Fluorowce

FLUOROWCE, halogeny, pierwiastki chem. stanowiące 17 grupę (dawniej VII grupę gł.) układu okresowego pierwiastków: fluor (F), chlor (Cl), brom (Br), jod (I) i astat (At); w warunkach normalnych fluor i chlor są gazami, brom — cieczą, jod i astat — ciałami stałymi; w związkach mają stopnie utlenienia od–I (połączenia najtrwalsze) do VII; są pierwiastkami silnie elektroujemnymi, najbardziej reaktywnymi; mają właściwości utleniające; typowe niemetale; z wodorem tworzą fluorowcowodory, których wodne roztwory są mocnymi kwasami, tworzącymi b. pospolite sole, halogenki; łączą się wzajemnie ze sobą, dając tzw. związki międzyfluorowcowe (międzyhalogenowe), np. ClF, Br2Cl, IF3, ClF5, IF7. Fluorowce występują w przyrodzie, z wyjątkiem sztucznie otrzymanego, promieniotwórczego astatu; najbardziej rozpowszechniony jest chlor. Fluorowce znalazły zastosowanie gł. jako środki dezynfekujące, utleniające oraz w syntezach org. do fluorowcowania; związki fluorowców są stosowane w niemal wszystkich dziedzinach przemysłu (chem., farm., mikro- i optoelektron., metalurgicznym i in.). Największe znaczenie ma chlor i jego związki.

Informacje ogólne
Chlor, Cl, chlorum, pierwiastek chemiczny należący do grupy VII A w układzie okresowym, liczba atomowa 17, masa atomowa 35,45. W przyrodzie chlor występuje w stanie wolnym w gazach wulkanicznych, a w stanie związanym w wielu minerałach: halicie NaCl, sylwinie KCl, sylwinicie KClNaCl, karnalicie KClMgCl26H2O, kainicie KClMgSO43H2O, oraz pod postacią licznych chlorków litowców i berylowców w wodzie morskiej.
Chlor jest otrzymywany w skali przemysłowej przez elektrolizę wodnych roztworów soli lub elektrolizę stopionych soli. Dla potrzeb laboratoryjnych chlor wydziela się z HCl działaniem środków utleniających np. MnO2 lub KMnO4.
Chlor jest zielonożółtym gazem o charakterystycznej, ostrej woni, silnie toksycznym, ma gęstość 3,21 g/dm3, temperatura wrzenia −34,6C. Cząsteczki chloru są dwuatomowe. W związkach chemicznych chlor występuje na -1, +1, +3, +4, +5, +6 i +7 stopniu utlenienia.
Rozpuszcza się w wodzie, częściowo ulegając dysproporcjonowaniu do chlorków i nietrwałego kwasu podchlorawego HClO. Inne znane kwasy tlenowe chloru to: kwas chlorawy HClO2, kwas chlorowy HClO3, kwas nadchlorowy HClO4 (najtrwalszy).
Mieszaną solą kwasu pochlorawego i kwasu solnego jest wapno bielące Ca(OCl)Cl. Chlor wykazuje dużą aktywność chemiczną - z siarką, fosforem, arsenem i wieloma metalami reaguje bezpośrednio, niekiedy bardzo gwałtownie.
Chlor utlenia jony bromkowe lub jodkowe w środowisku wodnym do wolnego fluorowca. Z wodorem chlor tworzy chlorowodór HCl. Związki z tlenem (zawsze nietrwałe) są gazami (Cl2O, ClO2) lub cieczami (Cl2O6, Cl2O7), tworzy także połączenia międzyhalogenowe oraz kompleksy polihalogenkowe, łatwo wchodzi w reakcje chlorowcowania węglowodorów nasyconych oraz przyłączania do wiązania C=C.
Chlor jest stosowany jako środek bielący i dezynfekujący, surowiec do produkcji podchlorynów, chloranów, czterochlorku węgla, chloroformu, barwników, insektycydów oraz do syntez organicznych.
Zatrucia chlorem
Przyczyną masowych zatruć mogą być awarie przemysłowe przewodów lub zbiorników (butli). Indywidualne zatrucia zdarzają się wskutek nieprzestrzegania przepisów bhp w laboratoriach. Wolny chlor uwalnia się również z wapna chlorowanego, stosowanego do dezynfekcji ścieków i ustępów. Przy zawartości w powietrzu 0,001% w stosunku objętościowym mogą już wystąpić objawy toksyczne, a stężenie 0,1% jest z reguły śmiertelne.
Jod, I, jodium, pierwiastek chemiczny należący do grupy VII A w układzie okresowym, liczba atomowa 53, masa atomowa 126,90.
