Сочинение художественный образ галогенов

метки: Галоген, Использовать, Знание, Написать, Художественный, Соединение, Астат, Применять

Галогены (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппе VII группы периодической системы химических 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 1s 2 2s 2 2p 5	1 s 2 2s 2 2p 5 +9 F
Cl	+17 Cl 2ē , 8ē , 7ē	+17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0	3 s 2 3p 5 3d 0 +17 Cl …
Br	+35 Br 2ē , 8ē , 18ē , 7ē	+35 Br …3d 0 ׀ 4s 2 4p 5 4d 0	4 s 2 4p 5 4d 0 +35 Br …
I	+53 I 2ē , 8ē , 18ē , 18ē , 7ē	+53 I …4d 0 ׀ 5s 2 5p 5 5d 0	5 s 2 5p 5 5d 0 +53 I …

На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов:

До восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода обладают бόльшим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например,

Cl ⁰ + ē → Cl^– .

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не­го характерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять и восстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательными элементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой­ства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Глава I . Свойства галогенов

1.1. Физические свойства

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	Температура плавления, °С	Температура кипения, °С
Фтор F 2	Газ	Светло-жёлтый	Резкий, раздражающий	–220	–188
Хлор Cl 2	Газ	Жёлто-зелёный	Резкий, удушливый	–101	–34
Бром Br 2	Жидкость	Буровато-коричневый	Резкий, зловонный	–7	+58
Иод I 2	Твёрдое вещество	Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском	Резкий	+114	+186

А) Фтор

Фтор (лат. ),F – химический элемент VII группы периодической си­стемы Менделеева, относится к галогенам, ат омный н омер 9, ат омная масса 18,998403; при нормаль­ных условиях (0 °С; 0,1 М н/м ² , или 1 кгс/см ² ) — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный тор состоит из одного ста­бильного изотопа ¹⁹ F. Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶ F с периодом полураспада Т_1/2 < 1 сек, ¹⁷ F(Т_1/2 = 70 сек ), ¹⁸ F (Т_1/2 = 111 мин), ²⁰ F (Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹ F(Т_{1/ 2} = 5 сек).

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25 _* 10^-2 по массе; в кислых изверженных породах (гра­нитах) оно составляет 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 находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор — важ ный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в био­сферу были продукты извержения вулка­нов (газы и др.).

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 °С и 0,1 Мн/ ² , или 1 кгс/см² ), жидкий — 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -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; раст­воримость 2,5_* 10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_* 10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵ . В соеди­нениях 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 значениями сродства к электрону и энергии ионизации объяс­няется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.

Б) Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl — химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м ² ) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵ Cl (75,77%) и ³⁷ Cl (24,23%).

Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис­лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_* 105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶ Cl и ³⁸ Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7 _* 10^-2 по массе, в кислых изверженных поро­дах — гранитах 2,4 _* 10^-2 , в основ­ных и ультраосновных 5_* 10^-3 . Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция. В виде иона Cl^— он содер­жится в Мировом океане (1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преим ущественно природных хлоридов) 97, главный из них — галит NаCl. Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит ( Nа, К) Cl, карналлит К Cl_* МgCl_2* 6Н₂ О, каинит КCl_* МgSO_4* ЗН ₂ О, бишофит МgCl_2* 6Н₂ О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканич еских газах НCl в верхние ча­сти земной коры.

Xлор имеет t _кип — 34,05 °С, t_пл — °С. П лотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,55 7 г/с м³ ; твёрдого хлора при -102 °С 1 ,9 г/с м³ . Давле ние насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см² . Те­плота плавления 90,3 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 к ал/ (г_* °С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄ , SiCl₄ , SnCl₄ и нек оторых орган ич еских растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде).

Мо­лекула хлора двухатомна (Cl₂ ).

Ст епень термической диссоциации Cl₂ +243 кдж Û 2Cl при 1000 К равна 2,07_* 10^{— 4} %, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs ² 3р⁵ . В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^— 1,82А, сродство атома 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 к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жид­кость с сильным неприятным запа­хом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos – зловоние. При­родный бром состоит из 2 стабильных изо­топов ⁷⁹ Br (50,34%) и ⁸¹ Br (49,46%).

Из искусственно полученных радиоактив­ных изотопов брома наиболее интересен ⁸⁰ Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

Содержание брома в земной коре (1,6 _* l0^-4 % по массе) оценивается в 10¹⁵ -10¹⁶ т. В главной своей массе бром находится в рас­сеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром — постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr₂ ) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях — сильвине и карналлите — до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтя­ными месторождениями (до 0,1% Br).

Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточ­ных рассолах морских и озёрных водоё­мов. Бром мигрирует в виде легко раство­римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представ­ленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I).

Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебро-содержащих месторождений, формирую­щихся в засушливых пустынных облас­тях.

При -7,2°С жид­кий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плот­ность жидкого 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 из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br_2* 8H₂ O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических раство­рителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо­ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблю­дается и при действии света.

Г) Иод

Иод(лат. Iodium), I — химический элемент VII группы периодической системы Менделе­ева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кри­сталлы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентриро­ванной 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 пластинчатых кристаллов. В 1813 — 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар­ную природу иода.

Среднее содержание иода в зем­ной коре 4 _* 10^-5 % по массе. В мантии и магмах и в образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения иода рассеяны; глубинные минералы иода неизвестны. История иода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организма­ми (водорослями, губками).

Изве­стны 8 гипергенных минералов иода, обра­зующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой океан (в 1 литре в среднем содержится 5_* 10-5 грамм иода).

Из океана соединения иода, растворенные в каплях морской воды, попадают в ат­мосферу и переносятся ветрами на конти­ненты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены иодом. Иод легко адсорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и обра­зовании осадочных горных пород проис­ходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды. Так обра­зуются используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особенно характер­ные для районов нефтяных месторожде­ний (местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см ³ , t_пл 113,5 °С, t_кип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов (I₂ ).

Заметная диссоциация I₂ Û 2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра­зуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабора­ториях и в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо — в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах иодидов.

Пары иода ядовиты и раздражают сли­зистые оболочки. На кожу иод оказывает прижигающее и обеззараживающее дей­ствие. Пятна от иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.

Д) Астат

Астат(лат. Astatium) — один из важнейших радиоактивных химических элементов в природе. Он относится к VII группе периодической системы Менделеева. Атомный номер – 85.

У астата нет стабильных изотопов. Радиоактивных изотопов астата, открытых к данному времени около 20, все они очень неустойчивы. Наиболее долгоживущий ²¹⁰ At имеет период полураспада T _1/2 8,3 ч. Именно по этой причине в земном поверхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится 69 мг астата-218. Это очень мало.

Как чистый металл астат обладает уникальным свойством – возгоняется в молекулярной форме из водных растворов, такой способности нет ни у одного из известных элементов.

Астат легко испаряется как в обычных условиях, так и в вакууме. А также хорошо адсорбируется на металлах — Ag, Au, Pt.

Именно благодаря этим свойствам удается выделить астат из продуктов облучения висмута. Этого добиваются путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной (до 85%).

1.2. Химические свойства

I. Взаимодействие с неорганическими веществами:

1. Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F ₂ = 2AlF₃

Sn + Cl ₂ SnCl₂

2Fe + 3Cl ₂ 2FeCl₃

Cu + Br ₂ CuBr₂

Zn + I ₂ = ZnI₂

2. Взаимодействие с водородом:

Cl ₂ + H₂ 2HCl

3. Взаимодействие с водой:

Cl ₂ + H₂ O = HCl + HClO

Хлорноватистаякислота

2Br ₂ + 2H₂ O = 4HF + O₂ .

4. Взаимодействие со щелочами:

Cl ₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂ O (без нагревания)

3Cl ₂ + 6KOHKClO₃ + 5KCl + 3H₂ O (с нагреванием)

5. Взаимодействие с галогенидами – соединениями галогенов с металлами:

фтор вытесняет из солей хлор, бром, йод:

2NaCl + F ₂ = 2NaF + Cl₂

2KBr + F ₂ = 2KF + Br₂

хлор вытесняет из солей бром, йод:

2KBr + Cl ₂ = 2KCl + Br₂

бром вытесняет из солей йод:

2KI + Br ₂ = 2KBr + I₂ ↓.

