4. ELEMENTI 17 GRUPE

ELEMENTI 17 GRUPE Halogeni elementi  izravno s metalima daju soli

OSOBINE GRUPE  svi halogeni elementi imaju sedam valentnih elektrona što se prikazuje

orbitalnim dijagramom ns

np

Elektronske konfiguracije izoliranih atoma (zajednička ns2 np5):     

Fluor F 1s2 2s2 2p5 Hlor Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Brom Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p5 Jod I 1s2 2s2 2p5 3s2 3p6 3d10 4s24p64d10 5s25p5 Astat At 1s2 2s2 2p5 3s2 3p6 3d10 4s24p64d104f14 5s2 5p6 5d10 6s26p5 Elementi se razlikuju samo po broju elektrona u unutarnjim kvantnim stanjima, volumen atoma raste u grupi prema dolje.

Tabela 1: Svojstva atoma i elementarnih supstanci elemenata 17 grupe

•

Simbol elementa

Kovalentni radijus/nm

Van der W. rad./nm

Ionski rad. X/nm

Talište/ 0C

Vrelište/ 0C

F

0,064

0,135

0,136

-219

-188,1

Cl

0,099

0,180

0,181

-101

-34,6

Br

0,114

0,195

0,196

-7,3

58,78

I

0,133

0,215

0,220

113,5

184,4

At

-

-

-

302

337

dvoatomne molekule u kojima su atomi povezani kovalentnom vezom uz sve sparene elektrone.

.. .. . . : :Cl .. + Cl ..

.. .. :Cl .. : Cl .. :

Tabela 2. Energija ionizacije i koeficijent elektronegativnosti atoma elemenata 17. grupe, redoks potencijali i molarna energija veze njihovih elementarnih supstanci Simbol elementa

Energija jonizacije/eV I

II

III

IV

Koeficijent elektronegativnosti

Redokspotencijali X2→2X-/E0(V)

Molarna energija veze(kJ/mol)

F

17,42

35,0

62,7

87,1

4,0

2,87

156,9

Cl

13,00

23,8

39,7

53,5

3,0

1,36

242,3

Br

11,81

21,8

36,3

47,3

2,8

1,09

193,0

I

10,45

19,1

33,2

-

2,5

0,54

151,0

At

9,6

16,6

-

-

2,2

0,2

-

 Smještaj p-elektrona halogenih elemenata u vezne i protuvezne

molekulske orbitale  Halogeni element:  Molarni elektronski afinitet/kJmol-1:

F -322

Cl Br I -349 -325 -295

 Redoks-potencijali

Parcijalna jednačina koja izražava redoks-potencijal, X2(g) + 2e-  2X-(aq) može se rastaviti na tri stepena:  X2(g)  2X(g) (1) disocijacijaX2 zahtijeva utrošak energije=energiji veze  2X(g) + 2e-  2X-(g)

(2) oslobaĎa energiju=dvostrukom elektronskom afinitetu

 2X-(g)  2X-(aq) 

(3) oslobaĎa energiju=dvostrukoj vrijednosti energije hidratacije iona (∆E za F =134 kJ/mol je >>nego za Cl)

 Energija hidratacije za halogenidne jone:

Halogenidi: F Cl Br I  Energija hidratacije/kJmol-1: -473 -339 -306 -260  Energija kristalne rešetke fluorida je veća od energije

kristalne rešetke hlorida. Fluor je najjače oksidacijsko sredstvo ne samo među halogenim elementima nego i inače, jer ne postoji ni jedan drugi redoks-sistem sa većim redoks-potencijalom. - suhi F može oksidovati čvrsti NaCl na hlor i NaF: 2NaCl + F2(g)  Cl2(g) + 2NaF(s)

SPOJEVI HALOGENIH ELEMENATA  Na osnovu elektronske konfiguracije, odnosno položaja

u PS, prave spojeve od minimalnog stepena oksidacije –1 do maksimalnog stepena oksidacije +7.  Spojevi stepena oksidacije –1:  Zbog el. konfiguracije od 7 elektrona u zadnjem

energetskom nivou, h. e. lako primaju jedan elektron i postaju pozitivno nabijeni joni.  S obzirom da mnoga svojstva ove grupe opadaju u nizu F-Cl-Br-I, hemizam ovih elemenata je sličan.  Spojevi h.e. sa metalima - soli odgovarajućih halogenovodika (naročito sa metalima 1. i 2. grupe koji imaju malu elektronegativnost).

vodikom daju spojeve tipa HX – halogenvodike koji hidroliziraju u vodenim rastvorima (protolitička reakcija), te reaguju kiselo: HX(g) + H2O  H3O+ + Xpa se smatraju kiselinama. Soli tih kiselina nazivaju se općenito halogenidima (fluoridi, hloridi, bromidi i jodidi). Mogu se podijeliti u 3 grupe (ovisno o vrsti veze):  halogenidi solnog karaktera (ionski halogenidi) halogenidi metala 1 i 2 grupe (s-elementi), halogenidi lantanida i aktinida (f-elementi) u nižim stupnjevima oksidacije (+2 i +3)  makromolekularni halogenidi (semi-ionski halogenidi) Halogenidi prijelaznih metala (d-elementi) u nižim oksidacijskim stanjima (+1 do +3) i halogenidi ranijih B-grupa (p-elementi)  molekularni halogenidi ( kovalentni halogenidi) Halogenidi nemetala i halogenidi metala u višim stupnjevima oksidacije (> +3)  Sa

Dobijanje halogenida  na razne načine

Metode za dobivanje hlorida, bromida i jodida mogu se podijeliti u 2 grupe:  mokri postupci- primjenjuju se kada halogenidi ne hidroliziraju  suhi postupci- kada halogenidi hidroliziraju  Mokri postupci 1. Otapanje u halogenidnim kiselinama a) Metala (samo onih koji imaju negativan redukcijski potencijal, odnosno onih koje može oksidirati H+-ion): Zn(s) + 2H+ + 2Cl-  (Zn2+ +2Cl- ) + H2(g)

b) oksida, hidroksida ili karbonata:

MgO(s) + 2H+ + 2Cl-  (Mg2+ +2Cl- ) + H2O Cr(OH)3(s) + 3H+ + 3Cl-  (Cr3+ +3Cl- ) + 3H2O Na+ +OH- +H+ +Br-  (Na+ + Br-) + H2O CaCO3(s) + 2H+ + 2Cl-  (Ca2+ +2Cl- ) + CO2(g) + H2O 2. Taložne reakcije: Ag+ + Cl-  AgCl(s) Pb2+ + 2I-  PbI2(s) 3. Hidroliza molekulskog halogena u vrućim rastvorima baza (u alkalni rastvor uvodi se gasoviti halogen):

3X2(g) + 6OH-  5X- + XO3- + 3H2O  Na ovaj način dobija se smjesa halogenida i halogenata,

zagrijavanjem te smjese s ugljikom halogenati se reduciraju do halogenida.

