Биологическое значение
и применение галогенов
и их соединений

9 класс

Цели. Воспитательные . Воспитание коллективизма, экологической культуры, бытовой компетентности учащихся.

Развивающие: развитие умения делать выводы, выявлять существенное, развитие логического мышления.

Образовательные: учащиеся должны знать биологическую роль галогенов, применение галогенов и их соединений.

Урок по программе Габриеляна О.С. комбинированный, с элементами изучения нового материала, в виде беседы, групповой работы.

Оборудование. Образцы зубной пасты, изделия из тефлона, пластмассы, лекарства, фотобумага, карточки с символами галогенов.

Девиз: Человек – творец будущего!

ХОД УРОКА

Организационный момент

Учитель. Какие элементы мы проходили на последних занятиях?

Учащиеся. Галогены .

Учитель. Что мы изучали про галогены?

Учащиеся. Строение, свойства.

Учитель. Что осталось неизученным?

Учащиеся. Применение, история открытия.

Учитель. Тема нашего урока… (учащиеся сами формулируют тему: «Биологическое значение и применение галогенов и их соединений»). Нам понадобятся некоторые ваши знания.

На листочках раздаются вопросы, на которые учащиеся отвечают письменно.

Вопросы для актуализации знаний

1) Перечислите галогены с указанием порядкового номера и относительной атомной массы каждого.

2) Продолжите фразу: «Молекулы галогенов состоят из...»

3) Какое значение степени окисления характерно для галогенов?

4) Как изменяется радиус атомов в подгруппе галогенов?

5) Как изменяются окислительные свойства от фтора к астату?

Ответы для самооценки знаний учащимися.

1) F – № 9, A r = 19; Cl – № 17, A r = 35,5;

Br – № 35, A r = 80; I – № 53, A r = 127;

At – № 85, A r = 210.

2) Двух атомов.

4) Увеличивается от фтора к астату.

5) Уменьшаются.

Учитель. Если вы не знали что-либо, то поправьте себя, запомните.

Мотивация

Учитель (показывает на образцы зубной пасты, изделий из тефлона, лекарств). Как вы думаете, какие элементы «работают» в этих широко применяемых материалах?

Учащиеся. Галогены .

Учитель. Интересно узнать подробнее о применении галогенов и их соединений.

Работа в группах

Учащиеся в рабочих тетрадях делят лист на две графы:

1) Что знаю о значении и применении галогенов и их соединений?

2) Что нового узнал о значении и применении галогенов и их соединений?

Класс делится на группы по характеру мотивации учения, особенностям интеллектуального развития, уровню волевого развития, саморегуляции, внимания, степени работоспособности. Работа в группах с текстами о галогенах: создание буклета о своем представителе семейства галогенов по плану.

1) Титульный лист должен не только отражать название темы, но и заинтересовать.

2) Последняя страница должна содержать фамилии авторов.

3) На четырех страницах буклета отразить биологическое значение галогена и его соединений, экологические проблемы, связанные с данным галогеном, применение галогена и его соединений в промышленности, сельском хозяйстве, медицине, быту.

4) Можно отразить в буклете историю открытия элемента.

5) Буклет может содержать также картинки, рисунки, схемы по вашему усмотрению.

Социализация – обмен информацией, обсуждение, занесение в тетрадь.

Этот элемент был предсказан Д.И.Менделеевым под названием экайода и стал вторым (после технеция) синтезированным элементом. Его синтез провели американские ученые Д.Корсон, К.Мак-Кензи и Э.Сегре (1940) по ядерной реакции:

В настоящее время известно 24 искусственных изотопа астата. Все они короткоживущие (отсюда и название элемента: по-гречески означает неустойчивый). Самый стабильный изотоп – его период полураспада около 8 ч. По своим свойствам астат похож и на йод, и на полоний, свинец – имеет выраженные металлические свойства.

Атомы всех изотопов самого тяжелого галогена очень неустойчивы. Их ядра претерпевают быстрый радиоактивный распад, поэтому астата в земной коре чрезвычайно мало (по самым оптимистичным оценкам всего ~30 г), и его свойства остаются малоизученными.

Йод красой своей гордился,
Твердым был, но испарился.
Фиолетовый, как ночь,
Далеко умчался прочь.

Йод был открыт французским химиком Б.Куртуа в 1811 г. Ученый наблюдал появление фиолетовых паров с запахом, похожим на запах хлора, при действии концентрированной серной кислоты на золу морских водорослей.

Название йод образовано от греческого – цвет фиалки, фиолетовый.

Йод плохо растворяется в воде, значительно лучше – в спирте и многих других органических растворителях. Спиртовой раствор йода широко применяют для дезинфекции небольших ран на коже.

Йод в нашем организме играет выдающуюся роль. Он обеспечивает нормальное функционирование щитовидной железы, от которой зависит, в частности, и способность человека к умственной работе. Микроколичества йода поступают в организм с пищей, питьевой водой, некоторыми продуктами питания (особенно морского происхождения). В Нижегородской области люди страдают от дефицита йода – его слишком мало в питьевой воде. Для того чтобы компенсировать дефицит йода, используют йодированную соль – поваренную соль, к которой в заводских условиях добавлены микроколичества йодида натрия или калия.

Для того чтобы обезопасить щитовидную железу от накопления в ней атомов радионуклида 131 I, которые образуются при работе ядерного реактора и в результате аварии могут попасть в атмосферу, врачи рекомендуют выпить стакан молока, в который добавлена одна капля медицинской йодной настойки. Объем щитовидной железы очень мал, и этого количества йода достаточно, чтобы насытить ее и на неделю лишить способности дополнительно поглощать поступающий в организм йод. После взрыва на Чернобыльской АЭС в нашей стране, к счастью, ни одной аварии, сопровождающейся выбросом в окружающую среду 131 I, не было.

Йод применяют при глубокой очистке металлов, синтезе лекарств.

Бром разлился океаном,
Хоть зловонным, но румяным.
Бил себя он грозно в грудь:
«Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»

Бром от греческого – зловоние.

