VII qrupun P-elementləri. Halogenlər (əsas yarımqrupun VII qrupunun elementləri) 7-ci qrupun elementləri necə adlanır?
9 F 1s 2 2s 2 2p 5
17 Cl 3s 2 3p 5
35 Br 3d 10 4s 2 4p 5
53 I 4d 10 5s 2 5p 5
85 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5-də
VII qrupun əsas alt qrupunun 5 elementinin ümumi qrup adı "halogenlər" (Hal) var, bu da "duz istehsal edən" deməkdir.
Halojenlərin alt qrupuna flüor, xlor, brom, yod və astatin daxildir (astatin radioaktiv elementdir, az öyrənilmişdir). Bunlar D.I-nin dövri sisteminin qrupunun p-elementləridir. Mendeleyev. Xarici enerji səviyyəsində onların atomlarında 7 elektron ns 2 np 5 var. Bu, onların xassələrinin ümumiliyini izah edir.
Halojen altqrupunun elementlərinin xassələri
Onlar asanlıqla -1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirərək hər birinə bir elektron əlavə edirlər. Halojenlər hidrogen və metallarla birləşmələrdə belə oksidləşmə dərəcəsinə malikdirlər.
Bununla belə, halogen atomları, flüordan əlavə, müsbət oksidləşmə vəziyyətlərini də nümayiş etdirə bilər: +1, +3, +5, +7. Oksidləşmə vəziyyətlərinin mümkün dəyərləri flüor atomları üçün diaqramla göstərilə bilən elektron quruluşla izah olunur.
Ən elektronmənfi element olan flüor 2p alt səviyyəyə yalnız bir elektron qəbul edə bilər. Onun bir qoşalaşmamış elektronu var, ona görə də flüor yalnız monovalent ola bilər və oksidləşmə vəziyyəti həmişə -1-dir.
Xlor atomunun elektron quruluşu diaqramla ifadə edilir:
Xlor atomunun 3p alt səviyyəsində bir qoşalaşmamış elektronu var və xlorun normal (həyəcanlanmamış) vəziyyəti monovalentdir. Lakin xlor üçüncü dövrdə olduğu üçün onun 10 elektronu yerləşdirə bilən 3-cü alt səviyyənin daha beş orbitalı var.
Xlor atomunun həyəcanlı vəziyyətində elektronlar 3p və 3s alt səviyyələrindən 3d alt səviyyələrinə keçirlər (diaqramda oxlarla göstərilmişdir). Eyni orbitalda yerləşən elektronların ayrılması (qoşalaşması) valentliyi iki vahid artırır. Aydındır ki, xlor və onun analoqları (flüor istisna olmaqla) yalnız tək dəyişən valentlik 1, 3, 5, 7 və müvafiq müsbət oksidləşmə vəziyyətlərini nümayiş etdirə bilər. Flüorun sərbəst orbitalları yoxdur, yəni kimyəvi reaksiyalar zamanı atomda qoşalaşmış elektronların ayrılması olmur. Buna görə də, halogenlərin xüsusiyyətlərini nəzərdən keçirərkən, həmişə flüor və birləşmələrin xüsusiyyətlərini nəzərə almaq lazımdır.
Halojenlərin hidrogen birləşmələrinin sulu məhlulları turşulardır: HF - hidrofluorik (flüorik), HCl - hidroklorik (xlorid), HBr - hidrobromik, HI - hidroiyodik.
Xarici elektron təbəqənin eyni quruluşu (ns 2 np 5) elementlərin böyük oxşarlığını müəyyən edir.
Sadə maddələr - qeyri-metallar F 2 (qaz), Cl 2 (qaz), Br 2 (l), l 2 (bərk).
Kovalent bağlar əmələ gətirərkən halogenlər ən çox həyəcanlanmamış atomda mövcud olan, B = I nümayiş etdirən bir qoşalaşmamış p-elektrondan istifadə edirlər.
CI, Br, I atomlarının valentlik halları.
Daha çox elektronmənfi elementlərin atomları ilə bağlar yaradaraq, xlor, brom və yod atomları əsas valentlik vəziyyətindən həyəcanlı vəziyyətə keçə bilər ki, bu da elektronların d-alt səviyyənin boş orbitallarına keçidi ilə müşayiət olunur. Bu vəziyyətdə qoşalaşmamış elektronların sayı artır, bunun nəticəsində CI, Br, I atomları daha çox sayda kovalent bağ yarada bilər:
F və digər halogenlər arasındakı fərq
F atomunda valentlik elektronları yalnız s- və p-alt səviyyələri olan 2-ci enerji səviyyəsindədir. Bu, F atomlarının həyəcanlanmış vəziyyətlərə keçməsini istisna edir, buna görə də bütün birləşmələrdə flüor I-ə bərabər sabit B nümayiş etdirir. Bundan əlavə, flüor ən elektronmənfi elementdir, bunun nəticəsində də sabit c var. O. -1.
