Реферат: Галогены

Реферат

Галогены

 

Содержание

 

Введение

Глава I. Свойства галогенов

1.1. Физические свойства

А) Фтор

Б) Хлор

В) Бром

Г) Иод

Д) Астат

1.2. Химические свойства

Глава II. Получение и применение

Заключение

Литература

Введение

Галогены (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппеVII группы периодической системыхимических элементов.

К галогенам относят фтор,хлор, бром, иод и астат.

 

Хим. знак

Распределение электронов

по энергетическим уровням

по энергетическим уровням и подуровням

 

по орбиталям

F

+9F 2ē, 7ē

 

+9F 1s22s22p5

     1s2    2s2       2p5

+9F />

Cl

 

+17Cl 2ē, 8ē, 7ē

 

+17Cl 1s22s22p63s23p53d0

        3s2        3p5                   3d0

+17Cl …/>/>

Br

 

+35Br 2ē, 8ē, 18ē, 7ē

 

+35Br …3d0 ׀ 4s24p54d0

        4s2        4p5                   4d0

+35Br …/>/>

I

 

+53I 2ē, 8ē, 18ē, 18ē, 7ē

 

+53I …4d0 ׀ 5s25p55d0

       5s2        5p5                   5d0

+53I …/>/>

На наружномэнергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов:

/>        />

До восьми электронов(октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состоянияатомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт поодному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металловтого же периода обладают бόльшим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом иимеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергичноприсоединяют недостающий электрон. Например,

Cl0+ ē → Cl–.

Фтор вхимических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не­гохарактерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять ивосстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательнымиэлементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могутпринимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой­ства галогеновусиливаются от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомыхлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Глава I. Свойства галогенов

 

1.1. Физическиесвойства

 

Вещество

Агрегатное состояние при обычных условиях

Цвет

Запах

 

Температура плавления, °С

 

Температура кипения, °С

Фтор F2

Газ Светло-жёлтый Резкий, раздражающий –220 –188

Хлор Cl2

Газ Жёлто-зелёный Резкий, удушливый –101 –34

Бром Br2

Жидкость Буровато-коричневый Резкий, зловонный –7 +58

Иод I2

Твёрдое вещество Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском Резкий +114 +186

 

А) Фтор

Фтор (лат. Fluorum), F – химическийэлемент VII группы периодической си­стемы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормаль­ных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный фтор состоит из одного ста­бильного изотопа 19F.Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов: 16F с периодомполураспада Т1/2< 1 сек, 17F(Т1/2= 70 сек), 18F (Т1/2= 111 мин), 20F (Т1/2= 11,4 сек), 21F(Т1/2= 5 сек).

Среднее содержание фторав земной коре 6,25*10-2% помассе; в кислых изверженных породах (гра­нитах) оносоставляет 8*10-2%, в ос­новных — 3,7*10-2%, в ультраоснов­ных – 10-2%. Фтор присутствует в вулка­нических газах и термальных водах. Важ­нейшие соединения фтора — флюорит, крио­лит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих мине­ралов. Соединения фтора находятсятакже в апатитах, фосфоритах и других. Фтор — важный биогенный элемент. Вистории Земли источником поступления фтора в био­сферу были продукты извержениявулка­нов (газы и др.).

Газообразный фтор имеетплотность 1,693 г/л (0 °С и0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2),жидкий — 1,5127 г/см3 (при температуре кипения); tпл -219,61°С; tкип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F2);при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энер­гия диссоциации около 155±4 кдж/моль(37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость2,5*10-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4*10-3г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне.Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s2 2р5. Всоеди­нениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А,ион­ный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F ® F+) 17,418 эв. Высокими значениямисродства к электрону и энергии ионизации объяс­няется сильнаяэлектроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов.Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичностьфторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личинойэнергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атомафтора с другими атомами.