Suhi postupci:

1. Direktna sinteza iz elemenata, obično pri povišenoj temperaturi: Cu(s) + Cl2(g)  CuCl2(s) 2Al(s) + 3Br2(g)  Al2Br6(g) Sn(s) + 2Cl2(g)  SnCl4(g) 2P(s) + 5Cl2(g)  2PCl5(s)

2. Reakcija između metala i halogenvodika pri povišenoj temperaturi: 0

900 C

Cr(s) + 2HCl(g)  CrCl2(s) + H2(g)

3. Halogeniranje metalnih oksida, obično pri povišenoj temperaturi: a) s molekulskim halogenom WO2(s) + Br2  Wo2Br2 b) s molekulskim halogenom u prisustvu ugljika SiO2(s) + 2C(s) + 2Cl2(g)  SiCl4(g) + 2CO(g) c) s ugljik tetrahalogenidom ili drugim organskim halogenidima: 0 600 C

2Sc2O3(s) + 3CCl4(g)  4ScCl3(g) + 3CO2(g)

4. Dehidratacija hidratiziranih halogenida: a) u vakuumu (M=lantanid ili aktinid) 0 70-170 C

[M(H2O)6]Br3(s)  MBr3(s) + 6H2O(g)

b) u prisustvu bezvodnog halogenovodika: CuCl2∙2H2O(s)

0 HCl 150 C



CuCl2(s) + 2H2O(g)

5. Izmjena halogena uz suvišak jednog reagensa (M=lantanid):

FeCl3(g) + BBr3(l)  FeBr3(s) + BCl3 (g) 0 400-600 C

MCl3(s) + 3HBr(g)  MBr3(s) + 3HCl(g)

6. Redukcija viših halogenida: a) s odgovarajućim metalom 2TiCl3(g) + Ti(s)  3TiCl2(g) b) s vodikom

MX3(s) + 1/2H2(g)  MX2(s) + HX(g)

7. Termičko razlaganje ili disproporcioniranje halogenida:

AuCl3(s)  AuCl (s) + Cl2(g) 2TiCl3(s)  TiCl4(g) + TiCl2(s)

Halogenovodici  veza izmeĎu vodika i halogena je kovalentnog karaktera s većim ili manjim parcijalnim ionskim karakterom, zavisno od razlike u elektronegativnosti izmeĎu vodika i halogenog elementa.  Lako isparljivi spojevi zbog slabe veze izmeĎu njihovih molekula  Dobivaju se djelovanjem neke jake i slabo isparljive kiseline na halogenide: X- + H+  HX(g) (sulfatna kiselina se koristi za dobivanje HF i HCl) Za dobivanje HBr i HI ne može se koristiti H2SO4 jer ona oksidira nastale HBr i HI na elementarni brom, odnosno jod. Zato se koristi neka neoksidirajuća i slabo isparljiva kiselina, npr. fosfatna.

 mogu se dobiti i direktnom sintezom elemenata:

H2(g) + X2(g)  2HX(g)

 jačina kiselih svojstava vodenih rastvora HX raste u

smjeru

F - Cl - Br – I  u istom smjeru opada i energija veze izmeĎu H i X  Kod HF postoji vodikova veza koje kod drugih halogenvodika

nema

stepen oksidacije 0:  Zbog izvanredne hemijske aktivnosti, h.e. se ne nalaze u

prirodi slobodni  Dobivaju se oksidacijom halogenida sa stepenom oksidacije – 1: 2X-(aq)  X2(g) + 2eReakcija se može izvesti samo anodnom oksidacijom fluorida jer je F najjače oksidacijsko sredstvo uopće.  ind. dobivanje hlora vrši se anodnom oksidacijom hlorida oksidacijom sa jačim oksidacionim sredstvima (F2, KMnO4, MnO2).  Brom i jod se dobijaju oksidacijom bromida hlorom.  Jod je najslabije oksidaciono sredstvo ali jodid-jon je najjače redukciono sredstvo, pa se jod dobija i redukcijom jodata (spoja u kome je stepen oksidacije joda +5)

Spojevi pozitivnog stepena oksidacije:  Halogeni elementi, osim F, prave i spojeve u kojima imaju

pozitivan stupenj oksidacije. Fluor, kao najelektronegativniji element i najače oksidaciono sredstvo ne može otpuštati elektrone tokom hemijske reakcije.  Od

spojeva s pozitivnim stupnjevima oksidacije odgovarajuću stabilnost imaju samo spojevi s neparnim stupnjevima oksidacije (+1,+3,+5 i+7) koji imaju parni broj elektrona, odnosno sve sparene elektrone. Spojevi sa parnim stupnjevima oksidacije imaju neparan broj elektrona i nestabilnu molekulu s paramagnetskim osobinama (npr. hlordioksid, ClO2 sa stepenom oksidacije +4).

Glavni spojevi h.e. s pozitivnim stupnjevima oksidacije (+1,+3,+5 i +7) odvode se od odgovarajućih oksi-kiselina. +1

a) HXO, hipohalogenitne kiseline, hipohalogeniti (hipohloriti, hipobromiti, hipojoditi) +3

b) HXO2, halogenitne kiseline, halogeniti +5

c) HXO3, halogenatne kiseline, halogenati (hlorati, bromati, jodati) +7

d) HXO4, perhalogenatne kiseline, perhalogenati (perhlorati, perbromati, perjodati)  Na oksi-kiseline i njihov hemizam utiču termodinamički i

kinetički faktori, koji veoma zavise od pH rastvora.

 Zavisnost redoks-potencijala o pH i kinetičkim faktorima

vidi se na primjeru reakcije disproporcioniranja halogena (Cl, Br i I) u vrućim alkalnim rastvorima: 3X2 + 6OH- ⇌ XO3- + 5X- + 3H2O koja ide potpuno udesno za sva tri pomenuta halogena. Vrijeme reakcije disproporcioniranja za Cl je nekoliko sati, za jod svega nekoliko sekundi, iako je konstanta gornje ravnoteže za Cl daleko najveća.  MeĎutim, za obrnutu reakciju u kiseloj sredini: XO3- + 5X- + 6H+ ⇌ 3X2 + 3H2O konstante ravnoteže rastu od Cl do I. Reakcija je momentalna za bromate i jodate pa se koristi za kvantitativno odreĎivanje tih aniona.

