عناصر المجموعة VIIA على إلكترون واحد غير متزاوج على طبقتها الخارجية، لذا يمكنها تكوين رابطة تساهمية واحدة فقط مع الذرات الأخرى من خلال آلية التبادل (التكافؤ في هذه الحالة سيكون مساويًا لـ 1). عند الإثارة، يزيد عدد الإلكترونات غير المتزاوجة في الهالوجينات (ما عدا F) إلى 3 أو 5 أو 7 بسبب اقتران أزواج الإلكترونات.
وعليه فإن قيم التكافؤ المحتملة أثناء تكوين السندات عبر آلية التبادل في هذه الحالة ستكون أيضاً مساوية لـ 3 أو 5 أو 7.
الفلور، على عكس جميع الهالوجينات الأخرى، عادة ما يُظهر تكافؤًا قدره 1، لأنه لا يستطيع تبخير أزواج الإلكترون الخاصة به. من الناحية النظرية، يمكن للفلور، كعنصر من عناصر الفترة الثانية، أن يُظهر تكافؤًا أقصى قدره 4، إذا أخذنا في الاعتبار، بالإضافة إلى آلية التبادل، آلية المانح والمتقبل لتكوين الرابطة التساهمية. في الواقع، على طبقة الإلكترون الخارجية لذرة الفلور، إلى جانب إلكترون واحد غير متزاوج، هناك أيضًا 3 أزواج من الإلكترونات. بفضل عمله كمتبرع، يمكن للفلور أيضًا أن يشكل 3 روابط تساهمية. صحيح، يمكن للمرء أن يفترض أن الفلور سيكون "مترددا" في القيام بذلك، لأنه هو العنصر الأكثر سالبية كهربية ومن المعتاد أن يزيل أزواج الإلكترونات بدلاً من إعطائها لذرة أخرى، وإن كان ذلك للاستخدام المشترك.
المركب BF معروف، والذي يكون فيه تعدد الروابط 3. ويمكن تفسير هذه الحقيقة إذا افترضنا أن ذرة الفلور شكلت رابطة واحدة بواسطة آلية التبادل، والاثنتين الأخريين بواسطة آلية المانح والمتقبل.
الهالوجينات (باستثناءF) في المركبات يمكن أن تظهر حالات الأكسدة الإيجابية والسلبية.
إنها تظهر حالة أكسدة إيجابية عند التفاعل مع ذرات العناصر التي تكون أكثر سالبية كهربية منها. في هذه الحالة، تعمل الهالوجينات كعامل اختزال وتعطي إلكتروناتها غير المتزاوجة إلى ذرات أخرى من الطبقة الخارجية. ستكون قيمة حالة الأكسدة مساوية لـ +1 (في الحالة الثابتة)، +3، +5، +7 (في الحالة المثارة).
لا يمكن للفلور أن يظهر حالة أكسدة موجبة، لأنه العنصر الأكثر سالبية كهربية وفي التفاعلات الكيميائية يأخذ دائمًا إلكترونات من ذرات أخرى، ويعمل فقط كعامل مؤكسد، وفي جميع المركبات يظهر حالة أكسدة قدرها -1.
ولهذا السبب تلقي F 2 من الفلوريدات كيميائيا (باستخدام ذرات عنصر آخر مثل الأكسدة 2 F - - 2ē = F 2 0 )) لا يمكن تنفيذها. ولا يمكن القيام بذلك إلا كهربائيًا (عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور الفلورايد، على سبيل المثال، الملح).ناف ).
تظهر الهالوجينات الأخرى حالة أكسدة سلبية عند التفاعل مع ذرات العناصر الأقل سالبية كهربية منها. في هذه الحالة، تعمل كعامل مؤكسد وتأخذ من الذرات الأخرى إلكترونًا واحدًا مفقودًا لإكمال طبقتها الخارجية. قيمة حالة الأكسدة تساوي -1.
تشكل الهالوجينات مركبات عامة مع الهيدروجين
.