 

Б) Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl — химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева, атомный номер17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальныхусловиях (0 °С, 0,1 Мн/м2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающимзапахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Cl(75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопыс массовыми чис­лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т1/2соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4мин. 36Cl и 38Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе только в видесоединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7*10-2% по массе, в кислых изверженныхпоро­дах — гранитах 2,4*10-2,в основ­ных и ультраосновных 5*10-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играетвод­ная миграция. В виде иона Cl- он содер­жится в Мировом океане(1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный изних — галит NаCl. Изве­стны также крупныеместорождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl,сильвинит (Nа, К) Cl,карналлит КCl*МgCl2*6Н2О,каинит КCl*МgSO4*ЗН2О, бишофит МgCl2*6Н2О. В истории Земли большое значение имело поступлениесодержаще­гося в вулканических газах НCl в верхниеча­сти земной коры.

Xлор имеет tкип — 34,05 °С, tпл — 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого хлора при -102 °С 1,9г/см3. Давлениенасыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м2или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Те­плота плавления90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г);теплоёмкость газа при постоянном давле­нии 0,48 кдж/(кг*К) [0,11 кал/(г*°С)]. Xлорхорошо растворяется в ТiСl4, SiCl4, SnCl4 и некоторых органических растворителях(особенно в гексане и четырёххлористомуглероде). Мо­лекула хлора двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2+243 кдж Û 2Cl при 1000 К равна 2,07*10-4%,при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурацияатома Сl Зs2 3р5. В соответствии с этим хлор всоединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7.Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl- 1,82А, сродствоатома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

В) Бром

Бром(лат. Bromum), Br — химический эле­мент VII группы периодической системы Мен­делеева, относится кгалогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жид­кость ссильным неприятным запа­хом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж.Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван отгреческого bromos – зловоние. При­родный бром состоит из 2 стабильных изо­топов79Br (50,34%) и 81Br (49,46%). Из искусственно полученныхрадиоактив­ных изотопов брома наиболее интересен 80Вr, на примерекоторого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

Содержание брома в земнойкоре (1,6*l0-4% по массе) оценивается в 1015-1016т. В главной своей массе бром находится в рас­сеянном состоянии в магматическихпородах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром — постоянныйспутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr2) встречаются в отложениях хлористых солей (в повареннойсоли до 0,03% Br, в калийных солях — сильвине и карналлите — до 0,3% Вr), атакже в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземныхрассолах, обычно связанных с соляными и нефтя­ными месторождениями (до 0,1%Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются востаточ­ных рассолах морских и озёрных водоё­мов. Бром мигрирует в виде легкораство­римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы,представ­ленные бромиритом AgBr,эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I). Образование минераловпроисходит в зонах окисления сульфидных серебро-содержащих месторождений,формирую­щихся в засушливых пустынных облас­тях.

При -7,2°С жид­кий бромзастывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабымметаллическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плот­ностьжидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно,но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С). Ниже 5,84°С изводы осаждаются гранатово-красные кристаллы Br2*8H2O. Особенно хорошо растворим бром вомногих органических раство­рителях, чем пользуются для извлечения его из водныхрастворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо­ит из2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуреоколо 800°С; диссоциация наблю­дается и при действии света.

 

Г) Иод

Иод(лат. Iodium), I — химический элементVII группы периодической системы Менделе­ева, относится к галогенам (влитературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса126,9045; кри­сталлы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный иодсостоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей сконцентриро­ванной серной кислотой, он наблюдал выде­ление фиолетового пара(отсюда название иод — от греческого iodes, ioeides — похожий цветом на фиалку,фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестя­щих пластинчатыхкристаллов. В 1813 — 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химикГ. Дэви доказали элементар­ную природу иода.

