Галогены 2

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 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


+9F2ē, 7ē


+9F1s22s22p5
1s2 2s2 2p5
+9F/>


Cl


+17Cl 2ē, 8ē, 7ē


+17Cl 1s22s22p63s23p53d
3s2 3p5 3d
+17Cl …/>/>


Br


+35Br 2ē, 8ē, 18ē, 7ē


+35Br …3d׀4s24p54d
4s2 4p5 4d
+35Br …/>/>


I


+53I 2ē, 8ē, 18ē, 18ē, 7ē


+53I …4d׀5s25p55d
5s2 5p5 5d
+53I …/>/>--PAGE_BREAK--
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,
Cl0+ 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 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 – химический элементVII группы периодической си­стемы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер9, атомная масса18,998403; 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 изотопа19F. Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов:16F с периодом полураспада Т1/2
Среднее содержание фтора в земной коре 6,25*10-2% по массе; в кислых изверженных породах (гра­нитах) оно составляет8*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 известно86 фторсодержащих мине­ралов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор — важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в био­сферу были продукты извержения вулка­нов (газы и др.).
Газообразный фтор имеет плотность1,693 г/л (0 °С и0,1 Мн/м2, или1 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 около155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость2,5*10-3 г в100 г НF при -70 °С и0,4*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 номер17, атомная масса35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С,0,1 Мн/м2) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природныйхлор состоит из двух стабильных изотопов:35Cl (75,77%) и 37Cl(24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис­лами32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т1/2 соответственно0,31; 2,5; 1,56 сек;3,1*105 лет;37,3; 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl 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 ультраосновных5*10-3. Основную роль в историихлора 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 (преимущественно 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 КCl*МgCl2*6Н2О, каинит КCl*МgSO4*ЗН2О, бишофит МgCl2*6Н2О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры.    продолжение
--PAGE_BREAK--
Xлор имеет tкип — 34,05 °С, tпл— 101 °С. Плотность газообразногохлора при нормальных условиях3,214 г/л; насыщенного пара при0 °С 12,21 г/л; жид­когохлора при температуре кипения1,557 г/см3; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см3. Давление насыщенных паровхлора при0 °С 0,369; при 25 °С0,772; при 100 °С3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Те­плота плавления90,3 кдж/кг(21,5 кал/г); теплота испарения288 кдж/кг(68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле­нии0,48 кдж/(кг*К)[0,11 кал/(г*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl4,SiCl4, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо­лекулахлора двухатомна(Cl2). Степень термической диссоциации Cl2+243 кдж Û 2Cl при1000 К равна2,07*10-4%, при2500 К 0.909%.
Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs2 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 атомахлора к электрону3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.
В) Бром
Бром(лат. Bromum), Br — химический эле­ментVII группы периодической системы Мен­делеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса79,904; красно-бурая жид­кость с сильным неприятным запа­хом. Бром открыт в1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos– зловоние. При­родный бром состоит из2 стабильных изо­топов79Br (50,34%) и81Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактив­ных изотопов брома наиболее интересен 80Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.
Содержание брома в земной коре(1,6*l0-4% по массе) оценивается в1015-1016 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- до0,3% Вr), а также в морской воде(0,065% Br), рапе соляных озёр (до0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтя­ными месторождениями (до0,1% 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 при20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br2*8H2O. 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 символJ); атомный номер53, атомная масса126,9045; кри­сталлы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в1811 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. В1813 — 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар­ную природу иода.
Среднее содержание иода в зем­ной коре4*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). Изве­стны8 гипергенных минералов иода, обра­зующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой океан (в1 литре в среднем содержится5*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 (местами1 литр этих вод содержит свыше100 мг иода).
Плотность иода 4,94 г/см3, tпл113,5 °С, tкип184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов(I2). Заметная диссоциация I2Û2I 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 при25 °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 210At 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:
Взаимодействие с металлами:
2Al + 3F2= 2AlF3
Sn + Cl2/>SnCl2
2Fe + 3Cl2/>2FeCl3
Cu + Br2/>CuBr2
Zn + I2= ZnI2
Взаимодействие с водородом:
Cl2+ H2/>2HCl
Взаимодействие с водой:
Cl2+ H2O =HCl + HClO
Хлорноватистаякислота    продолжение
--PAGE_BREAK--
2Br2+ 2H2O= 4HF+ O2.
4. Взаимодействие со щелочами:
Cl2+ 2KOH= KClO+ KCl+ H2O(без нагревания)
3Cl2+ 6KOH/>KClO3+ 5KCl+ 3H2O(с нагреванием)
5. Взаимодействие с галогенидами – соединениями галогенов с металлами:
фтор вытесняет из солей хлор, бром, йод:
2NaCl + F2= 2NaF + Cl2
2KBr + F2= 2KF + Br2
хлор вытесняет из солей бром, йод:
