Елементи, що входять у VII групу періодичної системи, поділяються на дві підгрупи: головну – підгрупу галогенів – та побічну – підгрупу марганцю. У цю ж групу поміщають і водень, хоча його атом має на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон і його слід було б помістити в I групу. Однак водень має дуже мало спільного як з елементами основи підгрупи - лужними металами, так і з елементами побічної підгрупи - міддю, сріблом та золотом. У той же час він, як і галогени, приєднуючи в реакціях з активними металами електрон, утворює гідриди, які мають деяку схожість з галогенідами.

До підгрупи галогенів відносяться фтор, хлор, бром, йод та астат. Перші чотири елементи зустрічаються в природі, останній отриманий штучно і тому вивчений значно менше від інших галогенів. Слово галоген означає солеутворюючий. Цю назву елементи підгрупи отримали завдяки легкості, з якою вони реагують з багатьма металами, утворюючи солі. Усі галогени мають структуру зовнішньої електронної оболонки s 2 p 5 . Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку шляхетну електронну оболонку (s 2 р 6). Найменший радіус атома в підгрупі - у фтору, у решти він збільшується в ряді F< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

Характерною особливістю неметалів є більша (порівняно з металами) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів. Це визначає їх велику здатність до приєднання додаткових електронів та прояву вищої окисної активності, ніж у металів. Особливо сильні окислювальні властивості, тобто здатність приєднувати електрони, виявляють неметали, що знаходяться у 2-му та 3-му періодах VI-VII груп. Якщо порівняти розташування електронів по орбіталям в атомах фтору, хлору та інших галогенів, можна судити і про їх відмінні властивості. Атом фтору вільних орбіталей немає. Тому атоми фтору можуть виявити лише валентність I та ступінь окислення ― 1. Найсильнішим окислювачем є фтор. В атомах інших галогенів, наприклад, в атомі хлору, на тому ж енергетичному рівні є вільні d-орбіталі. Завдяки цьому розпарювання електронів може статися трьома різними шляхами. У першому випадку хлор може виявити ступінь окислення +3 і утворити хлористу кислоту HClO2, якою відповідають солі - хлорити, наприклад, хлорит калію KClO2. У другому випадку хлор може утворити сполуки, у яких ступінь окиснення хлору +5. До таких сполук відносяться хлорувата кислота HClO3 та її солі - хлорати, наприклад хлорат калію КClO3 (бертолетова сіль). У третьому випадку хлор виявляє ступінь окислення +7, наприклад, у хлорній кислоті HClO4 та в її солях, ― перхлоратах (у перхлораті калію КClO4).

Приватні аналітичні реакції іонів Mn 2+

1.5.5. Окислення вісмутатом натрію NaBiO 3 протікає за рівнянням:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.

Реакція йде на холод. Виконання реакції:до 1-2 крапель розчину солі марганцю додають 3-4 краплі 6 М розчину HNO 3 і 5-6 крапель H 2 O, після чого вносять лопаткою трохи порошку NaBiO 3 . перемішавши вміст пробірки, дають постояти 1-2 хвилини, центрифугують відділення надлишку вісмутату натрію. У присутності Mn 2+ розчин стає фіолетовим внаслідок утворення марганцевої кислоти, яка є одним із найсильніших окислювачів.

1.5.6. Окислення двоокисом свинцю PbО 2 в азотнокислому середовищі при нагріванні:

2Mn(NO 3) 2 + 5РbО 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2Н 2 О.

Виконання реакції:Беруть трохи порошку PbO 2 і поміщають у пробірку, туди ж додають 4-5 крапель 6 M HNO 3 нагрівають при перемішуванні. Поява фіолетового забарвлення свідчить про наявність Mn2+.

1.5.7. Важливе значення в аналізі мають реакції Mn 2+ з карбонатами лужних металів, гідрофосфатом натрію, реакції окиснення персульфатом амонію, окислення бензидину сполуками Mn 4+ відновлення AgCl до металевого срібла іонами Mn 2+ .

88. Елементи VIII B групи. Типові властивості найважливіших сполук. Біологічна роль. Аналітичні реакції на іони Fe3+, Fe2+.

Підгрупа заліза- хімічні елементи 8-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією - елементи побічної підгрупи VIII групи). До групи входять залізо Fe, рутеній Ru та осмій Os. На підставі електронної конфігурації атома до цієї групи відноситься і штучно синтезований елемент хасій Hs, який був відкритий в 1984 році в Центрі дослідження важких іонів (нім. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Дармштадт, Німеччина в результаті бомбардування свинцевої (208 Pb) мішені пучком іонів заліза-58 з прискорювача UNILAC. В результаті експерименту було синтезовано 3 ядра 265 Hs, які були надійно ідентифіковані за параметрами ланцюжка α-розпадів. Одночасно і незалежно ця ж реакція досліджувалася в ОІЯД (Дубна, Росія), де за спостереженням 3 подій α-розпаду ядра 253 Es також був зроблений висновок про синтез у цій реакції ядра 265 Hs, схильного до α-розпаду. Всі елементи групи 8 містять 8 електронів на валентних оболонках. Два елементи групи - рутеній та осмій - відносяться до сімейства платинових металів. Як і в інших групах, члени 8 групи елементів виявляють закономірності електронної конфігурації, особливо зовнішніх оболонок, хоча, як не дивно, рутеній не слідує цьому тренду. Тим не менш, у елементів цієї групи теж проявляється схожість фізичних властивостей та хімічної поведінки: У чистому вигляді в природі залізо рідко зустрічається, найчастіше воно зустрічається у складі залізо-нікелевих метеоритів. Поширеність заліза в земній корі - 4,65% (4-е місце після кисню, кремнію та алюмінію). Вважається також, що залізо становить більшу частину земного ядра.

Р-ЕЛЕМЕНТИ

НОРМАТИВНЕ РЕГУЛЮВАННЯ БУХГАЛТЕРСЬКОГО ОБЛІКУ У РФ

Система нормативного регулювання бухгалтерського обліку у Росії складається з документів чотирьох рівнів.

Перший рівень системи нормативного регулювання бухгалтерського обліку складають закони та інші законодавчі акти: Цивільний кодекс Російської Федерації (прийняті Державною Думою - частина 1 від 21.10.95, частина 2 від 01.03.96), Федеральний закон від 21.11.96 № 129-ФЗ «Про бухгалтерський облік », Положення щодо ведення бухгалтерського обліку та бухгалтерської звітності в Російській Федерації від 29.07.98 № 34н.

Другий рівень Системи нормативного регулювання бухгалтерського обліку складають положення (стандарти) з бухгалтерського обліку. У цих документах узагальнено принципи та базові правила бухгалтерського обліку, викладено основні поняття, що належать до окремих дільниць обліку.

Третій рівень Система нормативів регулювання бухгалтерського обліку визначається документами, в яких можливі бухгалтерські прийоми наведені з прикладами розкриття конкретного механізму застосування їх до певного виду діяльності. До них належать методичні вказівки щодо ведення бухгалтерського обліку, в т.ч. в інструкціях, рекомендаціях тощо.

Четвертий рівень у системі нормативного регулювання бухгалтерського обліку займають робочі документи (документи внутрішньої регламентації) організації, що формують її облікову політику у методичному, технічному та організаційному аспектах.

Фтор, хлор, бром, йод та астат носять загальну назву галогенів (“солероджуючі”). Атоми галогенів мають зовнішньому енергетичному рівні по 7 електронів та його загальна електронна конфігурація ns 2 np 5 .

Виходячи з фізичних констант атомів можна зробити такі висновки:

n Здаються радіуси нейтральних атомів правильно зростають із збільшенням числа квантових шарів, тобто. у бік підвищення порядкового номера елемента.

n Величина ОЕО зменшується зі збільшенням радіусів нейтральних атомів, отже, окислювальні властивості зменшуються, а відновні підвищуються у нейтральних атомів.

n Зі збільшенням порядкових номерів елементів спостерігається поступове ослаблення неметалічних властивостей та посилення металевих властивостей.

Наявність 7 електронів на зовнішньому енергетичному рівні характеризує здатність галогенів виявляти негативний ступінь окислення 1-і всі галогени здатні утворювати однозарядні негативні іони. Схильність до утворення негативно заряджених іонів у ряді галогенів від фтору до йоду слабшає. Неможливість порушити спарені електрони фтору (відсутність у другому квантовому рівні вакантної d-орбіталі) пояснює той факт, що фтор виявляє постійний ступінь окислення 1-. В інших атомів галогенів можна порушити послідовно спарених електронів на вакантні d-орбіталі. І їм характерно прояв ступенів окислення 1+,3+,5+,7+ (у астату немає +7).

ПОШИРЕНІСТЬ У ПРИРОДІ

Серед галогенів найпоширенішим є хлор (0,19%) та фтор(0,03%). Хлор і бром концентруються у водах океанів, морів та соляних озер.

Бром, йод та астат – розсіяні елементи, своїх мінералів не утворюють. Йода у природі менше, ніж урану германію лютеція та інших елементів. У вільному вигляді галогени у природі не зустрічаються. Основні мінерали, що містять фтор: флюорит CaF 2 (плавиковий шпат), Na 3 кріоліт і фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca(F,Cl) 2 . Хлор входить до складу таких важливих мінералів як галіт NaCl, сільвін KCl, карналіт KCl MgCl 2 6H 2 O.