Среднее содержание иода взем­ной коре 4*10-5% по массе. В мантии и магмах и вобразовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения иода рассеяны;глубинные минералы иода неизвестны. История иода в земной коре тесно связана сживым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы егоконцентрации, особенно морскими организма­ми (водорослями, губками). Изве­стны8 гипергенных минералов иода, обра­зующихся в биосфере, однако они очень редки.Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой океан (в 1 литре всреднем содержится 5*10-5 грамм иода). Из океана соединения иода,растворенные в каплях морской воды, попадают в ат­мосферу и переносятся ветрамина конти­ненты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морскихветров горами, обеднены иодом. Иод легко адсорбируется органическими веществамипочв и морских илов. При уплотнении этих илов и обра­зовании осадочных горныхпород проис­ходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды.Так обра­зуются используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особеннохарактер­ные для районов нефтяных месторожде­ний (местами 1 литр этих водсодержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см3,tпл 113,5 °С, tкип 184,35 °С. Молекула жидкого игазообразного иода состоит из двух атомов (I2). Заметная диссоциацияI2 Û 2I наблюдается выше 700 °С, а также придействии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра­зуя резкопахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в видеблестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабора­торияхи в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо — всероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водныхрастворах иодидов.

Пары иода ядовиты ираздражают сли­зистые оболочки. На кожу иод оказывает прижигающее иобеззараживающее дей­ствие. Пятна от иода смывают растворами соды илитиосульфата натрия.

 

Д) Астат

Астат(лат. Astatium) — один из важнейшихрадиоактивных химических элементов в природе. Он относится к VII группепериодической системы Менделеева. Атомный номер – 85.

У астата нет стабильныхизотопов. Радиоактивных изотопов астата, открытых к данному времени около 20, всеони очень неустойчивы. Наиболее долгоживущий 210At имеет периодполураспада T 1/2 8,3 ч. Именно по этой причине в земномповерхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится 69 мг астата-218.Это очень мало.

Как чистый металл астатобладает уникальным свойством – возгоняется в молекулярной форме из водныхрастворов, такой способности нет ни у одного из известных элементов.

Астат легко испаряетсякак в обычных условиях, так и в вакууме. А также хорошо адсорбируется наметаллах — Ag, Au, Pt.

Именно благодаря этимсвойствам удается выделить астат из продуктов облучения висмута. Этогодобиваются путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром илиплатиной (до 85%).

 

1.2. Химическиесвойства

I. Взаимодействие с неорганическимивеществами:

1.   Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F2= 2AlF3

Sn + Cl2/> SnCl2

2Fe + 3Cl2/> 2FeCl3

Cu + Br2/> CuBr2

Zn + I2= ZnI2

2.   Взаимодействие с водородом:

Cl2+ H2/> 2HCl

3.   Взаимодействие с водой:

Cl2+ H2O = HCl + HClO

Хлорноватистая кислота

2Br2 + 2H2O = 4HF + O2.

4. Взаимодействие сощелочами:

Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O (без нагревания)

3Cl2 + 6KOH /> KClO3 + 5KCl +3H2O (с нагреванием)

5. Взаимодействие сгалогенидами – соединениями галогенов с металлами:

фтор вытесняет из солейхлор, бром, йод:

2NaCl + F2= 2NaF + Cl2

2KBr + F2= 2KF + Br2

хлор вытесняет из солейбром, йод:

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

бром вытесняет из солеййод:

2KI + Br2 = 2KBr + I2↓.

II. Взаимодействие органическимивеществами (галогенирование — присоединение галогена). Галогены взаимодействуютсо всеми классами органических соединений. Рассмотрим некоторые реакции:

1. С алканами:

CH3–CH3 + Cl2 → CH2Cl–CH3 + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH2=CH2 + Br2 → CH2Br–CH2Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CH≡CH + Br2 → CHBr=CHBr

1,2-дибромэтен

Глава II. Получение и применение

 

Фтор. Источником для производства фтораслужит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии сернойкислоты H2SO4 на флюо­рит CaF2, либо при переработке апати­тов и фосфоритов.Производство фтора осу­ществляется электролизом расплава кис­лого фторидакалия, который образуется при насыщении распла­ва KF*HFфтористым водородом до со­держания 40-41% HF. Материалом для электролизераобычно служит сталь; электроды — угольный анод и стальной катод. Электролизведется при 95-100 °С и напряжении 9-11 в; выход фтора по току достигает90-95%. Получающийся фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим погло­щением фторидом натрия.Фтор хранят в газообразном состоянии (поддавлением) и в жидком виде (при охлаждении жид­ким азотом) в аппаратах изникеля и сплавов на его основе, из меди, алюминия иего сплавов, латуни нержавеющей стали.