هذه مواد غازية (نقطة الغليان HF ≈ 16 درجة مئوية)، شديدة الذوبان في H 2 O. محاليلها المائية لها خصائص حمضية، وتزداد قوة هذه الأحماض في سلسلة HF، HCl، HBr، HI من اليسار إلى اليمين. أضعف حمض هو HF، والأقوى هو HI. ويرجع ذلك إلى حقيقة أن نصف قطر ذرات الهالوجين في المجموعة يزداد من أعلى إلى أسفل، مما يضعف قوة رابطة R-H (نظرًا لزيادة طولها) ويتم تقسيم أيونات H + بسهولة أكبر.
حمض الهيدروفلوريك أو الهيدروفلوريك HF أضعف إلى حد ما من جميع الأحماض الهيدروهاليكية الأخرى، وذلك بسبب قدرة جزيئاته على تكوين مركبات زميلة من النوع (HF) n (حيث يتراوح n من 1 إلى 8) بسبب تكوين روابط هيدروجينية:
ح - و ح - و؛ ح - و ح - و ح - ف، إلخ.
مع الأكسجين والهالوجينات (ما عداF) يمكن أن يشكل 4 أنواع من الأكاسيد:
.
(أكاسيد تم الحصول عليها للكلورCl 2 يا, Cl 2 يا 7; للبروم -ر 2 يا; لليود –أنا 2 يا, أنا 2 يا 5 , أنا 2 يا 7 . أكسيدر 2 يا 3 في شكل حر غير معزول لأي هالوجين).
أكاسيد تم الحصول عليها للكلور 
و 
، حيث يُظهر حالات أكسدة غير معهود +4 و +6. هذه مركبات غير مشبعة تمامًا وعرضة للتقليص. لديهم خصائص مغناطيسية، لأن تحتوي ذرات الكلور على إلكترون غير متزاوج.
يتم الحصول على جميع الأكاسيد ليس من خلال التفاعل المباشر لمواد الهالوجين البسيطة مع الأكسجين، ولكن بشكل غير مباشر. هذه هي أكاسيد حمضية. عندما تذوب في H 2 O، فإنها تشكل أحماض من النوع العام:
لكل عنصر، مع زيادة حالة الأكسدة، تزداد قوة الأحماض في تلك السلسلة من اليسار إلى اليمين. تتناقص قوة الأحماض التي تظهر فيها العناصر نفس درجة الأكسدة في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل. على سبيل المثال، في الصف:ح 
أوه 
أوه 
س- أقوى حمض هو HCلو. ويرجع ذلك إلى زيادة الخواص المعدنية للهالوجينات الموجودة في المجموعة من أعلى إلى أسفل، مما يؤدي بدوره إلى زيادة الخواص الأساسية لمركباتها المحتوية على الأكسجين.
يشكل الفلور مركبات مع الأكسجين 
و 
، حيث يظهر O حالة أكسدة موجبة تبلغ +2 أو +1. لذلك، هذه المواد ليست أكاسيد. مثل جميع مركبات الهالوجين المحتوية على الأكسجين، يتم الحصول عليها أيضًا بشكل غير مباشر.
تشكل الهالوجينات مواد بسيطة (تحمل نفس الأسماء)، تتكون جزيئاتها من ذرتين مرتبطتين برابطة تساهمية واحدة. علاوة على ذلكF 2 وCl 2 في الظروف العادية - الغازات،ر 2 - سائل،أنا 2 - مادة صلبة .
تتناقص قوة الروابط في جزيئات المواد البسيطة من الكلور إلى اليود. يقع F2 خارج هذا النمط، حيث تكون قوة الرابطة أقل بكثير من قوة الرابطة في جزيء Cl 2 (الجدول 4).
يمكن تفسير هذه الخصائص الشاذة للفلور بغياب المستوى الفرعي d الشاغر في الطبقة الإلكترونية الخارجية لذراته.
تحتوي ذرات الكلور والهالوجينات الأخرى على مدارات d حرة، وبالتالي هناك تفاعل إضافي بين المانح والمستقبل في جزيئات المواد البسيطة، مما يقوي الرابطة. ويظهر ذلك في الرسم البياني التالي:
كما يلي من الجدول 4، فإن طاقة التأين وطاقة تقارب الإلكترون والسالبية الكهربية النسبية لذرات الهالوجين في المجموعة تتناقص من الأعلى إلى الأسفل. وفقًا لهذا، ستنخفض أيضًا الخواص غير المعدنية للهالوجينات، وبالتالي القدرة المؤكسدة لذراتها والمواد البسيطة التي تشكلها في المجموعة من الأعلى إلى الأسفل.