Астат – один із найрідкісніших на Землі елементів. У поверхневому шарі земної кори завтовшки 1,6 км міститься близько 70 мг астату. Астат - від грецького астатос (нестійкий).

Фтор міститься в організмі тварин і людини (кістки, зубна емаль), з рослин найбільш багаті на фтор цибуля і сочевиця.

Бром - у вигляді солей K, Na, Mg у морській воді, у воді деяких озер (Сакське в Криму) та бурових нафтових водах.

Йод - зола водоростей є вихідною сировиною для отримання йоду.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 At 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 елементів головної підгрупи VII групи мають загальну групову назву "галогени" (Hal), що означає "солероджуючі".

У підгрупу галогенів входять фтор, хлор, бром, йод та астат (астат – радіоактивний елемент, вивчений мало). Це р-елементи групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають 7 електронів ns 2 np 5 . Цим пояснюється спільність їх властивостей.

Властивості елементів підгрупи галогенів

Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення -1. Такий ступінь окислення галогени мають у сполуках з воднем та металами.

Однак атоми галогенів, крім фтору, можуть виявляти і позитивні ступені окислення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окислення пояснюються електронною будовою, яку у атомів фтору можна представити схемою

Будучи найбільш електронегативним елементом, фтор може приймати тільки один електрон на 2р-подуровень. У нього один неспарений електрон, тому фтор буває лише одновалентним, а ступінь окиснення завжди -1.

Електронна будова атома хлору виражається схемою:

У атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні та звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор перебуває у третьому періоді, він має ще п'ять орбіталей 3 -подуровня, у яких можуть розміститися 10 електронів.

У збудженому стані атома хлору електрони переходять з 3p- та 3s-підрівнів на 3d-підрівень (на схемі показано стрілками). Роз'єднання (розпарювання) електронів, що у однієї орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор та його аналоги (крім фтору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1, 3, 5, 7 та відповідні позитивні ступені окислення. У фтору немає вільних орбіталей, отже, при хімічних реакціях немає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та сполук.

Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: НF – фтороводнева (плавикова), НСl – хлороводнева (соляна), НВr – бромводнева, НI – йодоводнева.

Однакова будова зовнішнього електронного шару (ns 2 np 5) обумовлює велику схожість елементів.

Прості речовини - неметали F 2 (газ), Cl 2 (газ), Вг 2 (ж), l 2 (тв.).

При утворенні ковалентних зв'язків галогени найчастіше використовують один неспарений р-електрон, що є у незбудженому атомі, виявляючи у своїй В = I.

Валентні стани атомів CI, Br, I.

Утворюючи зв'язки з атомами електронегативних елементів, атоми хлору, брому і йоду можуть переходити з основного валентного стану в збуджені, що супроводжується переходом електронів на вакантні орбіталі d-підрівня. При цьому кількість неспарених електронів збільшується, внаслідок чого атоми CI, Br, I можуть утворювати більшу кількість ковалентних зв'язків:

Відмінність F від інших галогенів

В атомі F валентні електрони знаходяться на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- та р-підрівні. Це виключає можливість переходу атомів F у збуджені стани, тому фтор у всіх сполуках виявляє постійну, рівну I. Крім того, фтор - найбільш електронегативний елемент, внаслідок чого має і постійну с. о. -1.

Найважливіші сполуки галогенів

I. Галогеноводні HHal.

II Галогеніди металів (солі галогеноводородних кислот) - найчисленніші та стійкіші сполуки галогенів

ІІІ. Галогенорганічні сполуки

IV. Кисневмісні речовини:

Нестійкі оксиди, з яких достовірним вважатимуться існування 6 оксидів (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Вr 2 O, ВrO 2 , I 2 O 5);

Нестійкі оксокислоти, з яких лише 3 кислоти виділені як індивідуальні речовини (НСlO 4 , НlO 3 , НlO 4);

Солі оксокислот, головним чином хлорити, хлорати та перхлорати.

У VII А групу входять такі елементи: фторF, хлорCI, бромBr, йод І, астатAt, – які мають загальну назву галогенищо буквально означає: солерождаючі. Вони є неметалами та належать до сімейства р-елементів.

Галогени (крім астату) широко зустрічаються в природі. Астат же отримують головним чином штучним шляхом. Загальний вміст астату в шарі земної кори товщиною 1,6 км оцінюється в 70 мг. Він радіоактивний (період напіврозпаду найстійкішого ізотопу дорівнює 8,1 години), мало вивчений, і тому його розглядати не будемо.

Галогени у природі у вигляді не зустрічаються і є лише у пов'язаному вигляді, тобто. як сполуки з іншими елементами. Найбільш поширені в природі хлор та фтор, їх вміст становить 0,19% та 0,03% від маси земної кори відповідно.

З'єднання хлору та фтору у вигляді різних мінералів утворюють на суші самостійні родовища. Для хлору найважливішими природними мінералами є кам'яна сільNaCl, карналітKCl ∙ MgCl 2 ∙ 6 H 2 O, сильвінітKCl ∙ NaCl. Найбільш відомими мінералами фтору є флюорит або плавиковий шпатCaF 2 , кріолітNa 3 AlF 6 , фторапатитCa 5 (PO 4 ) 3 F.

Бром та йод є розсіяними елементами, родовищ своїх мінералів не утворюють. У значних кількостях бром та йод, поряд з рештою галогенів, у вигляді різних солей містяться в морській воді, звідки вони активно засвоюються водоростями.

Будова атомів галогенів, їх фізичні та хімічні властивості

Атоми всіх галогенів містять на зовнішньому електронному шарі по 7 електронів, будову якого можна представити так:

Фтор відрізняється від інших галогенів тим, що у нього на зовнішньому електронному шарі відсутня d-підрівень.

Деякі фізичні характеристики атомів галогенів представлені у таблиці 4.

Таблиця 4. Порівняльні характеристики деяких фізичних властивостей галогенів та утворених ними простих речовин

Орбітальний радіус атома, нм
Перша енергія іонізації (Г 0 – 1 ē → Г +1), кДж/моль
Спорідненість до електрона, кДж/моль
Електронегативність по Полінгу
Енергія зв'язку в молекулі простої речовини Г 2 кДж/моль
Довжина зв'язку в молекулі простої речовини, нм
Температура плавлення простих речовин, про С

У звичайному стані елементи VIIА групи мають на зовнішньому шарі по одному неспареному електрону, тому вони можуть утворити з іншими атомами тільки один ковалентний зв'язок по обмінному механізму (валентність у цьому випадку дорівнює 1). При збудженні кількість неспарених електронів галогенів (крім F) збільшується до 3, 5 або 7 за рахунок розпарювання електронних пар.

Відповідно, і можливі значення валентності при утворенні зв'язку з обмінного механізму в цьому випадку дорівнюватимуть також 3, 5 або 7.

Фтор, на відміну від інших галогенів, проявляє, зазвичай, валентність, рівну 1, т.к. він може розпарити свої електронні пари. Теоретично фтор, як елемент другого періоду, може виявляти максимальну валентність, що дорівнює 4, якщо враховувати, крім обмінного, ще й донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку. Адже на зовнішньому електронному шарі у атома фтору, поряд з одним неспареним електроном, містяться ще й 3 електронні пари. За рахунок їх, виступаючи як донора, фтор може додатково утворити 3 ковалентні зв'язки. Щоправда, можна припустити, що це фтор буде «неохоче», т.к. є електронегативним елементом і більш характерно забирати електронні пари, ніж надавати іншому атому, нехай і в спільне користування.

Відомо з'єднання BF, в якому кратність зв'язку дорівнює 3. Пояснити цей факт можна, якщо припустити, що один зв'язок атом фтору утворив обмінним механізмом, а дві інші - донорно-акцепторному.

Галогени (крімF) у сполуках можуть виявляти як позитивний, так і негативний ступінь окислення.

Позитивний ступінь окислення вони виявляють при взаємодії з атомами електронегативніших елементів, ніж самі. У цьому випадку галогени виступають у ролі відновника та віддають іншим атомам із зовнішнього шару свої неспарені електрони. Величина ступеня окислення при цьому дорівнюватиме +1 (у стаціонарному стані), +3, +5, +7 (у збудженому стані).

Фтор неспроможна виявляти позитивну ступінь окислення, оскільки він є електронегативним елементом й у хімічних реакціях завжди забирає електрони з інших атомів, виступаючи лише ролі окислювача, й у всіх сполуках виявляє ступінь окислення -1.

З цієї причини отримання F 2 з фторидів хімічним шляхом (за допомогою атомів іншого елемента, тобто окисленням 2 F - - 2? F 2 0 )) провести не можна. Це можна здійснити лише електричним шляхом (електроліз розплаву фториду, наприклад, соліNaF ).

Інші галогени негативний рівень окислення виявляють при взаємодії з атомами менш електронегативних елементів, ніж самі. У цьому випадку вони виступають у ролі окислювача і забирають з інших атомів один недостатній до завершення свого зовнішнього шару електрон. Розмір ступеня окислення у своїй дорівнює -1.

Галогени утворюють з воднем сполуки загального виду
.