Газообразный фтор служитдля фторирования UF4 в UF6, применяемого для изотоповразделения урана, а также для получения трех-фтористого хлора СlF3(фторирующий агент), шестифтористой серы SF6 (газо­образный изоляторв электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкийфтор — окислитель ракет­ных топлив.

Широкое применениеполучили много­численные соединения фтора — фтористый водород, алюминияфторис), кремне-фториды, фторсульфоновая кислота (рас­творитель, катализатор,реагент для по­лучения органических соединений, содержа­щих группу — SO2F),ВF3 (катализатор), фторорганические соединения и др.

Хлор. Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействиемсоляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химикГ. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха ппри­сутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 веков хлор получаютэлектролизом вод­ных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в70-х годах 20 века производится 90 — 95% хлора в мире. Не­большие количествахлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и литияэлектролизом расплавленных хло ридов. В 1975 году мировое производство хлорасоставляло около 23 млн. тонн. Применяются два основных метода электролизаводных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористойфильтрую­щей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоимметодам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяетсягазообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет­ся водород и образуетсяраствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой выделяют товарнуюкаустическую соду. По второму методу на катоде обра­зуется амальгама натрия,при её разло­жении чистой водой в отдельном аппа­рате получаются раствор NаОН,водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство. Оба метода дают на1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

Электролиз с диафрагмойтребует меньших капиталовложений для органи­зации производства хлора, даетболее дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво­ляет получать очень чистыйNаОН, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутнымкато­дом производилось 62,2% мировой вы­работки хлора, с твёрдым катодом 33,6%и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдымкатодом и ионообменной мембраной, позволяю­щий получать чистый NаОН без использо­ванияртути.

Одной из важных отраслейхимической промышленности является хлорная промышленность. Основные количествахлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодер жащие соединения.Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожныхцистернах или в специально обору­дованных судах. Для индустриальных странхарактерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержащих органических соединений — 60 — 75%; неорганических соединений, содержащих хлор, -10 — 20%; на отбелку целлюлозыи тка­ней — 5 — 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды — 2 — 6% от общей выраобтки.

Xлор применяется также для хлорирова­ния некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия, циркония и других.

Бром. Исходным сырьём для получения бромаслу­жат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного произва,содержащие бром в виде бромид-иона Вг-. Бром выделяют при помощи хло­раи отго­няют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колон­нах,изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к брому материала. Сверхув колонну подают подогретый рассол, а снизу — хлор и водяной пар. Пары брома,выходящие из колонны, кон­денсируют в керамиковых холодильни­ках. Далее бромотделяют от воды и очища­ют от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухомпозволяет использо­вать для получения брома рассолы с его низ­ким содержанием,выделять бром из которых паровым способом в результате большо­го расхода параневыгодно. Из получае­мой бромовоздушной смеси бром улав­ливают химическимипоглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа, которое, в своюочередь, получают восстановлением FеВг3 железными стружками, а такжераство­ры гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистыйангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паров воды с образованиеморомистоводородной и серной кислот. Из полученных полу­продуктов бром выделяютдействием хлора или кислоты. В случае необходимости полу­продуктыперерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного брома.