Ən əhəmiyyətli halogen birləşmələri
I. Hidrogen halogenidləri HHal.
II Metal halidləri (hidrohalik turşuların duzları) ən çox və sabit halogen birləşmələrdir.
III. Organohalogen birləşmələr
IV. Oksigen tərkibli maddələr:
6 oksidin mövcudluğu etibarlı hesab edilə bilən qeyri-sabit oksidlər (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);
Qeyri-sabit oksoturşular, onlardan yalnız 3 turşusu fərdi maddələr kimi təcrid olunur (HClO 4, HlO 3, HlO 4);
Oksoturşuların duzları, əsasən xloritlər, xloratlar və perkloratlar.
VII A qrupuna aşağıdakı elementlər daxildir: flüorF, xlorC.İ., bromBr, yod I, astatinAt, - ümumi adı olan halogenlər, hərfi mənada: duz çıxaran. Onlar qeyri-metallardır və p-elementlər ailəsinə aiddirlər.
Halogenlər (astatin istisna olmaqla) təbiətdə geniş yayılmışdır. Astatin əsasən süni yolla əldə edilir. Qalınlığı 1,6 km olan yer qabığında ümumi astatin miqdarının ≈ 70 mq olduğu təxmin edilir. O, radioaktivdir (ən sabit izotopun yarımparçalanma müddəti 8,1 saatdır), az öyrənilmişdir və buna görə də biz onu nəzərdən keçirməyəcəyik.
Halogenlər təbiətdə sərbəst formada baş vermir və yalnız bağlı formada mövcuddur, yəni. digər elementlərlə əlaqə formasında. Təbiətdə ən çox yayılmışlar xlor və flüordur, onların tərkibi yer qabığının kütləsinin müvafiq olaraq 0,19% və 0,03%-ni təşkil edir.
Müxtəlif minerallar şəklində olan xlor və flüor birləşmələri quruda müstəqil yataqlar əmələ gətirir. Xlor üçün ən vacib təbii minerallardır qaya duzuNaCl, karnallitKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O, silvinitKCl ∙ NaCl. Ən məşhur flüor minerallarıdır flüorit və ya flüorspatCaF 2 , kriolitNa 3 AlF 6 , fluorapatitCa 5 (P.O. 4 ) 3 F.
Brom və yod iz elementləridir və öz mineral yataqlarını əmələ gətirmirlər. Əhəmiyyətli miqdarda brom və yod, digər halogenlərlə birlikdə dəniz suyunda müxtəlif duzlar şəklində olur, oradan yosunlar tərəfindən aktiv şəkildə udulur.
Halojen atomlarının quruluşu, onların fiziki və kimyəvi xassələri
Bütün halogenlərin atomları xarici elektron təbəqəsində 7 elektrondan ibarətdir, onların strukturu aşağıdakı kimi göstərilə bilər:
Flüor digər halogenlərdən onunla fərqlənir ki, onun xarici elektron təbəqəsində d-alt səviyyə yoxdur.
Halojen atomlarının bəzi fiziki xüsusiyyətləri Cədvəl 4-də verilmişdir.
Cədvəl 4. Halojenlərin bəzi fiziki xassələrinin və onların əmələ gətirdiyi sadə maddələrin müqayisəli xarakteristikası
|
Atomun orbital radiusu, nm | ||||
|
İlk ionlaşma enerjisi (Г 0 – 1 ē → Г +1), kJ/mol | ||||
|
Elektron yaxınlığı, kJ/mol | ||||
|
Paulingə görə elektronmənfilik | ||||
|
Sadə maddənin molekulunda bağlanma enerjisi G 2, kJ/mol | ||||
|
Sadə maddənin molekulunda rabitə uzunluğu, nm | ||||
|
Sadə maddələrin ərimə nöqtəsi, o C |
Normal vəziyyətdə, VIIA qrupunun elementlərinin xarici təbəqəsində bir qoşalaşmamış elektron var, buna görə də mübadilə mexanizmi vasitəsilə digər atomlarla yalnız bir kovalent əlaqə yarada bilər (bu halda valentlik 1-ə bərabər olacaqdır). Həyəcan zamanı halogenlərdə (F-dən başqa) qoşalaşmamış elektronların sayı elektron cütlərinin qoşalaşması hesabına 3, 5 və ya 7-yə qədər artır.