В 1825 г. французский химик А.Ж.Балар выделил бром из золы морских водорослей, действуя на них концентрированной серной кислотой и пиролюзитом (MnO 2).

Бром – тяжелая темно-красная жидкость* ( = 3,1055 г/см 3), образующая желто-бурые пары с резким запахом, способные вызвать поражение дыхательных путей. При попадании жидкого брома на кожу образуются очень болезненные ожоги и трудно заживающие язвы.

Бром хранят в склянках с притертыми стеклянными пробками. Работать с бромом можно только под тягой в маске (очках) и резиновых перчатках. При попадании брома на кожу следует быстро промыть пораженное место спиртом, большим количеством воды, а затем многократно 2%-м раствором пищевой соды. При случайном вдыхании паров брома необходимо вдыхать пары 2%-го раствора аммиака, а затем кислород или свежий воздух.

Источником брома в промышленности служат воды некоторых озер.

Физиологическая роль брома в организме незначительна. Все слышали, что врачи назначают «бром» как успокоительное средство. Понятно, что речь идет не о простом веществе бром (бром очень ядовит). Больным прописывают раствор бромида натрия или калия.

Бромом богаты чечевица, фасоль, стручки гороха. У животных бром обнаружен в крови, спинномозговой жидкости, гипофизе, надпочечниках.

Бромид серебра применяют в фотографии. Бромид натрия добавляют в дубильные растворы для получения более твердой кожи. Из прозрачных кристаллов KBr делают линзы, которые великолепно пропускают инфракрасные лучи и применяются в приборах ночного видения.

Бромид лития предотвращает коррозию в холодильных установках, обезвоживает минеральные масла, помогает кондиционировать воздух.

В текстильной отрасли промышленности широко используют броминдиго, с помощью которого получают целую гамму ярких и чистых цветов от синего до красного.

На долю хлора приходится 0,017% от массы земной коры. Хлор входит в состав минерала галита (NаCl), сильвина (KCl), сильвинита (NaCl KCl) и других.

Хлор хвалился:

«Нет мне равных!
Галоген я самый главный.
Зря болтать я не люблю:
Все на свете отбелю!»

Хлор от греческого – желто-зеленый.

В 1774 г. шведский химик К.Шееле при нагревании с концентрированной соляной кислотой минерала пиролюзита MnО 2 получил хлор.

Хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

Получать хлор электролизом расплавов хлоридов экономически невыгодно. В лаборатории для получения хлора используют окисление концентрированной соляной кислоты сильными окислителями:

14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 2CrCl 3 + 2KCl + 3Cl 2 + 7H 2 O.

Температура кипения хлора –33,97 °C; хлор – зеленовато-желтый газ с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха; при повышенном давлении переходит в жидкое состояние (желтая жидкость) уже при комнатной температуре, поэтому его удобно транспортировать и хранить в жидком виде в баллонах. Баллоны с хлором выкрашены в зеленый цвет.

Растворимость хлора в воде мала.

Раствор, полученный при поглощении 2,5 объемов Cl 2 одним объемом воды, называется хлорной водой.

При незначительном содержании газа в воздухе, когда ощущается лишь слабый запах, хлор оказывает обеззараживающее воздействие. Однако длительное вдыхание воздуха с содержанием хлора выше 0,01 мг/л вызывает сильное раздражение слизистых оболочек дыхательных путей, жжение во рту и кашель, а порой приводит к смерти от удушья.

Хлор относится к группе удушающих веществ. Он был первым боевым отравляющим веществом, примененным немцами во время Первой мировой войны. Действие отравляющих веществ на организм различно. Одни, как хлор, поражают главным образом органы дыхания, другие, как хлорпикрин Cl 3 CNO 2 , преимущественно поражают глаза и вызывают сильное слезотечение (слезоточивые отравляющие вещества), некоторые, как иприт (С 2 Н 4 Cl) 2 S и люизит СНCl=СНAsCl 2 , вызывают нарывы на коже (нарывные отравляющие вещества). Вредное действие может также заключаться в отравлении организма веществом, например фосгеном СОCl 2 , проникающим в кровь через слизистые оболочки (ядовитые отравляющие вещества).

Сложные отравляющие вещества, наряду с хлором, находят применение в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями. Для уничтожения, например, сусликов хлор из баллона пропускают в норку в течение 1–2 с; затем норку выдерживают закрытой около минуты.

Впервые хлор был использован в медицине. Раствор CaCl(OCl) в воде – хлорная известь – рекомендовался как дезинфицирующее средство врачам и студентам-медикам при работе в моргах.

С помощью соединений, содержащих хлор, легко и быстро отбеливают хлопчатобумажные, льняные ткани и целлюлозу (соответственно в текстильной и бумажной отраслях промышленности). Ведь до появления этих соединений в некоторых европейских, особенно северных, странах весенней порой поля и луга устилали льняными тканями, которые под воздействием солнечных лучей и других природных факторов приобретали необходимую белизну. Для лугового отбеливания ткани из Англии отправляли даже в Голландию, а купцы из французского города Бордо вывозили ткани на африканские побережья.

Хлором обеззараживают воду.

В цветной металлургии хлорированием руд извлекают из них некоторые металлы (титан, ниобий, тантал).

Суточная потребность взрослого человека в хлоре (2–4 г) обеспечивается за счет пищевых продуктов.

Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме хлор играет большую роль, хлорид-ионы способствуют удержанию тканями воды при водно-солевом обмене.

Максимальная массовая доля HCl в растворе соляной кислоты при комнатной температуре составляет ~36%. Попадание паров HCl в атмосферу приводит к сильной коррозии стальных изделий, однако стеклянная аппаратура устойчива. Техническая соляная кислота часто окрашена в желтый цвет из-за наличия в ней примеси соединений железа. Концентрированную HCl иногда используют в быту для чистки раковин, удаления ржавчины.

