Keemia Halogeenühendid (1)

Halogeenid
Sissejuhatus.
Mittemetallilised elemendid võtavad enda alla vähem kui veerandi perioodilisus süsteemi tabelist. Võrreldes metallidega on mittemetallid oma ehituselt ja omadus­telt palju vähem sarnased. Halogeenid on aga omavahel tunduvalt sarnasemad, kui teiste rühmade mittemetallid.
Nimetust halogeenid kasutatakse VII A rühma mittemetallide fluor , kloor , broom ja jood kohta. Halogeenide hulka loetakse ka radioaktiivne element astaat, kuid tema omadusi tuntakse vähe.
Füüsikalised omadused halogeenidel:
1) F2 ( Flour ) - helekollane mürgine gaas
Leidumine ja saamine:
Fluor on levinuim halogeen maakoores ja oli elemendina ühendite koostises tuntud juba 18. sajandil. Esimest korda saadi vaba fluori 1886. aastal vesinikfluoriidi elektrolüüsil Prantsusmaa keemiku Henry Moissani poolt.
Fluori saadakse tavaliselt mitmevärvilisest fluoriidist ehk sulapaost CaF2 ja krüoliidist Na3AlF6.
Omadused:
Fluor on helekollane, õhust raskem, terava lõhnaga, mürgine gaas. Kui õhus on miljondik osa fluori, siis põhjustab sellise õhu sissehindamine inimesele surma.
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 à 4HF + O2
Toatemperatuuril ühineb fluor vesinikuga plahvatusega H2 + F2 à 2HF. Vesinikfluoriidi vesilahust nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See on keskmise tugevusega, ent väga mürgine ja sööbiva toimega hape . Ta söövitab isegi klaasi ja kvartsi. 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.
Kasutusalad:
* Tänapäeval kasutatakse mitmeid fluororgaanilisi ühendeid olmes. Näiteks tefloniga ehk väga püsiva ja kõrget temperatuuri taluva plastmassiga kaetakse panne ja suuski hõõrdumise vähendamiseks.
* Freoone kasutatakse jahutusvedelikuna külmutusseadmetes, mis aga atmosfääri sattudes kahjustavad osoonikihti..
* Vähesel määral lisatakse fluoriühendeid hambapastasse hambakaariese tekke vähendamiseks.
* Sõjagaasidena on kasutatud selliseid orgaanilisi fluoriühendeid nagu näiteks sariin ja somaan . Sariini aurude kontsentratsioon 0,2 milligrammi ühes liitris õhus mõjub inimesele juba surmavalt. Need gaasid halvavad närvisüsteemi ning kutsuvad esile kiire surma.
* NaF kasutatakse mürkkemikaalina puidu immutamiseks mädanemise vastu. Inimesele on see ülimürgine ja ja 1 grammine kogus võib olla surmav .
* Vesinikfluoriidhape söövitab klaasi, mistõttu teda kasutatakse klaasesemete graveerimisel.
* Meditsiinis rakendatakse fluoriühendeid vereasendajana ja narkoosivahendina.
Seos elusorganismiga:
Anorgaanilisi fluoriühendeid leidub 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 õun, spargel , punapeet, 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 . Sellest annavad märku lõikehammaste eesmistel pindadel ja purihammaste köprudel näha olevad valged laigud või triibud , millele mõnikord lisanduvad pigmenteerunud täpid.
2) Cl2 ( Kloor ) - kollakasroheline mürgine gaas
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. Kivisoola tunti juba 40-50 tuhat aastat tagasi.
Puhtalt sai kloori esmakordselt C.W. Scheele Uppsalas Rootsis 1774. aastal keedusoola ja väävelhappe segu kuumutamisel.
Saadakse sulatatud kloriidide või nende vesilahuste elektolüüsil:
2NaCl à 2Na + Cl2
2NaCl + H2O à H2 + Cl2 + 2NaOH
Laboratoorselt saadakse peamiselt vesinikkloriidhappest oksüdeerijate toimel:
4HCl + MnO2 à MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl à 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
Omadused:
Kloor on kollakasroheline, terava lõhnaga, mürgine, õhust üle kahe korra raskem gaas.
Kloori lahustub vees halvasti, kuid kloori osalisel lahustumisel vees moodustub kloorivesi . See kujutab endast kloori lahust vees, kus osaliselt toimuva reaktsiooni tulemusena tekib kaks hapet:
Cl2 + H2O à HCl + 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 à 2 NaCl 2P + 3Cl2 à 2 PCl3
Päikesevalguse toimel kloori ühinemisreaktsioon vesinikuga toimub plahvatuslikult:
H2 + Cl2 à 2 HCl
Laboris saadakse vesinikkloriidi keedusoola reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega:
2NaCl + H2SO4 à 2 HCl + Na2SO4
Eralduv 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 suitsev ja sööbiv hape. Ta on tugev hape, kuna tema molekulid dissotseeruvad täielikult ioonideks.
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. Vee kloorimiseks kulub 1 kuupmeetri kohta 1,5-2 g kloori. Tänapäeval on see asendatud rohkem osoneermisega, kuna vee kloorimisega võiv kaasneda äärmiselt ohtlike diokdiinide teke. Kloori on kasutatud ka sõjagaasina.