HOF, hipofluoritna kiselina pd normalnim uslovima uopšte ne postoji, iako je jedina od svih hipohalogenitnih kiselina dobivena u čistom stanju. Kiseline nastaju djelovanjem vode na odgovarajući halogen i sve tri su jaka a)oksidacijska stepen oksidacije +1: sredstva: X2 + H2O ⇌ H+ + X- + HXO Ako se umjesto vode upotrijebi baza, ravnoteža se, zbog neutralizacije kiseline pomiče nadesno, pa nastaju rasvori hipohalogenita: X2 +

2OH-



+1

X-

+ XO- +H2O

UvoĎenjem F u bazični rastvor ne dolazi do disproporcioniranja, nego F oksidira kisik: 0

2F2(g) +

-2

2OH-



-1 +2

2F-

+ 2F2O(g) +H2O

Zbog slabosti hipohalogenitnih kiselina, njihove konjugirane baze (anioni XO-), u vodenim rastvorima su dosta hidrolizirane: XO- + H2O ⇌ HXO +OHOksidi: poznati su samo hlor(I) oksid, Cl2O i brom(I) oksid Br2O

b) stepen oksidacije +3: Halogenitne kiseline HXO2 i anioni XO2- (X= Cl, Br ili I) predstavljaju meĎuspojeve u disproporcioniranju HXO i XO-. Poznata je samo hloritna kiselina HClO2 , za HBrO2 i HIO2 nije utvrĎeno postojanje. Oksidi: utvrĎeno je da postoji samo Cl2O3 na t= -800C u čvrstom stanju.

b) stepen oksidacije +5: 

Halogenatne kiseline HXO3 i anioni XO3- (X= Cl, Br ili I) dobivaju se uvoĎenjem halogena u vruće rastvore baza pri čemu nastali hipohalogeniti disproporcioniraju u spojeve stepena oksidacije +5 i –1 – nastaju hlorati, bromati i jodati: 3X2 + 6OH-  3XO- + 3X- + 3H2O +1

+5

3XO-  XO3- + 2X3X2 + 6OH-  XO3- + 5X- + 3H2O  anodnom oksidacijom rastvora halogenida (industrijska proizvodnja

hlorata) Halogenatne kiseline su za razliku od halogenitnih, prilično jake i relativno stabilne, sve tri so vrlo jaka oksidaciona sredstva (HBrO3 bromatna> HClO3 hloratna > HIO3 jodatna). Jodatna kiselina postoji u dimernom obliku kao H2I2O6, pa postoje dva niza soli: hidrogenjodati i jodati. Oksidi: jod(V) oksid, I2O5 i Br2O5.

b) stepen oksidacije +7: Perhalogenati: perhlorat, perjodat i perbromat ( čvrsti perhlorati su opasne supstance podložne eksploziji, naročito pri sušenju ili usitnjavanju). Kiseline: perhloratna, HClO4 i perbromatna HBrO4, spadaju u najjače kiseline, dok je orto-perjodatna, H5IO6 umjerene jačine. Bezvodna perhlorna kiselinaje podložna je spontanom eksplozivnom razlaganju bilo stajanjem bilo u prisustvu onečišćenja. Oksid: Poznat je samo Cl2O7.  Zaključak: postoje razlike i nepravilnosti u hemijskom

ponašanju h.e.

FLUOR  zbog izvanredne hemijske aktivnosti, u prirodi se nalazi isključivo u

spojevima s negativnim stepenom oksidacije  glavni prirodni spojevi: CaF2 – fluorit, Na3AlF6 – kriolit i Ca5(PO4)3F – fluorapatit.  Nije rijedak element ali se dobiva uz velike teškoće.  Dobiva se anodnom oksidacijom fluorida (rastvor KF) u bezvodnom fluorovodiku (HF). Elektroliza je omogućena činjenicom da se KF jonizira, a nastali fluorid-ion veže se vodikovom vezom za molekulu HF: F- + HF ⇌ HF2 Na anodi se izbija fluor:

2HF2 -  2HF + F2(g) + 2e a na katodi H2 iz molekule HF: 2HF + 2e-  + H2(g) + 2F reaguje sa skoro svim metalima, a sa nekim gradi zaštitni sloj fluorida

(Ni, Cu, Mg) koji dalje ne reaguju sa fluorom

 uređaj za dobivanje F: Vanjski bakreni zid – katoda, žica od nikla- anoda –nalazi u bakrenom cilindru koji na dnu ima rupe da elektrolit može nesmetano doći u anodni prostor. Unutarnji bakreni cilindar služi kao pregrada koja odvaja katodni prostor od anodnog da ne doĎe do miješanja plinova. Kao elektrolit služe taline kiselih fluorida sastava: KF·HF ili KF·2HF ili KF·3HF, ovaj posljednji najčešće zbog najnižeg tališta.

 Rad sa F predstavlja veliku opasnost.  Svi metali moraju biti velike čistoće jer fluor burno oksidira

 

   

masnoće na površinama metala, a zbog topline koja se oslobaĎa tom reakcijom razara se zaštitna prevlaka na metalu i zagrijani metal nastavlja izgaranje u fluoru. F je gas svijetlo-žute boje, izuzetno otrovan, vrlo reaktivan. Fluoridi ugljika su manje otrovni (zbog velike hemijske inertnosti) i često se koriste umjesto NH3 u rashladnim ureĎajima – trgovačkog naziva freon. Freon 11 - CFCl3 - fluortrihlormetan Freon 12 - CF2Cl2 - difluordihlormetan Freon 11 - CHF2Cl - difluorhlormetan Serija organskih kiselina F(CH2)nCOOH : ako je n neparan broj – kiselina je veoma otrovna; ako je n parni broj - kiselina je malo ili nije nikako otrovna

.  Tetrafluoroetilen, C2F4 lako polimerizira praveći pri tome

politetrafluoretilen, plastičnu masu poznatu kao teflon – izuzetne hemijske inertnosti, bez oštećenja može podnositi i najteže uslove korozije.

 Zbog izvanredne hemijske aktivnosti, F se može spajati

sa gotovo svim elementima, a zbog oksidacijskog djelovanja može oksidirati gotovo sve što doĎe s njim u dodir. Zbog toga F reaguje s vodom različito od ostalih halogena – on naprosto oksidira kisik vode, pri čemu nastaje O2, O3 i F2O.

 U obliku fluorida nalazi se u kostima, zubima i hrskavicama.  Karijes zuba je u vezi sa nedostatkom fluora u vodi za piće,



 



tako da se može sprečavati dodatkom spojeva fluora vodi za piće. Fluoridi natrija ili kalija se u minimalnim količinama dodaju vodi za piće radi sprečavanja karijesa zuba ili se koriste u preventivnoj terapiji u obliku tableta. F se koristi za sintezu organskih preparata fluora koji se upotrebljavaju kao insekticidi i fungicidi. KF ili NaF upotrebljavaju se u medicini kao sredstvo za sprečavanje koagulacije krvi prilikom laboratorijskih analiza. (Ca2+ koji je neophodan u sistemu koagulacije krvi vezuje se sa F u nerastvorljivi CaF2). fluoridi K se koriste kao konzervansi jer sprečavaju raspadanje glukoze pod uticajem fermenata.