Це газоподібні речовини (t кип. HF ≈ 16 про С), добре розчинні в Н 2 О. Їхні водні розчини мають кислотні властивості, причому сила цих кислот у ряді HF, HCl, HBr, HІ зростає зліва направо. Найслабшою кислотою є HF, найсильнішою – HІ. Це з тим, що у групі зверху вниз збільшуються радіуси атомів галогенів, через що послаблюється міцність зв'язку R-H (тому що її довжина зростає) і іони H + легше відщеплюються.

Фтороводородна, або плавикова, кислота HF певною мірою є більш слабкою, ніж решта галогеноводородних кислот, і через здатність її молекул до утворення асоціатів типу (HF) n (де n змінюється від 1 до 8) за рахунок утворення водневих зв'язків:

H – F  H H; H – F  H H або F H H і т.д.

З киснем галогени (крімF) можуть утворити 4 види оксидів:

.

(Для хлору отримані оксидиCl 2 O, Cl 2 O 7; для брому -Br 2 O; для йоду –I 2 O, I 2 O 5 , I 2 O 7 . ОксидR 2 O 3 у вільному вигляді не виділено для жодного галогену).

Для хлору отримані оксиди
і
, у яких він виявляє нехарактерні йому ступеня окислення +4 і +6. Це валентноненасичені сполуки, схильні до димеризації. Вони мають парамагнітні властивості, т.к. атоми хлору містять неспарений електрон.

Усі оксиди виходять при безпосередньому взаємодії простих речовин галогенів з киснем, а непрямим шляхом. Це кислотні оксиди. При розчиненні Н 2 Про вони утворюють кислоти загального виду:

Для кожного елемента зі збільшенням його ступеня окислення сила кислот у цьому ряду зростає зліва направо. Сила ж кислот, у яких елементи виявляють однаковий ступінь окислення, групи зверху вниз зменшується. Наприклад, у рядку: H O, H O, H O – найсильнішою кислотою є НСlO. Це пов'язано зі збільшенням металевих властивостей у галогенів у групі зверху вниз, що, у свою чергу, призводить до посилення основних властивостей їх кисневмісних сполук.

Фтор з киснем утворює сполуки
і
, в яких виявляє позитивний ступінь окислення +2 або +1. Тому дані речовини оксидами є. Як і всі кисневмісні сполуки галогенів, вони також в основному виходять непрямим шляхом.

Галогени утворюють прості речовини (з тими ж назвами), молекули яких складаються з двох атомів, пов'язаних одинарним ковалентним зв'язком. ПричомуF 2 іCl 2 за звичайних умов – гази,Br 2 - Рідина,I 2 - Тверда речовина.

Міцність зв'язку в молекулах простих речовин від хлору до йоду зменшується. З цієї закономірності випадає F 2 , міцність зв'язку у якого значно менша за міцність зв'язку в молекулі Cl 2 (табл. 4).

Такі аномальні властивості фтору можна пояснити відсутністю вакантного d-підрівня на зовнішньому електронному шарі атомів.

Атоми хлору та інших галогенів мають вільні d-орбіталі і тому між ними в молекулах простих речовин має місце додаткова донорно-акцепторна взаємодія, що зміцнює зв'язок. Це показано на наступній схемі:

Як випливає з таблиці 4, енергія іонізації, енергія спорідненості до електрона і відносна електронегативність у атомів галогенів групи зверху вниз зменшуються. Відповідно до цього неметалеві властивості галогенів, отже, і окислювальна здатність їх атомів і утворених ними простих речовин групи зверху вниз теж зменшуватимуться.

Кожен вищестоящий галоген може витісняти з їх сполук з воднем і металами. Так, наприклад, Cl 2 може витіснити Br 2 та I 2 . А Br 2 може витіснити лише I 2:

Сl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl

Br 2 + 2NaІ = І 2 + 2NaBr

Ці реакції протікають, як правило, у водних розчинах, тому в них не бере участі F 2 так як він енергійно розкладає воду:

2 F 2 + 2Н 2 О = 4 HF + O 2

Інші галогени порівняно мало розчинні в Н 2 Про і ще меншою мірою оборотно взаємодіють з нею за схемою:

Г 2 + Н 2
НГ+НГО

Причому при переході від хлору до йоду рівновагу цієї реакції дедалі більше зміщується вліво, й у I 2 вона практично нехарактерна.

Розчини Cl 2 і Br 2 у воді називаються, відповідно, хлорною та бромною водою. Крім самих галогенів, у цих розчинах присутні продукти взаємодії з Н 2 Про, що надає їм певні специфічні властивості.

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru/

Вступ

До VII групи періодичної системи елементів відносяться марганець, технецій, реній, борій, а так само за старою номенклатурою фтор, хлор, бром, йод, астат є галогенами.

Елементи групи 7 мають 7 валентних електронів. Усі вони є сріблясто-білими тугоплавкими металами. У ряді Mn - Tc - Re хімічна активність знижується. Електропровідність ренію приблизно 4 рази менше, ніж вольфраму. На повітрі компактний металевий марганець покривається найтоншою плівкою оксиду, що оберігає його від подальшого окиснення навіть при нагріванні. Навпаки, у дрібно роздробленому стані він окислюється досить легко.

На зовнішньому енергетичному рівні у галогенів 7 електронів є сильними окислювачами. При взаємодії з металами виникає іонний зв'язок і утворюються солі. Галогени (крім фтору) при взаємодії з більш електронегативними елементами можуть виявляти і відновлювальні властивості аж до вищого ступеня окиснення +7.

Технецій і борій є радіоактивними з досить коротким періодом напіврозпаду, через що в природі вони не зустрічаються. Марганець належить до найпоширеніших елементів, становлячи 0,03 % від загальної кількості атомів земної кори.

Що стосується галогенів, вони мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються у природі зазвичай у вигляді сполук. Їх поширеність у земній корі зменшується зі збільшенням атомного радіусу від фтору до йоду.

галоген елемент астат марганець

1. Сьомийгрупа періодичної системи

1.1 Главна підгрупа сьомої групи. Галогени

До головної підгрупи VII групи входять елементи фтор, хлор, бром, йод, астат.

Галогени (від грец. ?льт - сіль і гЕнпт - народження, походження; іноді вживається застаріла назва галоїди) - хімічні елементи VII групи періодичної таблиці хімічних елементів Д. І. Менделєєва

Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Усі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються у природі лише як сполук. Зі збільшенням порядкового номера хімічна активність галогенів зменшується, хімічна активність галогенід-іонів F ? , Cl? , Br? , I? , At? зменшується.

Усі галогени – неметали. На зовнішньому енергетичному рівні 7 електронів є сильними окислювачами. При взаємодії з металами виникає іонний зв'язок і утворюються солі. Галогени (крім фтору) при взаємодії з більш електронегативними елементами можуть виявляти і відновлювальні властивості аж до вищого ступеня окиснення +7.

Як було зазначено вище, галогени мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються у природі зазвичай як сполук.

Їх поширеність у земній корі зменшується зі збільшенням атомного радіусу від фтору до йоду. Кількість астату в земній корі вимірюється грамами, а унунсептій у природі відсутня. Фтор, хлор, бром та йод виробляються у промислових масштабах, причому обсяги виробництва хлору значно вищі, ніж трьох інших стабільних галогенів.

У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді натрію йодату або калію в родовищах нітратів лужних металів). Оскільки багато хлориди, броміди та йодиди розчиняються у воді, то ці аніони присутні в океані та природних розсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорозчинний і знаходиться в осадових породах (як флюорит CaF 2).

Основним способом отримання простих речовин є окиснення галогенідів. Високі позитивні стандартні електродні потенціали E o (F 2 /F ?) = +2,87 В і E o (Cl 2 /Cl ?) = +1,36 показують, що окислити іони F ? і Cl? можна лише сильними окислювачами. У промисловості застосовується лише електролітичне окиснення. При отриманні фтору не можна використовувати водний розчин, оскільки вода окислюється при значно нижчому потенціалі (+1,32 В) і фтор, що утворюється, став би швидко реагувати з водою. Вперше фтор був отриманий у 1886 р. французьким хіміком Анрі Муассаном при електролізі розчину гідрофториду калію KHF 2 у безводній плавиковій кислоті.

У промисловості хлор переважно отримують електролізом водного розчину хлориду натрію в спеціальних електролізерах. При цьому протікають наступні реакції:

напівреакція на аноді:

напівреакція на катоді:

Окислення води на аноді пригнічується використанням такого матеріалу електрода, який має більш високу перенапругу по відношенню до O 2 ніж до Cl 2 (таким матеріалом є, зокрема, RuO 2).

У сучасних електролізерах катодне та анодне простори розділені полімерною іонообмінною мембраною. Мембрана дозволяє катіона Na + переходити з анодного простору в катодне. Перехід катіонів підтримує електронейтральність в обох частинах електролізера, так як протягом електролізу негативні іони віддаляються від анода (перетворення 2Cl? в Cl2) і накопичуються у катода (освіта OH?). Переміщення OH? у протилежний бік могло б теж підтримувати електронейтральність, але іон OH? реагував би з Cl 2 і зводив нанівець весь результат.

Бром отримують хімічним окисленням бромід-іону, що у морській воді. Подібний процес використовується і для отримання йоду з природних розсолів, багатих на I ? . В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє сильнішими окислювальними властивостями, а Br 2 і I 2, що утворюються, видаляються з розчину потоком повітря.

