Eigenschappen, structuren en toepassingen van halogenen

de halogenen het zijn niet-metalen elementen die behoren tot groep VIIA of 17 van het periodiek systeem. Ze hebben elektronegativiteiten en hoge elektronische affiniteiten, die een grote invloed hebben op het ionische karakter van hun verbindingen met metalen. Het woord 'halogenen' is van Griekse oorsprong en betekent 'zoutvormend'. 

Maar wat zijn de genoemde halogenen? Fluor (F), chloor (Cl), broom (Br), jodium (I) en het radioactieve element en efemere astatine (At). Ze zijn zo reactief dat ze onderling reageren om diatomische moleculen te vormen: F₂, cl₂, Br₂, ik₂ en At₂. Deze moleculen worden gekenmerkt door vergelijkbare structurele eigenschappen (lineaire moleculen), hoewel met verschillende fysieke toestanden.

In de bovenstaande afbeelding worden drie halogenen weergegeven. Van links naar rechts: chloor, broom en jodium. Noch fluor noch astatine kan in glazen houders worden bewaard, aangezien deze laatste niet bestand zijn tegen corrosie. Merk op hoe de organoleptische eigenschappen van de halogenen veranderen als je door je groep naar het jodium-element afdaalt.

Fluor is een gas met gelige tinten; ook chloor, maar geelachtig groen; broom is een donker roodachtige vloeistof; jodium, een zwarte vaste stof met violette boventonen; en de astatine, een donkere en glanzende metalen vaste stof.

Halogenen kunnen reageren met vrijwel alle elementen van het periodiek systeem, waaronder enkele edelgassen (zoals xenon en krypton). Wanneer ze dat doen, kunnen ze de atomen oxideren tot hun positievere oxidatietoestanden, waardoor ze worden omgezet in krachtige oxidatiemiddelen.

Ze verlenen ook specifieke eigenschappen aan moleculen wanneer ze een deel van hun atomen binden of vervangen. Dit soort verbindingen worden haliden genoemd. Halogeniden zijn in feite de belangrijkste natuurlijke bron van halogenen en veel ervan zijn opgelost in de zee of maken deel uit van een mineraal; dat is het geval van fluoriet (CaF₂).

Zowel halogenen als halogeniden hebben een breed scala aan toepassingen; van industrieel of technologisch, om simpelweg de smaak van bepaalde voedingsmiddelen te benadrukken, net als het steenzout (natriumchloride).

index

• 1 Fysische en chemische eigenschappen
• 2 Moleculaire structuren
  • 2.1 Intermoleculaire interacties
• 3 Haloeros
• 4 Gebruik
  • 4.1 Chloor
  • 4.2 Broom
  • 4.3 Jodium
  • 4.4 Fluor
  • 4.5 Astatus
• 5 Referenties

Fysische en chemische eigenschappen

Atoomgewichten

Fluor (F) 18,99 g / mol; Chloor (Cl) 35,45 g / mol; Broom (Br) 79,90 g / mol; Jodium (I) 126,9 g / mol en Astatine (At) 210 g / mol,

Fysieke toestand

F gasvormig; Cl gasvormig; Br vloeistof; Ik ben solide en solide At.

kleur

F, lichtgeelbruin; Cl, lichtgroen; Br, roodbruin; I, violet en At, metallic zwart * * (aangenomen)

Smeltpunten

F -219,6 ° C; Cl -101,5 ° C; Br -7,3 ° C; I 113,7 º C en bij 302 º C..

Kookpunten

F -118,12 ° C; Cl-34.04 C; Br 58,7 ° C; I 184.3º C en? Op 337º C.

Dichtheid bij 25º C

F - 0,0017 g / cm³; Cl - 0,0032 g / cm³; Br- 3.102 g / cm³; I - 4,93 g / cm³ en At- 6,2-6,5 g / cm³

Oplosbaarheid in water

Cl-0,091 mmol / cm³; Br - 0,21 mmol / cm³ en I - 0,0013 mmol / cm³.

Ionisatie-energie

F - 1681 kJ / mol; Cl - 1,251 kJ / mol; Br-1,140 kJ / mol; I-1.008 kJ / mol en At-890 kJ / mol.

electronegativity

F- 4,0; Cl- 3,0; Br- 2,8; I- 2,5 en At-2,2.