Glavni spojevi F dobivaju se od fluorovodika, HF. Za dobivanje HF koristi se reakcija izmeĎu kalcij fluorida i sulfatne stepen kiseline:oksidacije –1: CaF2(s) + H+ + HSO4- → CaSO4(s) + 2HF(g) Čist bezvodni HF dobiva se najlakše zagrijavanjem natrijeva hidrogenfluorida: NaHF2(s) → NaF(s) + HF(g) Reakcija izmeĎu H2 i F2 ne dolazi u obzir jer je eksplozivna čak i na t= -2500C. Zbog vodikove veze izmeĎu molekula, HF je tečnost koja ključa na + 20 0C. S vodom se miješa u svim omjerima i prodaje kao rastvor u kome je w(HF) = 40 % -slaba kiselina koja slabo jonizira. Pare su mu vrlo otrovne, a ako rastvor padne na kožu, uzrokuje gnojne rane –protuotrov je MgO.

Bezvodni HF je inertan pa je prema njemu otporna većina metala i oksida metala. MeĎutim,u prisutnosti tragova vode reakcija se lako odvija, jer se voda stvara za vrijeme procesa: MO(s) + 2HF → MF2(s) + H2O Djelovanjem vlažnog HF na silicijev dioksid i silikate oslobaĎa se silicijev tetrafluorid koji se izdvaja iz smjese kao gas. S obzirom da je SiO2 sastavni dio stakla, rastvor HF se ne smije ni dobivati ni čuvati u staklenom posuĎu. Obično se drži u posudama od voska, ebonita ili parafina ili u bocama od plastične mase. SiO2(s) + 4HF → SiF4(g) + 2H2O CaSiO3(s) + 6HF → CaF2(s) + SiF4(g) + 3H2O Vodeni rastvor HF reaguje kiselo i naziva se fluoridnom kiselinom (fluorovodična kiselina) – slaba kiselina, njene soli s vodom reaguju bazno.

Tečni HF je više ili manje asociran sa složenijom formulom HnFn (n = 2- 6). Konstanta disocijacije ove slabe kiseline kontinuirano opada sa razrjeĎenjem. Pretpostavlja se da rastvor sadrži, osim neioniziranih HF i njenih iona H+ i F- i ione HF2- kao anione jake kiseline, tj. bez prisustva nedisocirane H2F2; o čemu govori i velika stabilnost kiselih fluorida kao što je KHF2. Prema tome, u vodenim rastvorima HF postoje dvije ravnoteže: HF ⇌ H+ + FSa konstantom: i Sa konstantom

[H+] [F-]/ [HF] = K1 = 7·10-4 dm3/mol F- + HF ⇌ HF2[HF2-]/ [F-] [HF] = K2 = 4 dm3/mol

Prema ovim odnosima, fluoridni jon se veže samo sa molekulama HF (a ne sa H2O), šta više i sa nekoliko molekula HF (stvaraju se kiseli fluoridi tipa KF.2HF (KH2F3) ili KF.3HF (KH3F4) koji se mogu shvatiti kao kompleksni spojevi s formulom K[F(HF)n] i vodikovom vezom izmeĎu fluoridnog jona i molekula HF.

Soli ove kiseline nazivaju se fluoridi. S obzirom da je jon F- prilično hidroliziran: F- + H2O → HF + OH-, alkalni fluoridi se teško mogu dobiti neutralizacijom HF odgovarajućom bazom. Dobivaju se prevoĎenjem F preko odgovarajućih čvrstih halogenida na t=200-4000C . Da bi se smanjila opasnost od onečišćenja, F se u istom temp. području može provoditi preko fino usitnjenog metala; dobijaju se fluoridi V, Cr, Mo, W, osmija, iridija i urana. -1 +2

-1 +1

 Dva oksida sa kisikom: F2O i F2O2.

F2O se dobiva reakcijom elementarnog F sa razblaženim rastvorom baze: 0

-1 +2

2F2(g) + 2OH- → 2F- + F2O(g) + H2O F2O2 nastaje kad se smjesa kisika i fluora, hlaĎena tečnim zrakom, izloži utjecaju električnog izbijanja: 2F2(g) + O2(g) → F2O2(g)

HLOR  u prirodi ga nema slobodnog  zbog jako pozitivnog redoks-potencijala i velike

elektronegativnosti, javlja se isključivo u obliku hlorida, sa stepenom oksidacije –1.  Najviše rasprostranjen od svih h.e. (u morskoj vodi, u

zemljinoj kori vezan sa jonima Na+ (kamena sol), K+ (silvin) i Mg2+ (karnalit)

DOBIVANJE  Laboratorijski

oksidacijom hloridnog iona (iz konc. HCl) oksidacijskim sredstvima koji imaju redoks-potencijal veći od potencijala hlora (MnO2, KMnO4 itd.) +4

0

MnO2(s) + 2Cl- + 4H+ → Mn2+ + Cl2(g) + 2H2O

ili +7

0

MnO4- + 10Cl- + 16H+ → 2Mn2+ + 5Cl2(g) + 8H2O

 Industrijski danas isključivo elektrolizom čistog konc. rastvora NaCl, sa sumarnom jednačinom: 2Na+ + 2Cl- + 2H2O → Cl2(g) + H2(g) + 2Na+ + 2OHKao nus-proizvodi nastaju vodik i natrijeva lužina. Kod elektrolize vodenog rastvora NaCl prisutni su još molekule H2O i nešto H+ i OH- -iona nastalih disocijacijom vode. Na katodi se mogu odvijati dvije redukcije: K:

2Na+ + 2e- → 2Na+ (1) 2H2O ⇌ 2H+ + 2OH2H+ + 2e- → H2(g) 2H2O + 2e- → H2(g)+ 2OH-

Reakcija (1) se odvija ako se kao katoda koristi živa, a reakcija (2) ako se kao katoda koristi željezo.

I na anodi bi moglo doći do 2 reakcija oksidacije: A:

2Cl- → Cl2(g) + 2e2OH- → H2O + 1/2O2(g) + 2e-

Prema načinu na koji je izvedeno odvajanje dva gasa, hlora i vodika, odnosno anodnog i katodnog prostora, razlikuju se tri postupka za “hloralkalnu elektrolizu”:  postupak sa živom  postupak sa dijafragmom i  postupak s membranom

Hloralkalna elektrolizapostupak sa membranom

Osobine hlora  zelenkastožut gas, otrovan, oštrog i nadražujućeg mirisa.  oksidira mnoge metale direktno u soli.  Koristi se u proizvodnji papira i celuloze, za njihovo

bijeljenje, zatim za tetrahlormetan, monohlorbenzen, vinilhlorid i hlorirane ugljovodike.  „Hlorna voda“ predstavlja rastvor hlora u vodi, sa kojom hlor polako reaguje dajući hlorovodičnu i hipohlorastu kiselinu.