Важное практическое значение имеют гипохлориты – соли хлорноватистой кислоты НОCl, содержащей атом хлора в степени окисления +1. Особенно важны гипохлориты натрия NaOCl и калия KОCl, которые входят в состав многих чистящих и отбеливающих паст и порошков, а также хлорная известь СаCl(ОCl) – хлорка. Отбеливающее и дезинфицирующее действие гипохлоритов и хлорной извести объясняется очень сильными окислительными свойствами гипохлорит-иона OCl – и оксида Cl 2 О, содержащих атом хлора в степени окисления +1.

Хлорид-ионы входят в состав желудочного сока, участвуют в различных внутриклеточных процессах. Эти ионы в достаточном количестве поступают в наш организм с пищей. Поваренная соль служит вкусовой добавкой и для нормального функционирования организма не нужна. Более того, врачи считают, что избыток соли в пище способствует развитию многих заболеваний (прежде всего сердечно-сосудистых), и часто назначают больным бессолевые диеты. Поваренные книги рекомендуют при варке, например, бульона подсаливать его из расчета одна чайная ложка соли на один литр воды.

Хлору в степени окисления +3 соответствует неустойчивая хлористая кислота HClO 2 , соли которой называются хлориты. Хлориты проявляют довольно сильные окислительные свойства. Наибольшее значение имеет хлорит натрия NaClO 2 . Его используют в дорожном хозяйстве – посыпают им трещины в асфальтовом покрытии для того, чтобы предотвратить рост в этих трещинах различных сорняков, корни которых быстро разрушают асфальт.

Степени окисления хлора +5 соответствует сильная хлорноватая кислота НClO 3 и ее соли – хлораты. Известная бертолетова соль – хлорат калия KClO 3 – устойчива при хранении, но ее смеси со многими органическими материалами взрывоопасны. В домашних условиях недопустимо работать с взрывчатыми веществами, взрыв может произойти при простом перемешивании смеси.

В степени окисления +7 хлор образует очень сильную хлорную кислоту HClO 4 и ее соли – перхлораты. Устойчивые, например, перхлорат магния Mg(ClО 4) 2 , иногда используют как осушитель газов; перхлорат аммония NН 4 ClО 4 применяют как окислитель в твердом ракетном топливе.

Хлороформ (трихлорметан) СНСl 3 – бесцветная, прозрачная, тяжелая, подвижная, летучая жидкость с характерным сладковатым запахом и жгучим вкусом. Трудно растворяется в воде. Смешивается во всех соотношениях со спиртом, бензином и эфирными маслами. Впервые хлороформ был синтезирован Ю.Либихом в 1831 г. Однако наркотическое действие хлороформа еще несколько лет оставалось неизвестным. Лишь в 1848 г. в Англии хлороформ был применен для общего наркоза при хирургических операциях, а в России для этой цели хлороформ был впервые использован Н.И.Пироговым. Хлороформ – сильное наркотическое вещество, обладающее к тому же сравнительно высокой токсичностью. Частое вдыхание в больших концентрациях паров хлороформа может вызвать нарушение сердечного ритма, дистрофические изменения в миокарде, жировое перерождение, цирроз и атрофию печени, нарушение углеводного обмена, оказать канцерогенное воздействие на организм.

На высоте 15–25 км над землей находится озоновый слой атмосферы, защищающий живые объекты от жесткого ультрафиолетового излучения. При попадании в атмосферу хлорсодержащие соединения диссоциируют под действием УФ-света с образованием атомов хлора, которые реагируют с озоном:

Cl + O 3 = ClO + O 2 .

В 1987 г. 36 государств подписали Монреальский протокол о снижении производства фреонов как самых опасных разрушителей озона. Запуски космических челноков также сильно разрушают озоновый слой. При одном старте «Шаттла» в атмосферу попадает около 200 т хлора.

Один атом хлора в состоянии уничтожить около 100 тыс. молекул озона:

Cl + O 3 -> ClO + O 2 ,

O 3 -> O 2 + О ,

ClO + O -> Cl + O 2 .

В земной коре наиболее распространен фтор – 0,065% по массе, 13-е место, в основном встречается в составе двух минералов – плавикового шпата СаF 2 и фторапатита 3Са 3 (PO 2) 2 CaF 2 .

В периодической системе под № 9 находится элемент, образующий простое вещество с экстремальными свойствами. В мире он известен под двумя именами. За рубежом его называют флюором, что в переводе с латинского означает «текучий». Это название берет начало от слова «флюорит», т.е. плавиковый шпат. (Этот минерал способен снижать температуру плавления руды.) Флюорит – первое из соединений фтора, которое использовал человек. В России его называют фтором. Значение фтора в современном мире трудно переоценить, но за ним тянется слава агрессивного, опасного, ядовитого разрушителя. Фтор – от греческого phthoros – разрушение.

Природа обезопасила все живое, заключив природный фтор в состав малорастворимых и нереакционноспособных соединений – плавикового шпата, апатита и фосфорита.

Фтор не зря называют неукротимым. Он образует соединения со всеми химическими элементами. В токе фтора воспламеняются древесина, резина и даже… вода. Такая активность обусловлена особенностями строения атома и молекулы фтора. Фтор единственный непосредственно реагирует и образует соединения с благородными металлами (золото, платина и др.), а также с инертными газами (кроме гелия, неона и аргона).

Пластмассу тефлон называют органической платиной, перед ней бессильны «царская водка» и расплавленные щелочи, высокие и низкие температуры. В таких соединениях нуждается ракетная, атомная, авиационная техника.

Фтор – самый сильный окислитель, это свойство позволяет использовать его в качестве окислителя ракетного топлива. Фтор – верный слуга человека во многих отраслях промышленности. Его соединения применяют в оптической и лазерной технике, при изготовлении полупроводниковых приборов и космической аппаратуры, в современных вычислительных устройствах и ядерной энергетике.

Фтор считают главным элементом научно-технического прогресса. Создание новых способов получения энергии, легких и прочных пластмасс, нового поколения вычислительной техники, безотходных производств и многого другого возможно благодаря соединениям фтора.