Таблиця 1, Деякі властивостігалогенів.

1.2 Фтор

Фтор(Лат. Fluorum), F, хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів, атомний номер 9, атомна маса 18,998403; за нормальних умов (0 °С; 0,1 Мн/м 2 , або 1 кгс/см 2) - газ блідо-жовтого кольору з різким запахом.

Природний фтор складається з одного стабільного ізотопу 19 F. Штучно отриманий ряд ізотопів, зокрема: 16 F з періодом напіврозпаду T Ѕ< 1 сек, 17 F (T Ѕ = 70 сек) , 18 F (T Ѕ = 111 мин) , 20 F (T Ѕ = 11,4 сек) , 21 F (T Ѕ = 5 сек).

Історична довідка.Перше з'єднання Фтору - флюорит (плавиковий шпат) CaF 2 - описано наприкінці 15 століття під назвою "флюор" (від латів. fluo - папку, за якістю CaF 2 робити рідкотекучими в'язкі шлаки металургійних виробництв). В 1771 К. Шееле отримав плавикову кислоту. Вільний Фтор виділив А. Муассан в 1886 електроліз рідкого безводного фтористого водню, що містить домішок кислого фториду калію KHF 2 .

Хімія Фтору почала розвиватися з 1930-х років, особливо швидко - у роки 2-ї світової війни 1939-45 років та після неї у зв'язку з потребами атомної промисловості та ракетної техніки. Назва " Фтор " (від грецьк. phthoros - руйнація, загибель), запропоноване А. Ампером в 1810 року, вживається лише російською; у багатьох країнах прийнято назву "флюор".

Поширення фтору в природі.Середній вміст фтору в земній корі (кларк) 6,25 · 10 -2 % за масою; в кислих вивержених породах (гранітах) воно становить 8 · 10 -2 %, в основних – 3,7 · 10 -2 %, в ультраосновних – 1 · 10 -2 %. Фтор присутній у вулканічних газах та термальних водах. Найважливіші сполуки Фтору - флюорит, кріоліт та топаз. Всього відомо більше 80 мінералів, що містять фтор. З'єднання Фтору знаходяться також в апатитах, фосфоритах та інших. Фтор – важливий біогенний елемент. В історії Землі джерелом надходження Фтору в біосферу були продукти виверження вулканів (гази та ін.).

Фізичні властивості Фтору.Газоподібний Фтор має щільність 1,693 г/л (0°З 0,1 Мн/м 2 або 1 кгс/см 2), рідкий - 1,5127 г/см 3 (при температурі кипіння); t пл -219,61 ° С; t кіп -188,13 °С. Молекула Фтору складається з двох атомів (F 2); при 1000 °С 50% молекул дисоціює, енергія дисоціації близько 155 кДж/моль (37 ккал/моль). Фтор погано розчинний у рідкому фтористому водні; розчинність 2,5 · 10 -3 г у 100 г HF при -70 ° С та 0,4 · 10 -3 г при -20 ° С; у рідкому вигляді необмежено розчинний у рідкому кисні та озоні.

Хімічні властивості Фтору.Конфігурація зовнішніх електронів атома Фтору 2s 2 2p 5 . У сполуках виявляє ступінь окиснення -1. Ковалентний радіус атома 0,72 Е, іонний радіус 1 ЗЗЕ. Спорідненість до електрона 3,62 ев, енергія іонізації (F > F +) 17,418 ев. Високим значенням спорідненості до електрона та енергії іонізації пояснюється сильна електронегативність атома Фтору, найбільша серед усіх інших елементів. Висока реакційна здатність Фтору обумовлює екзотермічність фторування, яка, своєю чергою, визначається аномально малою величиною енергії дисоціації молекули Фтору та великими величинами енергії зв'язків атома Фтору з іншими атомами. Пряме фторування має ланцюговий механізм і може перейти в горіння і вибух. Фтор реагує з усіма елементами, крім гелію, неону та аргону. З киснем взаємодіє в тліючому розряді, утворюючи при низьких температурах фториди кисню O 2 F 2 , O 3 F 2 та інші. Реакції Фтору з іншими галогенами екзотермічні, у результаті утворюються міжгалогенні сполуки. Хлор взаємодіє з Фтором при нагріванні до 200-250 "С, даючи монофтористий хлор ClF і трифтористий хлор ClF 3 . Відомий також ClF 5 отриманий фторуванням ClF 3 при високій температурі і тиску 25 Мн/м2 (250 кгс/ йод займаються в атмосфері Фтору при звичайній температурі, при цьому можуть бути отримані BrF 3 , BrF 5 , IF 3 , IF 2. Фтор безпосередньо реагує з криптоном, ксеноном і радоном, утворюючи відповідні фториди (наприклад, XeF 4 , XeF 2 ) Відомі також оксифториди ксенону.

Взаємодія Фтору із сіркою супроводжується виділенням тепла та призводить до утворення численних фторидів сірки. Селен і телур утворюють вищі фториди SeF 6 і TeF 6 . Фтор з воднем реагують із займанням; при цьому утворюється фтористий водень. Це радикальна реакція з розгалуженням кіл:

HF * + Н 2 = HF + Н 2 *; Н 2 * + F 2 = HF + Н + F

(де HF* та Н 2 * - молекули в коливально-збудженому стані); реакція використовується у хімічних лазерах. Фтор із азотом реагує лише в електричному розряді. Деревне вугілля при взаємодії з Фтором займається при звичайній температурі; графіт реагує з ним при сильному нагріванні, при цьому можливе утворення твердого графіту фтористого (CF) Х або газоподібних перфторвуглеців CF 4 , C 2 F 6 та інших. З бором, кремнієм, фосфором, миш'яком Фтор взаємодіє на холоді, утворюючи відповідні фториди.

Фтор активно з'єднується з більшістю металів; лужні та лужноземельні метали спалахують в атмосфері Фтору на холоді, Bi, Sn, Ti, Mo, W - при незначному нагріванні. Hg, Pb, U, V реагують з Фтором за кімнатної температури, Pt - за температури темночервоного гартування. При взаємодії металів з Фтор утворюються, як правило, вищі фториди, наприклад UF 6 MoF 6 HgF 2 . Деякі метали (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) реагують з фтором з утворенням захисної плівки фторидів, що перешкоджає подальшій реакції.

При взаємодії Фтору з оксидами металів на холоді утворюються фториди металів та кисень; можливе також утворення оксифторидів металів (наприклад, MoO 2 F 2). Оксиди неметалів або приєднують Фтор, наприклад SO 2 + F 2 = SO 2 F 2 або кисень в них заміщається на Фтор, наприклад SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + О 2 . Скло дуже повільно реагує із Фтором; у присутності води реакція йде швидко. Вода взаємодіє з Фтором: 2Н 2 Про + 2F 2 = 4HF + Про 2; при цьому утворюється також OF 2 і пероксид водню Н 2 Про 2 . Оксиди азоту NO і NO 2 легко приєднують Фтор з утворенням фтористого нітрозилу FNO і фтористого нітрилу FNO 2 . Оксид вуглецю (II) приєднує Фтор при нагріванні з утворенням фтористого карбонілу:

СО + F2 = COF2.

Гідрооксиди металів реагують з Фтором, утворюючи фторид металу та кисень, наприклад

2(ОН) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2Н 2 О + О 2 .

Водні розчини NaOH та KOH реагують з Фтором при 0°З утворенням OF 2 .

Галогеніди металів або неметалів взаємодіють з Фтором на холоді, причому Фтор замінює всі галогени.

Легко фторуються сульфіди, нітриди та карбіди. Гідриди металів утворюють з Фтором на холоді фторид металу та HF; аміак (у парах) - N 2 та HF. Фтор заміщує водень у кислотах або металах у їх солях, наприклад НNО 3 (або NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (або NaF); у більш жорстких умовах Фтор витісняє кисень із цих сполук, утворюючи сульфурилфторид, наприклад

Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2 .

Карбонати лужних та лужноземельних металів реагують з Фтором за нормальної температури; при цьому виходять відповідний фторид, 2 і 2 .

Фтор енергійно реагує з органічними речовинами.

Отримання Фтору.Джерелом для виробництва Фтору служить фтористий водень, що виходить в основному або при дії сірчаної кислоти H 2 SO 4 на флюорит CaF 2 або при переробці апатитів і фосфоритів. Виробництво фтору здійснюється електролізом розплаву кислого фториду калію KF-(1,8-2,0)HF, який утворюється при насиченні розплаву KF-HF фтористим воднем до вмісту 40-41% HF. Матеріалом для електролізера зазвичай є сталь; електроди - вугільний анод та сталевий катод. Електроліз ведеться при 95-100 ° С і напрузі 9-11; вихід Фтору струмом досягає 90-95%. Фтор, що виходить, містить до 5% HF, який видаляється виморожуванням з подальшим поглинанням фторидом натрію. Фтор зберігають у газоподібному стані (під тиском) та в рідкому вигляді (при охолодженні рідким азотом) в апаратах з нікелю та сплавів на його основі (монел-метал), з міді, алюмінію та його сплавів, латуні, нержавіючої сталі.