Halogenen hebben 7 elektronen in hun valentieschil, vandaar hun grote aviditeit om een ​​elektron te verkrijgen. Ook hebben halogenen een hoge elektronegativiteit vanwege hun kleine atomaire stralen en de grote aantrekkingskracht die wordt uitgeoefend door de kern op de valentie-elektronen..

reactiviteit

Halogenen zijn zeer reactief, wat hun toxiciteit dan zou verklaren. Bovendien zijn ze oxidatiemiddelen.

De dalende volgorde van reactiviteit is: F> Cl> Br> I> At.

Staat in de natuur

Vanwege de hoge reactiviteit zijn halogeenatomen niet vrij van aard; maar ze vormen aggregaten of als diatomische moleculen verbonden door covalente bindingen.

Moleculaire structuren

Halogenen bestaan ​​niet in de natuur als elementaire atomen, maar als diatomische moleculen. Ze hebben echter allemaal gemeen dat ze een lineaire moleculaire structuur hebben en het enige verschil ligt in de lengte van hun verbindingen en in hun intermoleculaire interacties..

De lineaire moleculen X-X (X₂) worden gekenmerkt door instabiel zijn, omdat beide atomen het paar elektronen sterk naar zich toe trekken. Waarom? Omdat hun externe elektronen een zeer hoge effectieve nucleaire lading ervaren, Zef. Hoe groter de Zef, hoe kleiner de afstand van de X-X-koppeling.

Terwijl het door de groep afdaalt, wordt Zef zwakker en neemt de stabiliteit van deze moleculen toe. De afnemende volgorde van reactiviteit is dus: F₂> Cl₂> Br₂> Ik₂. Het is echter tegenstrijdig met astatine vergelijken met fluor, aangezien het bekend isotopen voldoende stabiel na de radioactiviteit.

Intermoleculaire interacties

Aan de andere kant missen hun moleculen een dipoolmoment, omdat ze apolair zijn. Dit feit is verantwoordelijk voor de zwakke intermoleculaire interacties, waarvan de enige latente kracht dispersie of Londen is, die evenredig is aan de atomaire massa en het moleculaire gebied.

Op deze manier wordt het kleine molecuul van F₂ het heeft niet genoeg massa of elektronen om een ​​vaste stof te vormen. In tegenstelling tot ik₂, het jodiummolecuul, dat echter nog steeds een vaste stof is die paarse dampen afgeeft.

Broom vertegenwoordigt een tussenvoorbeeld tussen beide uiteinden: Br-moleculen₂ ze hebben voldoende interactie om zichzelf in een vloeibare toestand te presenteren.

De astatus presenteert zich waarschijnlijk, vanwege het toenemende metaalachtige karakter, niet als At₂ maar zoals bij atomen die metaalbindingen vormen.

Respect voor de kleur (geel-groen-rood-geel paars-zwart), de meest geschikte verklaring is gebaseerd op de theorie van de moleculaire orbitaal (TOM). De energieafstand tussen de laatste volledig moleculaire orbitaal en de op een na hoogste energie (antiverbinding) wordt overwonnen door de absorptie van een foton met steeds grotere golflengten.

halogeniden

Halogenen reageren om halogeniden te vormen, hetzij anorganisch of organisch. De bekendste zijn waterstofhalogeniden: waterstoffluoride (HF), waterstofchloride (HCl), waterstofbromide (HBr) en waterstofjodide (HI).

Allemaal opgelost in water genereren zure oplossingen; zo zuur, dat de HF elke glazen container kan degraderen. Bovendien worden uitgangsmaterialen overwogen voor de synthese van extreem sterke zuren.

Er zijn ook de zogenaamde metaalhalogeniden, die chemische formules hebben die afhankelijk zijn van de valentie van het metaal. Halogeniden van alkalimetalen hebben bijvoorbeeld de formule MX en deze omvatten: NaCl, natriumchloride; KBr, kaliumbromide; CsF, cesiumfluoride; en LiI, lithiumjodide.