Первым известным соединением фтора был плавиковый шпат СаF 2 , который в средние века металлурги использовали для понижения температуры плавления руды и шлака. Минерал был описан в конце XV в. Василием Валентином, а затем в 1529 г. основоположником прикладной химии Георгием Агриколой. В 1771 г. Карл Шееле получил плавиковую кислоту. Над получением фтора многие ученые работали почти 100 лет! Это – Э.Б.Дюма, А.Л.Лавуазье, Г.Дэви, А.М.Ампер, М.Фарадей, Г.Нокс и Т.Нокс, Э.Ферми, Г.Гор, А.П.Бородин… И, наконец, Анри Муассан 26 июня 1886 г. получил фтор. Отчет о работе А.Муассана: фтор был получен электролизом безводного фтороводорода, сжиженного при температуре ниже 0 °С с платиново-иридиевыми электродами. Для уменьшения активности фтора весь аппарат был погружен в охладительную смесь, которая позволяла снизить температуру до –23 °С.

В 1906 г. за выделение, изучение фтора и его соединений Анри Муассан был удостоен Нобелевской премии.

Фтороводородная кислота слабая. Но это единственная кислота, способная реагировать со стеклом:

4HF + SiO 2 = SiF 4 + 2H 2 O.

Особенность плавиковой кислоты в том, что она может существовать (так же, как и вода) в виде олигомеров (HF) n . Средняя степень ассоциации в жидкости n = 6.

HF широко применяется в авиационной, химической, целлюлозно-бумажной отраслях промышленности; с ее помощью делают надписи и рисунки на стекле.

Фтор в составе фторапатита входит в состав зубной эмали, которая обеспечивает твердость наших зубов.

При недостатке фтора защитный слой фторапатита разрушается, и появляется кариес. При избытке фтора наблюдается повышенная хрупкость костей.

Фтор получают только электролизом расплава гидрофторида калия KHF 2 , в котором растворен фтороводород. Транспортируют фтор обычно в сжиженном виде в специальных охлаждаемых емкостях (так называемых танках). Небольшие количества фтора в лаборатории можно получить по реакции:

2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .

Фреоны, например СF 2 Cl 2 – дифтордихлорметан, используются в холодильниках и кондиционерах в качестве «рабочего вещества».

Фтор входит в состав полимеров, лекарств, моющих средств, ядохимикатов, красителей, компонентов искусственной крови.

Еще во время Второй мировой войны были созданы боевые отравляющие вещества нервно-паралитического действия – зарин, зоман, содержащие в своем составе фтор.

Фториды используются в медицине, растениеводстве и животноводстве. С ними связывают перспективу лечения рака и регулирования наследственности, создание мощных психотропных средств, транквилизаторов, антибиотиков.

После изучения текстов учащиеся обмениваются информацией в группе, записывают в тетрадь, что они узнали нового. Далее каждая группа создает рукописный буклет с описанием одного из галогенов и представляет его всему классу. Один учащийся защищает творческую работу всей группы. Во время защиты буклета идет презентация по галогенам.

Учитель. Вы потрудились на славу. Есть простор для вашего творчества. Вы будете работать и примените полученные знания .

Закрепление материала

Викторина «Угадай галоген»

(Ответ – карточка с символом элемента.)

1. Какой галоген входит в состав зубной эмали?

2. Какой галоген даже в твердом состоянии со взрывом соединяется с водородом?

3. Без него не обходится ни одна хорошая зубная паста.

4. Парадокс? Противоречье?
Разрушитель зубы лечит!
Подсказал науке слон:
«Кариесу... заслон!»

(О т в е т. Фтор .)

1. В жидком состоянии его впервые получил Майкл Фарадей, охлаждая в смеси поваренной соли со льдом.

2. В переводе с греческого его название означает «желто-зеленый».

3. Он был использован в качестве первого боевого отравляющего вещества.

4. Хлорофилл не любит…
Это ведь отнюдь не вздор.
Слов стечение роковое,
В... гибнет все живое.

(О т в е т. Хлор .)

1. Единственный жидкий неметалл.

2. Мурид – так назвал его первооткрыватель Антуан Балар.

3. Мне сегодня … помог:
Я спокоен, словно йог.

(О т в е т. Бром .)

1. Академик А.Е.Ферсман назвал его «вездесущим».

2. Отсутствие какого элемента в организме человека вызывает заболевание щитовидной железы?

3. Помни, боевой народ:
Первый лекарь – это...
Раны мажь, не ойкай,
... настойкой.

(О т в е т. Йод .)

1. Самый неустойчивый галоген.

2. Галоген, которого практически нет в природе.

3. Мечта познать его пуста.
Он сам – сплошная тайна.
Секунды счет ведет...
И, исчезая, тает.

(О т в е т. Астат .)

Кроссворд «Галогены»

По вертикали: 1. Агрегатное состояние первых двух представителей галогенов при нормальных условиях. 2. Самый тяжелый галоген, полученный искусственно в 1940 г. с помощью ядерной реакции. Обнаружен в природе в 1943 г. По свойствам близок к йоду. 3. Наиболее характерное свойство галогенов – присоединение электрона, отдаваемого металлами, поэтому о них говорят: «Галогены – сильные...» 4. Самый химически активный галоген. Впервые получен в 1886 г. А.Муассаном (Франция). 5. Переход из твердого состояния непосредственно в пар, способный превращаться в твердое тело, минуя стадию жидкого состояния. Легко осуществляется для йода. Используется для очистки веществ. 6. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне в атомах галогенов. 7. Значение слова «бром» в переводе с греческого языка на русский. 8. Название солей, которые получаются в результате взаимодействия хлора с металлами; соли хлороводородной кислоты.

Заключение

Учащийся.

Группы семь аборигены:
Солероды – галогены.
Окислительный народ –
Эти F, Cl, Br и I!

В клетках 9 и 17
Два преступника томятся.
Главный электронный вор,
Разрушитель Фтор – Флюор,
С водородом заодно
Влезет запросто в окно.

Ядовит зеленый Хлор,
Замышляет страшный ор.
Он побег готовит в роли
Самой безобидной соли.