Müvafiq olaraq, bu halda mübadilə mexanizmi vasitəsilə istiqrazların formalaşması zamanı mümkün valentlik dəyərləri də 3, 5 və ya 7-yə bərabər olacaqdır.
Flüor, bütün digər halogenlərdən fərqli olaraq, adətən 1 valentlik nümayiş etdirir, çünki elektron cütlərini buxarlaya bilməz. Nəzəri cəhətdən flüor, ikinci dövrün elementi kimi, mübadilə mexanizmindən əlavə, kovalent bağ əmələ gəlməsinin donor-akseptor mexanizmini də nəzərə alsaq, maksimum 4 valentlik nümayiş etdirə bilər. Həqiqətən, flüor atomunun xarici elektron təbəqəsində bir qoşalaşmamış elektronla yanaşı, 3 elektron cütü də var. Onların sayəsində bir donor kimi çıxış edən flüor əlavə olaraq 3 kovalent bağ yarada bilər. Düzdür, flüorun bunu etməkdən çəkinəcəyini güman etmək olar, çünki ən elektronmənfi elementdir və ortaq istifadə üçün də olsa onu başqa bir atoma verməkdənsə elektron cütlərini götürməsi daha xarakterikdir.
Bağ çoxluğu 3-ə bərabər olan BF birləşməsi məlumdur. Flüor atomunun bir rabitəni mübadilə mexanizmi, digər ikisini isə donor-akseptor mexanizmi ilə yaratdığını fərz etsək, bu faktı izah etmək olar.
halogenlər (istisnaF) birləşmələrdə həm müsbət, həm də mənfi oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirə bilər.
Onlar özlərindən daha elektronmənfi olan elementlərin atomları ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda müsbət oksidləşmə vəziyyəti nümayiş etdirirlər. Bu halda halogenlər reduksiyaedici kimi çıxış edir və qoşalaşmamış elektronlarını xarici təbəqədən digər atomlara verirlər. Oksidləşmə vəziyyətinin dəyəri +1 (stasionar vəziyyətdə), +3, +5, +7 (həyəcanlı vəziyyətdə) bərabər olacaqdır.
Flüor müsbət oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirə bilməz, çünki o, ən elektronmənfi elementdir və kimyəvi reaksiyalarda həmişə digər atomlardan elektron alır, yalnız oksidləşdirici agent kimi çıxış edir və bütün birləşmələrdə -1 oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir.
Bu səbəblə qəbul edir F 2 ftoridlərdən kimyəvi yolla (başqa elementin atomlarından istifadə etməklə, yəni oksidləşmə 2 F - - 2ē = F 2 0 )) həyata keçirilə bilməz. Bu, yalnız elektriklə edilə bilər (ftorid əriməsinin, məsələn, duzun elektrolizi ilə).NaF ).
Digər halogenlər özlərindən daha az elektronegativ elementlərin atomları ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda mənfi oksidləşmə vəziyyəti nümayiş etdirirlər. Bu halda onlar oksidləşdirici maddə kimi çıxış edir və xarici təbəqələrini tamamlamaq üçün digər atomlardan çatışmayan bir elektron alırlar. Oksidləşmə vəziyyətinin dəyəri -1-ə bərabərdir.
Halogenlər hidrogenlə ümumi birləşmələr əmələ gətirir
.
Bunlar qaz halında olan maddələrdir (qaynama temperaturu HF ≈ 16 o C), H 2 O-da yaxşı həll olunur. Onların sulu məhlulları turşu xassələrinə malikdir və HF, HCl, HBr, HI seriyasında bu turşuların gücü soldan sağa artır. Ən zəif turşu HF, ən güclüsü HI-dir. Bu, qrupda halogen atomlarının radiuslarının yuxarıdan aşağıya doğru artması ilə əlaqədardır ki, bu da R-H bağının möhkəmliyini zəiflədir (uzunluğu artdığından) və H + ionları daha asan parçalanır.
Hidrofluorik və ya hidrofluorik turşu HF müəyyən dərəcədə bütün digər hidrohalik turşulardan daha zəifdir və molekullarının n tipli (HF) assosiasiyaları yaratmaq qabiliyyətinə görə (burada n 1-dən 8-ə qədər dəyişir) hidrogen bağları:
H – F H – F; H – F H – F H – F və s.
