Halogeenid (4)

Halogeenid
1. Halogeenide üldiseloomustus ja keemilised omadused
Halogeenid on VII A rühma elemendid ja nendeks on fluor , kloor , broom , jood ja astaat . Halogeenid kuuluvad kõige aktiivsemate mittemetallide hulka, kusjuures nende keemiline aktiivsus suureneb rühmas alt ülesse. Seda on võimalik tõestada ka katseliselt, kus aktiivsem halogeen tõrjub vähemaktiivsema halogeeni tema soolast välja.
F2 + CaBr2 _ CaF2 + Br2 Cl2 + 2NaI _ 2NaCl + I2
Suure keemilise aktiivsuse tõttu leidub neid looduses vaid ühendite koosseisus . Halogeenid lihtainena koosnevad kaheaatomilistest molekulidest, mistõttu reaktsoonivõrrandites neid kirjutatakse alljärgnevalt: F2, Cl2, Br2 ja I2. Kuna nende molekulide vahel on suhteliselt nõrgad molekulidevahelised jõud, siis on halogeenidel suhteliselt madalad keemistemperatuurid. Fluor ja kloor on toatemperatuuril gaasid, broom on ainukene toatemperatuuril vedelas olekus olev mittemetall ning jood on tahke. Kõik halogeenid, eriti fluor ja kloor on lihtainena tugevalt mürgised. Halogeeniaurud on terava lõhnaga ja kahjustavad hingamisteid. Seetõttu tuleb kõik halogeenidega tehtavad katsed sooritada töötava tõmbega tõmbekapis.
2. Fluor
Omadused
Fluor on kahvatukollane, õhust raskem, terava lõhnaga ja väga mürgine gaas . Puhas fluor on lihtainena eriti ohtlik, sest ta ärritab nahka, silmade ja nina limaskesti, tekitab nahakahjustusi ja põhjustab põletusi ja kopsuturseid. Keemiliselt on ta kõige aktiivsem mittemetall ja reageerib kõikide metallide ja mittemetallidega (v.a. lämmastik, heelium ja argoon ). Fluoris süttivad peale metallide ja mittemetallide veel põlema puit, paber, grafiit , väävel ning isegi ka sellised tulekindlad matrjalid nagu asbest ja tellis . Fluori hoitakse vasest või niklist anumates , kuna nende pinnale moodustuvad vastavate fluoriidide õhukesed kelmed, mis takistavad metallide edasist reaktsiooni. Isegi vesi süttib fluoris põlema, kusjuures selle käigus eraldub hapnik. See reaktsioon on ebatavaline, sest harilikult ained põlevad hapnikus, kuid siin tekib hapnik põlemisprotsessi tulemusena: 2F2 + 2H2O _ 4HF + O2
Kasutusalad
· Olmes (teflonpannid ja tefloniga kaetud suusad)
· Jahutusvedelikuna külmutusseadmetes
· Vähesel määral on fluori ühendeid ka hambapastas
· Sõjagaasidena
· Tuntumaid ühendeid on NaF, mida räbustina metallide keevitamisel, jootmisel, lisaks klaaside, emailide ja keraamika saamisel, mürkkemikaalina kasutatakse seda puidu immutamiseks mädanemise vastu. NaF rakendatakse veel vee fluorisisalduse tõstmiseks selle vajakul
· Vesinikfluoriidhape söövitab klaasi, mistõttu teda kasutatakse klaasesemete graveerimisel.
· Vereasendajana ja narkoosivahendina
Biotoime
Täiskasvanud inimorganismis on keskmiselt 2-2,4 g fluori, millest enamik paikneb luudes ja hambavaabas. Soovituslik päevane fluori tarbimiskogus on 0,3-0,5 mg. täiskasvanu kohta. Fluor aitab vältida hammaste
lagunemist ja plekiliseks muutmist ning tugevdab luid. Fluori looduslikud allikad on näiteks looduslik vesi, õun, roheline sibul, must aroonia, spargel , punapeet, piim, mereannid , mais, meresool, tee, küüslauk, kaerahelbed. Fluori puudus põhjustab hambakaariese teket. Selle vältimiseks lisatakse joogivette ja hambapastasse veidi fluoriide. Joogivees peaks olema umbes 1 mg fluoriidioone. Kui joogivees on üle 1,5 mg liitri kohta fluoriide, siis areneb fluori üleküllus ehk fluoroos .Suurem fluori liig põhjustab maksa, südamme, kesknärvisüsteemi ja neerupealiste muutusi, impotentsust, kasvupeetust.