Жидкий и зловонный Бром
Притаился за бугром.
Вот сейчас петлю накинет
На Алкены и Алкины…

И хитер в разбойный род
Фиолетовый Йод.
Твердый только до поры,
На глазах уйдет в пары.
Посмотри, каков нахал:
Перепортил весь крахмал!

* Темно-красный цвет жидкого брома виден в проходящем свете, в отраженном свете он темно-фиолетовый, почти черный. – Прим. ред.

Фтор - окислитель ракетных топлив; ClF 3 - окислитель жидких реактивных топлив и как фторирующий агент. НF - для получения синтетического криолита К 3 [АlF 6 ], для травления стекла. Фтор и фторхлоруглеводороды используют для получения фреонов, хладоносителей в холодильных установках и кондиционерах. Основное потребление фтора осуществляется в ядерной промышлен­ности, в электротехнике, при изготовлении полимерных материалов, среди которых фторопласт – 4, (тефлон). Полимеры фтора обладают ценными качествами: негорючестью, химической стойкостью, отсутствием хрупкости при низких температурах и др. Фторсодержащие каучуки сохраняют эластичность и не разрушаются в кислотах.

Хлор - для получения хлороводорода (НСl) и хлористоводородной (соляной) кислоты; для отбеливания тканей и бумажной массы, для обеззараживания питьевой воды (~1,5г на 1 м 3 Н 2 O), в производстве хлорной извести, и отравляющих веществ. Хлор применяют также для получения хлорпроизводных органичес­ких соединений растворителей - СНС1 3 ; CCl 4 .

НС1 -используют для получения хлороводородной (соляной) кислоты и её солей - хлоридов различных металлов. Соляную кислоту применяют в медицине, как лекарственный препарат. NaС1 - приправа к пище, для получения Сl 2 ; NaOH; Na 2 CO 3 ,мыла, а также является лекарственным препаратом.

А1С1 3 - катализатор в органических синтезах.

КI и NaI используют также в химическом анализе и изготовлении фотоматериалов.

АgВr - главный компонент светочувствительного слоя фотоплёнок и бумаги.

I 2 - в фармации для приготовления спиртовых растворов иода.

АgI - при изготовлении фотоматериалов.

Из оксосолей нашли применение хлораты: KClO 3 и NaClO 3 в производстве спичек и взрывчатых веществ, в пиротехнике. Мg(ClO 3) 2 - гербицид используется в борьбе с сорняками. Перхлораты нашли применение в пиротехнике.

Гипохлориты: KClO и NaClO - сильные окислители, применяют для отбеливания хлопчатобумажных и льняных тканей и бумажной массы. Отбеливающее действие связано с атомарным кислородом:

KClO + H 2 O + CO 2 ® KHCO 3 + HClO

Хлорная известь – CaOCl 2 - для дезинфекции и как дегазатор. Её применяют в сухом виде и в виде 0,2- 5%-ных растворов.

CaOCl 2 + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + 2HClO + CaCl 2

CaOCl 2 + CO 2 ®CaCO 3 + Cl 2 ­

Бром и йод находят применение в органическом синтезе, для получения броморганических соединений, которыми пропитывают древесину, предохраняя её от гниения.

Галогены обладают токсическим действием, они оказывают раздражающее действие на слизистые оболочки, и органы дыхания. Избыток фторид-ионов в питьевой воде вреден для зубов и развития костей, а также вреден и его недостаток. Отмечено опасное влияние фреонов на сердечно-сосудистую систему. Токсичным действием обладают оксиды галогенов и интергалогениды (межгалогенные соединения).

Хлораты щелочных металлов: KClO 3 ; NaClO 3 и др. относят к кровяным ядам (вызывают распад эритроцитов). Необходимо учитывать также способность многих соединений галогенов к воспламенению и взрывному разложению (НClO 4), поэтому хранение этих веществ и работа с ними требует необходимых мер предосторожности и соблюдения правил техники безопасности.

Интергалогениды (соединения галогенов друг с другом)

Галогены могут образовывать между собой различные соединения. Обычно это одно-, двух-, трёх, пяти- и более (IF 7) - валентные соединения по отношению к фтору, хлору и брому общей формулой Г(Г) n . Значение n-нечётное и не превышает семи. Их получают непосредственно из элементов, или действием избыточного галогена на соответствующий интергалогенид:

Cl 2 + F 2 2ClF;

Br 2 + F 2 ® 2BrF

5F 2 + I 2 ® 2IF 5

F 2 + ClF 3 ® ClF 5

4F 2 + 2BrF ® 2BrF 5

3Cl 2 + I 2 ® 2ICl 3

Br 2 + Cl 2 ® 2BrCl

Это легколетучие соединения; большинство из них - малоустойчивые и очень реакционноспособные, но ни одно из них не взрывчато.

В присутствии галогенидов растворимость некоторых галогенов в воде повышает­ся в связи с комплексообразованием:

I 2 + KI ® K - дииодоиодат калия

I - + I 2 ® -

Биологическая роль галогенов

Фтор

Фтор, также как и иод, в организме человека находится преимущественно в связанном состоянии (хлор и бром - в виде гидратированных ионов) и по своему содержанию (~7 мг, 10 -5 %)относится к микроэлементам.

Фтор необходим для нормального развития человеческого организма, при его недостатке развивается анемия. Но основная биологическая роль этого элемента связана с его участием в процессах развития зубов, костей и ногтей не только у человека, но и у животных. Он встречается во всех органах человека, но наиболее богатые из них - кости и зубы. В эмали зубов (0,01%) и костных тканях (его содержание в 100000 раз больше, чем в мягких тканях) фтор находится в минеральной форме, в виде труднорастворимой и кислотоустойчивой соли кальция - фторапатите – Ca 5 (PO 4) 3 F или 3Ca 3 (PO 4) 2 ´CaF 2 .