يمكن لكل هالوجين في المنبع أن يحل محل الهالوجين في اتجاه المصب من مركباته بالهيدروجين والمعادن. على سبيل المثال، يمكن لـ Cl 2 أن يحل محل Br 2 وI 2. ويمكن لـ Br 2 أن يحل محل I 2 فقط:
Сl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl
ر2 + 2NaІ = І2 + 2NaBr
تحدث هذه التفاعلات عادةً في المحاليل المائية، لذا لا يشارك فيها F2، لأنه يفكك الماء بقوة:
2 ف2 + 2ح2يا = 4HF + يا2
الهالوجينات المتبقية قابلة للذوبان بشكل طفيف نسبيًا في H 2 O، وبدرجة أقل، تتفاعل معها بشكل عكسي وفقًا للمخطط التالي:
ز 2 + ح 2 س 
NG + منظمة غير حكومية
علاوة على ذلك، عند الانتقال من الكلور إلى اليود، يتحول توازن هذا التفاعل بشكل متزايد إلى اليسار، وبالنسبة لـ I 2 فهو غير معهود عمليا.
حلول Cl 2 و ر 2 في الماء تسمى مياه الكلور والبروم، على التوالي. بالإضافة إلى الهالوجينات نفسها، تحتوي هذه المحاليل على منتجات تفاعلها مع H2O، مما يمنحها بعض الخصائص المحددة.
مجموعة فرعية من المنغنيز- العناصر الكيميائية للمجموعة 7 من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية (حسب التصنيف القديم عناصر المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة السابعة). تضم المجموعة معادن انتقالية المنغنيزمن، التكنيشيومح و الرينيوميكرر. واستنادا إلى التكوين الإلكتروني للذرة، ينتمي العنصر أيضا إلى نفس المجموعة بوريوم Bh، توليفها بشكل مصطنع.
كما هو الحال في المجموعات الأخرى، يُظهر أعضاء عائلة العناصر هذه أنماطًا من التكوين الإلكتروني، وخاصة الأغلفة الخارجية، مما يؤدي إلى تشابه في الخواص الفيزيائية والسلوك الكيميائي:
تحتوي عناصر المجموعة 7 على 7 إلكترونات تكافؤ. كلها معادن حرارية بيضاء فضية. في سلسلة Mn - Tc - Re، يتناقص النشاط الكيميائي. الموصلية الكهربائية للرينيوم أقل بحوالي 4 مرات من التنغستن. ويعتبر هذا المعدن مادة ممتازة لصناعة خيوط المصابيح الكهربائية، وهي أقوى وأكثر متانة من خيوط التنغستن التقليدية. في الهواء، يتم تغطية المنغنيز المعدني المضغوط بطبقة رقيقة من الأكسيد، مما يحميه من المزيد من الأكسدة حتى عند تسخينه. على العكس من ذلك، في حالة سحق ناعما، فإنه يتأكسد بسهولة تامة.
اثنان من العناصر الأربعة في المجموعة، التكنيشيوم والبوريوم، مشعان بنصف عمر قصير إلى حد ما، ولهذا السبب لا يوجدان في الطبيعة.
يعد المنغنيز أحد العناصر المشتركة، حيث يشكل 0.03% من إجمالي عدد الذرات الموجودة في القشرة الأرضية. تحتوي العديد من الصخور على كميات صغيرة من المنغنيز. وفي الوقت نفسه، هناك أيضًا تراكمات لمركبات الأكسجين الخاصة به، خاصة على شكل معدن البيرولوسيت MnO 2 . ويبلغ الإنتاج العالمي السنوي من خامات المنغنيز حوالي 5 ملايين طن.