Vesinikfluoriid ja vastav hape
Vesinikfluoriid lahustub vees piiramatult ning vesinikfluoriidi vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See on keskmise tugevusega hape, sest selle dissotsatsiooniaste on madal ja erandlikult ta dissotseerub võrreldes teiste halogeniidhapetega kahes astmes. Vesinikfluoriidhape väga sööbivate toimega hape. Nahale sattunud HF on väga ohtlik ning kui seda kohe maha ei pesta, siis imbub ta märkamatult kudedesse, põhjustades nende kärbumist. Ta söövitab isegi klaasi ja kvartsi , olles üks väheseid happeid, mida ei saa hoida klaasanumates. Põhjus seisneb selles, et klaasi koostises oleva räniga moodustab fluor püsivama sideme kui hapnikuga. Vesinikfluoriidiga ei reageeri kuld ja plaatina ning teda võib hoida ja säilitada plii-, eboniit- või parafineeritud pudelites. HF mõju söövitava mõju klaasile avastas juhuslikult kaltsiumfluoriidi ja väävelhappe vahelisel reaktsioonil saksa juveliir H. Scwanhard 1670 aastal.
3. Kloor
Leidumine ja Saamine
Kloor on levikult maakoores 20. element. Seejuures sinna sisse ei ole arvestatud suuri kloorivarusid ookeanivetes. Levinumateks kloriidseteks mineraalideks on näiteks haliit ehk kivisool NaCl ja sülviin ehk sülviit KCl jt. Soola kaevandati kivisoolana või saadi merevee aurustamisel. Keskmiselt sisaldab merevesi soolasi 35g/l. Puhtalt sai kloori esmakordselt C.W. Scheele Uppsalas Rootsis 1774. aastal keedusoola ja väävelhappe segu kuumutamisel. Nime kloor (inglise keeles chlorine) andis elemendile inglise keemik Humphry Davy 1811. aastal. Tänapäeval toodetakse kloridi sulatatud kloriidide või nende vesilahuste elektolüüsil: 2NaCl _ 2Na + Cl2
2NaCl + H2O _ H2 + Cl2 + 2NaOH
Laboratoorselt saadakse peamiselt vesinikkloriidhappest oksüdeerijate toimel:
4HCl + MnO2 _ MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl _ 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
Omadused
Kloor on kollakasroheline, terava lõhnaga, mürgine, õhust üle kahe korra raskem gaas, samas on teda võimalik kergesti veeldada. Mittepolaarse ainena lahustub kloor hästi mittepolaarsetes vedelikes (orgaanilised lahustid,
näiteks heksaan) Vees kui polaarses lahustis lahustub kloor vähe. Kloori osalisel lahustumisel vees moodustub
kloorivesi. See kujutab endast kloori lahust vees, kus osaliselt toimuva reaktsiooni tulemusena tekib kaks hapet:
Cl2 + H2O _ HCl + HClO (HOCl)(hüpokloorishape) Kloor on aktiivsemaid keemilisi elemente ja väga tugev oksüdeerija, jäädes alla halogeenidest ainult fluorile. Temas põlevad paljud metallid ning ta reageerib aktiivselt paljude mittemetallide (v.a. He, Ne, Ar) ja orgaaniliste ainetega. Ühinedes teiste ühenditega moodustab ta kloriide. Mittemetallidega ühinemisel tekivad kovalentse sidemega ning metallidega ühinemisel rohkem ioonilise sidemega klooriühendid. 2Na + Cl2 _ 2 NaCl 2P + 3Cl2 _ 2 PCl3
Päikesevalguse toimel kloori ühinemisreaktsioon vesinikuga toimub plahvatuslikult: H2 + Cl2 _ 2 HCl
Laboris saadakse vesinikkloriidi keedusoola reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega: 2NaCl + H2SO4 _ 2 HCl + Na2SO4
Kasutusalad
Kloori ja klooriühendeid kasutatakse tekstiili- ja paberitööstuses pleegitajana,.keemiatööstuses plastide, taimekaitsevahendite, värvide, ravimite, mürkkemikaalide, soolhappe kloriidide tootmiseks, veepuhastusjaamades on kloor kasutusel vee puhastajana kui ka desinfitseerijana. Kloori on kasutatud ka sõjagaasina.
