50204765 Halogenii Grupa a VII a Din Sistemul Periodic

CUPRINS

1.Caracterizarea grupei……………………………………………………..……...................pag 2

1.1 Fluorul…………………………………………….………………………………......pag 4

1.2 Clorul………………………………..…………………………….….………………pag 6

1.3 Bromul……………………………………………………....………………..……..pag 10

1.4 Iodul…………………………………………………….…………………………...pag 13

1.5 Astatinul……………………………………………………………………..……....pag 15

2. Obtinerea halogenilor……………………………………….………………...……….….pag 15

3.Structura halogenilor…………………………………………………..…….…………….pag 16

4. Propietati fizice………………………………………………………….………………..pag 17

5. Proprietăţi chimice……………………………………………………………......………pag 18

6. Utilizari………………………………………………………………………..…...……..pag 21

Bibliografie………………………………………………………………………........….....pag 22

Page 1 of 22

Halogenii – Grupa a VII-a din Sistemul Periodic

Halogenii

-grupa VII A din sistemul periodic-

1. Caracterizarea grupei

Elementele fluor, clor, brom, iod, cum şi elementul radioactiv astatin, formează grupa VII

A din sistemul periodic, cunoscută şi sub numele de grupa halogenilor. Atomii acestor elemente

conţin şapte elctroni în stratul electronic exterior, având deci configuraţia ns2np5 : Pe penultimul

strat electronic fluorul are doi electroni, clorul opt electroni, iar celelalte elemente din grupă l8

electroni.

Corespunzător poziţiei lor în sistemul periodic, imediat înaintea grupei gazelor rare,

atomii halogenilor manifestă tendinţa de completare a octetului electronic fie prin legătură

ionică, fie prin legătură covalentă.

Astfel, cu elementele electropozitive, formează combinaţii ionice, în care elementele

grupei sunt anioni:

XO + e = X e (XO = elementul grupei)

Ionizarea atomului de halogen este un proces exoterm. De aceea combinaţiile ionice ale

halogeniIor sunt deosebit de stabile, ca de exemplu NaCI.

Atomii elementelor acestei grupe îşi pot completa octetul lor şi prin formarea unei

legături covalente prin participarea electronului p necuplat din stratul electronic exterior.

Asemenea legături sunt formate cu elemente slab electronegative. Între aceste două tipuri de

legături există şi combinaţii intermediare, cum sunt hidracizii, HX.

Cu excepţia fluorului, halogenii pot forma compuşi tri-, penta- şi heptaco-valenţi în care

au stări de oxidare' pozitive. Aceasta se explică prin posibilitatea atomilor de clor, brom şi iod de

a participa cu orbitali d la formarea unor legături.

Fluorul , ca cel mai electronegativ element, nu poate forma combinaţii în care să aibă

stări de oxidare pozitivă. (In combinaţiile lui, are numai starea de oxidare -1.)

Page 2 of 22


Poziţia aparte pe care o ocupă fluorul faţă de congenerii lui la formarea unor compuşi în

care halogenul manifestă stări de oxidare pozitivă este o consecinţă a structurii atomilor

halogenilor.

La atomul de fIuor, între stratul de valenţă şi nucleu există un singur strat electronic

format din doi electroni. Ecranarea elctronilor de valenţă produsă de acest unic strat electronic

interior este slabă şi ca urmare, electronii de valenţă sunt puternic atraşi de nucleu, de unde raza

mică a atomului de fluor şi deci energia mică a orbitalilor s şi p din stratul de valenţă. Cum în

stratul n = 2 nu există orbitali d, iar diferenţa de energie între orbitalii s şi p din acest strat şi

orbitalii d din stratul n =3 este mult prea mare, nu este posibilă o promovare de electroni în

aceşti orbitali d, deci formare de orbitali hibridizaţi în care intervin orbltali d.

La congenerii fIuorului, atracţia nucleului asupra electronilor de valenţă este slăbită din

cauza ecranării acestora de către mai multe straturi electronice interioare. Ca urmare, electronii

de valenţă sunt mai puţin puternic reţinuţi. In plus, de la n= 3, stratul electronic de valenţă are şi

orbitali d în acelaşi strat. Diferenţa de energie între orbitalii s şi p şi orbitalii d fiind mai mică

decît la fIuor, este posibilă formarea de orbitali hibridizaţi cu implicare de orbitali d, cum si

formarea de legături π(p,d).

La atomul de iod, la care ecranarea electronilor de valenţă cauzată de straturile

electronice interioare este foarte mare, şi deci raza atomică este foarte mare, formarea legăturilor

π(p,d) nu se mai poate realiza decât în măsură redusă.

Halogenii cu stări de oxidare formal pozitive apar în complecşi. În aceşti complecşi

numerele de coordinare variază de Ia 2 1a 7. Complecşii sunt formaţi fie cu oxigen, fie cu un alt

halogen mai negativ; ei pot fi ioni, ca de exemplu : ClO2, ClO3, ClO4 sau molecule neutre, ca de

exemplu ClF3 sau IF7 .

Numarul maxim de oxidare, +7, este realizat mai greu la iod decât la clor. Astfel, oxidul

cel mai stabil al iodulul nu este I2O7, ci I2O5 , în timp ce la clor singurul oxid stabil este C12O7; tot

aşa, periodaţii IO4 sunt mai puţinstabili decât iodaţii, pe când percloraţii, ClO4, sunt mai stabili

decât cloraţii ClO3.

Culoarea haIogeniIor, se închide de la galben deschis (în cazu fIuoruIui) la roşu-violet

(în cazul iodului). Intensificarea culorii elementelor (şi a compuşilor lor covalenţi) cu creşterea

mărimii atomilor se datoreşte unei deplasări progresive a benzilor de absorbţie electronică spre

Iungimi de undă mai mari în spectrul de absorbţie.

HaIogenii, în special fluorul, sunt foarte reactivi ; reactivitatea scade de la fIuor la iod.

Reaetivitatea mare a fluorului se datoreşt legăturii σ slabe F-F, cauzată de repulsia dintre

Page 3 of 22


electronii neparticipanţi. Legătura mai puternică X-X în Cl2 şi Br2, chiar în I2, este datorită

formării şi a unei legături π(p,d) prin participarea orbitalilor p şi d, care stabilizează molecula de

halogen.

Halogenii au caracter nemetalic pronunţat. Din cauza afinităţii pentru electron, atomii de

halogen se pot combina mai ales cu atomii metalelor alcaline, de la care captează unicul electron

de valenţă, formînd combinaţii cu caracter tipic de sare. De aici şi numele de halogeni (în limba

greacă = "generator de sare") dat acestor elemente.