Застосування Фтору.Газоподібний Фтор служить для фторування UF 4 UF 6 , застосовуваного для ізотопів поділу урану, а також для отримання трифтористого хлору ClF 3 (фторуючий агент), шестифтористої сірки SF 6 (газоподібний ізолятор в електротехнічній промисловості), фторидів металів (наприклад, W і V ). Рідкий Фтор – окислювач ракетних палив.

Широке застосування отримали численні сполуки Фтору - фтористий водень, алюміній фторид, кремнефториди, фторсульфонова кислота (розчинник, каталізатор, реагент для отримання органічних сполук, що містять групу - SO 2 F), BF 3 (каталізатор), фторорганічні сполуки та інші.

Техніка безпеки.Фтор токсичний, гранично допустима концентрація його в повітрі приблизно 2 10 -4 мг/л, а гранично допустима концентрація при експозиції не більше 1 год становить 1,5 10 -3 мг/л.

Фтор у організмі.Фтор постійно входить до складу тварин та рослинних тканин; мікроелемент. У вигляді неорганічних сполук міститься головним чином кістках тварин і людини -100-300 мг/кг; особливо багато фтору в зубах. Кістки морських тварин багатші за Фтор порівняно з кістками наземних. Надходить до організму тварин і людини переважно з питною водою, оптимальний вміст Фтору в якій 1-1,5 мг/л. При нестачі Фтору у людини розвивається карієс зубів, при підвищеному надходженні – флюороз. Високі концентрації іонів Фтору небезпечні через їхню здатність до інгібування ряду ферментативних реакцій, а також до зв'язування важливих у біологічному відношенні елементів. (Р, Са, Mg та інших), що порушує їх баланс в організмі. Органічні похідні Фтору виявлені лише в деяких рослинах (наприклад, у південноафриканському Dichapetalum cymosum). Основні з них - похідні фтороцтової кислоти, токсичні як інших рослин, так тварин. Встановлено зв'язок обміну Фтору з утворенням кісткової тканини скелета та особливо зубів.

Отруєння Фтором можливі у працюючих у хімічні промисловості, при синтезі фторвмісних сполук та виробництві фосфорних добрив. Фтор подразнює дихальні шляхи, спричиняє опіки шкіри. При гострому отруєнні виникають подразнення слизових оболонок гортані та бронхів, очей, слинотеча, носові кровотечі; у важких випадках – набряк легень, ураження центральної нервової системи та інших; при хронічному – кон'юнктивіт, бронхіт, пневмонія, пневмосклероз, флюороз. Характерно ураження шкіри типу екземи. Перша допомога: промивання очей водою, при опіках шкіри - зрошення 70%-ним спиртом; при інгаляційному отруєнні – вдихання кисню. Профілактика: дотримання правил техніки безпеки, носіння спеціального одягу, регулярні медичні огляди, включення до харчового раціону кальцію, вітамінів.

1.3 Хлор

Хлор(Лат. Chlorum), Cl, хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до сімейства галогенів. При нормальних умовах (0°С, 0,1 Мн/м 2 або 1 кгс/см 2 ) жовто-зелений газ з різким запахом, що дратує. Природний хлор складається з двох стабільних ізотопів: 35 Сl (75,77%) та 37 Cl (24,23%). Штучно отримані радіоактивні ізотопи з масовими числами 31-47, зокрема: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 з періодами напіврозпаду (T?) відповідно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1 · 105 років; 37,3, 55,5 та 1,4 хв. 36Cl та 38Cl використовуються як ізотопні індикатори.

Історична довідка.Хлор отримано вперше в 1774 К. Шееле взаємодією соляної кислоти з піролюзитом MnО 2 . Однак тільки в 1810 році Г. Деві встановив, що хлор - елемент і назвав його chlorine (від грец. Chloros - жовто-зелений). У 1813 Ж. Л. Гей-Люссак запропонував для цього елемента назву Хлор.

Поширення Хлору у природі.Хлор зустрічається у природі лише як сполук. Середній вміст Хлору в земній корі (кларк) 1,7 10 -2 % по масі, в кислих вивержених породах-гранітах та інших 2,4 10 -2 , в основних та ультраосновних 5 10 -3 . Основну роль історії Хлора у земної корі грає водна міграція. У вигляді іона Cl - він міститься у Світовому океані (1,93%), підземних розсолах та соляних озерах. Число власних мінералів (переважно природних хлоридів) 97, головний їх галить NaCl (Кам'яна сіль). Відомі також великі родовища хлоридів калію і магнію і змішаних хлоридів: сильвін КCl, сильвініт (Na,K)Cl, карналіт KCl·MgCl 2 · 6H 2 O, каїніт KCl·MgSO 4 ·3H 2 O, бішофіт MgCl 2 ·6H 2 O В історії Землі велике значення мало надходження міститься в вулканічних газах НCl у верхні частини земної кори.

Фізичні властивості хлору.Хлор має t кіп -34,05 ° С, t пл -101 ° С. Щільність газоподібного хлору при нормальних умовах 3,214 г/л; насиченої пари при 0°З 12,21 г/л; рідкого хлору при температурі кипіння 1,557 г/см 3 ; твердого Хлору при - 102°З 1,9 г/см 3 . Тиск насиченої пари Хлора при 0°С 0,369; при 25°З 0,772; при 100°З 3,814 Мн/м 2 або відповідно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см 2 . Теплота плавлення 90,3 кДж/кг (21,5 кал/г); теплота випаровування 288 кДж/кг (68,8 кал/г); теплоємність газу при постійному тиску 0,48 кдж/(кг К) . Критичні константи Хлору: температура 144°С, тиск 7,72 Мн/м 2 (77,2 кгс/см 2 ), щільність 573 г/л, питомий об'єм 1,745 10 -3 л/р. Розчинність (в г/л) Хлору при парціальному тиску 0,1 Мн/м 2 або 1 кгс/см 2 у воді 14,8 (0°С), 5,8 (30°С), 2,8 ( 70 ° С); у розчині 300 г/л NaCl 1,42 (30°С), 0,64 (70°С). Нижче 9,6°З водних розчинах утворюються гідрати Хлору змінного складу Cl 2 ·nН 2 Про (де n = 6-8); це жовті кристали кубічної сингонії, що розкладаються при підвищенні температури на хлор і воду. Хлор добре розчиняється в TiCl 4 , SiCl 4 , SnCl 4 і деяких органічних розчинниках (особливо в гексані 6 H 14 і чотирихлористому вуглеці CCl 4). Молекула Хлору двоатомна (Cl2). Ступінь термічної дисоціації Cl 2 + 243кдж = 2Cl при 1000 К дорівнює 2,07 10 -4 %, при 2500 К 0,909%.

Хімічні властивості хлору.Зовнішня електронна конфігурація атома Cl3s2Зр5. Відповідно до цього Хлор у сполуках виявляє ступені окислення -1, +1, +3, +4, +5, +6 та +7. Ковалентний радіус атома 0,99 Е, іонний радіус Cl - 1.82 Е, спорідненість атома Хлору до електрона 3,65 ев, енергія іонізації 12,97 ев.

Хімічно Хлор дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні) та з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворюючи відповідні хлориди, вступає в реакцію з багатьма сполуками, заміщає у граничних вуглеводнях і приєднується до ненасичених сполук. Хлор витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами; зі сполук Хлора із цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали у присутності слідів вологи взаємодіють із Хлором із запаленням, більшість металів реагує із сухим Хлором тільки при нагріванні. Сталь, а також деякі метали стійки в атмосфері сухого хлору в умовах невисоких температур, тому їх використовують для виготовлення апаратури та сховищ для сухого хлору. Фосфор спалахує в атмосфері Хлору, утворюючи РCl 3 , а при подальшому хлоруванні - РСl 5 ; сірка з хлором при нагріванні дає S 2 Cl 2 , SCl 2 та інші S n Cl m . Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють із Хлором. Суміш Хлора з воднем горить безбарвним чи жовто-зеленим полум'ям із заснуванням хлористого водню (це ланцюгова реакція).

Максимальна температура воднево-хлорного полум'я становить 2200°С. Суміші Хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,5% Н 2 вибухонебезпечні.

З киснем Хлор утворює оксиди: Cl 2 Про, СlO 2 , Cl 2 Про 6 , Сl 2 Про 7 , Cl 2 Про 8 а також гіпохлорити (солі хлорноватистої кислоти), хлорити, хлорати і перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Оксиди Хлору малостійкі і можуть спонтанно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати та перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів.

Хлор у воді гідролізується, утворюючи хлорнуватисту та соляну кислоти: Cl 2 + Н 2 О = НClО + НCl. При хлоруванні водних розчинів лугів на холоді утворюються гіпохлорити та хлориди: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + Н 2 Про, а при нагріванні - хлорати. Хлоруванням сухого гідрооксиду кальцію отримують хлорне вапно.

При взаємодії аміаку з хлором утворюється трихлористий азот. При хлоруванні органічних сполук Хлор або заміщає водень, або приєднується по кратних зв'язках, утворюючи різні органічні сполуки, що містять хлор.

Хлор утворює з іншими галогенами міжгалогенні сполуки. Фториди ClF, ClF 3 , ClF 3 дуже реакційні; наприклад, в атмосфері ClF 3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем і фтором - оксифториди Хлору: ClO 3 F, ClO 2 F 3 , ClOF, ClOF 3 та перхлорат фтору FClO 4 .