Tuntumad ühendid
HCl – vesinikkloriidhape ehk soolhape . Kasutatakse kloororgaaniliste ühendite tootmiseks, metallide kloriidide saamiseks, metallide söövitamiseks, pindade puhastamiseks jm.
NaCl – naatriumkloriid ehk keedusool , maitseaine, konservant . Maailmatootang umbes 150 miljonit tonni aastas.
CaCl2 – kalitsiumkloriid, kasutatakse ainete ja õhu kuivatamiseks eksikaatoris
AgCl - hõbekloriid, kasutatakse valgustundlikuse tõttu fotopaberite valmistamisks, kus see laguneb hõbe- ja kloriidioonideks.
KClO3 – Kaaliumkloraat ehk Berthollet ` sool. Löögist või hõõrdumisel kergesti plahvatav aine, mida kasutatakse hapniku saamiseks, tuletikkude, rakettide ja lõhkeainete valmistamiseks
Ca(OCl)2, – kloorlubi , mida saadakse kloori läbijuhtimisel lubjaveest. See on tahke valge või hallikasvalge aine, millel on iseloomulik terav kloorilõhn. Kloorlupja kasutatakse pleegitamiseks ja desinfitseerimiseks.
Biotoime
Kloor on eluslooduses levinuim halogeen ja tingimata vajalik eluprotsessides. Lihtainena on kloor inimesele mürgine, põhjustades lämbumist ja surma. Kloori eluohtlik kontsentratsioon on 0,1 mg ühes liitris õhus. Täiskasvanud inimorganismis on 100-105 g kloori (ühendite koosseisus). Kloori leidub kloriidioonidena rakuvälistes biovedelikes, veres, lümfis ja muudes seedenõredes. Kloor hoolitseb organismi vedelikutasakaalu säilitamise eest. Päevane soovituslik kloori kogus täiskasvanud inimesele on 2,5 grammi. Toidus ja joogis esineb kloor kloriidioonina. Olulisemateks toiduallikateks on keedusool ja seda sisaldavad tooted, oliivid , peekon, konservkalad, juust, maapähklid, soola sisaldavad toiduained. Toiduga inimorganismi sattunud keedusoolast moodustub soolhape. Maomahl sisaldab umbes 0,3-0,5% soolhapet ning see soodustab seedimist ja võtab osa ainevahetusprotsessidest. Kloori vaegust esineb harva, ent see võib tekkida pikaajalise oksendamise , kõhulahtisuse ja higistamise korral. Kloori üleküllus võib kujuneda pideva soolase toidu söömise tagajärjel. Liigne keedusool põhjustab mitmeid südame ja veresoonkonna haiguseid. Soolane toit on neerudele koormav ning klooriühenditest võivad tekkima hakata organismi toksilisi ühendeid.
Kuningvesi
Kontsentreeritud vesinikkloriid - ja lämmastikhappe segu ruumalavahekorras 3:1, nimetatakse
kuningveeks (ld. keeles Aqua Regia). Kuningvett tunti juba 1200 aasta paiku, kuna see oli
tol ajal teada olev ainuke aine, mis kulda lahustab.