Afinitatea pentru electron a halogenilor scade de la fIuor la iod. (ionul de fIuor avînd raza

mai mică, electronii exteriori sunt mai apropiaţi de nucleu, decât atraşi mai puternic.).

Din cauza caracterului puternic electronegativ, halogenii sunt oxidanţi foarte energici.

Halogenii sunt solubili în apă. În soluţie, însă, se găsesc alte specii de decât moleculele

de halogen, datorită unei reacţii de solvatare, care se produce foarte repede.

1.1 Fluorul, F

Răspândire în natură. Fluorul se găseşte în natură numai în stare combinată: în fluorină

(florura de calciu), în criolit, hexafluoroaluminat de sodiu, în apatit, în unele ape minerale, etc. El

este mai abundent (0,065%) decât clorul (0,055%) în scorţa terestră.

În cantităţi mici, fluorul se găseşte şi în sol, de unde este luat de plante (de aceea cenuşa

plantelor conţine fIuor). Oasele şi smalţul dinţilor conţin cantităţi mici de fluor sub formă de

apatit.

Preparare. Din cauza acţiunii distrugătoare pe care o are fluorul asupra materialelor,

prepararea lui întâmpină greutăţi tehnice. În general, fluorul se obţine prin electroliza acidului

fluorhidric, căruia, nefiind conducător, i se adaugă KF. Electroliţii uzuali sunt KF-2-3HF, care

este topit la 70-100°C, şi KF-HF, care este topit la 150-270°C· In topitură rezultă difIuorura

acidă de potasiu, KHF 2.

Celula pentru eleetroliză este confecţionată de obicei din oţel special, cupru sau metal

Monel, acoperit cu un strat nereactiv de florură. Catozii sunt din oţel sau cupru iar anozii din

carbon negrafitizat. O diafragmă de metal, perforată, separă fluorul de hidrogenul rezultat la

electroIiză.

Peoprietăţi. Fluorul este un gaz de culoare slab gălbuie, cu miros foarte pătrunzător şi

iritant. În condiţii normale se lichefiază la -188°C, trecând într-un lichid de culoare galbenă

deschisă.

Page 4 of 22


Florul este cel mai reactiv dintre elementele cunoscute. El se combină direct cu

hidrogenul cu formare de acid fluorhidric. La rece reacţia este foarte lentă; ea devine foarte

rapidă şi chiar violentă la temperaturi foarte înalte. De asemenea se combină direct cu bromul,

iodul, sulful, fosforul, arsenul, carbonul, iliciul, etc. (cu excepţia oxigenului şi azotului) şi cu

toate metalele; reacţia se desfăşoară în funcţie de temperatura şi de reactivitatea elementului

(aurul şi platina sunt atacate de fluor numai la temperatură înaltă). De asemenea se combină cu

unele gaze rare.

Fluorul reacţioneaza cu acidul clorhidric si cu clorurile, punând în libertate clor:

2Cl + F2 → 2F + Cl2

Din cauza tendinţei de a se combina cu hidrogenul, fluorul îl scoate din substanţele

compuse, formând acid fluorhidric. De aceea, el descompune apa, punând oxigen în libertate:

2H2O + 2F2 → 4HF + O2

Substanţele organice, ca alcoolul, eterul, benzina, se aprind în contact cu fluorul.

Reactivitatea mare a fluorului este atribuită în parte energiei de disociere mici a legăturii F-F în

molecula de fluor. Datorită dimensiunii excepţional de mici a atomului de fluor (raza atomică

0,057 nm) electronul acceptat pentru a completa octetul cauzează o creştere foarte mare a

energiei de respingere la electronii din stratul de va1enţă. Energia de disociere mică a moleculei

de fluor poate fi deci considerată ca fiind cauzată de interacţiunea între fiecare atom de fluor şi

electronul din legătură, provenit de la celălalt atom de fIuor.

Fluorul este foarte toxic; el produce iritaţii ale căilor respiratorii şi răni pe piele care se

vindecă greu.

Intrebuintări: Fluorul a început să aibă imporfanţă industrială. Sub formă de fIuoruri

metalice este întrebuinţat la prepararea de derivaţi fluoruraţi ai unor hidrocarburi care se

utilizează ca agenţi frigorigeni ("freoni"), dizolvanţi, lubrifianţi etc., la prepararea hexafluorurii

de uraniu, UF6 etc.

1.2 CLO RUL, CI

Răspândire în natură. Clorul este relativ mult răspândit în natura (în compoziţia

litosferei, hidrosferei, intră în proporţie de 0,19%). Liber se găseşte numai ca

urme, în gazele emanate de vulcani. Sub formă combinată este însă foarte

Page 5 of 22


răspândit, mai ales sub formă de sare gemă (clorura de sodiu, NaCl), silvină

(clorură de potasiu, KCl), sau carnalit (clorură dublă de potasiu şi magneziu,

KCI-MgC12·6H20), care formează zăcăminte.

Apa conţine aproximativ 3% clorură de sodiu ;în mările şi lacurile

sărate, acest procent este mai ridicat (chiar până la 26%).

P rep arare . CloruI se prepară prin diferite metode. In laborator se poate obţine din acid

clorhidric prin oxidare. Drept oxi dant se poate folosi dioxidul de mangan (piroluzita):

4HCl +Mn02 ↔ MnC1z+C12+2H2O.

Pentru aceasta, într-un balon (fig. 28-2) se introduce o cantitate de dioxid de mangan

mărunţit, peste care se adaugă treptat, acid clorhidric. Reacţia are loc la început la

temperatura obişnuită după care necesită o uşoară încălzire. Clorul degajat este barbotat într-

un vas spălător cu apă ,în. care se di zolvă parţial formând apa de clor; restul se cu1ege prin

deplasarea aerului, într-un vas ţinut cu gura in sus. După umplere, vasul se acoperă imediat

cu o placă.

a) Prepararea acidului clorhidric prin

acţiunea acidului sulfuric asupra clo rurii de sodiu

este un proces care are loc in două etape. În prima

etapă, rezultă sulfat acid de sodiu, NaHS0 4, care in a

doua etapă, reacţionează la o tempe ratură mai înaltă,

cu alta cantitate de clorură de sodiu:

NaCI+H2SO4→NaHS04+HCI

NaHSO4+ NaCl →NaSO4+HCl

Reacţia globală care se produce intre clorura de sodiu şi

acidul sulfuric la temperatura peste 500°C, este:

2NaC l+H 2SO4→2HCl+Na 2SO4

În afară de acid clorhidric se obţine sulfat de sodiu ca produs secundar.

b) Precipitarea acidului clorhidric prin sinteză:

H2+Cl 2→ 2HCl

este o metodă industrială care tinde să înlocuiască celelalte procedee întrucât prezintă avantajul

că foloseşte hidrogenul şi clorul rezultate concomitent la electroliza clorurii de sodiu.