Отримання Хлора.Хлор почали виробляти в промисловості в 1785 взаємодією соляної кислоти з оксидом марганцю (II) або піролюзитом. У 1867 році англійський хімік Г. Дікон розробив спосіб отримання Хлору окисленням НСl киснем повітря в присутності каталізатора. З кінця 19 - початку 20 століття хлор отримують електролізом водних розчинів хлоридів лужних металів. За цими методами виробляється 90-95% Хлору у світі. Невеликі кількості хлору виходять попутно при виробництві магнію, кальцію, натрію та літію електролізом розплавлених хлоридів. Застосовуються два основні методи електролізу водних розчинів NaCl: 1) в електролізерах з твердим катодом і пористою діафрагмою, що фільтрує; 2) у електролізерах з ртутним катодом. За обома методами на графітовому або окисному титано-рутеновому аноді виділяється газоподібний хлор. За першим методом на катоді виділяється водень і утворюється розчин NaOH і NaCl, з якого подальшою переробкою виділяють каустичну товарну соду. За другим методом на катоді утворюється амальгама натрію, при її розкладанні чистою водою в окремому апараті утворюються розчин NaOH, водень і чиста ртуть, яка знову йде у виробництво. Обидва методи дають на 1 т хлору 1,125 т NaOH.

Електроліз з діафрагмою вимагає менших капіталовкладень для організації виробництва Хлору, що дає більш дешевий NaOH. Метод з ртутним катодом дозволяє отримувати дуже чистий NaOH, але втрати ртуті забруднюють довкілля.

Застосування Хлору.Однією з найважливіших галузей хімічної промисловості є хлорна промисловість. Основні кількості Хлору переробляються на місці його виробництва в сполуки, що містять хлор. Зберігають і перевозять Хлор у рідкому вигляді у балонах, бочках, залізничних цистернах або спеціально обладнаних суднах. Для індустріальних країн характерно наступне зразкове споживання Хлор: на виробництво органічних сполук, що містять хлор, - 60-75%; неорганічних сполук, що містять хлор, -10-20%; на відбілювання целюлози та тканин-5-15%; на санітарні потреби та хлорування води - 2-6% від загального виробітку.

Хлор застосовується також для хлорування деяких руд з метою вилучення титану, ніобію, цирконію та інших

Хлор у організмі.Хлор - один із біогенних елементів, постійний компонент тканин рослин та тварин. Зміст Хлору в рослинах (багато Хлору в галофітах) - від тисячних часток відсотка до цілих відсотків, у тварин - десяті та соті частки відсотка. Добова потреба дорослої людини у Хлорі (2-4 г) покривається за рахунок харчових продуктів. З їжею Хлор надходить зазвичай надлишку у вигляді хлориду натрію і хлориду калію. Особливо багаті на Хлор хліб, м'ясні та молочні продукти. В організмі тварин Хлор – основна осмотично активна речовина плазми крові, лімфи, спинномозкової рідини та деяких тканин. Відіграє роль водно-сольовому обміні, сприяючи утриманню тканинами води. Регуляція кислотно-лужної рівноваги в тканинах здійснюється поряд з іншими процесами шляхом зміни у розподілі Хлору між кров'ю та іншими тканинами. Хлор бере участь в енергетичному обміні рослин, активуючи як окисне фосфорилювання, так і фотофосфорилювання. Хлор позитивно впливає поглинання корінням кисню. Хлор необхідний освіти кисню у процесі фотосинтезу ізольованими хлоропластами. До складу більшості поживних середовищ для штучного культивування рослин хлор не входить. Можливо, для розвитку рослин досить малі концентрації Хлору.

Отруєння Хлором можливі у хімічній, целюлозно-паперовій, текстильній, фармацевтичній промисловості та інших. Хлор дратує слизові оболонки очей та дихальних шляхів. До первинних запальних змін зазвичай приєднується вторинна інфекція. Гостро отруєння розвивається майже негайно. При вдиханні середніх і низьких концентрацій Хлор відзначаються сором і біль у грудях, сухий кашель, прискорене дихання, різь в очах, сльозотеча, підвищення вмісту лейкоцитів у крові, температури тіла тощо. Можливі бронхопневмонія, токсичний набряк легень, депресивні стани . У легких випадках одужання настає через 3-7 діб. Як віддалені наслідки спостерігаються катари верхніх дихальних шляхів, рецидивуючий бронхіт, пневмосклероз та інші; можлива активізація туберкульозу легень. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій Хлору спостерігаються аналогічні, але повільно розвиваються форми захворювання. Профілактика отруєнь: герметизація виробництв, обладнання, ефективна вентиляція, при необхідності використання протигазу. Виробництво Хлору, хлорного вапна та інших сполук, що містять хлор, відноситься до виробництва зі шкідливими умовами праці.

1.4 Бром

Бром(Лат. Bromum), Вг, хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів; атомний номер 35, атомна маса 79904; червоно-бура рідина із сильним неприємним запахом. Бром відкрито 1826 року французьким хіміком А. Ж. Баларом щодо розсолів середземноморських соляних промислів; названий від грец. bromos - сморід. Природний Бром складається з 2 стабільних ізотопів 79 Вr (50,54%) та 81 Вr (49,46%). Зі штучно отриманих радіоактивних ізотопів Бром найцікавіший 80 Вr, на прикладі якого І. В. Курчатовим відкрито явище ізомерії атомних ядер.

Поширення брому в природі.Зміст Бром у земній корі (1,6 · 10 -4 % за масою) оцінюється в 10 15 -10 16 т. У головній своїй масі Бром знаходиться в розсіяному стані в магматичних породах, а також у широко поширених галогеніди. Бром – постійний супутник хлору. Бромисті солі (NaBr, KBr, MgBr 2) зустрічаються у відкладах хлористих солей (у кухонній солі до 0,03% Вr, калійних солях - сильвін і карналіті - до 0,3% Вr), а також у морській воді (0,065% Вr), рапе соляних озер (до 0,2% Вr) ​​та підземних розсолах, зазвичай пов'язаних із соляними та нафтовими родовищами (до 0,1% Вr). Завдяки добрій розчинності у воді бромисті солі накопичуються в залишкових розсолах морських та озерних водойм. Бром мігрує у вигляді розчинних сполук, дуже рідко утворюючи тверді мінеральні форми, представлені броміритом AgBr, емболітом Ag (Cl, Вг) та йодемболітом Ag (Cl, Вr, I). Утворення мінералів відбувається в зонах окислення сульфідних срібловмісних родовищ, що формуються в посушливих пустельних областях.

Фізичні властивості.При -7,2°С рідкий Бром застигає, перетворюючись на червоно-коричневі голчасті кристали зі слабким металевим блиском. Пара Брома жовто-бурого кольору, t кип 58,78°С. Щільність рідкого брому (при 20°С) 3,1 г/см 3 . У воді Бром розчинний обмежено, але краще за інші галогени (3,58 г Брома в 100 г Н 2 Про при 20°С). Нижче 5,84°З води осаджуються гранатово-червоні кристали Br 2 ·8Н 2 О. Особливо добре розчинний Бром у багатьох органічних розчинниках, ніж користуються для вилучення його з водних розчинів. Бром у твердому, рідкому та газоподібному стані складається з 2-атомних молекул. Помітна дисоціація на атоми починається за нормальної температури близько 800°С; дисоціація спостерігається і за дії світла.

Хімічні властивості.Конфігурація зовнішніх електронів атома Бром 4s 2 4p 5 . Валентність Брома в сполуках змінна, ступінь окислення дорівнює -1 (у бромідах, наприклад КВr), +1 (у гіпобромітах, NaBrO), +3 (у бромітах, NaBrO 2), +5 (у броматах, КВrОз) та +7 ( у перброматах, NaBrO 4). Хімічно Бром дуже активний, займаючи за реакційною здатністю місце між хлором та йодом. Взаємодія Брома із сіркою, селеном, телуром, фосфором, миш'яком та сурмою супроводжується сильним розігріванням, іноді навіть появою полум'я. Також енергійно Бром реагує з деякими металами, наприклад, калієм і алюмінієм. Однак багато металів реагують з безводним Бром важко через утворення на їх поверхні захисної плівки броміду, нерозчинного в Бромі. З металів найбільш стійкі до дії Брома, навіть за підвищених температур і в присутності вологи, срібло, свинець, платина та тантал (золото, на відміну від платини, енергійно реагує з Бромом). З киснем, азотом та вуглецем Бром безпосередньо не з'єднується навіть при підвищених температурах. З'єднання Брома з цими елементами одержують непрямим шляхом. Такими є вкрай неміцні оксиди Вr 2 Про, ВrО 2 і Вr 3 Про 8 (останній отримують, наприклад, дією озону на Бром при 80°С). З галогенами Бром взаємодіє безпосередньо, утворюючи BrF 3 BrF 5 BrCl, IBr та інші.