II. Взаимодействие органическими веществами (галогенирование — присоединение галогена).

Галогены взаимодействуют со всеми классами органических соединений. Рассмотрим некоторые реакции:

1. С алканами:

CH ₃ –CH₃ + Cl₂ → CH₂ Cl–CH₃ + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH ₂ =CH₂ + Br₂ → CH₂ Br–CH₂ Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CH≡CH + Br ₂ → CHBr=CHBr

1,2-дибромэтен

Глава II . Получение и применение

Фтор. SO₄ на флюо­рит ₂ , либо при переработке апати­тов и фосфоритов. Производство фтора осу­ществляется электролизом расплава кис­лого фторида калия, который образуется при насыщении распла­ва KF_* HF фтористым водородом до со­держания 40-41% HF. Материалом для электролизера обычно служит сталь; электроды — угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при 95-100 °С и напряжении 9-11 в; выход фтора по току достигает 90-95%. Получающийся фтор содержит до 5% HF, который уд аляе тся вымораживанием с последующим погло­щ ением фторидом натрия. Фтор храня т в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жид­ким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе, из меди, алюминия и его сплавов, латуни нержавеющей стали.

Газообразный фтор служит для фторирования UF ₄ в UF₆ , применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трех-фтористого хлора СlF₃ (фторирующий агент), шестифтористой серы SF₆ (газо­образный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V).

Жидкий фтор — окислитель ракет­ных топлив.

Широкое применение получили много­численные соединения фтора — фтористый водород, алюминия фторис), кремне-фториды, фторсульфоновая кислота (рас­творитель, катализатор, реагент для по­лучения органических соединений, содержа­щих группу — SO ₂ F), ВF₃ (катализатор), фторорганические соединения и др.

Хлор. Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха п при­сутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 веков хлор получают электролизом вод­ных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 — 95% хлора в мире. Не­большие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хло ридов. В 1975 году мировое производство хлора составляло около 23 млн. тонн. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрую­щей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет­ся водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой выделяют товарную каустическую 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 на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

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

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодер жащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору­дованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержа щих еских соединений — 60 — 75%; неорганич еских соединений, содержащих хлор, -10 — 20%; на отбелку ц еллюлозы и тка­ней — 5 — 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды — 2 — 6% от общей вырао бтки .

Xлор применяется также для хлорирова­ния ото рых руд с целью из влечения титана, ниобия, циркония и других.

Бром. Исходным сырьём для получения брома слу­жат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного произва, содержащие бром в виде бромид-иона Вг^— . Бром выделяют при помощи хло­ра и отго­няют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колон­нах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу — хлор и водяной пар. Пары брома, выходящие из колонны, кон­денсируют в керамиковых холодильни­ках. Далее бром отделяют от воды и очища­ют от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использо­вать для получения брома рассолы с его низ­ким содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большо­го расхода пара невыгодно. Из получае­мой бромовоздушной смеси бром улав­ливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа, которое, в свою очередь, получают восстановлением FеВг₃ железными стружками, а также раство­ры гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паров воды с образованием оромистоводородной и серной кислот. Из полученных полу­продуктов бром выделяют действием хлора или кислоты. В случае необходимости полу­продукты перерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного брома.

Вдыхание паров брома при содержании их в воздухе 1 мг/м ³ и более вызывает кашель, насморк, носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высоких концентрациях — удушье, брон­хит, иногда смерть. Предельно допусти­мые концентрации паров брома в воздухе 2 мг/м³ . Жидкий бром действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги, Работы с бромом следует проводить в вытяж­ных шкафах. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак, исполь­зуя для этой цели сплыю разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте. Боль в горле, вызванную вдыханием паров брома, устраняют приёмом внутрь горячего молока. Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдувают сильной струей воздуха. Обож­жённые места смазывают ланолином.

Бром применяют довольно широко. Он — исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органических производ­ных. Большие количества брома расходуют для получения бромистого этила и дибромэтана — составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам для повышения их детонационной стойкости. Соединения брома применяют в фотографии, при производстве ряда красителей, бромистый метил и некоторые другие соединения брома — как ин­сектициды. Некоторые органические соединения брома служат эффективными огнетушащими средствами. Бром и бромную воду ис­пользуют при химических анализах для опре­деления многих веществ. В медицине исполь­зуют бромиды натрия, калия, аммония, а также органичанические соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повы­шенной раздражительности, бессоннице, гипертонические болезни, эпилепсии и хорее.