Oksigenlə, halogenlərlə (istisnaF) 4 növ oksid əmələ gətirə bilər:
.
(Xlor üçün əldə edilən oksidlərCl 2 O, Cl 2 O 7; brom üçün -Br 2 O; yod üçün -I 2 O, I 2 O 5 , I 2 O 7 . OksidR 2 O 3 sərbəst formada heç bir halogen üçün təcrid olunmur).
Xlor üçün alınan oksidlər 
Və 
, burada +4 və +6 xarakterik olmayan oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir. Bunlar dimerləşməyə meylli valentli doymamış birləşmələrdir. Onlar paramaqnit xassələrə malikdirlər, çünki xlor atomlarında qoşalaşmamış elektron var.
Bütün oksidlər sadə halogen maddələrin oksigenlə birbaşa qarşılıqlı təsiri ilə deyil, dolayı yolla əldə edilir. Bunlar turşu oksidləridir. H 2 O-da həll edildikdə, ümumi tipli turşular əmələ gətirirlər:
Hər bir element üçün onun oksidləşmə vəziyyəti artdıqca həmin sıradakı turşuların gücü soldan sağa artır. Elementlərinin eyni oksidləşmə dərəcəsini nümayiş etdirdiyi turşuların gücü yuxarıdan aşağıya doğru qrupda azalır. Məsələn, cərgədə: H 
O, H 
O, H 
O- ən güclü turşu HC-dirlO. Bu, qrupdakı halogenlərin metal xassələrinin yuxarıdan aşağı artması ilə əlaqədardır ki, bu da öz növbəsində onların oksigen tərkibli birləşmələrinin əsas xassələrinin artmasına səbəb olur.
Flüor oksigenlə birləşmələr əmələ gətirir 
Və 
, burada O +2 və ya +1 müsbət oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirir. Buna görə də bu maddələr oksid deyil. Bütün oksigen tərkibli halogen birləşmələr kimi, onlar da əsasən dolayı yolla əldə edilir.
Halogenlər sadə maddələr (eyni adlarla) əmələ gətirirlər, onların molekulları bir kovalent bağla bağlanan iki atomdan ibarətdir. ÜstəlikF 2 VəCl 2 normal şəraitdə - qazlar,Br 2 - maye,I 2 - bərk maddə.
Sadə maddələrin molekullarında bağlanma gücü xlordan yoda qədər azalır. F2 bu modeldən kənara çıxır, onun bağlanma gücü Cl 2 molekulunda bağlanma gücündən əhəmiyyətli dərəcədə azdır (Cədvəl 4).
Flüorun belə anomal xassələri onun atomlarının xarici elektron təbəqəsində boş d-alt səviyyənin olmaması ilə izah edilə bilər.
Xlor və digər halogenlərin atomları sərbəst d-orbitallara malikdir və buna görə də onlar arasında sadə maddələrin molekullarında əlavə donor-akseptor qarşılıqlı əlaqəsi yaranır ki, bu da əlaqəni gücləndirir. Bu, aşağıdakı diaqramda göstərilir:
Cədvəl 4-dən göründüyü kimi qrupdakı halogen atomlarının ionlaşma enerjisi, elektron yaxınlıq enerjisi və nisbi elektronmənfiliyi yuxarıdan aşağıya doğru azalır. Buna uyğun olaraq halogenlərin qeyri-metal xüsusiyyətləri və deməli, onların atomlarının və qrupda əmələ gətirdikləri sadə maddələrin yuxarıdan aşağıya oksidləşmə qabiliyyəti də azalacaq.
Hər bir yuxarı axın halogeni hidrogen və metallarla birləşmələrindən aşağı axınındakıları sıxışdıra bilər. Məsələn, Cl 2 Br 2 və I 2-nin yerini tuta bilər. Və Br 2 yalnız I 2-ni əvəz edə bilər:
Сl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl
Br 2 + 2NaІ = І 2 + 2NaBr
Bu reaksiyalar adətən sulu məhlullarda baş verir, ona görə də F2 onlarda iştirak etmir, çünki suyu enerjili şəkildə parçalayır:
2 F 2 + 2H 2 O = 4 HF + O 2
Qalan halogenlər H 2 O-da nisbətən az həll olunur və daha az dərəcədə aşağıdakı sxemə uyğun olaraq onunla tərs qarşılıqlı təsir göstərir:
G 2 + H 2 O 
NG + QHT
Üstəlik, xlordan yoda keçərkən bu reaksiyanın tarazlığı getdikcə sola doğru dəyişir və I 2 üçün praktiki olaraq xarakterik deyil.