Page 6 of 22

Dispozitiv pentru prepararea acidului clorhidric in laborator:1.balon 2.dop 3.bec de gaz4.palnie 5.tub de legatura6.panza metalica cu azbest 7.vas pentru colectarea acidului clorhidric gazoz.

Fig 28-2


Reacţia este fotochimică şi se desfăşoară după, un mecanism în lanţ. Reactorul (soba)

pentru sinteza acidului clorhidric este format dintr-un

tub de cuarţ sau de oţel (fig. 28-4) în care intră două

tuburi concentrice ce formează arzătorul. Prin unul

din tuburi se introduce clorul şi prin celălalt

hidrogenul, ambele gaze fiind sub presiune.

Hidrogenul arde în clar cu o flacără foarte calda (de

aproape 2400°C);

acidul clorhidric format trece în coloanele de absorbţie.

Prin acest procedeu se obţine un acid clorhidric foarte pur. Acidul clorhidric mai rezultă ca

produs secundar la clorurarea unor compuşi organici

Prepararea soluţiei de acid clorhidric. În mod obişnuit, acidul clorhidric se foloseşte sub

formă. de soluţii concentrate.

Pentru dizolvare se folosesc tuburi de absorbţie din cuarţ în formă de S, aşezate unul

deasupra altuia, formând un turn, în care apa circulă

de sus în jos, întâlnind acidul clorhidric gazos în

contracurent (fig. 28-5). Soluţia de acid clorhidric are

o concentra ţie uzuală de aproximativ 36% HCl

(d=1,19).

Depozitarea si transportul soluţiei de acid

clorhidric se face in damigene de sticla in vase de

ceramică sau in rezervoare de oţel căptuşite cu cauciuc sau cu material plastic. Acidul clorhidric

gazos se comprima in tuburi de otel.

La noi in ţara, aproape intreaga producţie de acid clorhidric se fabrică în instalaţii de

sinteză, cum sunt cele de la Combinatul chimic Tarnaveni, Uzinele chimice Turda, Combinatul

petrochirmic Borzeşti, etc.

Proprietăţi fizice . Acidul clorhidric este un gaz incolor, cu miros înţe pător. Se

lichefiază la -84,9°C şi se solidifică la -114,8°C. El este de 1,3 ori mai greu decât aerul,

din care cauză poate fi cules în vase ţinute cu gura în sus (un litru de acid clorhidric gazos

cantăreşte1,64g. Se poate lichefia cu uşurinţă la 10 0C si 40 atm.

Acidul clorhidric este solubil in apă, cu dezvoltare de căldură; la 0 0C si 1 atm,

solubilitatea este 0,409 moI HCI în l mol H 20, respectiv 510 vol. HCI în 1 vol. H 20.

Page 7 of 22

Scena instalatiei fabricarii acidului clorhidric prin sinteza

Fig 28-4

Tuburi de absortie in forma de S, din cuart sau metal

Fig 28-5


Astfel, la un balon de sticlă umplut cu acid clorhidric gazos şi astupat cu un dop

străbătut de un tub de sticlă (fig. 28-6) se introduce tubul de sticlă în apa dintr-un cris -

talizator căreia i s-au adăugat câteva picături de soluţie de

turnesol albastru. Apa se urcă prin aspiraţie in balon, ţaşnind

puternic prin vârful deschis al tubului in acelaşi timp culoarea

turnesolului se schimbă din albastru în roşu.

La răcire puternică cristalizează din. soluţii apoase

hidraţii: HCl·3H 20, HCI-2H 2O, HCl·H 2O, funcţie decom -

poziţia soluţiei.

Pentru diferenţiere strictă, se consideră HCI gazos drept

clorură de hidrogen, iar soluţia apoasă de HCI, drept acid

clorhidric.

În contact cu aerul, acidul clorhidric în soluţie concentrată (sau cel gazos) răspândeşte o

ceaţă formată din picături mici de soluţie de acid clorhidric rezultate prin dizolvarea în vaporii de

apă din aer, a acidului clorhidric gazos. De aceea, acidul clorhidric foarte concentrat se mai

numeşte şi acid clorhidric fumans.

Acidul clorhidric formează cu apa amestecuri azeotropice. Astfel, la fierberea unei soluţii

saturate de acid clorhidric distilă vapori mai bogaţi in acid decât soluţia; in modul acesta

concentraţia lichidului scade, iar punctul de fierbere creşte. La 108,6°C distilă un acid clorhidric

de compoziţie constantă 20,2% HCI. Tot aşa, la fierberea unei soluţii diluate de acid clorhidric

distilă vapori mai săraci in acid decât soluţia, pană când concentraţia acesteia creşte, iar la 1000C

distilă un acid clorhidric de compoziţie constantă 20,2% (un azeotrop). Compoziţia azeotropului

variază cu presiunea.

Proprietăţi chimice. Acidul clorhidric gazos reacţionează cu oxigen, in prezenţă de

catalizator:

4HCl + O2 + 2Cl2 + 2H20.

reacţia de importanţă tehnică (la prepararea c10rului din acid c1orhidric).

El reacţionează cu diverse metale, cu degajări de hidrogen, reacţia având loc la diferite

temperaturi, funcţie de natura metalului: potasiul la temperatură normală, fierul, aluminiul,

nichelul la 300°C, mercurul la 5500C.

Metalele mai puţin electropozitive decât hidrogenul sunt atacate de acid clorhidric gazos

numai în prezenţă de oxigen, aurul şi platina nu sunt atacate.

Soluţia de acid clorhidric este un acid monoprotic tare. Prin electroliza , ei rezultă clor şi

Page 8 of 22

Solubilitatea acidului clorhidric gazos in apa.

Fig28-6


hidrogen.