Tuntumad ühendid ja nende kasutusalad.
HCl – vesinikkloriidhape ehk soolhape . Kasutatakse kloororgaaniliste ühendite tootmiseks, metallide kloriidide saamiseks, metallide söövitamiseks, pindade puhastamiseks jm.
NaCl – naatriumkloriid ehk keedusool , maitseaine, konservant .
CaCl – 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, CaCl2 ja Ca(OH) 2 segu – kloorlubi , mida kasutatakse pleegitamiseks ja desinfitseerimiseks
Seos elusorganismiga:
Kloor on eluslooduses levinuim halogeen, tingimata vajalik eluprotsessides. Lihtainena on kloor inimesele mürgine, põhjustades lämbumist ja surma. Kloori eluohtlik kontsentratsioon on 0,1 mg ühes liitris õhus.
Kloor hoolitseb koos naatriumi ja kaaliumiga organismi vedelikutasakaalu säilitamise eest ning seega on vajalik lihaste ja närvide normaalseks toimimiseks. Päevane soovituslik kloori kogus täiskasvanud inimesele on 2,5 grammi. Toidus ja joogis esineb kloor kloriidioonina. Olulisemateks toiduallikateks on keedusool, oliivid, peekon , konservkalad, juust, maapähklid, soola sisaldavad toiduained.
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.
3) Br2 ( Broom ) - punakaspruun mürgine vedelik
Leidumine ja saamine:
Broom on vähelevinud element, mis esineb koos klooriga hajutatult mineraalides ja mereves. Broomi leidub merevees , mereorganismides, kivimites ja mõnedes järvedes. Merevees on broomi umbes 300 korda vähem kui kloori.
Broomi avastas 1826 aastal 23-aastaselt prantsuse keemik Antoine Jerome Balard. Broomi ta oli eraldanud vetikate tuhast, mis oli eriliselt lõhnav punakaspruun vedelik.
Broomi eraldatakse merevees või soolajärvedes leiduvale naatriumbromiidile kloori lisamisel, sest aktiivsem halogeen tõrjub nõrgema tema soolast välja:
2NaBr + Cl2 à 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 vähe, 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. Metallidega reageerib ta energiliselt ning reaktsioonikulgu soodustab katalüsaatorina vee juuresolek
Vesinik põleb broomis, mille tagajärjel tekib terava lõhna ja värvusega gaas – vesinikbromiid:
H2 + Br2 à 2 HBr
Vesinikbromiidi lahustamisel vees saadakse vesinikbromiidhape. See on värvuseta, terava lõhnaga, õhus suitsev, vees väga hästi lahustuv tugev hape.
Kasutusalad:
Broomi kasutatakse mitmete anorgaaniliste ja orgaaniliste ainete sünteesiks. Oluline osa broomi läheb 1,2 dibromoetaani tootmiseks, mida kasutatakse mootorikütuse lisandina, taimekaitsevahendina.
Tuntumad ühendid ja nende kasutusalad.
Olulisemateks ühenditeks on hõbeda ja leelismetallide bromiidid .
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. Fotopaberi ja fotofilmi hõbeioonid redutseeruvad valgustamisel osaliselt hõbedaks. Ilmutamise käigus toimub hõbeioonide edasine redutseerumine ja kujutis muutub nähtavaks. Kinnitamisel kõrvaldatakse emulsioonikihist lagunemata jäänud hõbebromiid, et saadud fotol olev kujutis rohkem ei tumeneks.
Kaaliumbromiid on värvuseta, vees hästi lahustuv kristalne aine, mida kasutatakse rahustava toime tõttu ravimites, fotograafias, optikas.
Seos elusorganismiga:
Lihtainena on broom inimesele väga mürgine ja sööbiv. Nahale sattumisel tekitab ta raskelt paranevaid haavandeid. Kahjustatud nahka pestakse naatriumkarbonaadi lahusega.Broomiaurud kahjustavad kõri, kopse, bronhe. Tugeva ärrituse põhjustab juba 0,001 %-line sisaldus õhus. Lubatud broomiaurude piirkontsentratsioon on 0,5 mg ühes kuupmeetris õhus.
Broomi biotoimet on vähe uuritud, ent broomiühendeid (eriti K- ja Na-bromiide) kasutatakse näiteks kesknärvisüsteemis erutus- ja pidurdusprotsesside tasakaalustamiseks. Rahustava toime tõttu tarvitatakse neid ka ajukoore töö soodustamiseks ning hüsteeria ja unetuse puhul.
4) I2 ( Jood ) - mustjasvioletne metalse läikega kristalne aine, mis sublimeerub (läheb tahkelt gaasiks kergesti, muutudes lilladeks aurudeks)
Leidumine ja saamine:
Jood on looduses vähelevinud element. Vähesed joodi sisaldavad mineraalid on väga haruldased (joodarginiit AgI,lautariit Ca(IO3) 3). Mõningal määral leidub joodi merevees, kuid mõned mereorganismid nagu näiteks teatud vetikad , käsnad on võimelised oma organismi joodi kontsentreerima.