Бром – сильний окислювач. Так, він окислює сульфіти та тіосульфати у водних розчинах до сульфатів, нітрити до нітратів, аміак до вільного азоту (3Br 2 + 8NH 3 = N 2 + NH 4 Br). Бром витісняє йод з його сполук, але сам витісняється хлором та фтором. Вільний Бром виділяється з водних розчинів бромідів також під дією сильних окислювачів (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7) у кислому середовищі. При розчиненні у воді Бром частково реагує з нею (Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO) з утворенням бромистоводневої кислоти НВг та нестійкої бромноватої кислоти НВгО. Розчин брому у воді називається бромною водою. При розчиненні Брому в розчинах лугів на холоді відбувається утворення броміду та гіпоброміту (2NaOH + Br 2 =NaBr + NaBrO + H 2 O), а при підвищених температурах (близько 100 ° С) - броміду та бромату (6NaOH + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O). З реакцій Брому з органічними сполуками найбільш характерними є приєднання по подвійному зв'язку С=С, а також заміщення водню (зазвичай при дії каталізаторів або світла).

Отримання Брома.Вихідною сировиною для отримання Брома служать морська вода, озерні та підземні розсоли та лугу калійного виробництва, що містять Бром у вигляді бромід-іону Вr – (від 65 г/м 3 у морській воді до 3-4 кг/м 3 і вище у лугах калійного) виробництва). Бром виділяють за допомогою хлору (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) і відганяють із розчину водяною парою або повітрям. Відгін парою ведуть у колонах, виготовлених з граніту, кераміки або іншого стійкого до Брому матеріалу. Зверху в колону подають підігрітий розсіл, а знизу - хлор та водяну пару. Пари Брома, що виходять із колони, конденсують у керамікових холодильниках. Далі Бром відокремлюють від води та очищають від домішки хлору дистиляцією. Відгін повітрям дозволяє використовувати для отримання брому розсоли з його низьким вмістом, виділяти бром з яких паровим способом в результаті великої витрати пари невигідно. З одержуваної бромоповітряної суміші Бром уловлюють хімічними поглиначами. Для цього застосовують розчини бромистого заліза (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), яке, у свою чергу, одержують відновленням FeBr 3 залізними стружками, а також розчини гідроксиду або карбонатів натрію або газоподібний сірчистий ангідрид, що реагує з Бромом у присутності парів води утворенням бромистоводневої та сірчаної кислот (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4). З отриманих напівпродуктів Бром виділяють дією хлору (з FeBr 3 і HBr) або кислоти (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 = 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O). У разі потреби напівпродукти переробляють на бромисті сполуки, не виділяючи елементарного брому.

Вдихання парів Брома при вмісті їх у повітрі 1 мг/м 3 і більше викликає кашель, нежить, носова кровотеча, запаморочення, біль голови; при вищих концентраціях - ядуха, бронхіт, іноді смерть. Гранично допустимі концентрації пари Брома повітря 2 мг/м 3 . Рідкий Бром діє на шкіру, викликаючи опіки, що погано гояться. Роботи з Бромом слід проводити у витяжних шафах. При отруєнні парами Брома рекомендується вдихати аміак, використовуючи для цієї мети сильно розведений розчин у воді або в етиловому спирті. Біль у горлі, викликаний вдиханням парів Брома, усувають прийомом внутрішньо гарячого молока. Бром, що потрапив на шкіру, змивають великою кількістю води або здувають сильним струменем повітря. Обпалені місця змащують ланолін.

Застосування Брома.Бром застосовують досить широко. Він - вихідний продукт отримання ряду бромистих солей і органічних похідних. Великі кількості брому витрачають для отримання бромистого етилу і диброметана - складових частин етилової рідини, що додається до бензинів для підвищення їх детонаційної стійкості. Сполуки Брома застосовують у фотографії, при виробництві ряду барвників, бромистий метил та деякі інші сполуки Брома - як інсектициди. Деякі органічні сполуки Брома є ефективними вогнегасними засобами. Бром та бромну воду використовують при хімічних аналізах для визначення багатьох речовин. У медицині використовують броміди натрію, калію, амонію, а також органічні сполуки Брому, які застосовують при неврозах, істерії, підвищеній дратівливості, безсонні, гіпертонічній хворобі, епілепсії та хореї.

Бром в організмі.Бром - постійна складова частина тканин тварин та рослин. Наземні рослини містять у середньому 7 · 10 -4 % Броми на сиру речовину, тварини ~ 1 · 10 -4 %. Бром знайдений у різних секретах (сльозах, слині, поті, молоці, жовчі). У крові здорової людини вміст Брома коливається від 0,11 до 2,00 мг%. За допомогою радіоактивного Брома (82 Вr) встановлено вибіркове поглинання його щитовидною залозою, мозковим шаром нирок та гіпофізом. Введені в організм тварин і людини броміди посилюють концентрацію процесів гальмування в корі головного мозку, сприяють нормалізації стану нервової системи, що постраждала від напруги гальмівного процесу. Одночасно, затримуючись у щитовидній залозі, Бром входить у конкурентні відносини з йодом, що впливає діяльність залози, а у зв'язку з цим - і стан обміну речовин.

1.5 Йод

Йод(Лат. Iodum), I, хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів (у літературі зустрічається також застарілі назва Йод і символ J); атомний номер 53, атомна маса 126,9045; кристали чорно-сірого кольору із металевим блиском. Природний Йод складається з одного стабільного ізотопу з масовим числом 127. Йод відкрив у 1811 французький хімік Б. Куртуа. Нагріваючи матковий розсіл золи морських водоростей з концентрованою сірчаною кислотою, він спостерігав виділення фіолетової пари (звідси назва Йод – від грец. iodes, ioeides – схожий кольором на фіалку, фіолетовий), який конденсувався у вигляді темних блискучих пластинчастих кристалів. У 1813-1814 роках французький хімік Ж. Л. Гей-Люссак та англійський хімік Г. Деві довели елементарну природу Йода.

Поширення Йода у природі.Середній вміст Йода в земній корі 4 10 -5 % за масою. У мантії і магмах і в породах, що утворилися з них (гранітах, базальтах та інших) з'єднання Йода розсіяні; глибинні мінерали Йода невідомі. Історія Йода в земній корі тісно пов'язана з живою речовиною та біогенною міграцією. У біосфері спостерігаються процеси його концентрації, особливо морськими організмами (водорістю, губками та іншими). Відомі вісім гіпергенних мінералів Йода, що утворюються в біосфері, проте вони дуже рідкісні. Основним резервуаром Йода для біосфери служить Світовий океан (1 л у середньому міститься 5·10 -5 р Йода). З океану сполуки Йода, розчинені у краплях морської води, потрапляють у повітря і переносяться вітрами на континенти. (Місцеві, віддалені від океану чи відгороджені від морських вітрів горами, збіднені Йодом) Йод легко адсорбується органічними речовинами грунтів і морських мулів. При ущільненні цих мулів та утворенні осадових гірських порід відбувається десорбція, частина з'єднань Йода перетворюється на підземні води. Так утворюються використовувані для видобутку Йода і схвалені води, особливо характерні для районів нафтових родовищ (місцями 1 л цих вод містить понад 100 мг Йода).

Фізичні властивості Йода.Щільність Йода 4,94 г/см 3 t пл 113,5°C, t кип 184,35 °С. Молекула рідкого та газоподібного Йода складається з двох атомів (I 2). Помітна дисоціація I 2 = 2I спостерігається вище за 700 °C, а також при дії світла. Вже при звичайній температурі Йод випаровується, утворюючи фіолетову пару, що різко пахне. При слабкому нагріванні Йод виганяється, осідаючи у вигляді тонких блискучих пластинок; цей процес служить для очищення Йода в лабораторіях та в промисловості. Йод погано розчинний у воді (0,33 г/л при 25 °C), добре - у сірковуглецю та органічних розчинниках (бензолі, спирті та інших), а також у водних розчинах йодидів.

Хімічні властивості Йода.Конфігурація зовнішніх електронів атома Йода 5s 2 5p 5 . B Відповідно до цього Йод виявляє в сполуках змінну валентність (ступінь окислення): -1 (в HI, KI), +1 (в HIO, KIO), +3 (в ICl 3), +5 (в HIO 3 , KIO 3 ) і +7 (HIO 4 , KIO 4). Хімічно Йод досить активний, хоча й меншою мірою, ніж хлор і бром. З металами Йод при легкому нагріванні енергійно взаємодіє, утворюючи йодиди (Hg + I 2 = HgI 2). З воднем Йод реагує тільки при нагріванні і не повністю, утворюючи водний водний. З вуглецем, азотом, киснем Йод безпосередньо не з'єднується. Елементарний Йод – окислювач, менш сильний, ніж хлор та бром. Сірководень H 2 S, тіосульфат натрію Na 2 S 2 O 3 та інші відновники відновлюють його до I - (I 2 + H 2 S = S + 2HI). Хлор та інші сильні окислювачі у водних розчинах переводять його в IO 3 - (5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 H + 10НСl). При розчиненні у воді Йод частково реагує з нею (I 2 + H 2 O = HI + HIO); у гарячих водних розчинах лугів утворюються йодид та йодат (3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O). Адсорбуючись на крохмалі, Йод забарвлює його у темно-синій колір; це використовується в йодометрії та якісному аналізі для виявлення Йода.

Пари Йода отруйні та дратують слизові оболонки. На шкіру Йод має припікаючу та знезаражуючу дію. Плями від Йода змивають розчинами соди або тіосульфату натрію.