Acidul clorhidric în soluţie reacţionează cu metalele; reacţia se desfăşoară diferit, funcţie

de potenţialul de oxidare a metalului. Astfel, metalele cu potenţiale de oxidare pozitive (metalele

alcaline şi alcalino-pământoase, zincul fierul, etc.) sunt atacate energic la rece; din reacţie se

dezvoltă hidrogen:

Zn + 2HCl -+ ZnCl2 + H2

Metalele cu potenţiale de oxidare negative reacţionează numai în prezenţă de oxigen:

2Cu + 4HCl + O2→2CuCl2 + 2H2O

Aurul şi platina nu sunt atacate de soluţii de acid clorhidric. Aurul este insă atacat de apa

regală.

Deoarece acidul clorhidric în soluţie reacţionează uşor cu metalele uzuale (Fe, Al, Ni, Sn), el

nu poate fi manipulat în vase metalice.

Acidul clorhidric reacţionează cu oxizii de metale şi cu bazele, formând o clorură si apă :

ZnO + 2HCI→ZnCl2 + H20;

NaOH + HCI → NaCI + H20.

De asemenea reacţionează şi cu diferite săruri, formând cloruri. Astfel, cu azotatul de

argint, AgNO3 se obţine clorura de argint, un precipitat alb, cu aspect brânzos care este insolubil

in acid azotic, dar solubil in soluţie de amoniac, triosulfat si cianura de potasiu.

AgNO 3 +HCl→AgCl +HNO 3

Reacţia fiind caracteristică, foloseşte la identificarea ionului Cl.

Tot aşa este caracteristică reacţia între acidul clorhidric şi carbonatul de calciu se

produce o efervescenţă datorită degajării dioxidului de carbon rezultat prin descompunerea

acidului carbonic:

CaCO3+2HCI→CaCI 2 +H2CO3;

H2CO3→H20+ CO 2

Întrebuinţări . Acidului clorhidric este unul dintre acizii cej mai folosiţi în industrie,

cit şi in laborator. Astfel, el este consumat in cantităţi mari pentru fabricarea diferitelor

cloruri anorganice şi a unor produse organice importante ca: anilina, diferiţi coloranţi,

clorura de vinil (monomer folosit in industria materialelor plastice), clorura de etil

(anestezic cunoscut sub numele de "kelen"), apoi la extragerea gelatinei din oase (acidul

clorhidric atacă materia osoasă şi astfel rămane gelatina) etc, la prepararea cărbunelui activ a

pământului decolorant, la tăbăcirea şi vopsirea pieilor, la colorarea ţesăturilor textile etc.

In metalurgie, acidul clorhidric este folosit pentru decapajul (curăţirea) foilor

Page 9 of 22


de tablă de oţel care urmează să fie galvanizate. Împreună cu zinc se foloseşte (sub

numele de"apă tare") pentru lipit metale.

În laborator, acidul clorhidric se întrebuinţează la preparare de Cl 2, H2, H2S, S02 etc.

Sărurile acidului clorhidric. Clorurile (sărurile acidului clorhidric) sunt substanţe

solide cristalizate.

Clorurile metalelor a1caline (cu excepţia litiului) şi alcalino-pământoase (cu excepţia

beriliului) formează reţele ionice; cele ale metalelor grele au reţele moleculare în general,

clorurile metalelor se topesc fără descompunere. Ele sunt solubile in apă, cu excepţia

clorurilor de cupru(I), mercur(I), argint(I) şi plumb(II) şi - cu câteva excepţii - sunt

electroliţi tari.

Clorurile nemetalelor hidrolizează cu formare de acid clorhidric şi un oxoacid al

nemetalului:

AsC13 + 3H 2O→As(OH) 3 +3HCl

Clorurile în care nemetalul are covalenţa maximă, cum este CCl 4, nu hidrolizează.

1.3 Bromul, Br

Răspândire în natură. Ca şi clorul, bromul nu se găseşte în stare liberă în natură; se

găseşte însă sub formă de bromuri (de sodiu, de potasiu şi de magneziu) în apa mărilor, alături de

doruri, dar în concentra ţie mică (0,007%); cantităţi mari de bromură de magneziu se găsesc în

Marea Moartă (4,8%).

Bromurile însoţesc clorurile şi în zăcăminte (in raport aproximativ 1 : 150). De

exemplu, la Stassfurth (R.F.G.) sunt zăcăminte de carnalit care conţin şi brom (brom-carnalit,

MgBr 2·KBr·6H 20). Unele ape minerale conţin brom.

Mici cantităţi de brom se găsesc în apele sondelor petroliere. Unele plante şi animale

marine conţin brom în organism.

Preparare. In laborator, bromul se prepară tratând o bromură cu acid sulfuric în

prezenţa unui oxidant, de obicei dioxid de mangan:

2KBr + 3H 2S04 + Mn0 2 -+ MnS0 4 + 2KHS0 4 + 2H20 + Br 2

ceea ce revine l a oxidarea acidului bromhidric la brom.

Pentru aceasta, într-un balon de sticlă (fig. 28-7) se introduce bromură de potasiu

(sau de sodiu) şi dioxid de mangan, iar prin pâlnie se toarnă acid sulfuric (2: 1). Balonul se

Page 10 of 22


încălzeşte; vaporii de brom rezultaţi trec într-un tub în formă de U, răcit cu apă şi gheaţă, în

care se condensează. (Vaporii necondensaţi sunt opriţi de o soluţie de hidroxid de sodiu.)

Prepararea industrială a bromului se bazează pe proprietatea pe care o are dorul de a

înlocui bromul din compuşii săi. În acest scop, în apa de mare sau în apele rămase de la

extracţia sărurilor minereurilor care conţin bromuri (ape mame) se introduce un curent

de clor:

MgBr 2 + Cl 2 -+ MgCl 2 + Br 2

Operaţia se face în coloane în care circulă clor gazos în contracurent cu apele ce

conţin brom. Bromul gazos obţinut este apoi condensat în insta laţii de răcire.

Bromul se mai poate extrage şi din apele sondelor petroliere supuse, de asemenea,

acţiunii dorului.

Proprietăţi. Bromul este singurul nemetal lichid în

condiţii obişnuite. Are culoarea roşie-brună.. Din

cauza punctului de fierbere foarte scă zut (5S,S°C), la

temperatura normală.

Bromul emite vapori de culoare brună-

roşiatică. Prin solidificare (la -7 ,2°C) trece într-o

masă cristalină cu un slab luciu metalic.

Bromul se dizolvă puţin în apă (3,36 g în 100g

apă, la 25°C) formând apa de brom, care este un

oxidant mai slab decât apa de clor:

Br2+H2O → HBr+HBrO;

2HBrO →2HBr + O 2.