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 gaasilisse. Joodiaurud on violetsed.
Puhtas vees lahustub jood vähe, moodustades joodivee. Paremini lahustub ta orgaanilistes lahustites ( etanool , eeter). Joodi lahust etanoolis nimetatakse jooditinktuuriks, mida kasutatakse haavade puhastamiseks. Joodivett ja jooditinktuuri kasutatakse tärklise kindlaks tegemiseks ja vastupidi, kusjuures tärklise toimel värvub joodi lahus tumesiniseks.
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 à 2HI
Vesinikjodiidi vees lahustamisel tekib vesinikjodiidhape , mis on värvitu, terava lõhnaga sööbiv ja tugev hape:
Kergesti reageerib jood kaaliumjodiid vesilahusega, andes kaaliumtrijodiidi:
KI + I2 à KI3
Kasutusalad:
Väikestes kogustes kasutatakse joodi erinevatel aladel nagu näiteks orgaaniliste ja anorgaaniliste joodiühendite saamiseks, katalüsaatoritena, looma- ja linnutoidu lisandites, värvainete ja pigmentide koostuses, halogeenlampides, meditsiinis antiseptikuna ja kilpnäärme diagnostikas.
Hõbejodiidi on kasutatud ka looduse mõjutamisel, näiteks orkaani ja vihma ärahoidmiseks.
Seos elusorganismiga:
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. Kilpnäärmes esineb jood ensüümide koostises. Jood aitab kilpnäärmel toota hormoone, mis reguleerivad organismi ainevahetuse kiirust, kasvamist ja arengut ning valkude sünteesi.
Joodi ööpäevane vajadus inimorganismile on erinevate andmete järgi 50-300 mikrogrammi. Joodiühendite puudumisel võib tekkida kilpnäärmehaigus (struuma), mille tagajärjel võib esineda kasvupeetus , vaimne alaareng , silmade esiletungimine, aeglustunud ainevahetus , väsimus, juuste väljalangemine, kuiv nahk. 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. Et mõnes piirkonnas on pinnase joodisisaldus väike, siis lisatakse lauasoolale juurde joodi, mida müüakse poes jodeeritud soolana.
Joodi ülemäärane tarbimine põhjustav suuhaavandeid, süljenäärme paisumist . Kõhulahtisust, okensamist, peavalu ja hingamisraskusi.
MÜRGISED ON KÕIK
Leidumine looduses:
Ehedalt ei leidu ühtegi neist ainetest, ainult ühenditena leidub neid looduses.
F  CaF2
Cl NaCl, KCl (merevees lademetena)
Br NaBr,KBr (merevees ~ 300 x vähem Cl –st)
I  ( Haruldane ) (merevetikates)
Saamine:
Sulatatud halogeenide elektrolüüsil
Sula 2NaCl --- elektrolüüs---> 2Na + Cl2
     CaF2  ---elektrolüüs--> Ca + F2
NaCl lahuse elektrolüüsil
2NaCl + 2H2O -----elektrolüüs---> H 2+ Cl+ 2Na + OH
Br 2 ja I 2 saadakse tavaliselt Br ja I reag, kas kloori või flooriga
2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2
2NaI + Br2 = 2NaBr + I2
Cl2 lab. Saamine
2KmnO4 + 10HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
Keemilised omadused
- reag metallidega
      2Fe + 3Cl2 = 2FeCl2
-reag mittemetallidega
      *H2 –ga
       H2 + F2 ---- t°---> 2HF
       H2 + Cl2 ---- t°---> 2HCl
       H2 + Br2 ---- t°---> 2HBr
      H2 + I2 ---- t°---> 2HI
     * C- ga
      C + 2F 2 = CF4
      - reag liitainega
      *reag. halogeenidega
            2NaCl + F 2 = 2NaF + Cl 2
            NaF + Cl 2           - reaktsiooni ei toimu!
      * reag. H2O -ga
            Cl 2 + H2O = HCl + HClO
            2F 2 + 2 H2O = 4HF + O 2
Kasutamine:
- F 2 klaasi söövitamine
      4HF + SiO 2 = SiF4 + 2 H2O
      Freoonides (lõhub O3)
      Defloni saamine
- Cl 2   NaCl- sool
      HCl- soolhape
      ZnCl 2 - puidu immutamine
      KCl 2 – väetis
      AgCl 2 – fotopaber
       KclO3 – lõhkeainete valmistamine, DDt jt mürgid,
- Br 2  NaBr- rahusti
- I 2  NaI- lisatakse soolale  
F
Cl
Br
I
Z
9
17
35
53
Ar
18.9984
35.4527
79.904
126.9045
El. neg.
4.0
3.0
2.8
2.5
Ts, C
-219.6
-101.5
-7.3
113.7
Tk, C
-188.1
-34.0
59
184.3
Tkr, C
-129
144
313
546
0, g/cm3
0.00181(g)
0.00321(g)
3.12(l)
4.94(s)
Elektronkonfiguratsioon
F
[He] 2s22p5
Cl
[Ne] 3s23p5
Br
[Ar] 3d104s24p5
I
[Kr] 5s24d105p5