Osnovni spoj je hlorovodik HCl, koji se proizvodi na tri načina(metode):

stepen oksidacije –1:

1. Sulfatni postupak sastoji se od dvije endotermne reakcije: 0 150 C

NaCl(s) + H+ + HSO4- → NaHSO4(s) + HCl(g) NaCl(s) + NaHSO4(s) → Na2SO4(s) + HCl(g) 2. Direktna sinteza elementarnog hlora i vodika H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) Koristi se hlor dobijen elektrolizom NaCl i vodik dobijen hloralkalnom elektrolizom ili katalitičkom oksidacijom gasovitih zasićenih ugljikovodika s vodenom parom: CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g) odnosno CH4(g) + 2H2O(g) → CO2(g) + 4H2(g)

3. Regeneracija otpadnog HCl dobivenog hloriranjem organskih spojeva tj. hloriranjem metana i benzena

CH4(g) + Cl2 (g) → CH3Cl (g) + HCl(g) CH3Cl (g) + Cl2 (g) → CH2Cl 2(g) + HCl(g) CH2Cl 2(g) + Cl2 (g) → CHCl 3(g) + HCl(g) CHCl 3(g) + Cl2 (g) → CCl 4(g) + HCl(g) C6H6(g) + Cl2 (g) → C6H5Cl (g) + HCl(g)

4. termičkim raspadom (pirolizom) nekih organskih molekula npr. 1,2-dihloretana: ClCH2—CH2Cl (g) → CH2 = CHCl (g) + HCl(g) Vinilhlorid ili 1,1,2,2-tetrahloretana: Cl2CH—CHCl 2(g) → CCl2 = CHCl (g) + HCl(g) Trihloretilen HCl se dobro rastvara u vodi uz oslobaĎanje velike količine toplote:

HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq)

∆rH = -74,9 kJ/mol

Vodeni rastvor hlorovodika – hlorovodična, hloridna (solna) kiselina. Proizvodi se u tornjevima od grafita, spaljivanjem Cl2 i H2 i apsorpcijom nastalog hlorovodika u vodi tzv. ”apsorpcija u padajućem filmu”; dobije se koncentrovana HCl, 34-36%. HCl je jaka kiselina, rastvaranjem metala pravi soli – hloride – rastvorljive u vodi (slabo je rastvorljiv PbCl2 i TlCl, a nerastvorljiv AgCl, Hg2Cl2 i CuCl2).

 HCl kiselina se koristi kao rastvarač, sredstvo za

nagrizanje metala, čišćenje metalnih površina, za dobivanje hlorida raznih metala, jedan od najznačajnijih hemijskih reagenasa.  nalazi se u želudačnom soku sa masenim udjelom 0,3%, kod zdravih osoba. Prisustvo ove kiseline u želudačnom soku aktivira ferment pepsin koji učestuje u varenju hrane.  Kod pomanjkanja kiseline u želucu, hipoaciditeta, daje se razblažen rastvor HCl ili u obliku nekih preparata koji u želucu oslobaĎaju HCl.  Koncentrovana HCl kiselina nagriza sluzokožu i prouzrokuje promjene na tkivu. Antidoti kod trovanja hloridnom kiselinom su: mlijeko, rastvor sapuna i MgO.

stepen oksidacije +1: Hipohloritna kiselina (hipohlorasta) HOCl, i njene soli hipohloriti. - HOCl se dobiva rastvaranjem hlora u vodi (disproporcionoranje hlora u vodi): 0

Cl2(g) + H2O ⇌

H+

+

Cl-

+1

+ HClO

K~ 3·10-4 mol2/dm6

- HOCl je slaba kiselina s konstantom disocijacije: HClO ⇌ H+ + ClO-

K~ 3,2·10-8 mol/dm3

- Poznata je samo u vodenim rastvorima u kojima se razlaže uz otpuštanje vodika: 2HClO ⇌ 2H+ + 2Cl- + O2(g) - HClO je vrlo jako oksidaciono sredstvo sa redoks-potencijalom: 2HClO + 2 H+ +2e- ⇌ Cl2(g) + 2H2O

E0 = +1,63 V

odnosno, budući da je i hlor oksidacijsko sredstvo, redukcija može ići do hlorida: HClO + H+ +2e- ⇌ Cl- + H2O E0 = +1,49 V HClO je jače oksidacijsko sredstvo od Cl2 pa čak i od MnO4-.

Hipohloriti: mogu se dobiti neutralizacijom HClO, industrijski disproporcioniranjem Cl2 u baznim rastvorima: Cl2(g) + 2OH- → Cl- + ClO- + H2O Prilično su stabilni u baznom rastvoru, ali je ClO-- ion opet jako oksidaciono sredstvo ali slabije od HClO: ClO- + H+ + 2e- ⇌ Cl- +2OH-

E0 = +0,94 V

Najvažniji su  natrijev hipohlorit, NaClO -upotrebljava se za bijeljenje- i.  kalcijev hipohlorit (hlorni kreč) Ca(OCl)2 dobro dezinfekcijsko sredstvo, koristi se za ispiranje gnojnih rana. U obliku masti upotrebljava se kod ozeblina.

Dodavanjem HCl kiseline rastvoru hipohlorita oslobaĎa se elementarni hlor ClO- + Cl- + 2H+ ⇌ Cl2(g) + H2O  Reakcija se odvija u dva stepena:

ClO- + H+ ⇌ HClO ( iz hipohlorita se oslobaĎa hipohloritna kiselina) II) HClO + Cl- 2H+ → Cl2(g) + H2O (hipohloritna kis. oksidira hloridni ion) I)

 Oksidi:

Hlor(I) oksid ili dihlor oksid, Cl2O koji se dobija prijelazom hlora iznad istaloženog HgO: 2HgO(s) + Cl2(g) → HgO· HgCl2(s) + Cl2O

 Hloritna kiselina (hlorasta), HClO2

stepen oksidacije +3 : je izuzetno nestabilna, raspada se: +3

+5

-1

3 HClO2 → 3H+ + 2ClO3 + Cl5 HClO2 → 4ClO2(g) + H+ + Cl- +2H2O +3 –2

HClO2 →

H+

-1

+

Cl-

0

+ 2O2(g)

 Hloriti, soli hloritne kiseline u vodenim rastvorima dovoljno

stabilni.  Natrijev hlorit se dobija redukcijom hlor dioksida u alkalnoj sredini pomoću vodikovog peroksida: ClO2(g) + HO2- + OH- → 2ClO2- + O2(g) + H2O

 koristi se kao sredstvo za bijeljenje zato što djeluje

oksidacijski u kiseloj sredini pri čemu nastaje hloritna kiselina: ClO2- + H+ → HClO2 Koja je vrlo jako oksidaciono sredstvo: HClO2 + 3H+ + 4e- ⇌ Cl- + 2H2O

E0 = +1,57 V

U baznoj sredini hloritni ion je slabije oksidaciono sredstvo: ClO2- + 2H2O + 4e- ⇌ Cl- + 4 OH-

E0 = +0,77 V

 Oksid:

stepen oksidacije +4 :

Hlor dioksid ili hlor(IV) oksid, ClO2 je narančasti gas neugodna mirisa, vrlo eksplozivan, lako se eksplozivno raspada na hlor i kisik (pod utjecajem povećane temperature, svjetlosti ili dodira sa organskim supstancama): 2ClO2(g) → Cl2(g) + 2O2(g)