De halogeniden van de aardalkalimetalen, overgangsmetalen of metalen van het blok p hebben de formule MX_n, waar n de positieve lading van het metaal is. Dus enkele voorbeelden hiervan zijn: FeCl₃, ijzer trichloride; MgBr₂, magnesiumbromide; AlF₃, aluminiumtrifluoride; en CuI₂, cupric jodide.

Halogenen kunnen echter ook bindingen met koolstofatomen vormen; daarom kunnen ze interfereren in de complexe wereld van de organische chemie en die van de biochemie. Deze verbindingen worden organische halogeniden genoemd en hebben de algemene chemische formule RX, waarbij X een van de halogenen is.

toepassingen

chloor

In de industrie

-Broom en chloor worden in de textielindustrie gebruikt om wol te witten en te behandelen, waardoor krimp in natte omstandigheden wordt voorkomen.

-Het wordt gebruikt als een ontsmettingsmiddel voor ditritus en voor de zuivering van drinkwater en zwembaden. Bovendien worden verbindingen afgeleid van chloor gebruikt in wasserijen en de papierindustrie.

-Gebruik vinden bij de vervaardiging van speciale batterijen en gechloreerde koolwaterstoffen. Het wordt ook gebruikt bij de verwerking van vlees, groenten, vis en fruit. Ook werkt chloor als een bacteriedodend middel.

-Het wordt gebruikt om leer te reinigen en te destilleren, en om cellulose te witten. Vroeger werd stikstoftrichloride gebruikt als bleek- en meelverbeteraar.

-Het fosfeengas (COCl₂) wordt gebruikt in talrijke industriële syntheseprocessen, evenals in de productie van militaire gassen. Het fosfeen is zeer giftig en verantwoordelijk voor talrijke sterfgevallen in de Eerste Wereldoorlog, waar het gas werd gebruikt.

-Dit gas wordt ook aangetroffen in insecticiden en ontsmettingsmiddelen.

-NaCl is een zeer overvloedig zout dat wordt gebruikt voor het kruiden van voedsel en voor het conserveren van vlees van vee en pluimvee. Bovendien wordt het gebruikt in lichaamshydratatievloeistoffen, zowel oraal als intraveneus.

In de geneeskunde

-De halogeenatomen die binden aan de medicijnen maken ze meer lipofiel. Hierdoor kunnen geneesmiddelen gemakkelijker de celmembranen doorkruisen die oplossen in de lipiden die het vormen.

-Chloor diffundeert in neuronen van het centrale zenuwstelsel wordt via ionenkanalen gekoppeld aan de neurotransmitter GABA-receptoren, waardoor een kalmerend effect. Dit is het werkingsmechanisme van verschillende anxiolytica.

-HCl is aanwezig in de maag, waar het ingrijpt om een ​​reducerende omgeving te creëren die de verwerking van voedsel bevordert. Daarnaast activeert HCl pepsine, een enzym dat de hydrolyse van eiwitten initieert, voorafgaand aan de darmabsorptie van het eiwitmateriaal..

anderen

-Zoutzuur (HCl) wordt gebruikt voor het reinigen van badkamers, in onderwijs- en onderzoekslaboratoria en in vele industrieën.

-PVC (polyvinylchloride) is een vinylchloridepolymeer dat wordt gebruikt in kleding, vloertegels, elektrische kabels, slangen, pijpen, opblaasbare structuren en dakpannen. Bovendien wordt chloor gebruikt als intermediair bij de vervaardiging van andere kunststoffen.

-Chloor wordt gebruikt bij de extractie van broom.

-Methylchloride dient als een verdovingsmiddel. Het wordt ook gebruikt bij de vervaardiging van bepaalde siliconenpolymeren en bij de extractie van vetten, oliën en harsen.

-Chloroform (CHCl₃) is een oplosmiddel dat in veel laboratoria wordt gebruikt, vooral in de laboratoria van de organische chemie en biochemie, van het onderwijs tot het onderzoek..

-En tenslotte met betrekking tot chloor, trichloorethyleen wordt gebruikt om metalen onderdelen te ontvetten.

broom

-Broom wordt gebruikt in het mijnbouwproces van goud en in het boren van olie- en gasbronnen. Het wordt gebruikt als een vertrager van de verbranding in de kunststof- en gasindustrie. Broom isoleert zuurstofverbranding waardoor het wordt uitgeschakeld.