Вдыхание паров брома присодержании их в воздухе 1 мг/м3 и более вызывает кашель, насморк,носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высокихконцентрациях — удушье, брон­хит, иногда смерть. Предельно допусти­мыеконцентрации паров брома в воздухе 2 мг/м3. Жидкий бром действует накожу, вызывая плохо заживающие ожоги, Работы с бромом следует проводить в вытяж­ныхшкафах. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак, исполь­зуядля этой цели сплыю разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте. Больв горле, вызванную вдыханием паров брома, устраняют приёмом внутрь горячегомолока. Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдуваютсильной струей воздуха. Обож­жённые места смазывают ланолином.

Бром применяют довольношироко. Он — исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органическихпроизвод­ных. Большие количества брома расходуют для получения бромистого этилаи дибромэтана — составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам дляповышения их детонационной стойкости. Соединения брома применяют в фотографии,при производстве ряда красителей, бромистый метил и некоторые другие соединенияброма — как ин­сектициды. Некоторые органические соединения брома служат эффективнымиогнетушащими средствами. Бром и бромную воду ис­пользуют при химических анализахдля опре­деления многих веществ. В медицине исполь­зуют бромиды натрия, калия,аммония, а также органичанические соединения брома, которые применяют приневрозах, истерии, повы­шенной раздражительности, бессоннице, гипертоническиеболезни, эпилепсии и хорее.

Иод. Сырьем для промышленного полученияиода в России служат нефтяные буровые воды; за рубежом — морские водоросли, атакже маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, содержащие до 0,4% иодав виде иодата натрия. Для из­влечения иода из нефтяных вод (содержа­щих обычно20 — 40 мг/л иода в виде иодилов) на них сначала действуют хлором или азотистойкислотой. Выде­лившийся иод либо адсорбируют активным углем, либо выдуваютвоздухом. На иод, адсорбированный углем, действуют ед­кой щелочью или сульфитомнатрия. Из продуктов реакции свободный иод выделяют действием хлора или сернойкислоты и окислителя, например дихромата калия. При выдувании воздухом иод по­глощаютсмесью двуокиси серы с водя­ным паром и затем вытесняют иод хлором. Сыройкристаллический иод очищают возгонкой.

Иод и его соединенияприменяют главным образом в медицине и в аналитической химии, а также ворганическом синтезе и фотографии. В промышленности применение иода поканезначительно по объему, но весьма перспективно. Так, на термическом разложениииодидов основано получение высокочистых металлов.

Астат широкого применения не имеет.

Заключение

В заключение несколькослов о галогенах как об элементах в клетках нашего организма.

Фтор по­стоянно входит всостав животных и растительных тканей; микроэлементов. В виде неорганическихсоединений содержится главным образом в костях животных и человека — 100-300мг/кг; особенно много фтора в зу­бах. Кости морских животных богаче фтором посравнению с костями наземных. Посту­пает в организм животных и человекапреимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание фтора в которой 1-1,5мг/л. При недостатке фтора у человека развивается кариес зубов, при повышенномпоступ­лении — флюороз. Высокие концентра­ции ионов фтора опасны ввиду ихспособ­ности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связываниюважных в биологическом отношении элементов (Р, Са, Мg и др.), нарушающему их ба­лансв организме. Органические производные фтора обнаружены только в некоторых расте­ниях(например, в южноафриканском Dicha petalum cymosum). Основные из них — производныефторуксусной кислоты, токсич­ные как для других растений, так и для жи­вотных.Биологическая роль изучена недостаточно. Установлена связь об­мена фтора собразованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора длярастений не доказана.