Иод. Сырьем для промышленного получения иода в России служат нефтяные буровые воды; за рубежом — морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, содержащие до 0,4% иода в виде иодата натрия. Для из­влечения иода из нефтяных вод (содержа­щих обычно 20 — 40 мг/л иода в виде иодилов) на них сначала действуют хлором или азотистой кислотой. Выде­лившийся иод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На иод, адсорбированный углем, действуют ед­кой щелочью или сульфитом натрия. Из продуктов реакции свободный иод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя, например дихромата калия. При выдувании воздухом иод по­глощают смесью двуокиси серы с водя­ным паром и затем вытесняют иод хлором. Сырой кристаллический иод очищают возгонкой.

Иод и его соединения применяют главным образом в медицине и в аналитической химии, а также в органическом синтезе и фотографии. В промышленности применение иода пока незначительно по объему, но весьма перспективно. Так, на термическом разложении иодидов основано получение высокочистых металлов.

Астат широкого применения не имеет.

Заключение

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

Фтор по­стоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлементов. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека — 100-300 мг/кг; особенно много фтора в зу­бах. Кости морских животных богаче фтором по сравнению с костями наземных. Посту­пает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание фтора в которой 1-1,5 мг/л. При недостатке фтора у человека развивается кариес зубов, при повышенном поступ­лении — флюороз. Высокие концентра­ции ионов фтора опасны ввиду их способ­ности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, Са, Мg и др.), нарушающему их ба­ланс в организме. Органические производные фтора обнаружены только в некоторых расте­ниях (например, в южноафриканском Dicha petalum cymosum).

Основные из них — производные фторуксусной кислоты, токсич­ные как для других растений, так и для жи­вотных. Биологическая роль изучена недостаточно. Установлена связь об­мена фтора с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора для растений не доказана.

Xлор — один и б и огенных элементов, постоянный ком­понент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) — от тысячных долей про­цента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Су­точная потребность взрослого человека в хлоре, (2 — 4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обыч­но в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор — основное осмотически активное вещество 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 с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положи­тельно влияет на поглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образо­вания кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Бром — постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7 _* 10^-4 % брома на сырое вещество, животные ~10^-4 %. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи).

В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощью радиоактивного брома (⁸² Br) установлено избирательное погло­щение его щитовидной железой, мозго­вым слоем почек и гипофизом. Введён­ные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию про­цессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от пере­напряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отно­шения с иодом, что влияет на деятель­ность железы, а в связи с этим — и на состояние обмена веществ.

Иод — необходимый для животных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон. Иод содержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми другими микроэлементами (Со, Мn, Сu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического зоба. Среднее со­держание иода в почвах около 3 _* 10^-4 %, в растениях около 2_* 10^-5 %. В поверхност­ных питьевых водах иода мало (от 10^-7 до 10^-9 %).

В приморских областях количество иода в 1 м³ воздуха может достигать 50 мкг, в континентальных и горных — состав­ляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение иода растениями 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 — до 8,5% (в скелетном веществе спонгине).

Водоросли, концентрирующие иод, ис­используютсядля его промышленного получения. В животный организм иод поступает с пи­щей, водой, воздухом. Основной источник иода — растительные продукты и корма. Всасы­вание иода происходит в передних отделах тонкого кишечника. В организме чело­века накапливается от 20 до 50 мг иода, в том числе в мышцах около 10 — 25 мг, в щито­видной железе в норме 6 — 15 мг. С по­мощью радиоактивного иода ( ¹³¹ I и ¹²⁵ I) по­казано, что в щитовидной железе иод на­капливается в митохондриях эпителиальных клеток и входит в состав образующих­ся в них дииод- и моноиодтирозинов, которые конденсируются в гормон тетраиодтиронин (тироксин).

Выделяется иод из организма преимущественно через почки (до 70 — 80%), молочные, слюнные и потовые же­лезы, частично с жёлчью.

В различных биогеохимических про­винциях содержание иода в суточном ра­ционе колеблется (для человека от 20 до 240 мкг, для овцы от 20 до 400 мкг).

Потребность животного в иода зависит от его физиологического состояния, времени года, температуры, адаптации организма к содер­жанию иода в среде. Суточная потребность в иоде человека и животных — около 3 мкг на 1 кг массы (возрастает при беремен­ности, усиленном росте, охлаждении).

Введение в организм иода повышает основ­ной обмен, усиливает окислительные процессы, тонизирует мышцы, стимулирует поло­вую функцию.

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

Литература:

[Электронный ресурс]//URL: https://litfac.ru/referat/hudojestvennyiy-obraz-galogenov/

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-е изд. – М.: Просвещение, 1998. – 158 с.: ил.

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