Həll yolları Cl 2 Və Br 2 suda müvafiq olaraq xlor və bromlu su adlanır. Halojenlərə əlavə olaraq, bu məhlullar H 2 O ilə qarşılıqlı təsir məhsullarını ehtiva edir ki, bu da onlara müəyyən spesifik xüsusiyyətlər verir.
Manqan alt qrupu- kimyəvi elementlərin dövri cədvəlinin 7-ci qrupunun kimyəvi elementləri (köhnəlmiş təsnifata görə, VII qrupun ikinci dərəcəli alt qrupunun elementləri). Qrupa keçid metalları daxildir manqan Mn, texnesium Tc və renium Re. Atomun elektron konfiqurasiyasına əsasən, element də eyni qrupa aiddir bohrium Bh, süni şəkildə sintez edilmişdir.
Digər qruplarda olduğu kimi, bu elementlər ailəsinin üzvləri elektron konfiqurasiya nümunələri, xüsusən də xarici qabıqlar nümayiş etdirirlər, nəticədə fiziki xüsusiyyətlər və kimyəvi davranışlar oxşardır:
7-ci qrup elementləri 7 valent elektrona malikdir. Hamısı gümüşü-ağ odadavamlı metallardır. Mn - Tc - Re seriyasında kimyəvi aktivlik azalır. Reniumun elektrik keçiriciliyi volframdan təxminən 4 dəfə azdır. Bu metal adi volfram filamentlərindən daha güclü və davamlı olan elektrik lampası filamentlərinin istehsalı üçün əla materialdır. Havada kompakt metal manqan nazik bir oksid təbəqəsi ilə örtülmüşdür ki, bu da onu qızdırdıqda belə daha oksidləşmədən qoruyur. Əksinə, incə əzilmiş vəziyyətdə olduqca asanlıqla oksidləşir.
Qrupun dörd üzvündən ikisi, texnetium və bohrium, kifayət qədər qısa yarımparçalanma dövrü ilə radioaktivdir, buna görə də təbiətdə baş vermirlər.
Manqan ümumi elementlərdən biridir və yer qabığındakı atomların ümumi sayının 0,03%-ni təşkil edir. Bir çox qayalarda az miqdarda manqan var. Eyni zamanda, onun oksigen birləşmələrinin, əsasən mineral piroluzit MnO 2 şəklində yığılması da var. Manqan filizlərinin illik dünya istehsalı təxminən 5 milyon tondur.
Saf manqan onun duzlarının məhlullarının elektrolizi yolu ilə əldə edilə bilər. Bütün manqan istehsalının təxminən 90% -i müxtəlif dəmir əsaslı ərintilərin istehsalında istehlak olunur. Buna görə də, onun dəmir ilə yüksək faizli ərintisi - ferromanqan (60-90% Mn) - adətən filizlərdən birbaşa əridilir, daha sonra manqan digər ərintilərə daxil etmək üçün istifadə olunur. Ferromanqan elektrik sobalarında manqan və dəmir filizlərinin qarışığından əridilir və reaksiyaya görə manqan karbonla reduksiya olunur:
Texnetium yer qabığında tapılmır. Onun çox az miqdarları süni yolla alınmış və məlum olmuşdur ki, onun kimyəvi xassələri manqandan çox reniuma yaxındır. Lakin elementin və onun birləşmələrinin ətraflı tədqiqi hələ aparılmayıb.
Yer qabığında reniumun miqdarı çox azdır (9·10−9%). Bu element son dərəcə səpələnmişdir: hətta ən çox reniumla zəngin minerallar (molibdenitlər) onu adətən çəkisinin 0,002%-dən çox olmayan miqdarda ehtiva edir. Renium və onun törəmələri hələ də geniş istifadəni tapmamışdır. Bununla belə, 2007-ci ildə dünya üzrə renium istehsalı təxminən 45 ton idi. O, həm də kimyəvi cəhətdən aktiv elementdir.
10221 0
17-ci qrupa F, Cl, Br, I, At daxildir (Cədvəl 1 və 2). Halojen ("halo" + "gen") sözü "duz əmələ gətirən" deməkdir. Bütün elementlər qeyri-metaldır. Onların xarici qabığında 7 elektron var. Yüksək elektromənfilik və reaktivliyə görə təbiətdə sərbəst formada rast gəlinmir. Bir elektronun asanlıqla əlavə edilməsi səbəbindən onlar halid ionları əmələ gətirirlər və buna görə də diatomik molekullar şəklində mövcuddurlar. Molekullardakı atomlar bir atomdan bir cüt elektronun ortaq olması nəticəsində kovalent bağla bağlanır. Halojen molekulları zəif van der Waals qüvvələri tərəfindən bir yerdə tutulur, bu da onların yüksək uçuculuğunu izah edir.