يمكن الحصول على المنغنيز النقي عن طريق التحليل الكهربائي لمحاليل أملاحه. يتم استهلاك حوالي 90٪ من إجمالي إنتاج المنغنيز في صناعة السبائك المختلفة القائمة على الحديد. ولذلك، فإن سبائكها ذات النسبة العالية من الحديد - المنغنيز الحديدي (60-90٪ منغنيز) - عادة ما يتم صهرها مباشرة من الخامات، والتي يتم استخدامها بعد ذلك لإدخال المنغنيز في سبائك أخرى. يتم صهر المنغنيز الحديدي من خليط من خامات المنجنيز والحديد في الأفران الكهربائية، ويتم اختزال المنجنيز بالكربون وفقا للتفاعل:
لم يتم العثور على التكنيتيوم في القشرة الأرضية. تم الحصول على كميات صغيرة جدًا منه صناعيًا، وقد وجد أن خواصه الكيميائية أقرب بكثير إلى الرينيوم منها إلى المنغنيز. ومع ذلك، لم يتم بعد إجراء دراسة تفصيلية للعنصر ومركباته.
محتوى الرينيوم في القشرة الأرضية صغير جدًا (9·10−9%). هذا العنصر متناثر للغاية: فحتى معظم المعادن الغنية بالرينيوم (الموليبدينيت) تحتوي عليه بكميات لا تتجاوز عادة 0.002٪ بالوزن. لم يجد الرينيوم ومشتقاته أي استخدام واسع النطاق حتى الآن. ومع ذلك، في عام 2007، بلغ الإنتاج العالمي من الرينيوم حوالي 45 طنا. وهو أيضًا عنصر نشط كيميائيًا.
10221 0
تتضمن المجموعة 17 F وCl وBr وI وAt (الجدولان 1 و2). كلمة الهالوجين ("هالة" + "جين") تعني "تكوين الملح". جميع العناصر غير معدنية. لديهم 7 إلكترونات في الغلاف الخارجي. نظرًا لارتفاع سالبيتها الكهربية وتفاعليتها، فهي غير موجودة في الطبيعة بشكل حر. ونظرًا لسهولة إضافة الإلكترون، فإنها تشكل أيونات الهاليد وبالتالي توجد في شكل جزيئات ثنائية الذرة. ترتبط الذرات في الجزيئات برابطة تساهمية نتيجة مشاركة زوج من الإلكترونات، أحدهما من الذرة. تتماسك جزيئات الهالوجين معًا بواسطة قوى فان دير فالس الضعيفة، وهو ما يفسر تقلبها العالي.
الجدول 1 . بعض الخواص الفيزيائية والكيميائية لمعادن المجموعة 17
|
|
اسم |
يتصل، في. وزن |
الصيغة الإلكترونية |
نصف القطر، مساء |
النظائر الرئيسية (%) |
|
|
الفلور الفلور [من اللات. فلوير - للتدفق] |
تساهمية 58 | |||||
|
الكلور الكلور [من اليونانية. الكلوروس - مخضر] |
تساهمية 99 | |||||
|
بروم بروم [من اليونانية. بروموس - رائحة كريهة] |
3د 10 4ث 2 4ص 5 |
تساهمية 114.2 |
79 في جي* (50.69) |
|||
|
اليود اليود [من اليونانية. اليود - الأرجواني] |
4د 10 5ث 25ص5 |
تساهمية 133 | ||||
|
أستاتين أستاتين [من اليونانية. أستاتوس - غير مستقر] |
4ف 14 5 د 10 6 ث 2 6 ص 5 |
جميع الهالوجينات سامة، ولها رائحة ولون نفاذ مميز، وتزداد شدتها باتجاه الجزء السفلي من المجموعة. تتكون هذه المجموعة من العناصر الأكثر تفاعلاً في الجدول الدوري. يزداد نصف القطر الذري والأيوني للهالوجينات، وكذلك أطوال الروابط في الجزيئات، باتجاه الجزء السفلي من المجموعة في الجدول الدوري. وعلى العكس من ذلك فإن طاقة تفكك الرابطة وقوتها تقل باستثناء الفلور.