Vesinikkloriid
vesinikkloriid on värvusetu, terava lõhnaga, ärritava ja sööbiva toimega, õhust raskem gaas, mida kogutakse seetõttu avaga ülespoole suunatud kolbi. Gaasiline vesinikkloriid lahustub vees väga hästi ning selle tulemusena moodustub vesinikkloriidhape. See on värvusetu, terava lõhnaga, vees ülihästi lahustuv, õhus ja eriti niiskes õhus suitsev vedelik ja sööbiv hape. Ta on tugev hape, kuna tema molekulid dissotseeruvad täielikult ioonideks. Vesinikkloriidhapet kasutatakse paljude metallide kloriidide saamiseks, metallide söövitamiseks , pindade puhastamiseks
4. Broom
Leidumine ja saamine
Broom on vähelevinud element, mis esineb koos klooriga hajutatult mineraalides ja merevees . Broomi leidub merevees (0,065%), mereorganismides, kivimites ja mõnedes soolajärvedes (0,2%, Surnumeres 0,4-0,6%). Ookeanis sisalduvad summaarsed broomivarud on väga suured, kuna merevees on broomi umbes 300 korda vähem kui kloori. Käsnad, molluskid ja korallid koguvad endasse mereveest broomiühendeid. Juba muistsetest aegadest hinnatud värvaine purpur , mis oli kõrgete võimukandjate tunnusvärvus, on ka broomiühend. Purpurit toodeti purpurtigudest, kusjuures 1 g purpuri tootmiseks kulus umbes 10000 tigu. Broomi eraldatakse merevees või soolajärvedes leiduvale naatriumbromiidile kloori lisamisel, sest aktiivsem halogeen tõrjub nõrgema tema soolast välja: 2NaBr + Cl2 _ 2NaBr + Br2
Omadused
Broom on punakaspruuni värvusega, terava lõhnaga, väga mürgine, sööbiv, veest üle kolme korra raskem, reageerimisvõimeline ja lenduv vedelik. Ühtlasi on ta ainus vedelas olekus mittemetall toatemperatuuril. Vees lahustub broom veelgi vähem kui kloor, küll aga paremini mittepolaarsemates orgaanilistes lahustites ( bensiinis , etanoolis ). Broomi vesilahust nimetatakse broomiveeks. Broom on tugev oksüdeerija, ent nõrgem kui seda on kloor ja fluor. Ta reageerib enamike lihtainetega moodustades bromiide. Vesinikbromiidi lahustamisel vees saadakse vesinikbromiidhape. See on värvuseta, terava lõhnaga, õhus suitsev, vees väga hästi lahustuv tugev hape. Erinevalt vesinikkloriidhappest, reageerib vesinikbromiidhape külmalt ka elavhõbeda ja hõbedaga.
Kasutusalad
· anorgaaniliste ja orgaaniliste ainete sünteesiks
· mootorikütuse lisandina
· taimekaitsevahendina
· fotograafias
· meditsiinis
Biotoime
Lihtainena on broom inimesele väga mürgine ja sööbiv. Nahale sattumisel tekitab ta raskelt paranevaid haavandeid. Broomiaurud kahjustavad kõri, kopse, bronhe. Tugeva ärrituse põhjustab juba 0,001 %-line
sisaldus õhus. Lubatud broomiaurude piirkontsentratsioon on 0,5 mg ühes kuupmeetris õhus. Rohkem esineb broomi ka kilpnäärmes ja neerudes. Inimorganismis on broomi keskmiselt 260 mg.
Bromiidid on suhteliselt vähemürgised. Sissevõtmisel põhjustavad nad mügitust 3 g koguses ja surma 35 g koguses.
Tuntumad ühendid
Hõbehalogeniidid on valgustundlikud. Nad lagunevad valguse toimel, eraldades musta
värvusega peeneteralist metalset hõbedat. Sel omadusel põhineb hõbehalogeniidide eelkõige
aga hõbebromiidi kasutamine isetumenevates päikeseprillides ja fotograafias
Kaaliumbromiid on värvuseta, vees hästi lahustuv kristalne aine, mida kasutatakse rahustava
toime tõttu ravimites, fotograafias, optikas.