Xлор — один из биогенных элементов, постоянный ком­понент тканейрастений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) — от тысячных долей про­цента до целых процентов, у животных — десятые и сотыедоли процента. Су­точная потребность взрослого человека в хлоре, (2 — 4 г)покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обыч­но в избыткев виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные имолочные продукты. В организме животных хлор — основное осмотически активноевещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей.Играет роль в водно-со­левом обмене, способствуя удержанию тканями воды.Регуляция кислотно-ще­лочного равновесия в тканях осуществля­ется наряду сдругими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другимитканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительноефосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положи­тельно влияет напоглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образо­вания кислорода впроцессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинствапитательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит.Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Бром — постояннаясоставная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат всреднем 7*10-4% брома на сырое вещество, животные ~10-4%. Бром найден вразличных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здоровогочеловека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощьюрадиоактивного брома (82Br) установлено избирательное погло­щениеего щитовидной железой, мозго­вым слоем почек и гипофизом. Введён­ные ворганизм животных и человека бромиды усиливают концентрацию про­цессовторможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервнойсистемы, пострадавшей от пере­напряжения тормозного процесса. Одновременно,задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отно­шения сиодом, что влияет на деятель­ность железы, а в связи с этим — и на состояниеобмена веществ.

Иод — необходимый дляживотных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таежно-леснойнечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон. Иодсодержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми другимимикроэлементами (Со, Мn, Сu); с этим связано распространение в этих зонахэндемического зоба. Среднее со­держание иода в почвах около 3*10-4%,в растениях около 2*10-5%. В поверхност­ных питьевыхводах иода мало (от 10-7 до 10-9%). В приморских областяхколичество иода в 1 м3 воздуха может достигать 50 мкг, вконтинентальных и горных — состав­ляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение иодарастениями зависит от содержания в почвах его соединений и от вида растений.Некоторые организмы (так называемые концентраторы иода, например морские водо­росли- фукус, ламинария, филлофора, накапливают до 1% иода, некоторые губки — до8,5% (в скелетном веществе спонгине). Водоросли, концентрирующие иод, ис­используются для его промышленного получения. В животный организм иодпоступает с пи­щей, водой, воздухом. Основной источник иода — растительныепродукты и корма. Всасы­вание иода происходит в передних отделах тонкогокишечника. В организме чело­века накапливается от 20 до 50 мг иода, в том числев мышцах около 10 — 25 мг, в щито­видной железе в норме 6 — 15 мг. С по­мощью радиоактивногоиода (131I и 125I) по­казано, что в щитовидной железе иодна­капливается в митохондриях эпителиальных клеток и входит в состав образующих­сяв них дииод- и моноиодтирозинов, которые конденсируются в гормонтетраиодтиронин (тироксин). Выделяется иод из организма преимущественно черезпочки (до 70 — 80%), молочные, слюнные и потовые же­лезы, частично с жёлчью.

В различныхбиогеохимических про­винциях содержание иода в суточном ра­ционе колеблется(для человека от 20 до 240 мкг, для овцы от 20 до 400 мкг). Потребностьживотного в иода зависит от его физиологического состояния, времени года,температуры, адаптации организма к содер­жанию иода в среде. Суточнаяпотребность в иоде человека и животных — около 3 мкг на 1 кг массы (возрастаетпри беремен­ности, усиленном росте, охлаждении). Введение в организм иодаповышает основ­ной обмен, усиливает окислительные процессы, тонизирует мышцы,стимулирует поло­вую функцию.

В связи с большим илименьшим недо­статком иода в пище и воде применяют иодирование поваренной соли,содержа­щей обычно 10 — 25 г йодистого калия на 1 тонну соли. Применениеудобрений, содер­жащих иод, может удвоить и утроить его содержание всельскохозяйственных культурах.

Литература:

 

1.        Ахметов Н.С.Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.:Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.

2.        Габриелян О.С.Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.:Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.

3.        Габриелян О.С.Химия 8-9 классы: метод. пособие. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 128 с.

4.        Ерошин Д.П.,Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. – М.: Просвещение,1989. – 176 с.: ил.

5.        Крицман В.А.Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.

6.        Рудзитис Г.Е.,Фельдман Ф.Г. Химия 8 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 6-еизд. – М.: Просвещение, 1998. – 158 с.: ил.

7.        Свиридов Н.Д.Галогены: учебно-методическое пособие. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 1995. –139 с.: ил.