هاليدات الفلزات القلوية (المجموعة 1) هي مركبات من النوع الأيوني. في هاليدات المعادن الأرضية القلوية (المجموعة 2)، بالإضافة إلى الأيونية، هناك مركبات من النوع التساهمي جزئيا. كلما انتقلت من اليسار إلى اليمين خلال فترة ما، تصبح هاليدات العناصر أكثر تساهمية. كما تزداد الطبيعة التساهمية للهاليدات كلما تحرك الشخص إلى أسفل المجموعة. علاوة على ذلك، إذا كان المعدن يمكن أن يوجد في عدة حالات أكسدة، فإن ارتباطه بالهاليد في أدنى هذه الحالات يكون أيونيًا بطبيعته، وفي أعلى يكون تساهميًا. تميل كل من هاليدات الفلزات ثنائية التكافؤ الأيونية والتساهمية إلى التبلور في شبكات ذات طبقات. الاستثناء هو CCl 2، وجود هيكل البوليمر. أيونات الهاليد هي بروابط في العديد من الأيونات المعقدة، مما يؤدي إلى إزاحة الروابط الأقل قوة مثل الماء.
هاليدات الفضة غير مستقرة في ضوء الشمس، وتتحلل إلى معدن وهالوجين. تُستخدم هذه الخاصية في التصوير الفوتوغرافي بالأبيض والأسود. وكانت البروميدات هي الأكثر حساسية للضوء اي جي. وتستخدم هاليدات الهيدروجين، والتي تعد من أشهر الأحماض القوية، على نطاق واسع. تزداد حموضة محاليلها المائية باتجاه قاع المجموعة. الاستثناء هو فلوريد الهيدروجين. محلول مائي ( حمض الهيدروفلوريك) لديه حموضة طفيفة بسبب قوة الرابطة ح - فوثابت تفكك حمض صغير.
الجدول 2.المحتوى الموجود في الجسم، الجرعات السامة (TD) والجرعات المميتة (LD) من معادن المجموعة 17
|
|
في القشرة الأرضية (%) |
فى المحيط (٪) |
في جسم الإنسان | ||||
|
متوسط (بوزن الجسم 70 كجم) |
الدم (ملغ / لتر) |
||||||
|
TD - 20 ملغ، LD - 2 جم |
|||||||
|
سامة |
|||||||
|
TD - 3 جم، LD -> 35 جم |
|||||||
|
(0.43-0.58)x10 -5 |
(0.05-5) ×10 -5 |
TD - 2 ملغ، LD - 35-350 جم |
|||||
|
آثار في بعض المعادن |
سامة بسبب النشاط الإشعاعي |
||||||
الفلور (F) – من حيث الانتشار فهو يحتل المرتبة 13 بين عناصر القشرة الأرضية، وهو العنصر الأكثر تفاعلاً، وأقوى العناصر المؤكسدة المنتجة صناعياً. في شكل غازي له لون أصفر شاحب. وتستخدم في الصناعة مركباته العضوية والبوليمرات وجميع أملاحه بشكل خاص كاف 2 - كتدفق في المعادن، و الف 3- أثناء الإنتاج آل. كميات كبيرة F 2 تم إنتاجها في الصناعة النووية للحصول عليها يو.اف. 6 في عمليات تخصيب الوقود النووي.
ترتيب وثيق للذرات في الجزيء Fوينتج عن ذلك تنافر قوي بين الإلكترونات غير المترابطة، وهو ما يفسر ضعف الرابطة في الجزيء. لذلك، الفلور في الحالة العنصرية في النموذج F 2 لم يتم العثور عليه ولكنه موجود على شكل أيون الفلورايد الكرايوليت بعلم المعادن نا 3 الف 6 و الفلورسبار (فلوريت) كاف 2 .
F دائمًا حالة أكسدة -1. يسمح نصف القطر التساهمي الصغير لها بتكوين مركبات ذات أرقام تنسيق عالية؛ على سبيل المثال، سادس 6 موجود، أ س.ج. 6 لا يمكن تشكيلها. أيونات الفلورايد المعدنية لها حجم أيوني صغير F- يسبب ارتفاع المحتوى الحراري شعرية والاستقرار الديناميكي الحراري.