In soluţii bazice, disproporţionarea ionului BrO Ө este lentă la tempera tura

camerei, din care cauză soluţiile de BrO Ө se prepară la aproximativ O°C.

La temperatura de 50-80°C, se obţine cantitativ BrOӨ3 .

3Br2 +6OH Ө→5BrӨ +BrOӨ3+ 3H2O.

Bromul se dizolvă în dizolvanţi organici (sulfură de carbon, benzen,. cloroform,

tetraclorură de carbon etc.). De aceea poate fi extras dintr-o soluţie diluată, folosind

dizolvanţi organici.

Bromul fiind mai puţin reactiv decât clorul poate fi înlocuit de clor din combinaţiile

Page 11 of 22

Fig. 28-7. Prepararea bromului in laborator


sale cu hidrogenul şi cu metalele:

2BrӨ+ Cl 2 → 2Cl Ө+Br 2

Astfel, dacă la o soluţie de bromură de potasiu se adaugă apă de clor şi se agită, soluţia

incoloră. se colorează în galben-brun din cauza dizolvării în apă a bromului pus în libertate

de către clor. Dacă în continuare se adaugă cloroform şi se agită, după repaus se observă

separarea a două straturi: un strat inferior de cloroform, colorat în brun de către bromul extras

din soluţia apoasă, şi deasupra un strat de lichid incolor soluţia de clorură de potasiu. Reacţia

serveşte la identificarea bromului. Bromul deplasează iodul din acidul iodhidric sau ioduri:

2IӨ + Br2→I2+ 2BrӨ

Bromul reacţionează cu hidrogenul la încălzire (150°C), în prezenţă de catalizatori,

formând HBr. El se poate combina direct şi cu nemetalele(excepţie fac oxigenul, azotul şi

carbonul), de cele mai multe ori foarte energic, formând tri şi pentahalogenuri, ca de

exemplu PBr 3şi PBr 5. De asemenea se combină direct cu metalele formând bromuri. Platina

nu este atacată de brom. Bromul distruge substanţele organice; de aceea sticlele care conţin

brom nu se închid cu dopuri de cauciuc sau de plută. Bromul are un miros iritant şi o acţiune

dăunătoare asupra ţesuturilor organice (nas, gât, ochi); chiar în concentraţie foarte mică

atacă pielea provo când răni dureroase.

Întrebuinţări. Bromul foloseşte ca agent de bromurare la prepararea unor compuşi

organici: coloranţi, medicamente, gaze lacrimogene (de exem plu, bromacetona) etc. Fiind

oxidant are întrebuinţări ca antiseptic şi de zinfectant.

1.4 Iodul, I

Răspîndire în natură. Iodul este foarte răspândit în natură, dar se găseşte în cantităţi

atât de mici în scoarţa pământului încât extragerea lui este anevoioasă. S u b formă de iodaţi

însoţeşte azotatul de potasiu sau azotatul de sodiu, chiar până la proporţia de 1 %; sub

formă de ioduri însoţeşte, d e o b ic e i clorurile şi bromurile, însă în concentraţie mult mai mică

decât acestea. Cum algele marine extrag iodul din apa de mare, cenuşa lor conţine iod (sub

formă de iodură de potasiu în concentraţie până la 0,4 %). Apele sondelor petroliere conţin

25-60 g I/m 3. Unele ape minerale conţin de asemenea iod.

Şi unele organe animale, ca de exemplu glanda tiroidă şi ficatul unor peşti conţin iod

Page 12 of 22


(prezenţa iodului în glanda tiroidă are un rol important în funcţio narea normală a

organismului, astfel încât un exces sau o lipsă de iod în organism este cauza unor grave

tulburări).

Preparare. Obţinerea iodului se face prin oxidarea iodurilor, fie prin reducerea

iodaţilor, urmată de oxidare la starea elementară. Metodele aplicate depind de materia primă

care stă la dispoziţie.

În laborator, iodul se poate prepara prin acţiunea dioxidului de mangan asupra unei

ioduri, în prezenţă de acid sulfuric:

2NaI + 3H 2SO4 + MnO 2 → MnSO 4 + 2NaHSO 4 + 2H2O + I 2 sau prin tratarea unor

ioduri cu clor:

2NaI + Cl 2 → 2NaCl + I 2

Industrial, iodul se poate extrage din cenuşa algelor marine, unde se găseşte sub formă

de ioduri. Obţinerea iodului din ioduri se face apoi prin tra tare cu clor sau prin încă1zire cu

dioxid de mangan şi acid sulfuric.

Iodul se extrage uneori din apele sondelor petroliere prin tratarea apei de sondă cu un

azotit (de sodiu sau depotasiu), în prezenţa acidului sulfuric; iodul este absorbit de cărbune

activ, din care apoi se extrage.

Cantităţi mari de iod se obţin din apele mame rămase de la extragerea azotatului de

sodiu, unde se găseşte sub formă de iodai de sodiu, NaIO a, care se reduce.

Proprietăţi. Iodul este o substanţă solidă, cristalizată în prizme orto rombice, de

culoare violetă-cenuşie şi cu aspect metalic. Are un miros carac teristic. Încălzit tn condiţii

normale sublimează. Deşi punctul de fierbere a iodului este de 184°C, el are presiune de

vapori mare chiar la temperatura camerei. De aceea, pe partea de sus a pereţilor vasului în

care se păstrează, cu timpul se depun cristale de iod.

Iodul este foarte puţin solubil în apă (0,033g în l00g apă, 1a 250C) dând o soluţie de culoare

galbenă-brună. Pentru a înlesni solubilizarea iodului, se adaugă în apă o cantitate mică de

iodură de potasiu (sau iodură de sodiu); -se formează KI3 care are toate proprietăţile iodului în stare

liberă.

Iodul se dizolvă în dizolvanţi organici, ca sulfură de carbon, cloroform, tetraclorură de

carbon (soluţiile au o culoare violetă), alcool, eter, acetonă (soluţiile au o culoare brună) etc. Se

consideră că în soluţiile brune, care se formează cu dizolvanţi ce conţin O, N , S în moleculă se

formează compuşi de adiţie; Cu ajutorul acestor dizolvanţi se poate extrage iodul din soluţiile lui

apoase. Astfel, dacă într-o eprubetă se, amestecă cu c1oroform o cantitate de soluţie apoasă de

Page 13 of 22


iod proaspăt preparată şi se agită puternic, după un timp se separă două straturi: un strat inferior

de cloroform, colorat în violet de către iodul extras din soluţia a poasă şi deasupra stratul apos,

decolorat.