W przyrodzie jod występuje w stanie wolnym w niektórych źródłach mineralnych oraz w stanie związanym w wodzie morskiej i w niektórych minerałach. Odgrywa kluczową rolę w metabolizmie gruczołu tarczowego. Jest otrzymywany w skali przemysłowej z ługów pokrystalizacyjnych (ługi) powstających podczas oczyszczania saletry sodowej.
Jod, w normalnej temperaturze, jest fioletowoczarnym ciałem krystalicznym (krystalizuje w układzie rombowym) o metalicznym połysku. Łatwo sublimuje, pary jodu o barwie fioletowoczerwonej są toksyczne. Jod krystaliczny ma gęstość 4,94 g/dm3, temperatura wrzenia 184,4oC, temperatura topnienia 113,7oC.
Cząsteczki jodu są dwuatomowe. W związkach chemicznych jod występuje na -1, +1, +3, +5 i +7 stopniu utlenienia. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie, znacznie lepiej rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych - chloroformie, benzenie, eterze, tetrachlorometanie.
Jod wykazuje dużą aktywność chemiczną - z chlorem, stężonym kwasem azotowym, stopionym wodorotlenkiem sodu NaOH, fluorowodorem reaguje już w temperaturze pokojowej, natomiast w wyższych temperaturach wchodzi w reakcje z wodorem, fosforem, arsenem, bromem i fluorem. Z wodorem jod tworzy jodowodór, z tlenem - biały, krystaliczny pięciotlenek jodu I2O5 .
Bardziej znane kwasy tlenowe jodu to: kwas podjodawy HIO, kwas jodowy HIO3, kwas nadjodowy H5IO6. Dwa ostatnie można otrzymać w stanie czystym.
Jod tworzy połączenia międzyhalogenowe oraz kompleksy polihalogenkowe. Do popularnych połączeń jodu należą również: jodyna, jodany, jodoform, jodki. Jest stosowany do syntez organicznych, ponadto - w chemii analitycznej (jodometria), fotografice (jodek potasu KI).
Izotopy promieniotwórcze służą do diagnozowania i leczenia zaburzeń tarczycy.
Astat, astatinum, At, pierwiastek chemiczny należący do grupy VII A w układzie okresowym; liczba atomowa 85, masa atomowa 210. Astat jest łatwo lotny, rozpuszcza się w niektórych substancjach organicznych. Znanych jest 29 izotopów astatu, najdłużej życiowy 210At ma okres półrozpadu T1/2= 8,3 godz. W związkach chemicznych astat przyjmuje stopnie utlenienia: -1, +1, +5. Występuje w roztworach w postaci jonów At- (ulegają strąceniu siarkowodorem) lub AtO-, AtO3- (ulegają strąceniu jonem srebrowym).
Astat otrzymywany jest przez bombardowanie tarcz bizmutowych cząstkami α o wysokiej energii (po raz pierwszy dokonali tego 1940 D.R. Corson, K.R. McKenzie i E.G. Segr).
Brom, Br, bromum, pierwiastek chemiczny należący do grupy VII A w układzie okresowym, liczba atomowa 35, masa atomowa 79,90. W przyrodzie występuje w pokładach solnych, w minerałach: bromokarnalicie KCl⋅Mg(Cl,Br)2⋅6H2O i bromosylwinicie K(Cl,Br), a także w wodzie morskiej. Można go wydzielić z bromków za pomocą utleniaczy lub elektrolitycznie.
Jest łatwo lotną, ciemnobrunatną cieczą o duszącym zapachu, gęstość 3,12 g/cm3, temperatura wrzenia 58,8C. W związkach chemicznych brom występuje na -1, +1, +3, +4, +5, +6 i +7 stopniu utlenienia. Rozpuszcza się w wodzie, częściowo ulegając dysproporcjonowaniu do bromków i nietrwałego kwasu podbromawego HBrO. Drugim znanym kwasem tlenowym bromu jest znacznie trwalszy kwas bromowy HBrO3, otrzymywany przez dysproporcjonowanie podbrominów.
Brom jest dobrze rozpuszczalny w niektórych rozpuszczalnikach organicznych. Wykazuje dużą aktywność chemiczną - z siarką, fosforem, arsenem i wieloma metalami reaguje bezpośrednio. Z wodorem tworzy bromowodór HBr, który jest gazem rozpuszczającym się w wodzie z utworzeniem kwasu bromowodorowego. Związki z tlenem (Br2O, BrO2, BrO2) są nietrwałe. Brom tworzy połączenia także z innymi fluorowcami.
Jest stosowany (w postaci dwubromku etylenu) jako środek przeciwstukowy, a ponadto - do produkcji leków, barwników, składników błony fotograficznej.