Отримання Йода.Сировиною для промислового здобуття Йоду служать нафтові бурові води; морські водорості, а також маткові розчини чилійської (натрієвої) селітри, що містять до 0,4% йоду у вигляді йодату натрію. Для вилучення Йоду з нафтових вод (які містять зазвичай 20-40 мг/л Йод у вигляді іодидів) на них спочатку діють хлором (2 NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2) або азотистою кислотою (2NaI + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2Na 2 SO 4 + 2NO + I 2 + 2H 2 O). Йод, що виділився, або адсорбують активним вугіллям, або видмухують повітрям. На Йод, адсорбований вугіллям, діють їдким лугом або сульфітом натрію (I 2 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HI). З продуктів реакції вільний Йод виділяють дією хлору або сірчаної кислоти та окислювача, наприклад, дихромату калію (K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6NaI = K 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4)S + 3I 2). При видуванні повітрям Йод поглинають сумішшю оксиду сірки (IV) з водяною парою (2H 2 O + SO 2 + I 2 = H 2 SO 4 + 2HI) і потім витісняють Йод хлором (2HI + Cl 2 = 2HCl + I 2). Сирий кристалічний Йод очищають сублімацією.

Застосування Йода.Йод та його сполуки застосовують головним чином у медицині та в аналітичній хімії, а також в органічному синтезі та фотографії.

Йод в організмі.Йод – необхідний для тварин та людини мікроелемент. У ґрунтах та рослинах тайгово-лісової нечорноземної, сухостепової, пустельної та гірських біогеохімічних зон Йод міститься в недостатній кількості або не збалансований з деякими іншими мікроелементами (Co, Mn, Cu); з цим пов'язане поширення цих зонах ендемічного зоба. Середній вміст Йода в ґрунтах близько 3 · 10 -4 %, у рослинах близько 2 · 10 -5 %. У поверхневих питних водах Йода мало (від 10-7 до 10-9%). У приморських областях кількість Йода в 1 м 3 повітря може досягати 50 мкг, у континентальних та гірських – становить 1 або навіть 0,2 мкг.

Поглинання Йода рослинами залежить від вмісту у ґрунтах його сполук та від виду рослин. Деякі організми (так звані концентратори Йода), наприклад, морські водорості – фукус, ламінарія, філофора, накопичують до 1% Йода, деякі губки – до 8,5% (у скелетній речовині спонгіні). Водорості, що концентрують Йод, використовуються для його промислового отримання. У тваринний організм Йод надходить із їжею, водою, повітрям. Основне джерело Йода - рослинні продукти та корми. Всмоктування Йода відбувається у передніх відділах тонкого кишечника. В організмі людини накопичується від 20 до 50 мг Йода, у тому числі в м'язах близько 10-25 мг, у щитовидній залозі в нормі 6-15 мг. За допомогою радіоактивного Йода (131 I і 125 I) показано, що в щитовидній залозі Йод накопичується в мітохондріях епітеліальних клітин і входить до складу утворюються в них дііод-і моноіодтірозінов, які конденсуються в гормон тетраіодтиронін (тироксин). Виділяється Йод з організму переважно через нирки (до 70-80%), молочні, слинні та потові залози, частково з жовчю.

У різних біогеохімічних провінціях вміст йоду в добовому раціоні коливається (для людини від 20 до 240 мкг, для вівці від 20 до 400 мкг). Потреба тварини в Йоді залежить від її фізіологічного стану, пори року, температури, адаптації організму до змісту Йода в середовищі. Добова потреба в Іоді людини та тварин – близько 3 мкг на 1 кг маси (зростає при вагітності, посиленому зростанні, охолодженні). Введення в організм Йода підвищує основний обмін, посилює окисні процеси, тонізує м'язи, стимулює статеву функцію.

У зв'язку з більшим або меншим недоліком Йоду в їжі та воді застосовують йодування кухонної солі, що містить зазвичай 10-25 г йодистого калію на 1 т солі. Застосування добрив, що містять Йод, може подвоїти та потроїти його вміст у сільськогосподарських культурах.

Йод у медицині.Препарати, що містять Йод, мають антибактеріальні та протигрибкові властивості, вони мають також протизапальну та відволікаючу дію; їх застосовують зовнішньо для знезараження ран, підготовки операційного поля. При прийомі внутрішньо препарати Йода впливають на обмін речовин, посилюють функцію щитовидної залози. Малі дози Йода (мікроіод) гальмують функцію щитовидної залози, діючи на утворення тиреотропного гормону передніх часток гіпофіза. Оскільки Йод впливає на білковий та жировий (ліпідний) обмін, він знайшов застосування при лікуванні атеросклерозу, оскільки знижує вміст холестерину в крові; підвищує також фібринолітичну активність крові. Для діагностичних цілей використовують рентгеноконтрастні речовини, що містять Йод.

При тривалому застосуванні препаратів Йода та при підвищеній чутливості до них можлива поява йодизму - нежить, кропив'янка, набряк Квінке, слино- та сльозотеча, висип угору (йододерма) та ін. Препарати Йоду не можна приймати при туберкульозі легень, вагітності, при захворюваннях нирок, піодермії, геморагічних діатезах, кропив'янці.

Йод радіоактивний.Штучно радіоактивні ізотопи Йода - 125 I, 131 I, 132 I та інші широко використовуються в біології і особливо в медицині для визначення функціонального стану щитовидної залози та лікування низки її захворювань. Застосування радіоактивного йоду в діагностиці пов'язане зі здатністю йоду вибірково накопичуватися в щитовидній залозі; використання в лікувальних цілях засноване на здатності в-випромінювання радіоізотопів Йода руйнувати секреторні клітини залози. При забрудненнях навколишнього середовища продуктами ядерного поділу радіоактивні ізотопи Йода швидко включаються в біологічний кругообіг, потрапляючи, зрештою, в молоко і, отже, в організм людини. Особливо небезпечно їх проникнення в організм дітей, щитовидна залоза яких у 10 разів менше, ніж у дорослих людей, і до того ж має більшу радіочутливість. З метою зменшення відкладення радіоактивних ізотопів Йоду у щитовидній залозі рекомендується застосовувати препарати стабільного Йоду (по 100-200 мг на прийом). Радіоактивний Йод швидко і повністю всмоктується у шлунково-кишковому тракті та вибірково відкладається у щитовидній залозі. Його поглинання залежить від функціонального стану залози. Відносно високі концентрації радіоізотопів Йода виявляються також у слинних та молочній залозах та слизовій оболонці шлунково-кишкового тракту. Не поглинений щитовидною залозою радіоактивний Йод майже повністю і порівняно швидко виділяється із сечею.

Подібні документи

Вивчення поняття та основних властивостей галогенів – хімічних елементів (фтор, хлор, бром, йод та астат), що становлять головну підгрупу VII групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. Позитивний та негативний вплив галогенів на організм людини.

презентація , доданий 20.10.2011


Історія відкриття та місце у періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва галогенів: фтору, хлору, брому, йоду та астату. Хімічні та фізичні властивості елементів, їх застосування. Поширеність елементів та отримання простих речовин.

презентація , доданий 13.03.2014


Хімічні елементи, що належать до галогенів: фтор, хлор, бром, йод та астат. Хімічна характеристика, порядкові номери елементів, їх фізичні властивості, енергія іонізації та електронегативність. Ступені окиснення галогенів, енергія дисоціації.

презентація , доданий 16.12.2013


Поняття та практичне значення галогенів, їх фізичні та хімічні властивості, відмінні ознаки. Характеристика та способи одержання галогенів: йоду, брому, хлору, фтору, астат. Реакції, притаманні даних галогенів, сфери їх використання.

презентація , додано 11.03.2011


Загальна характеристика хімічних елементів IV групи таблиці Менделєєва, їх перебування у природі та сполуки коїться з іншими неметалами. Отримання германію, олова та свинцю. Фізико-хімічні властивості металів підгрупи титану Сфери застосування цирконію.

презентація , доданий 23.04.2014


Галогени - хімічні елементи, що належать до головної підгрупи VII групи періодичної системи Менделєєва. До галогенів відносять фтор, хлор, бром, йод та астат. Усі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються у природі лише вигляді сполук.

реферат, доданий 20.03.2009


Хлор - 17 елемент періодичної таблиці хімічних елементів третього періоду, з атомним номером 17. Хімічно активний неметал, входить до групи галогенів. Фізичні властивості хлору, взаємодія з металами та неметалами, окисні реакції.

презентація , доданий 26.12.2011


Властивості елементів підгрупи азоту, будова та характеристика атомів. Збільшення металевих властивостей під час переходу елементів зверху вниз у періодичної системі. Поширення азоту, фосфору, миш'яку, сурми та вісмуту в природі, їх застосування.

реферат, доданий 15.06.2009


Фізичні та хімічні властивості галогенів, їх становище у Періодичній таблиці елементів Менделєєва. Основні джерела та біологічне значення хлору, брому, йоду, фтору. Знаходження галогенів у природі, їх отримання та промислове використання.

презентація , додано 01.12.2014


Загальна характеристика металів. Визначення, будова. Загальні фізичні характеристики. Способи одержання металів. Хімічні властивості металів. Сплави металів. Характеристика елементів основних підгруп. Характеристика перехідних металів