Биологическое действие фтора тесно связано с его содержанием и поступлением в организм с питьевой водой и пищей. Исследования баланса фтора в человеческом организме показали, что потребление фтора с водой составляет в среднем 1 мг/л. 90% фтора, поступающего в организм с питьевой водой, выделяется мочой. Исключая питьевую воду, с пищевым рационом человек получает ~0,2-0,3 мг фтора в день. Из пищевых продуктов организм человека усваивает фтор на 20% меньше, чем из воды. Поэтому необходим постоянный контроль питьевой воды на содержание в ней фтора.

При содержании фтора в питьевой воде менее чем 1 мг/л у людей развивается кариес зубов. При содержании фтора выше предельно допустимой концентрации - более чем 1,2 мг/л (известны местности, содержащие залежи фторапатитов, в которых фтора содержится более 8 мг/л) нарушаются процессы обновления костной ткани и развивается опасное заболевание – фтороз или флуороз, связанное с повышенной хрупкостью костей, их деформацией и общим истощением всего организма, как результат нарушения фосфорно-кальциевого обмена. Зубная эмаль при этом становится хрупкой и легко разрушается (содержание в них фтора превышает норму в 3-5 раз). Появляются и другие симптомы этой болезни - поражение щитовидной железы, почек и др. органов.

Коровье молоко содержит фтора от 0,1-0,2 мг в 1 л. В рыбах, моллюсках и съедобных водорослях в среднем содержится 0,5-1,5 мг фтора на 100 г свежей массы. Наибольшее содержание фтора из растительных объектов отмечено в чае.

В местностях, обычно горных или сильно удаленных от моря, содержание фтора, в питьевых водах и пищевых продуктах обычно намного меньше необходимой концентрации (менее 0,5 мг/л). Этот недостаток фтора приводит к кариесу зубов.

Согласно исследованиям, в эмали здоровых зубов содержится 0,01% фтора, в кариозных - 0,0069% и меньше. Как известно, минеральную основу зубных тканей (дентина) составляют следующие соли: Ca 5 (PO 4) 3 (OH) - гидроксилапатит, Ca 5 (PO 4) 3 Cl – хлорапатит (содержатся в дентине), и Ca 5 (PO 4) 3 F – фторапатит (содержится в эмали).

Фторапатит отличается большей твердостью и защищает эмалевый слой зубов от разрушения. При повреждении эмали под действием кислот, вырабатываемых бактериями, начинается кариес зубов - постепенное разрушение вследствие растворения минеральной основы его внутреннего участка:

Ca 5 (PO 4) 3 OH + 7H + ® 5Ca 2+ + 3H 2 PO 4 - + H 2 O

Имеются данные, согласно которым фторид-ионы сравнительно легко могут замещать гидроксид-ионы (ОН -) в гидроксилапатите, образуя более твердые и менее растворимые кристаллы – фторапатита:

Ca 5 (PO 4) 3 OH + F - Û Ca 5 (PO 4) 3 F + OH -

Поэтому в тех местностях, которые характеризуются недостаточным содержанием фтора в питьевой воде и повышенным заболеванием зубным кариесом, с профилактической целью осуществляют фторирование воды, путем добавления к ней определенных количеств NaF до нормы (1 мг/л).

Если эмаль повреждена незначительно, то возможна реминерализация зубной эмали путем употребления фторида натрия в качестве местного наружного средства (зубных паст):

NaF + Ca 5 (PO 4) 3 OH Û NaOH + Ca 5 (PO 4) 3 F

паста эмаль зубов

Одновременно с реминерализацией происходит подщелачивание среды ротовой полости и нейтрализация кислот вырабатываемых бактериями.

В плане экологического загрязнения окружающей среды можно отметить, что по сравнению с другими галогенами, прочно связанный фтор (в образуемых им соединениях), практически не участвует в химическом кругообороте и в малой мере выносится с атмосферными осадками. Однако значительную экологическую опасность представляют фторид-ионы, содержащиеся в необесфторенных фосфорных удобрениях и консервантах древесины - NaF и др. соединениях. Особенно токсичны галогенсодержащие органические вещества, которые применятются в качестве пестицидов.

Таким образом, фтор как микроэлемент в виде фторапатитов входит в состав зубной эмали и костной ткани. Он необходим для нормального развития человеческого организма. Его биологическое действие связано, прежде всего, с образованием нерастворимого фторапатита, защищающего эмалевый слой зубов. В зависимости от необходимой физиологической концентрации фтора в организме (что связано с поступлением его с питьевой водой и пищевыми продуктами) возможно развитие таких заболеваний как кариес зубов (содержание фтора в питьевой воде меньше 1мг/л) или фтороз - при более высоких концентрациях фтора.

Хлор

Хлор - необходимый и незаменимый для жизни макроэлемент. Его содержание в организме человека превышает 100 г (~0,15%), остальные галогены относятся к микроэлементам (10 -5 %).

В организме он находится в степени окисления -1 в гидратированной форме, как и бромид-ион (фтор и йод преимущественно в связанном состоянии). Хлор, в виде растворимых солей натрия, кальция, калия и др. содержится в различных биологических жидкостях и выполняет важную биологическую роль - обеспечивает ионные потоки через клеточные мембраны, участвует в поддержании постоянства осмотического давления крови и других жидкостей (осмотический гомеостаз), участвует в обеспечении необходимой концентрации катионов (химический гомеостаз); активирует некоторые ферменты (пепсин) в процессе выработки желудочного сока и регулировании водного обмена.

Хлороводородная кислота является составной частью желудочного сока человека и животных с W(HCl) от 0,3 до 0,5%. Хлорид натрия необходим для выработки соляной кислоты в желудочном соке. Выделение HCl из клеток слизистой оболочки желудка описывается следующим уравнением:

Cl - + H 2 CO 3 (кровь) HCO 3 - (кровь) + HCl (желудок)

Переход фермента пепсина в активную форму возможен в среде хлороводородной кислоты. В результате гидролитического расщепления пептидных связей пепсин обеспечивает переваривание белков:

R-CO-NH-R 1 + H 2 O RCOOH + R 1 NH 2

Таким образом, соляная кислота играет важную роль в процессе пищеварения. Чистую разведенную кислоту с W (HCl) = 8,2-8,4% применяют внутрь в каплях и микстурах (часто вместе с пепсином) при пониженной кислотности желудочного сока.