Cədvəl 1. 17-ci qrup metalların bəzi fiziki və kimyəvi xassələri
|
|
ad |
Əlaqədar, at. çəki |
Elektron düstur |
Radius, pm |
Əsas izotoplar (%) |
|
|
Fluor Fluorine [latdan. fluere - axmaq] |
kovalent 58 | |||||
|
Xlor Xlor [yunan dilindən. xlorlar - yaşılımtıl] |
kovalent 99 | |||||
|
Brom Brom [yunan dilindən. bromos - qoxu] |
3d 10 4s 2 4p 5 |
Kovalent 114.2 |
79 Vg* (50,69) |
|||
|
Yod Yod [yunan dilindən. yodlar - bənövşəyi] |
4d 10 5s 2 5p 5 |
Kovalent 133 | ||||
|
Astatine Astatine [yunan dilindən. Astatos - qeyri-sabit] |
4f 14 5d 10 6s 2 6p 5 |
Bütün halogenlər zəhərlidir, xarakterik kəskin qoxuya və rəngə malikdir, intensivliyi qrupun dibinə doğru artır. Bu qrup Dövri Cədvəlin ən reaktiv elementlərindən ibarətdir. Halojenlərin atom və ion radiusları, həmçinin molekullardakı bağ uzunluqları Dövri Cədvəldə qrupun aşağısına doğru artır. Əksinə, flüor istisna olmaqla, bağın dissosiasiya enerjisi və onun gücü azalır.
Qələvi metal halidləri (qrup 1) ion tipli birləşmələrdir. Qələvi torpaq metal halidlərində (qrup 2), ionlara əlavə olaraq, qismən kovalent tipli birləşmələr var. Müəyyən müddət ərzində soldan sağa hərəkət etdikcə elementlərin halidləri daha kovalent olur. Halogenidlərin kovalent təbiəti də qrupdan aşağıya doğru hərəkət etdikcə artır. Üstəlik, əgər bir metal bir neçə oksidləşmə vəziyyətində mövcud ola bilirsə, onda onların ən aşağısında onun halid ilə əlaqəsi ion təbiətlidir, ən yüksəkdə isə kovalentdir. Həm ion, həm də kovalent ikivalent metal halidləri laylı qəfəslərə kristallaşmağa meyllidirlər. İstisnadır CCl 2, polimer quruluşa malikdir. Halid ionları bir çox mürəkkəb ionlarda liqanddır, su kimi daha az güclü ligandları əvəz edir.
Gümüş halidləri günəş işığında qeyri-sabitdir, metal və halogenə parçalanır. Bu xüsusiyyət qara və ağ fotoqrafiyada istifadə olunur. Bromidlər ən çox işığa həssas idi Ag. Ən məşhur güclü turşulardan olan hidrogen halogenidləri geniş istifadə olunur. Onların sulu məhlullarının turşuluğu qrupun dibinə doğru artır. İstisna hidrogen floriddir. Onun sulu məhlulu ( hidrofluor turşusu) bağlanma gücünə görə cüzi turşuluğa malikdir H - F və kiçik bir turşu dissosiasiya sabiti.
Cədvəl 2. Bədəndəki məzmun, 17-ci qrup metalların zəhərli (TD) və öldürücü dozaları (LD)
|
|
Yer qabığında (%) |
Okeanda (%) |
İnsan bədənində | ||||
|
Orta (bədən çəkisi 70 kq) |
Qan (mq/l) |
||||||
|
TD - 20 mq, LD - 2 q |
|||||||
|
Toksik |
|||||||
|
TD - 3 q, LD - >35 q |
|||||||
|
(0,43-0,58)x10 -5 |
(0,05-5) x10 -5 |
TD - 2 mq, LD - 35-350 q |
|||||
|
Bəzi minerallarda izlər |
Radioaktivliyə görə zəhərlidir |
||||||
Flüor (F) — yayılma baxımından yer qabığının elementləri arasında ən reaktiv element, sənaye üsulu ilə istehsal olunan oksidləşdirici maddələrin ən güclüsü olan 13-cü yeri tutur. Qaz halında açıq sarı rəngə malikdir. Sənayedə xüsusilə onun üzvi birləşmələri, polimerləri və bütün duzları istifadə olunur CaF 2 - metallurgiyada bir axın kimi və AlF 3 - istehsal zamanı Al. Böyük miqdarda F 2 əldə etmək üçün nüvə sənayesində çıxarıldı U.F. Nüvə yanacağının zənginləşdirilməsi proseslərində 6.