∆rH = - 222 kJ/mol

Zbog opasnosti od eksplozije, ClO2 se ne može skladištiti ni prenositi sam, nego se razrijedi nekim inertnim gasom da se stabilizira. Dobiva se redukcijom hloratne kiseline, odnosno kiselih rastvora hlorata sa SO2: 2ClO3- + SO2(g) + H+ → 2ClO2(g) + HSO4-

 Koristi se za bijeljenje celuloze i papira a da pri tome

ne utiče na druge osobine bijeljenog materijala. Postupak kojim se ClO2 redukuje na natrijev hlorit, natrijev hlorit se transportuje bez opasnosti, zatim se na mjestu potrošnje dobije opet ClO2 oksidacijom hlorom ili natrijevim hipohloritom: 2ClO2- + Cl2(g) + H+ → 2Cl- + 2ClO2(g) 2ClO2- + ClO- + H2O → Cl- + 2OH- + 2ClO2(g)

 Hloratna (hlorna kiselina), HClO3 i njene soli, hlorati (ind. Se

proizvode). oksidacije +5 : samo u vodenim rastvorima do stepen Hloratna kiselina: poznata masenog udjela od 30%,  dobiva se reakcijom izmeĎu barij hlorata i sulfatne kiseline u stehiometrijskom odnosu: Ba2+ + 2ClO3- + H+ + HSO4- → BaSO4(g) + 2H+ + 2ClO3-

Pri masenom udjelu hloratne kiseline od 40%, kiselina se počinje disproporcionirati: 4H+ + 4ClO3- → 4ClO2(g) + O2 + 2H2O koja je praćena eksplozijom, a nastali hlor dioksid opet dalje eksplodira.  jaka kiselina i jako oksidaciono sredstvo .. .. .. O .. Cl O ..: :O ..:

Hlorati  dobivaju se hloriranjem, odnosno slabim zakiseljavanjem ili zagrijavanjem rastvora hipohlorita, nastaje hipohloritna kiselina koja oksidira vlastitu sol do hlorata: +1

+1

+5

2HClO + ClO- → ClO3- + 2H+ +

-1 2Cl-

OslobaĎanjem H+ iona proces se dalje odvija sam od sebe. Zagrijavanjem se pojačava proces hidrolize hipohlorit –iona: ClO- + H2O ⇌ HClO- + OHpa nastala hipohloritna kiselina opet oksidira hipohlorit u hlorat.

 industrijski se dobivaju elektrolizom vrućeg vodenog

rastvora NaCl; katode su željezni limovi, anode od grafita ili metala otpornog na hlor, vruću kiselu sredinu i rastvore hlorata ( tzv. dimenzijski stabilne anode). Anodni i katodni prostor nisu odvojeni, pa anodno osloboĎen hlor reaguje s prisutnim OH- ionima stvarajući hipohlorit koji u zagrijanom vodenom rastvoru polako prelazi u hlorat. Na katodi se oslobaĎa H2 koji miješanjem rastvora pomaže kontakt Cl2 sa OH- ionima: (A: 2Cl- → Cl2) (K: 2H2O → H2 + 2OH-) Proces se sumarno može prikazati: 3Cl2(g) + 6OH- → 3ClO- + 3Cl- + 3H2O 3ClO- → ClO3- + 2Cl, 3Cl2(g) + 6OH- → ClO3- + 5Cl- + 3H2O.

Ako se kao sirovina koristi NaCl, hlaĎenjem ili isparavanjem elektroliziranog rastvora iskristalizira Na hlorat, NaClO3.Ako se rastvoru Na-hlorata doda KCl dobije se kalij hlorat, KClO3 koji iskristalizira jer je najmanje rastvorljiva so.  u kiseloj sredini hlorati su jaka oksidaciona sredstva: 2ClO3- + 12H+ + 10e- ⇌ Cl2(g) + 6H2O E0 = +1,48 V jer je i nastali hlor takoĎer oksidacijsko sredstvo: ClO3- + 6H+ + 6e- ⇌ Cl- + 3 H2O

E0 = +1,42 V

Zbog tako jakog oksidacionog djelovanja i vodeni rastvori hlorata i čvrsti hlorati su vrlo opasne supstance. Pri dodiru sa organskim materijalima ili redukujućim sredstvima mogu uzrokovati eksploziju. Čuvaju se u hladnim i suhim prostorijama. Najvažniji je Na hlorat, koristi se za proizvodnju hlor dioksida i perhlorata, za uništavanje korova, u pirotehnici.

Perhloratna (perhlorna) kiselina, HClO4 njene soli perhlorati stepen oksidacije +7 : i hlor(VII) oksid Cl2O7.

.. :O:

.. O .. Cl :O ..:

.. O ..:

Perhlorati: Laboratorijsko dobivanje: a) reakcijom konc. H2SO4 i hlorata pri čemu nastaje perhlorat, hlorid i hlor(IV) oksid b) termičkim disproporcioniranjem KClO3 koji se razlaže na dva načina: 4KClO3(s) → 3KClO4(s) + KCl(s) 2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) (u prisustvu katalizatora, MnO2) hemijskom oksidacijom hlorata pomoću ozona ili peroksosulfata: ClO3- + O3(g) → ClO4- + O2(g), Odnosno

ClO3- + S2O82- + H2O → ClO4- + 2SO42- + 2H+

Industrijsko dobivanje: Anodnom oksidacijom hlorata: ClO3- + H2O → ClO4- + 2H+ + 2ePerhlorna kiselina: Industrijski se dobiva djelovanjem konc. HCl na bezvodni NaClO4: NaClO4 + HCl → HClO4 + NaCl Obično se proizvodi 70-72% (mas.) HClO4 ; -dehidratacijom s oleumom dobiva se bezvodna HClO4 (tališta –1000C, vrelišta +1000C, jako oks. sredstvo, eksplozivno reaguje s mnogim org. supstancama). Hidratizirana HClO4 · H2O (monohidrat) može se zagrijavati do vrenja (500 C) a da ne eksplodira, kristali sadrže H3O+ i ClO4- ione.

U vodenim rastvorima je potpuno jonizirana i najjača od svih anorganskih kiselina. Zbog toga je perhloratni ion najslabija baza, izvanredno stabilan pa u vodenim rastvorima ne pokazuje oksidacijske osobine; zapravo je potencijalno dobro osidaciono sredstvo ali je redukcija perhlorata tako spora da se ne može ni primijetiti: 2ClO4- + 16H+ + 14e- → Cl2(g) + 8H2O

E0 = +1,39 V

Amonijev perhlorat, NH4ClO4, dobiva se dodavanjem NH4Cl rastvoru Na-perhlorata. NH4Cl + NaClO4 → NH4ClO4 + (Na+ + Cl-) Koristi se za raketna goriva u sastavu 75% NH4ClO4 , 20% goriva i 5% aditiva.