Diferite culori date de iod în diverşi coloranţi organici par să fie datorită diferenţei

între forţele de atracţie care există între moleculele de iod şi dizolvant. Coloraţiile violete se

atribuie dizolvării iodului în dizolvanţii respectivi;coloraţiile brune sunt atribuite formării

unor combinaţii moleculare între iod şi moleculele dizolvantului.

Iodul coloreaza pielea şi hârtia în galben; el atacă pluta, din care cauză trebuie

păstrat în vase cu dop de sticlă şlefuit.

Proprietatea caracteristică a iodului este colorarea în albastru intens a unei soluţii reci

de amidon. Dacă în loc de solţie de iod se foloseşte o soluţie de iodură de potasiu, proaspăt

preparată, nu se observă apariţia culorii albastre.

Reacţia cu amidonul foloseşte la identificarea iodului.

Iodul este mai puţin reactiv decât clorul şi bromul, ceea ce rezultă din

electronegativitatea lui mia mică în raport cu ceilalţi halogeni. El se combină mai greu cu

hidrogenul 8numai prin încălzire) :

I2 + H2 ↔ 2HI

Se combină direct cu sulful, fosforul, arsenul, antimoniul, cum şi cu majoritatea

metalelor. Astfel dacă în apă se amestecă pulbere de zinc cu cristale de iod soluţia obţinută

este incoloră; se formează iodură de zinc, incoloră, care este solubilă în apă.

I2 + Zn → ZnI 2

Iodul nu se combină direct cu oxigenul. El oxideaza hidrogenul sulfurat până la sulf,

sau sulfiţii la sulfaţi:

I2 + H 2S → 2HI + S;

Cu bazele, iodul dă cantitativ IO 3 într-o reacţie similară cu aceea a bro mului.

Vaporii de iod sunt toxici şi produc inflamaţii puternice ale mucoaselor nazale şi ale

ochilor. Sub formă de "tinctură de iod" (o soluţie de iod în alcool 1 :10, stabilizată prin

adaos deKI) are acţiune antiseptică.

Iodul este folosit în industria chimică organică pentru prepararea unor coloranţi.

(curn sunt cei de ftaleină), la prepararea iodoformului, a tincturii de iod, la fabricarea unor

săpunuri medicinale, medicamente etc. De asemenea se foloseşte pentru prepararea unor

săruri necesare în tehnica fotografică.

Page 14 of 22


1.5 Astatinul, At

În seriile de dezagregare naturală ale uraniului şi toriului au fost identificaţi izotopi ai

elementului 85. Acest element a fost obţinut prin reacţia în ciclotron.

Dintre cei 21 izotopi cunoscuţi, cea mai lungă viaţă are 210At 8timp de înjumătaţire

8,3 ore).

Astatinul este o substanţă volatilă, solubilă în apă din care poate fi extras cu dizolvanţi

nepolari, ca de exemplu, benzen şi tetraclorură de carbon. Prin spectroscopie de masă au fost

identificati şi unii compuşi de astatin: HAt, CH3At, AtS, AtBr şi AtCI.

2. Obţinerea halogenilor

Obţinerea halogenilor se bazează pe oxidarea ionilor de halogenură până la halogeni

în stare liberă.

Fluorul se obţine la electroliza topiturii KF . 3HF (ttop. = 56°C). Electroliza are loc în

electrolizor de cupru, care serveşte drept catod. Anodul este confecţionat din nichel.

În industrie clorul se obţine la electroliza soluţiei de NaCl. În laborator clorul se

obţine la tratarea acidului clorhidric concentrat cu un oxidant puternic, de exemplu,

KMnO4, MnO2 (la încălzire):

Mn02 + 4HCl = MnCl2+Cl2 + 2H20,

2KMnO4+16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2+8H2O.

Bromul şi iodul se obţin din ape de sondă prin oxidarea bromurilor şi iodurilor din ele

cu ajutorul clorului. Bromul şi iodul liberi se extrag cu solvenţi organici.

3. Structura halogenilor

Halogenii poseda o configuratie electronica exterioara de tip ns2P5 . Gratie acestei

structuri, ei au tendinta de a capta un electron spre a realiza configuratia electronica a gazului rar

urmator, trecand in ioni X- pe baza unui proces de ionizare exoterm :

Page 15 of 22


X0+e-→X-

Asa se explica marea tendinta de a se combina cu atomii elementelor alcaline, de la care

capteaza unicul electron ns1 rezultand compusi foarte stabili cu caracter de sare, de unde deriva si

numele lor(halogen-generator de sare, in limba greaca). Tendinta de captare a electronului,

afinitatea electronica a potentialului de ionizare, scad in grupa odata cu cresterea numarului

atomic Z. Totodata, atomii halogenilor isi pot completa octetul si in alte moduri :

• prin formarea unei legaturi covalente σ, fapt pentru care in conditii normale ei se gasesc

sub forma de molecule diatomice X2 in urma cuplarii electronilor p singulari din stratul

exterior al atomilor de halogeni ;

• prin formarea unei legaturi covalente σ cu alte elemente electronegative (C, Si, P ,As, O,

S si B) sau cu metale in stari de oxidare superioare : Sn(IV), Pb(IV),V(V),Cr(VI), U(VI)

etc.

Daca molecula de fluor se realizeaza numai printr-o legatura σ, celelalte molecule de

halogeni se stabilizeaza printr-o legatura suplimentara π(pd), prin intrepatrunderea unui orbital d

vacant de la unul din atomii de halogen, cu un orbital p ocupat cu doi electroni de la celalalt

atom de halogen.

4. Proprietăţi fizice

Fluorul primul element al grupei si cel mai electronegativ dintre toate elementele

cunoscute se deosebeste de ceilalti halogeni si prin faptul ca poate forma combinatii numai in

stare de oxidare 1-fara a poseda combinatii si in stari de oxidare pozitive cuprinse intre 1+ si 7+

cu exceptia bromului care nu depaseste starea de oxidare 5+. Comportarea se datoreste pe de o

parte structurii atomilor de halogen, respectiv efectului de ecranare diferit al electronilor ns2p5 de

catre electronii stratelor interioare, pe de alta, razelor atomice care cresc in ordinea : F<Cl<Br<I.