Bir molekulda atomların sıx düzülüşü F bağlanmayan elektronlar arasında güclü itələmə ilə nəticələnir ki, bu da molekuldakı əlaqənin zəifləməsini izah edir. Buna görə də flüor elementar vəziyyətdə formada F 2 tapılmır, lakin tərkibində flüor ionu kimi mövcuddur kriolit Na 3 AlF 6 və fluorspat (flüorit) CaF 2 .
F həmişə -1 oksidləşmə vəziyyətinə malikdir. Kiçik kovalent radius ona yüksək koordinasiya nömrələri olan birləşmələr yaratmağa imkan verir; Misal üçün, SF 6 mövcuddur, a S.J. 6 təşkil edilə bilməz. Metal flüorid ionları kiçik bir ion ölçüsünə malikdir F- yüksək qəfəs entalpiyalarına və termodinamik sabitliyə səbəb olur.
Flüorun yüksək oksidləşmə qabiliyyətinə görə halogenlər bir-biri ilə reaksiya verərək əmələ gələ bilirlər interhalogen birləşmələr(“interhalidlər”) ClF, ClF 3, BrF 5, IF 7, burada digər halogenlərin oksidləşmə vəziyyəti +1 ilə +7 arasında dəyişir.
ilə siçovul qaraciyər inkubasiya sonra NaF udulmuş flüor hepatositlərin mitoxondri və nüvələrində cəmləşir. Sümük toxuması (dişlər, sümüklər, qığırdaqlar) tərəfindən qandan 3 dəfə daha aktiv şəkildə sorulur. F əsasən böyrəklər tərəfindən xaric olunur. Flüor ionlarının zəhərli təsiri onların ferment sistemlərinin ion aktivatorlarını bağlaması və bununla da təsirsiz hala gətirməsi ilə əlaqədardır. Sa 2+ , Mg 2+ zəif həll olunan flüoridlərin əmələ gəlməsi ilə. Kompleks ionlar PF - , B.F. 4 - , SiF 6 2-, molekullarındakı kovalent bağların möhkəmliyinə görə bioloji cəhətdən təsirsizdir. F- metalloproteinləri inhibə edir.
Xlor (Cl) - təbiətdə əsasən qaya duzu şəklində olur NaCl. Ondan elektroliz yolu ilə əldə edilir Cl 2 - kəskin qoxusu olan ağır sarı-yaşıl qaz. Sənayedə ağardıcı vasitə kimi və xlor üzvi həlledicilərin və polimerlərin istehsalında istifadə olunur. Bundan əlavə, su qurğularında (0,6-6)x10 -5 mol/kq konsentrasiyalarda suyun sterilizasiyası üçün geniş istifadə olunur. Lakin su üzvi azot tərkibli maddələrlə çirkləndikdə suyun xlorlanması təhlükəlidir, çünki atomlar Cl fotolitik reaksiyalarda, yəni dalğa uzunluğu 200-800 nm olan görünən işıqla şüalandıqda alkanların və alkenlərin molekullarında H atomlarını əvəz edə bilir. Bu zaman zəhərli üzvi xlor birləşmələri - törəmələr əmələ gəlir dioksin, xüsusilə, yüksək zəhərli 2,3,7,8-tetraxlorodibenzo- n-dioksin (şəkil 1). "Dioksinlər" ümumiyyətlə poliklorlu dibenzo və dioksinlərə aiddir. Onların hamısı, hətta çox aşağı konsentrasiyalarda, insanın viral infeksiyalara qarşı toxunulmazlığını kəskin şəkildə azaldır və genetik aparata təsir göstərir.
düyü. 1. Dioksinlər (2,3,7,8-tetraklorodibenzo-p-dioksin)
ilə əlaqələri O 2 (xlorlu HClO, “hipoklorit” duzları; xlorid HClO 2, "xlorit" duzları; hipoklorlu HClO 3, “xlorat” duzları; xlor HClO 4 turşular, perklorat duzları, həmçinin onların anionları və oksidləri) oksidləşdirici maddələrdir; dezinfeksiyaedici kimi istifadə olunur.