Pri zagrijavanju se ponaša na tri načina: 0

200-250 C

1.

4NH4ClO4(s) → 2Cl2(g) + 8H2O(g) +2N2O(g) + 3O2(g) 0 350-400 C

2.

3.

2NH4ClO4(s) → Cl2(g) + 4H2O(g) + 2NO(g) + O2(g) 0 pri niskom pritisku, 450 C

a) 2NH4ClO4(s) → Cl2(g) + 4H2O(g) + 2NO(g) + O2(g) 0 pri visokom pritisku, 450 C

b) 4NH4ClO4(s) → 4HCl(g) + 6H2O(g) + 2N2 + 5O2(g)

BROM  u prirodi se nalazi isključivo u spojevima sa stepenom

oksidacije -1, ne nalazi se slobodan, ima ga tamo gdje ima i spojeva hlora u obliku bromida  maseni udio u moru 0,007%,  zbog većeg redoks-potencijala hlor lako oksidira bromide (osnovna reakcija za ind. i lab. dobivanje broma): 2Br- + Cl2(g) → Br2 + 2Cl osloboĎeni brom se uklanja pomoću jake struje zraka, uvodi se u zagrijani rastvor baze ili karbonata, gdje se disproporcionira na bromid i bromat: 3Br2 + 6OH- → BrO3- + 5Br- + 3H2O

Zakiseljavanjem tog rastvora izlučuje se brom: BrO3- + 5Br- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O

 na običnoj temp. Br je tečnost tamnosmeĎe boje i

neugodnog mirisa; opasan, napada kožu.  koristi se u farmaceutskoj i organskoj sintetskoj

industriji, u obliku AgBr za izradu fotografskih emulzija, za proizvodnju dibrometana (C2H4Br2) koji se dodaje benzinu koji sadrži olovov tetraetil, (C2H5)4Pb radi sprečavanja nagomilavanja naslaga olova u cilindru.

Bromovodik, HBr:  dobija se djelovanjem fosfatne kiseline na bromide:

stepen oksidacije –1:

3KBr(s) + H3PO4 → K3PO4 + 3HBr(g)  direktnim spajanjem elemenata: Br2(g) + H2(g) ⇌ 2HBr(g) ∆rH = - 96 kJ/mol Iako je reakcija egzotermna, potrebno je malo zagrijavanje zbog tromosti vodika  laboratorijski se dobiva reakcijim broma sa fosforom (crvenim) i protolizom nastalog fosfor(III) bromida: 2P(s) + 3Br2 → 2PBr3 PBr3 + 3H2O → H2PHO3 + 3HBr(g)

 Vodonikov

bromid (bromovodik), HBr- bezbojan, zagušljiv i otrovan gas prodorna mirisa.  lako se rastvara u vodi, vodeni rastvor reaguje kiselo dajući bromidnu kiselinu (bromovodičnu), koja se može oksidirati s kisikom iz zraka pod utjecajem svjetlosti: 4HBr + O2(g) → 2Br2 + 2H2O  Čuva se u smeĎim bocama  soli bromidi, lako rastvorljivi u vodi, (osim AgBr, HgBr,

HgBr2 i PbBr2).  Soli bromidne kiseline, kalijev bromid, KBr, natrijev bromid, NaBr i amonijev bromid, NH4Br se koriste u farmaciji za pripravljanje sredstava za umirenje (sedativa).

Spojevi u baznim rastvorima brom sestepenom disproporcionira na bromid i broma s pozitivnim oksidacije:

hipobromit ion:

Br2 + 2OH- → BrO- + Br- + H2O  hipobromitna (hipobromasta) kiselina, HBrO, manje stabilna od HClO, vrlo jako oksidacijsko sredstvo, samo malo slabije od HClO (hipohloritne): 2HBrO + H+ +2e- ⇌ Br2 + 3 H2O

E0 = + 1,44V

 hipobromiti, manje stabilni od hipohlorita, u baznoj sredini

oksidacijska sredstva ali sa slabijim djelovanjem: BrO- + H2O +2e- ⇌ Br- + 2OH-

E0 = + 0,76 V

Zagrijavanjem se lako i brzo oksidiraju u bromate: 3BrO- → BrO3- + 2Br Isparavanjem nastale smjese bromida i bromata do suha i zagrijavanjem sa ugljenom, bromati se redukuju u bromide (metoda za dobivanje alkalnih bromida): 2KBrO3(s) + 3C(s) → 2KBr(s) + 3CO2  Bromatna (bromna) kiselina, HBrO3, stepena oksidacije +5, ne može se dobiti u čistom stanju jer

eksplodira pri pokušaju uparavanja. Dobiva se djelovanjem razrijeđene H2SO4 na barij-bromat:

Ba(BrO3)2 + H+ + HSO4- → BaSO4(s) + 2H+ + 2BrO3-

 Bromatna kiselina i njene soli, bromati su jaka oksidac. sredstva u kiseloj sredini:

2BrO3- + 12H+ + 10e- ⇌ Br2 + 6H2O

E0 = + 1,52 V

.. .. .. O .. Br O ..: :O ..:

 bromati se u kiseloj sredini mogu redukovati i do bromida:

2BrO3- + 6H+ + 6e- ⇌ Br- + 3H2O

E0 = + 1,44 V

 u baznoj sredini djeluju također oksidacijski:

BrO3- + 3H2O + 6e- ⇌ Br- + 6OH-

E0 = + 0,61 V

 soli KBrO3 i NaBrO3 su jaka oksid. sredstva

-

 oksidi: brom(I) oksid ili dibrom oksid, Br2O i brom(IV) oksid ili brom dioksid, BrO2 su nestabilni  perbromati se dobivaju oksidacijom jako bazog rastvora bromata fluorom:

(BrO3-

OH , F

→ BrO4-)

dobro oksidacijsko sredstvo pri povišenoj temperaturi: BrO4- + 2H+ + 2e- ⇌ BrO3- + H2O E0 = + 1,76 V

JOD  jedini halogeni element kojeg ima u prirodi u spojevima sa

+ i sa - stepenom oksidacije, ali je najmanje rasprostranjen (u morskoj vodi i naslagama soli)  Natrijev jodat (NaIO3) je pratilac natrij nitrata u čilskoj šalitri,  elementarni iod se dobija a) redukcijom jodata s odreĎenom količinom hidrogensulfita: +5

+4

0

+6

2IO3- + 5HSO3- + 2H+ → I2(s) + 5HSO4- + H2O Višak HSO3- bi izlučeni jod redukovao u jodid jon: I2(s) + HSO3- + H2O → 2I- + HSO4- + 2H+ b) oksidacijom jodida s hlorom: 2I- + Cl2(g) → 2Cl- + I2(s)

 pri sobnoj temperaturi, jod je u čvrstom stanju, crnih kristala, atomi su meĎusobno vezani kovalentnim vezama, zagrijavanjem lako sublimira prelazeći u ljubičaste pare;  rastvara se u organskim rastvaračima (hloroform, CCl4, CS2) pri čemu nastaju ljubičasti rastvori što znači da su prisutne nepromijenjene molekule I2; u vodi je slabo rastvorljiv pri čemu nastaje smeĎi rastvor što je posljedica polarizacije molekula joda (isto je i u alkoholu i drugim rastvaračima sa dipolnim momentom),  rastvorljivost u vodi se poveća u prisustvu jodidnog jona zbog stvaranja trijodidnog jona: I- + I2(s) ⇌ I3-

pri čemu se mijenja boja iz smeĎe u tamnocrvenu.