Вместе с другими ионами (K + , Na + , Ca 2+ и др.) ионы хлора участвуют в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток, поддерживая возбудимость мышечных клеток. Хлорид-ионы - главные отрицательно заряженные ионы внутриклеточного раствора и межклеточных жидкостей, они образуют тонкие ионные слои по обеим сторонам клеточных мембран и участвуют, таким образом, в создании электрического мембранного потенциала, который регулирует процессы переноса неорганических и органических веществ сквозь мембраны. Этим объясняется его участие (вместе с ионами K + и Na +) в создании определенного осмотического давления и регуляции водносолевого обмена. Гидратированные хлорид ионы участвуют в поддержании физиологически требуемой наполненности клетки водой.

Почти все ткани живых организмов обладают свойствами полупроницаемости, в том числе и клеточная мембрана, через которую могут проходить лишь частицы определенного размера.

В отличие от бромид-ионов, хлорид-ионы обладают оптимальным радиусом для проникновения через мембраны клетки. Этим объясняется участие хлорид-ионов (вместе с ионами K + и Na +) в создании определенного осмотического давления крови и других биологических жидкостей (тканевых, лимфе и др.). Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры. В процессах усвоения пищи, обмена веществ, осмотические явления также играют большую роль. Растворы лекарственных препаратов, которые вводятся внутривенно или подкожно, должны быть изотоничны (содержать одинаковое количество осмотически активных частиц). Хлорид-ионы не токсичны в отличие от молекулярного хлора. Газообразный хлор раздражающе действует на слизистую оболочку органов дыхания, разрушает легкие. Вдыхание воздуха, содержащего хлор 0,05% в течение 1-2 ч, может привести к удушью и смерти. Хлор - первое боевое отравляющее вещество, примененное в 1915 г. германией в боях под Ипр (Бельгия). Предельно допустимая концентрация газообразного хлора в воздухе 0,001 мг/л.

Осмотическое давление крови человека при 310 К (37°С) составляет 780 кПа (7,7 атм). Такое же давление создает 0,9%-ный водный раствор NaCl (0,15 моль/л) который изотоничен с кровью и называется физиологическим раствором.

Однако, в крови кроме Cl - -ионов и ионов Na + имеются другие необходимые человеку вещества. В медицине используют обычно те растворы, которые содержат те же компоненты и в том же количестве, что и в крови. Иначе, в результате осмоса клетки будут или разбухать, пока не порвутся их стенки, или же сжиматься из-за потери воды. Разбухание (гемолиз) происходит в гипотонических растворах, т.е. в растворах с меньшей концентрацией, чем у изотонических растворов. Съеживание (плазмолиз) происходит в гипертонических растворах, концентрация которых больше концентрации изотонических. В лечебных целях, в качестве наружного средства используют гипертонические (W(NaCl) = 10%) растворы. Марлевые повязки, смоченные гипертоническим раствором NaCl, очищают раны по закону осмоса благодаря направлению тока жидкости наружу.

Суточная потребность хлорида натрия - 5-10 г. При заболеваниях желудка (гиперацидном гастрите) или язвенной болезни потребление NaCl должно быть сокращено из-за повышенной кислотности.

Избыточное потребление NaCl способствует появлению гипертонии.

Хлорид-ионы не обладают токсическим действием, но простое вещество – Cl 2 , как уже отмечалось, и его органические и кислородные соединения - высоко токсичны. Содержание хлора в воде (2´10 -6 г/мл) обуславливает антимикробные свойства воды и вызывает гибель самых разно­образных бактерий. При растворении хлора в воде образуется хлорноватистая кислота, которая легко проникает в микробную клетку и инактивирует ферменты:

Cl 2 + H 2 O « HCl + HClO

HClO « HCl + O­

Интенсивность круговорота хлора в природе много больше других галогенов.

Подвижный, не образующий (в большинстве случаев) нерастворимых солей, хлор быстро выносится с атмосферными осадками, которые в виде пыли и аэрозолей поступают в почвы.

Экологически вредной формой хлора является хлороводород, выделяющийся многими производствами. В виде осадков он закисляет почвы. Но наибольшую экологическую опасность представляют хлорсодержащие пестициды, поэтому при их применении необходимо соблюдать нормы и технологию распределения.

Бром

Наибольшей биологической активностью обладает неорганическая форма брома - бромид-ионы (Br -). В организме они, также как и хлорид-ионы, находятся в гидратированной форме за счет ориентации и координации полярных молекул воды:

Гидратация - взаимодействие веществ с молекулами воды, при котором молекулы воды не разрушаются. Различают слабую и сильную гидратацию. Слабая гидратация свойственна малозарядным ионам с большим радиусом. В случае бромид-ионов (r(Br -) = 0,114 нм) ориентация диполей воды не приводит к образованию химической связи, поэтому число молекул воды в гидратной оболочке постоянно меняется.

Бромид-ионы усиливают процессы торможения в центральной нервной системе (ЦНС), что нашло широкое применение соединений брома в медицинской практике.

Долгое время механизм действия бромидов на ЦНС оставался неизвестным. И в настоящее время роль соединений брома в жизнедеятельности организма еще недостаточно выяснена.

В успокаивающем действии соединений брома находили сходство с действием снотворного, считая, что бромид-ионы понижают возбудимость двигательной сферы головного мозга и уменьшают возбудимость ЦНС.

Лишь в 1910 г. русскому физиологу И.П. Павлову и его ученикам удалось найти правильное объяснение действия брома на ЦНС.

Бром не уменьшает возбудимость, а усиливает процесс торможения. Препараты брома оказались полезными при нарушении нормального соотношения между процессами возбуждения и торможения в коре головного мозга. В этом и заключается целительное действие бромидов на нервную систему. Однако механизм действия бромид-ионов окончательно не выяснен.