بسبب قدرة الفلور المؤكسدة العالية، يمكن أن تتفاعل الهالوجينات مع بعضها البعض، وتشكل مركبات الهالوجين("المركبات البينية") ClF، ClF 3، BrF 5، IF 7، حيث تتراوح حالة أكسدة الهالوجينات الأخرى من +1 إلى +7.
بعد حضانة كبد الفئران مع نافيتركز الفلور الممتص في الميتوكوندريا ونواة خلايا الكبد. يتم امتصاصه من قبل الأنسجة العظمية (الأسنان والعظام والغضاريف) 3 مرات أكثر نشاطًا من الدم. يتم إخراج F بشكل رئيسي عن طريق الكلى. يرجع التأثير السام لأيونات الفلورايد إلى حقيقة أنها ترتبط وبالتالي تعطل تنشيط الأيونات في أنظمة الإنزيمات سا 2+ , ملغ 2+ مع تكوين الفلوريدات ضعيفة الذوبان. الأيونات المعقدة الجبهة الوطنية - , ب.ف. 4 - , سيف 6 2- بسبب قوة الروابط التساهمية في جزيئاتها، فهي غير نشطة بيولوجيا. F- يثبط البروتينات المعدنية.
الكلور (الكلور) - يوجد في الطبيعة بشكل رئيسي على شكل ملح صخري كلوريد الصوديوم. ويتم الحصول عليه منه عن طريق التحليل الكهربائي Cl 2- غاز أصفر مخضر كثيف ذو رائحة نفاذة. وفي الصناعة، يتم استخدامه كعامل تبييض وفي إنتاج المذيبات الكلورية العضوية والبوليمرات. وبالإضافة إلى ذلك، فإنه يستخدم على نطاق واسع لتعقيم المياه في محطات المياه بتركيزات (0.6-6)x10 -5 مول/كجم. ومع ذلك، عندما يتلوث الماء بمواد عضوية تحتوي على النيتروجين، فإن كلورة الماء تكون خطيرة لأن الذرات Clيمكن أن تحل محل ذرات H في جزيئات الألكانات والألكينات في التفاعلات الضوئية، أي عند تشعيعها بالضوء المرئي بطول موجة يتراوح بين 200-800 نانومتر. في هذه الحالة، يتم تشكيل مركبات الكلور العضوية السامة - المشتقات الديوكسين، على وجه الخصوص، شديدة السمية 2،3،7،8-رباعي كلورو ثنائي بنزو- ن- الديوكسين (الشكل 1). يشير مصطلح "الدايوكسينات" عمومًا إلى مركبات ثنائي البنزين والديوكسينات المتعددة الكلور. كلهم، حتى في تركيزات منخفضة للغاية، يقلل بشكل حاد من مناعة الإنسان ضد الالتهابات الفيروسية ويؤثر على الجهاز الوراثي.
أرز. 1.الديوكسينات (2،3،7،8-رباعي كلورو ثنائي بنزو-ب-ديوكسين)
اتصالات مع يا 2 (كلوروس حمض الهيدروكلوريكأملاح "الهيبوكلوريت" ؛ كلوريد حمض الهيدروكلوريك 2، أملاح "الكلوريت"؛ هيبوكلوروس حمض الهيدروكلوريك 3، أملاح "الكلورات"؛ الكلور حمض الهيدروكلوريك 4 الأحماض وأملاح بيركلورات، وكذلك الأنيونات وأكاسيدها) هي عوامل مؤكسدة؛ يتم استخدامها كمطهرات.
محتوى الكلور في أنسجة الثدييات قريب من محتواه في مياه البحر. أيونات الكلوريد Cl- تتوزع بالتساوي تقريبًا في جسم الكائنات الحية بكميات ملحوظة (من 70 إلى 103 مليمول / لتر). تفرز عن طريق الكلى. يسبب الكلور السائل حروقًا خطيرة للجلد، والكلور الغازي يسبب تهيجًا شديدًا للعينين والرئتين، ويشكل أحماض الهيدروكلوريك والهيبوكلوروس مع سائل الأنسجة. قد يتطور الالتهاب الرئوي في الرئتين.