Astfel la fluor, efectul de ecranare determinat de unicul invelis interior constituit din doi

electroni 1s2 este slab si electronii exteriori sunt puternic atrasi de nucleu, determinand totodata

si un volum si raza atomica mica. La omologii sai, efectul de ecranare este apreciabil , crescand

in grupa de sus in jos si slabind atractia electronilor exteriori de catre nucleu. Spre deosebire de

fluor la care nu este posibila formarea de orbitali π(pd), ca rezultat al promovarii electronilor din

orbitalii 2s si 2p in orbitalii 3d, acest lucru este realizabil la clor si brom. In cazul atomului de

iod efectul de ecranare fiind mai pronuntat, iar raza atomica foarte mare ,aparitia de legaturi

π(pd) este nula sau neinsemnata.

Page 16 of 22


Fluorul si clorul in conditii normale sunt gaze constituite din molecule diatomoce F2

si Cl2 de culoare slab galbuie respectiv galben-verzuie, cu miros caracteristic, patrunzator si

iritant care reaminteste ozonul, extrem de toxic si corosiv in cazul fluorului, puternic intepator,

sufocant si otravitor in cazul clorului. Fiind mai grele decat aerul, mai ales clorul pot fi culese in

vase tinute cu gura in sus.

Fluorul se lichefiaza greu (-1880C), trecand intr-un lichid galben-deschis (D+1,1),

diamagnetic ce nu ataca sticla in stare perfect uscata. Clorul se lichefiaza usor la -34,050C

rezultand un lichid galben-verzui (D=1,65) neionizant , conservabil in cilindri si cisterne de otel

pe care nu le ataca. Prin racire la -2230C, fluorul se solidifica, fiind cunoscute doua modificatii

incolore cu punct de transformare -228,50C, iar clorul la -1020C trece sub forma unei substante

cristalizate cu retea moleculara ortorombica. Din cauza lipsei de polaritate a moleculei, clorul se

dizolva putin in apa (3,1 volume clor la un volum de apa la 100C), iar la temperaturi scazute

formeaza un cristalohidrat, in realitate compus de insertie de tipul Cl2x 5,67 H2O.

Bromul este singurul nemetal lichid la temperatura camerei cu p.f.=59.470C. Se

prezinta sub forma unui lichid asociat in molecule diatomice Br2, colorat in rosu-brun ce emite

vapori grei cu miros puternic, neplacut, sufocant, iritant si toxic, de asemenea de culoare rosie-

bruna. Se dizolva 0,21 moli/l respectiv 3,36 g/100 g H2O, iar la temperaturi scazute formeaza un

clatrat de tipul Br2x 5,67 H2O. La -7,250C se solidifica sub forma unor ace colorate in rosu-

carmin cu aspect metalic, cristalizate in sistemul ortorombic, izomorfe cu cele de clor si iod.

Iodul singurul halogen in stare solida la temperatura ordinara, se prezinta sub forma

unor foite sau placi lucioase cu aspect metalic de culoare violet-cenusie, aproape neagra,

cristalizat in prisme ortorombice izomorfe cu cele de brom si clor in stare solida. Este format din

molecule diatomice si are propietati diamagnetice. Avand presiunea mare de vapori, emite vapori

violeti cu miros caracteristic chiar la temperatura camerei sau la slaba incalzire, sublimand

inainte de a se topi. Daca in apa solubilitatea este foarte mica el se dizolva usor in solventii

organici, solutiile rezultate fiind diferit colorate : brune in cazul dizolvantilor care contin functii

oxigenate, azotate sau sulfurate in molecula (alcool, eter, acetona) datorita formarii unor compusi

de aditie si violete sau violet-rosii in cazul dizolvantilor nepolari(CS2,CCl4, cloroform). In

prezenta amidonului da o coloratie albastra, in urma formarii unui aduct molecular, compus de

incluziune. Iodul elementar coloreaza pielea si hartia in galben iar din cauza ca ataca pluta se

conserva in vase cu dop de sticla slefuit.

Astatinul este un element radioactiv la care cei mai multi radioizotopi sunt α-activi,

la unii observandu-se si captura K. Izotopul cu timpul de injumatatire cel mai mare este 210At

Page 17 of 22


(T=8,3 h). De pe suporturile de sticla el se evapora la temperatura camerei putand fi condensat

pe o alta suprafata racita si izolat fara purtator. Astaniul se absoarbe selectiv pe suprafetele

metalice in vid. Astfel el se absoarbe bine la temperatura camerei pe platina, argint, aur si slab pe

nichel si cupru

5. Proprietăţi chimice

Halogenii sunt elemente cu caraceter nemetalic pronuntat, puternic electronegativ si

foarte reactive, propietati care in grupa descresc in ordinea: F>Cl>Br>I. De altfel, fluorul este cel

mai reactiv dintre toate elementele cunoscute, gratie valorii mici (150,72 kJx mol-1)

corespunzator energiei de disociere a legaturii F-F din molecula de F2 si energiei de legatura

mare a fluorului cu alte elemente. Halogenii reactioneaza direct cu majoritatea nemetalelor (S,

P, AS, SB, C, SI, B) , cu dezvoltare de caldura si lumina mai ales fluorul si clorul destul de

energetic, bromul trecand in halogenuri covalente. Nu reactioneaza direct cu oxigenul, azotul si

carbonul in schimb fluorul este singurul halogen care se combina direct cu carbonul rezultand

CF4 gaz stabil. Cu hidrogenul toti halogenii se combina direct formand hidruri (HX), gaze

incolore, pe baza unor reactii exoterme, cu exceptia HI endoterm. De remarcat faptul ca fluorul

se combina direct cu hidrogenul chiar la rece si intuneric reactia fiind violenta, iar flacara fluor-

hidrogen, atingand temperaturi de 4000-50000C. Si clorul se combina direct si energetic cu

hidrogenul la temperatura obisnuita si in prezenta luminii, bromul numai la 1500C in prezenta de

catalizatori sau sub actiunea descarcarilor electrice, iar iodul se combina cel mai greu, la

incalzire peste 2000C : X2+H2 →← 2HX

Marea tendinta de combinare cu hidrogenul explica de ce substantele organice (alcool,

eter, benzina) se aprind in atmosfera de fluor. Acelasi lucru se constata si in cazul clorului, este

drept mai atenuat totusi unele hidrocarburi saturate alifatice si cele aromatice ard in clor cu

formare de HCl si carbon. De exemplu in cazul terebentinei are loc reactia : C10H16 + 8Cl2=

16HCl +10C

In prezenta luminii hidrocarburile saturate formeaza cu clorul produsi de substitutie, cele

nesaturate compusi de aditie, iar cele aromatice compusi de aditie sau substitutie. Bromul

substituie hidrogenul din compusii organici cu sau fara distrugerea moleculelor mai greu decat

clorul, in special in prezenta catalizatorilor.