-Het is een tussenpersoon in de productie van hydraulische vloeistoffen, koelmiddelen en ontvochtigers en preparaten voor het gieten van haar. Kaliumbromide wordt gebruikt bij de vervaardiging van platen en fotopapier.

-Kaliumbromide wordt ook gebruikt als anticonvulsief middel, maar vanwege de mogelijkheid dat zout neurologische disfunctie kan veroorzaken, is het gebruik ervan verminderd. Bovendien is een ander van zijn gebruikelijke toepassingen als een tablet voor het meten van vaste monsters van infraroodspectroscopie.

-Broomverbindingen zijn aanwezig in medicijnen die worden gebruikt bij de behandeling van pneumonie. Ook worden broomverbindingen opgenomen in geneesmiddelen die worden gebruikt in onderzoeken die worden uitgevoerd bij de behandeling van de ziekte van Alzheimer.

-Broom wordt gebruikt om kwikverontreiniging te verminderen in energiecentrales die kolen als brandstof gebruiken. Het wordt ook gebruikt in de textielindustrie om verschillende kleurstoffen te maken.

-Broom-methyl werd gebruikt als een pesticide voor sproeien van grond en huizen, maar het schadelijke effect ervan op ozon heeft het gebruik ervan beperkt.

-Halogeenlampen zijn gloeiend en de toevoeging van kleine hoeveelheden broom en jodium zorgt voor een vermindering van de afmetingen van de lampen.

jodium

-Jodium grijpt in op de werking van de schildklier, een hormoon dat het metabolisme van het lichaam reguleert. De schildklier scheidt de hormonen T3 en T4 af, die hun werking uitoefenen op hun doelorganen. De hormonale werking op de hartspier veroorzaakt bijvoorbeeld een verhoging van de bloeddruk en de hartslag.

-Evenzo wordt jodium gebruikt bij de identificatie van de aanwezigheid van zetmeel. Zilverjodide is een reagens dat wordt gebruikt bij het onthullen van foto's.

fluor

-Sommige fluorverbindingen worden toegevoegd aan tandpasta om het optreden van cariës te voorkomen. Fluorederivaten zijn aanwezig in verschillende anesthetica. In de farmaceutische industrie nemen ze fluoride op in geneesmiddelen om mogelijke verbeteringen in hun effecten op het organisme te bestuderen.

-Waterstoffluoride wordt gebruikt om glas te verbranden. Ook bij de productie van halonen (brandblusgassen, zoals freon). Een fluorverbinding wordt gebruikt bij de elektrolyse van aluminium om zijn zuivering te bereiken.

-Antireflecterende coatings bevatten een fluorverbinding. Het wordt gebruikt bij de vervaardiging van plasmaschermen, platte schermen en micro-elektromechanische systemen. Fluor is ook aanwezig in de klei die in sommige keramiek wordt gebruikt.

astatine

Er wordt gedacht dat de astatine zou kunnen bijdragen aan jodium bij het reguleren van de werking van de schildklier. Ook de radioactieve isotoop (²¹⁰At) is gebruikt in kankeronderzoek bij muizen.

referenties

1. Encyclopedie van gezondheid en veiligheid op het werk. Halogenen en hun verbindingen. [PDF]. Genomen van:
2. empleo.gob.es
3. Chemie LibreTexts. Groep 17: Algemene eigenschappen van halogenen. Genomen uit: chem.libretexts.org
4. Wikipedia. (2018). Halogeen. Genomen uit: en.wikipedia.org
5. Jim Clark (Mei 2015). Atoom en fysieke eigenschappen van de groep 7 Elementen (de halogenen). Genomen uit: chemguide.co.uk
6. Whitten, K.W., Davis, R.E., Peck, M.L. en Stanley, G.G. Chemistry (2003), 8e druk. Cengage Learning.
7. Elementen. Halogenen. Genomen uit: elementos.org.es
8. Brown, Laurel. (24 april 2017). Halogeen kenmerken. Sciencing. Teruggeplaatst van: sciencing.com