Məməlilərin toxumalarında xlorun miqdarı dəniz suyunun tərkibinə yaxındır. Xlorid ionları Cl- canlıların orqanizmində nəzərəçarpacaq miqdarda (70-dən 103 mmol/l-ə qədər) demək olar ki, bərabər paylanır. Onlar böyrəklər tərəfindən xaric olunur. Maye xlor dəridə ciddi yanıqlara səbəb olur, qaz halında olan xlor isə toxuma mayesi ilə xlorid və hipoklor turşuları əmələ gətirərək gözləri və ağciyərləri ciddi şəkildə qıcıqlandırır. Ağciyərlərdə pnevmoniya inkişaf edə bilər.
Brom (Br) - kəskin qoxu və ağır qəhvəyi buxarları olan qalın tünd qırmızı maye. Otaq temperaturunda maye olan yeganə qeyri-metaldır. Yanacaq əlavəsi kimi, odadavamlı materiallarda yanma inhibitoru kimi, boya və pestisidlərdə, fotoqrafiyada istifadə olunur. Baxmayaraq ki, bioloji rol zəif öyrənilmişdir Br 2 zəhərli. Nisbət Br/Cl qanda təxminən 0,01 və Br- əsasən plazmada olur. Metabolik proseslərdə xloru müşayiət edir və sidiklə xaric olur.
Yod (I) - sərt qara parlaq qeyri-metal. Asanlıqla ucaldır. Dezinfeksiyaedici spirt məhlulu kimi, qida əlavələrində, boyalarda, katalizatorlarda və fotoqrafiyada istifadə olunur. Bioloji cəhətdən zəruri (“vacib”) elementlərə aiddir və tiroid hormonlarının bir hissəsidir. Onun çatışmazlığı qalxanabənzər vəz və döş xərçənginin inkişafına meylli amil hesab edilir.
I tiroid bezində seçici olaraq toplanır (80% -dən çox). Yodid I- bədənə daxil olur, onun konsentrasiyası qandan 25-500 dəfə yüksək olan vəzdə tez cəmlənir. Qalxanabənzər vəzdə yodid yoda oksidləşir ki, bu da müəyyən bir fermentin təsiri altında tiroqlobulin molekullarında tirozinin aromatik halqalarını yodlaşdıraraq lipofil böyümə hormonlarını əmələ gətirir - tiroksin, yodotironin, triiodotironin. 5x10 -5 M konsentrasiyasında yod mitoxondriyada oksidləşdirici fosforlaşmanı ayırır və asanlıqla ikiqat yüklü metal ionları ilə həll olunmayan xelatlar əmələ gətirir. Mg 2+ və millət vəkili 2+. Qalxanabənzər vəzinin fəaliyyəti yod tərkibli maddələrlə aktivləşdirilir hipofiz bezinin tiroid stimullaşdırıcı hormonu.
İnsan qidasında yod çatışmazlığı hipotiroidizm və Qreyvs xəstəliyinə (zob) gətirib çıxarır. Yod nəzərəçarpan miqdarda dəniz yosunlarında (cinsdən olan qəhvəyi yosunlarda) olur Laminariya) mono- və diiodotirozin, eləcə də mono- və diiodotironin şəklində, bu yosunların hazır böyümə hormonu prekursorlarının təbii mənbəyi kimi qalxanabənzər vəzi xəstəlikləri üçün istifadə edilməsinə imkan verir.
Yod çatışmazlığı olan biogeokimyəvi əyalətlərdə onun duzları xörək duzuna əlavə edilir, lakin bu müsbət nəticə vermir. Məlum olub ki, təbii yod tərkibli məhsulları, xüsusən də dəniz yosunu qida məhsullarına, məsələn, çörəyə əlavə etməklə yod çatışmazlığı ilə daha effektiv mübarizə aparmaq olar. Əvvəllər yod qəhvəyi yosunların külündən, indi isə neft və duz mənbələrindən çıxarılırdı. Qeyd edək ki, yod mübadiləsinin əsas fermentlərindən biri ( deiodinaz tiroksin homeostazını təmin edən ), selenoproteinlərə aiddir. Nəticədə, çatışmazlıq fonunda yod çatışmazlığı ilə mübarizə Se mənasızdır və əks əlaqə mexanizmi nəzərə alınmaqla zərərlidir.
Astatin (At) - 209 izotopunun neytron bombardmanı nəticəsində əldə edilən radioaktiv qeyri-metal Bi. Yarımxaricolma dövrü qısa olduğuna görə çox öyrənilməmişdir.
Tibbi bioinorganika. G.K. Baraşkov
Cl| ↓ | ↓ | ↓ | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ↓ | ↓ | ↓ | ↓
|