 Jod sa rastvorom škroba daje adicioni spoj tamno

modre boje, osnova za odreĎivanje oksidacijskih sredstava pomoću smjese KI i škroba pri čemu se jodidni jon oksidira u jod koji sa prisutnim škrobom daje plavu boju.  Jod se koristi u sintetskoj organskoj i farmaceutskoj industriji, kao antiseptik, kao dodatak kuhinjskoj soli.  Jod se čuva u staklenim sudovima, sa zapušačem od stakla. Razara gumene i plutane zapušače. Čuva se na hladnom mjestu i odvojeno od drugih lijekova jer pare koje izlaze mogu da reaguju. Jodne pare djeluju škodljivo, izazivaju jodne kijavice, razaraju dijelove aparatura i emajlirane posude.

 Alkoholni rastvor joda je antiseptičko sredstvo

poznato kao jodna tinktura (solutio jodi spirituosa) (5% I2 + 4% KI + etanol).  Jod se nalazi u nekim mineralnim vodama u obliku jodida. Može se dobiti spaljivanjem morskih algi i ekstrakcijom iz pepela ili iz petrol-vode adsorpcijom na aktivni ugalj i ekstrakcijom.  Sadrže ga neka tla, iz kojih ga biljke usvajaju korijenom. Ako ga tlo ne sadrži dovoljno, nema ga u dovoljnim količinama ni u biljkama. Zbog toga postojale su čitave regije u kojima je stanovništvo patilo od nedostatka joda (endemska gušavost).

 U čovječijem organizmu joda ima u tiroksinu,

hormonu štitne žlijezde. Nedostatak joda dovodi do gušavosti i kretenizma. On je odgovoran za brzinu primarnog metabolizma. Djeca i odrasli koji pate od ovog nedostatka, su spori i teško napreduju.  Danas problem ne postoji, jer se jodid dodaje u hranu. Kalij jodid, KI, se kao topiva, pogodna sol dodaje kuhinjskoj soli, što se na pakovanju obično naznači: »jodirana so». Najznačajniji prirodni izvor jodida je morska voda, odnosno hrana iz mora. MeĎutim suviše unesenog joda takoĎer može uvećati tiroidu. Jod je otrov i maksimalno dozvoljena koncentracija jodida u krvi je samo nekoliko puta viša od one neophodne.

Jodovodik HI: –1: stepen oksidacije  dobivanje:

1. djelovanjem neke neoksidirajuće kiseline (fosfatne): 3KI + H3PO4 → 3HI(g) + K3PO4 3. protolizom fosfor(III) jodida (jer je direktno spajanje elemenata teško zbog reverzibilnosti reakcije): 2P(s) + 3I2(s) → 2PI3 2PI3 + 3H2O → 3HI(g) + H2PHO3

 Jodidna kiselina (jodovodična), vodeni rastvor HI je jaka

kiselina, najjača od svih halogenidnih kiselina, mora se čuvati u tamnim bocama da ne doĎe do oksidacije HI s O2 pod utjecajem svjetlosti; hr O2 → 2O2I- → 1/2I2 2I- + O2 → I2 + 2O2eventualno izlučeni jod se uklanja dodatkom strugotina bakra: 2Cu(s) + I2(s) → Cu2I2(s)

 Alkalijski jodidi dobivaju se redukcijom smjese jodida i jodata

s ugljikom: 2KIO3(s) + 3C(s) → 2KI(s) + 3CO2(g)

 jodidi se koriste u terapiji arterioskleroze

Disproporcioniranjem joda u baznim rastvorima nastaju Spojevi joda s- pozitivnim stepenom oksidacije: hipojodit, IO i jodid-jon: I2(s) + 2OH- → IO- + I- + H2O

stepen oksidacije +1: +1  Hipojoditna kiselina (hipojodasta), HIO je slabija od hipohloritne i hipobromitne kis. Hipojoditni jon je vrlo jaka baza, hidroliza tog jona je tako jaka da i u hladnom rastvoru stvara dovoljno HIO koja IO- oksidira u jodat IO3-.

stepen oksidacije +5:  Jodati, IO3- dobivaju se disproporcioniranjem joda u toplim

rastvorima baze, nastali hipojodit se brzo dalje oksidira u jodat: 3IO- → IO3- + 2IJodati su u kiseloj sredini slabija oksidacijska sredstva nego hlorati i bromati: 2IO3- + 12H+ + 10e- ⇌ I2 + 6H2O E0 = + 1,2 V jer je i nastali jod takoĎer oksidacijsko sredstvo: IO3- + 6H+ + 6e- ⇌ I2 + 3H2O E0 = + 1,085 V .. .. .. H O ..

I

:O .. :

 Jodatna kiselina (jodna), HIO3 , stabilna, može se dobiti u

čistom stanju kao amorfna bijela supstanca. Zagrijavanjem gubi vodu i prelazi u jod(V) oksid I2O5: 2HIO3(s) → I2O5 + H2O  HIO3 je vrlo rastvorljiva u vodi; u razblaženim rastvorima je jonizirana a u koncentrovanim polimerizira i daje kisele jodate KIO3.HIO3 ili KIO3.2HIO3.

O ..:

 Perjodati se dobijaju od dvije perjodatne kiseline

stepen oksidacije +7: (perjodne) H5IO6 - ortoperjodatna HIO4 - metaperjodatna

.. H O ..

.. :O: I :O .. :

.. O ..:

Ravnoteža izmeĎu ta dva oblika perjodata odreĎena je reakcijom hidratacije: HIO4 + 2H2O ⇌ H5IO6 Zagrijavanjem ortoperjodatne kiseline nastaje metaoblik, H5IO6 .

MEĐUSOBNI SPOJEVI HALOGENIH ELEMENATA  Elementi 17. grupe mogu međusobno da stvaraju

spojeve općeg tipa ABn, gdje je n= 1, 3, 5 ili 7 sa max. dva različita halogena vezana kovalentnom vezom.  AB (n=1): ICl –jod hlorid  AB3 (n=3): ClF3, BrF3, ICl3  AB5 (n=5): BrF5  AB7 (n=7): IF7  IF7 predstavlja uopće jedini spoj sa sedam kovalentnih

veza između različitih elemenata u čitavoj hemiji.