Page 18 of 22


Dintre halogenii fluorul reactioneaza direct si cu unele gaze rare cum sunt Kr, Xe si Rn

la xenon fiind cunoscut si XeCl2, singurul compus de gaz rar cu alt halogen. Datorita diferentei de

electronegativitate, halogenii au capacitatea combinarii intre ei spre a forma compusi

interhalogenici de tipul XYn unde n=1,3,5,7. Desi nu se combina direct cu oxigenul la halogeni

se cunosc un numar mare de oxizi in cazul clorului ajungandu-se pana la starea de oxidare 7+.

Reactioneaza cu metale energetic cu cele puternic electropozitive si formeaza mai ales compusi

in starile de oxidare supoerioara.

Din punct de vedere chimic, halogenii fiind elemente puternic aelectronegative se

dovedesc oxidanti foarte energetici. Datorita acestui character, ei se inlocuiesc in ordinea fluor,

clor, brom, iod din halogenurile ionice:

2 MX + F2= X2 + 2 MF; X=Cl, Br,I

2 MX + Cl2= X2+2MCl; X=Br, I

2 MI +Br2 =I2 +2MBr

In cadrul combinatiilor oxigenate halogenii se inlocuiesc in ordine inversa de exemplu:

2KClO3 + I2= Cl2 + 2KIO

Cu apa halogenii reactioneaza diferit: astfel fluorul o descompune cu degajare de oxigen:

F2 + H2O = 2HF+1/2 O2 ∆H= -347,49 Kj

pe cand clorul si bromul mai intai formeaza apa de clor (amestec de HCl si HClO) respectiv apa

de brom (amestec de HBr si HBrO) care ulterior se decompun cu degajare de oxigen, reactia

fiind catalizata de lumina solara :

X2+H2O→← HX+HXO ; X=Cl, Br

HXO →HX+ ½ O2

Apa de brom constituie un oxidant mai slab decat apa de clor. Iodul reactioneaza cu apa

numai in mediu alcalin in urma unui proces complex cand mai intai moleculele de iod se dismuta

si apoi formeaza acidul hipoiodos HIO nestabil si disociat :

I2→← I++I- ; I++I-+H++HO-

→← HIO+ I-+H+

Hidrogenul sulfurat este oxidat de Cl2, Br2, si I2 la sulf elementar

H2S+X2=S+2HX ; X=Cl, Br, I

Fluorul si clorul aditioneaza dioxid de sulf rezultand difluorura de sulfuril SO2F2

respectiv diclorura de sulfuril SO2Cl2 :

SO2+X2=SO2X2 ; X=F, Cl

In cazul bromului reactia are loc numai in prezenta apei si in mod reversibil:

SO2+Br2+2H2O→← 2HBr+H2SO4

Page 19 of 22


Prin aditia clorului la monoxidul de carbon se obtine fosgenul:

CO+Cl2= COCl2

Deosebit de importanta si cu consecinte practice este reactia fluorului cu SiO2 :

2F2+SiO2=SiF4+O2

Fiind oxidanti puternici halogenii actioneaza asupra unui mare numar de compusi ai

diferitelor elemente, trecandu-i in stari de oxidare superioare. Astfel fluorul oxideaza cloratii la

perclorati, iodatii la periodati, solutii sulfurice de TI(I) LA TI(III), de Cr(II) la acid cromic cele

de Mn(II) la acid permanganic sarurile de Co(II) la Co(III) si asa mai departe.

Dintre toti halogenii iodul este singurul care poate exista ca ion pozitiv, independent in

toti compusii cum sunt : I(IO3)3, I(NO3)3, I(CH3COO)3. De asemenea se cunosc compusii

continand ionul iodil IO+ in care iodul este I(III):(IO)2SO4, (IO)2O, C6H5IO.

Astatiniul din cauza izotopilor sai cu timpul de injumatatire mici a fost studiat exclusiv

pe cantitati submicro in solutii extreme de diluate (10-11-10-12 mol/l). Formeaza compusi in care

se afla in starile de oxidare 1-, 1+ si 5+. Propietatile lui sunt foarte interesante si specifice. Pe de

o parte la fel ca toti halogenii astatiniul elementar se dizolva in solventi organici ca benzenul si

CCl4. In solutii alcaline formeaza ioni de At- care precipita ionii de Ag+ si Tl+ sub forma de AgAt

si TlAt. Acidul azotic oxideaza astatiniul la At5+ cand trece in ionul astatinat AtO-3, sarea AgAtO3

fiind analoaga cu AgIO3. Pe de alta parte la fel ca metalele tipice, astatiniul precipita cu H2S din

solutii puternic acide este deplasat pe lame de Zn din solutii de H2SO4 iar la electroliza se depune

pe catod.

6. Utilizări

Clorul se întrebuinţează la fabricarea acidului clorhidric şi la înălbirea fibrelor

textile, a celulozei şi hârtiei şi pentru sterilizarea apei potabile. Clorul se utilizează pentru

producerea derivaţilor cloruraţi organici şi neorganici, a clorurilor, cloraţilor, hipocloriţilor,

a cloroformului, tetraclorurii de carbon, hexacloranului etc. Este raţională întrebuinţarea

clorului în industria metalelor rare (de exemplu, a zirconiului şi niobiului) pentru prelucrarea

minereurilor. Concomitent are loc separarea unui şir de elemente.

Fluorul se întrebuinţează pentru producerea hexafluorurii de uraniu UF6, necesară în

energetica atomică. Fluorul ca oxidant puternic contribuie la stabilizarea gradelor de oxidare

Page 20 of 22


superioare ale multor elemente. (Au fost obţinuţi compuşi ai xenonului şi kriptonului cu

fluorul.)

Bromul şi iodul se întrebuinţează la producerea coloranţilor sintetici şi a

medicamentelor. Soluţia de 10% de iod în alcool etilic se numeşte tinctură de iod şi se

aplică la dezinfectarea rănilor. Pe bază de iod s-au obţinut preparate cu proprietăţi

bactericide, care se întrebuinţează în medicină şi în industria alimentară.

Bibliografie

1. „Chimie anorganică”, ediţia a IV-a

2. „Chimie generala”, C.D.Neniţescu

3. „Chimie anorganică”, Edith Beral şi Mihai Zapan

Page 21 of 22


1

1 Proiect Inspirat din Cartile de Chimie Organica

Chimie GeneralaPage 22 of 22

Documents

50204765 Halogenii Grupa a VII a Din Sistemul Periodic