2KBr+ Cl2= 2KCl+ Br2
бром вытесняет из солей йод:
2KI+ Br2= 2KBr+ I2↓.
II. Взаимодействие органическими веществами (галогенирование — присоединение галогена). Галогены взаимодействуют со 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 фтора служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислотыH2SO4 на флюо­рит CaF2, либо при переработке апати­тов и фосфоритов. Производство фтора осу­ществляется электролизом расплава кис­лого фторида калия, который образуется при насыщении распла­ва KF*HF фтористым водородом до со­держания40-41% HF. Материалом для электролизера обычно служит сталь; электроды — угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при95-100 °С и напряжении9-11 в; выход фтора по току достигает90-95%. Получающийся фтор содержит до5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим погло­щением фторидом натрия. Фтор хранят 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 UF4 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 иV). 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— SO2F), ВF3 (катализатор), фторорганические соединения и др.
Хлор. Xлор начали произво­дить в промышленности в1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В1867 английский химик Г. Дикон разработал способ полученияхлора оки­слением НСl кислородом воздуха п при­сутствии катализатора. С конца19 - начала 20 вековхлор получают электролизом вод­ных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в 70-х годах20 века производится90 — 95% хлора в мире. Не­большие количествахлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хло ридов. В1975 году мировое производство хлора составляло около23 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 газообразныйхлор. По первому методу на катоде выделяет­ся водород и образуется раствор NаОН иNаСl, 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 растворNаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство. Оба метода дают на1 тоннухлора 1,125 тонныNаОН.
Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для органи­зации производствахлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво­ляет получать очень чистый NаОН, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В1970 по методу с ртутным като­дом производилось62,2% мировой вы­работкихлора, с твёрдым катодом33,6% и прочими способами4,3%. После1970 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 количествахлора 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 потреблениехлора: на производство хлорсодержа щих органических соединений— 60 — 75%; неорганических соединений, содержащиххлор, -10 — 20%; на отбелку целлюлозы и 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 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 воздухе1 мг/м3 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.    продолжение
--PAGE_BREAK--
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 обычно20 — 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 которой1-1,5 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 из биогенных элементов, постоянный ком­понент тканей растений и животных. Содержаниехлора в растениях (многохлора в галофитах)- от тысячных долей про­цента до целых процентов, у животных— десятые и сотые доли процента. Су­точная потребность взрослого человека вхлоре, (2 — 4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищейхлор поступает обыч­но в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богатыхлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животныххлор - 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 распределениихлора между кровью и другимитканями,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 растенийхлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрациихлора.
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 от0,11 до2,00 мг%. С помощью радиоактивного брома (82Br) 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 около2*10-5%. В поверхност­ных питьевых водах иода мало (от10-7 до 10-9%). В приморских областях количество иода в1 м3 воздуха может достигать50 мкг, в континентальных и горных- состав­ляет1 или даже0,2 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 до1% иода, некоторые губки— до8,5% (в скелетном веществе спонгине). Водоросли, концентрирующие иод, ис­используются для 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 от20 до50 мг иода, в том числе в мышцах около10 — 25 мг, в щито­видной железе в норме6 — 15 мг. С по­мощью радиоактивного иода(131I и 125I) 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 (до70 — 80%), молочные, слюнные и потовые же­лезы, частично с жёлчью.
В различных биогеохимических про­винциях содержание иода в суточном ра­ционе колеблется (для человека от20 до240 мкг, для овцы от20 до400 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- около3 мкг на1 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 обычно10 — 25 г йодистого калия на 1 тонну соли. Применение удобрений, содер­жащих иод, может удвоить и утроить его содержание в сельскохозяйственных культурах.
Литература:
Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.: Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.
Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.
Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 128 с.
Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика решения задач по химии: учеб. пособие. – М.: Просвещение, 1989. – 176 с.: ил.
Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.
Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия 8 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 6-е изд. – М.: Просвещение, 1998. – 158 с.: ил.
Свиридов Н.Д. Галогены: учебно-методическое пособие. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 1995. – 139 с.: ил.