5. Jood
Leidumine ja saadumine
Jood on looduses vähelevinud element. Vähesed joodi sisaldavad mineraalid on väga haruldased . Mõningal määral leidub joodi merevees. Joodi avastas pruunvetkate tuhast prantsuse keemik Bernard Courtois 1811. aastal. Uuele
avastatud elemendile anti nimi paar aastat hiljem tema violetsete aurude järgi. Tänaäeval toodetakse joodi looduslikest soolveekogumitest, naftapuuraukude veest ning Tšiilis peamiselt tšiili salpeetrist ehk NaNO3 -st.
Omadused
Jood on metalse läikega mustjas-violetse värvusega, veest ligi 5 korda raskem kristalne aine. Kuumutamisel jood sublimeerub ehk läheb otse tahkest olekust üle gaasilisse. Joodiaurud on violetsed. Puhtas vees lahustub jood vähe, moodustades joodivee. Paremini lahustub ta orgaanilistes lahustites ( etanool , eeter). Joodi lahust etanoolis nimetatakse jooditinktuuriks. See on pruunika värvusega lahus. Jood on nõrk oksüdeerija. Paljude metallide ja mittemetallidega ta vahetult toatemperatuuril ei
reageeri. Reageerimiseks on vajalikud kõrgem temperatuur ja katalüsaatorite juuresolek.
Reageerides lihtainetega moodustab ta jodiide.
Vesinikuga reageerib jood vaid soojendamisel, moodustades värvitu, terava lõhnaga niiskes
õhus suitseva gaasi vesinikjodiidi:
H2 + I2 _ 2HI
Vesinikjodiid on värvitu, terava lõhnaga, nuuskes õhus suitsev gaas, mis lahustub ülihästi
vees. Vesinikjodiidi vees lahustamisel tekib vesinikjodiidhape, mis on värvitu, terava lõhnaga
sööbiv ja niiskes õhus tugev hape. Hi laguneb samas valguse ja õhu toimel, mille tagajärjel
hape tumeneb sinna sisse tekkiva puhta joodi tõttu.
Kergesti reageerib jood kaaliumjodiid vesilahusega, andes kaaliumtrijodiidi:
KI + I2 _ KI3
Tõestamine
Joodiga saab tõestada tärklist, selle tulemusel värvub kokkupuutepind siniseks.
Kasutusalad
· Orgaaniliste ja anorgaaniliste joodiühendite saamiseks
· katalüsaatoritena, looma- ja linnutoidu lisandites
· värvainete ja pigmentide koostuses,
· halogeenlampides
· meditsiinis antiseptikuna
· kilpnäärme diagnostikas
Biotoime
Jood on elusorganismidele vajalik element. Eluslooduses on jood laialt levinud, ent väga väikestes kontsentratsioonides. Täiskasvanud inimeses on ligikaudu 12-30 mg joodi, millest ligi 10 mg paikneb kilpnäärmes.
Lisaks osaleb jood inimese ainevahetuse normaalse tempo ja püsiva kehasoojuse tagamisel , sidekoe, juuste, küünte ja naha normaalsel arengul. Joodi ööpäevane vajadus inimorganismile on erinevate andmete järgi 50-300 mikrogrammi. Joodiühendite puudumisel võib tekkida kilpnäärmehaigus (struuma). Samuti pidurdub joodi puudusega valkude ainevahetus . Rasedatel võib joodi puuduse korral suureneda oht raseduse katkemiseks, lapse surnult sündimiseks või arengupeetusega lapse sündimiseks. Toiduallikatest sisaldavad joodi peamiselt mereannid, lisaks veel munakollane, piimasaadused ning puu- ja köögiviljad. Mõned toiduained takistavad joodi omastamist. Nendeks on kaalikas , naeris , sojaoad, maapähklid, spinat , aedsalat, kaltsiumi ja magneesiumirikas vesi. Joodi ülemäärane tarbimine põhjustab suuhaavandeid., palavikku, metallimaitset suus , süljenäärme paisumist . kõhulahtisust, tugev kipitustunne kätes ja jalgades, iiveldusokendamist, peavalu ja hingamisraskusi.