البروم (ر) - سائل سميك أحمر غامق ذو رائحة نفاذة وأبخرة بنية كثيفة. وهو اللافلز الوحيد الذي يكون سائلاً في درجة حرارة الغرفة. ويستخدم كمادة مضافة للوقود، وكمانع للاحتراق في المواد المقاومة للحريق، وفي الدهانات والمبيدات الحشرية، وفي التصوير الفوتوغرافي. ومع ذلك، لم تتم دراسة الدور البيولوجي بشكل جيد ر 2 سامة. نسبة ر/كلفي الدم ما يقرب من 0.01، و ر- يوجد بشكل رئيسي في البلازما. يرافق الكلور في عمليات التمثيل الغذائي ويطرح في البول.
اليود (أنا) - مادة غير معدنية صلبة سوداء لامعة. يتسامى بسهولة. يتم استخدامه كمحلول كحولي مطهر وفي المضافات الغذائية والأصباغ والمحفزات وفي التصوير الفوتوغرافي. إنه ينتمي إلى العناصر ("الأساسية") الضرورية بيولوجيًا وهو جزء من هرمونات الغدة الدرقية. ويعتبر نقصه عاملا مؤهبا لتطور سرطان الغدة الدرقية وسرطان الثدي.
أنايتراكم بشكل انتقائي في الغدة الدرقية (أكثر من 80٪). يوديد أنا- يدخل الجسم ويتركز بسرعة في الغدة حيث يكون تركيزه أعلى بـ 25-500 مرة من تركيزه في الدم. في الغدة الدرقية، يتأكسد اليوديد إلى اليود، الذي، تحت تأثير إنزيم معين، يعمل على يود الحلقات العطرية من التيروزين في جزيئات الثيروجلوبولين لتكوين هرمونات النمو المحبة للدهون. هرمون الغدة الدرقية, يودوثيرونين, ثلاثي يودوثيرونين. يقوم اليود بتركيز 5 × 10 -5 م بفصل الفسفرة التأكسدية في الميتوكوندريا ويشكل بسهولة مخلبات غير قابلة للذوبان مع أيونات معدنية مشحونة بشكل مضاعف، خاصة مع ملغ 2+ و النائب 2+. ينشط نشاط الغدة الدرقية لاحتوائه على اليود هرمون الغدة الدرقية المحفز للغدة النخامية.
يؤدي نقص اليود في غذاء الإنسان إلى قصور الغدة الدرقية ومرض جريفز (تضخم الغدة الدرقية). يوجد اليود بكميات ملحوظة في الأعشاب البحرية (الطحالب البنية من جنس لاميناريا) على شكل أحادي وثنائي يودوتيروسين، وكذلك أحادي وثنائي يودوثيرونين، مما يسمح باستخدام هذه الطحالب في أمراض الغدة الدرقية كمصدر طبيعي لسلائف هرمون النمو الجاهزة.
في المقاطعات البيوجيوكيميائية التي تعاني من نقص اليود، تضاف أملاحها إلى ملح الطعام، لكن هذا لا يؤدي إلى نتائج إيجابية. وقد وجد أنه يمكن مكافحة نقص اليود بشكل أكثر فعالية عن طريق إضافة المنتجات الطبيعية التي تحتوي على اليود، وخاصة الأعشاب البحرية، إلى المنتجات الغذائية، على سبيل المثال، الخبز. في السابق، تم استخراج اليود من رماد الطحالب البنية، الآن - من مصادر النفط والملح. لاحظ أن أحد الإنزيمات الرئيسية لاستقلاب اليود ( ديوديناز) ، الذي يضمن توازن هرمون الغدة الدرقية، ينتمي إلى البروتينات السيلينية. وبالتالي مكافحة نقص اليود على خلفية النقص حد ذاتهلا معنى له، ومع الأخذ بعين الاعتبار آلية التغذية الراجعة، فهو ضار.
أستاتين (في) - مادة غير معدنية مشعة تم الحصول عليها عن طريق القصف النيوتروني للنظير 209 ثنائية. ونظرًا لنصف عمره القصير، لم تتم دراسته كثيرًا.
المواد العضوية الحيوية الطبية. ج.ك. باراشكوف
Cl| ↓ | ↓ | ↓ | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓
|