В успокаивающем эффекте, помимо усиления процесса торможения ЦНС, может иметь значение влияние этих ионов на гипофиз, надпочечники и половые железы.

Имеются данные, что соединения брома угнетают функцию щитовидной железы и усиливают активность коры надпочечников.

В организм человека бром попадает, главным образом, с пищей растительного происхождения. В растениях бром связан в сложные и большей частью нерастворимые органические соединения. Он всегда есть в растениях, но различные части растений снабжены бромом неодинаково. Больше брома в зеленой части растений, чем в корнях. Содержание брома в минеральной части почв и сухой биомассе растений незначительно и составляет от 10 -10 до 10 -7 %. Некоторые растения, например, бобовые (горох, фасоль, чечевица и др.) активно накапливают бром. Присутствие брома обнаружено также в пшенице и картофеле. Установлено, что сравнительно много брома в съедобных грибах (боровиках и подберезовиках; в подосиновиках его содержание составляет ~1,4´10 -3 %).

Но большая часть брома нашей планеты сосредоточена в морях и в воде соляных озер (в поваренной соли брома содержится 0,1%), особенно высоко его содержание в морских водорослях - морской капусте. Она содержит не только бром, но и йод, а также микроэлементы, витамины и много других, ценных для организма веществ.

Порошок ламинарии принимают для лечения и предупреждения атеросклероза и зоба и других заболеваний.

В качестве лечебных средств применяют препараты NaBr и KBr, хотя наиболее эффективны и менее раздражающие слизистые оболочки бром-органические препараты, которые в ряде случаев стали вытеснять неорганические бромиды. Состав и действие этих препаратов изучают в специальных курсах.

Препараты брома применяют также и при других заболеваниях, например, при сердечно-сосудистых, язвенной болезни и при эпилепсии.

В медицинской практике нашел применение радиоактивный изотоп брома – 82 Br (Т1/2 = 35,8 час) при лечении злокачественных опухолей.

С его помощью изучают механизм действия некоторых бромсодержащих лечебных препаратов.

Бромиды хорошо всасываются из желудочно-кишечного тракта. Клеточные мембраны очень мало проницаемы для крупных бромид-ионов, поэтому они находятся, главным, образом, во внеклеточной жидкости и лишь частично проникают внутрь клеток.

Бром в течение длительного времени выделяется из крови, в тканях же головного мозга его содержится в 3-4 раза меньше. Бром легко задерживается в организме постепенно накапливаясь (кумулируясь). Это может привести к развитию отравления - "бромизму".

При длительном применении бромидов возможно следующее отрицательное влияние: возникает сонливость, ослабление памяти, тремор рук, языка, расстройство речи и общая слабость. В этом случае необходимо прекратить прием бромидов и ускорить их выведение из организма с помощью введения хлорида натрия в количестве 5-10-25 г. В организме человека, существует определенная динамическая связь между содержанием в нем бромид и хлорид-ионов: Br - « Cl - .

Повышение содержания бромид-ионов в крови нарушает это равновесие и, согласно принципу Ле-Шателье, наступает быстрое выделение почками хлорид-ионов, а при избытке хлорид-ионов, наоборот, выделяются из организма бромид-ионы. Поэтому, большой избыток принятого хлорида натрия увеличивает скорость выделения из организма бромид-ионов, что используется при отравлении солями брома.

Бромиды в дозе 1-2 г вызывают психическое и двигательное успокоение; в дозе 3-4 г - сонливость и сон, вялость; в дозе 10-15 г - коматозное состояние, угнетение ЦНС и отравление всего организма.

Лечебные дозы бромидов зависят от типа нервной системы больного и могут колебаться от нескольких миллиграммов до нескольких граммов. Учитывая эти показатели, дозы бромидов подбираются индивидуально.

Токсичность бромид-ионов невысокая, однако, вследствие их медленного выведения из организма (в течение 30-60 суток), они способны накапливаться, вызывая хроническое отравление. При этом необходимо учитывать другое нежелательное явление - взаимозамещаемость галогенид ионов.

Сравнивая некоторые физико-химические показатели галогенов (значения ОЭО, радиусы атомов и ионов и др.), можно отметить, что бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом:

Показатели: Cl - Br - I -

ОЭО 3,2 3,0 2,7

r (нм) ионов 0,181 0,196 0,220

Близкие значения этих и других показателей, позволяют бромид-ионам при их избытке замещать иодид-ионы в гормонах щитовидной железы. Такое замещение приводит к недостатку йода в организме, что способствует гиперфункции железы (избыточное образование гормонов). В этом случае наблюдается явление синергизма - усиление активности щитовидной железы (гипертиреоз).

Таким образом, биологическое действие брома зависит от его количества в организме человека и его количественного нарастания при длительном применении соединений брома.

Молекулярный бром (Br 2) в отличие от бромид-ионов очень ядовит. В работе с ним необходимо соблюдать осторожность и соблюдать технику безопасности. Концентрация паров брома ~0,001% в воздухе приводит к головокружению, раздражению слизистых оболочек, кашлю и удушью. При легком отравлении необходимо осторожно вдыхать аммиак. При попадании жидкого брома на руки необходимо его смыть, большим количеством воды и раствором питьевой соды, затем пораженное место смазать мазью, содержащей NaHCO 3 .

Галогены в периодической таблице расположены слева от благородных газов. Эти пять токсических неметаллических элементов входят в 7 группу периодической таблицы. К ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Хотя астат радиоактивен и имеет только короткоживущие изотопы, он ведет себя, как йод, и его часто причисляют к галогенам. Поскольку галогенные элементы имеют семь валентных электронов, им необходим лишь один дополнительный электрон для образования полного октета. Эта характеристика делает их более активными, чем другие группы неметаллов.

Общая характеристика

Галогены образуют двухатомные молекулы (вида Х 2 , где Х обозначает атом галогена) - устойчивую форму существования галогенов в виде свободных элементов. Связи этих двухатомных молекул являются неполярными, ковалентными и одинарными. позволяют им легко вступать в соединение с большинством элементов, поэтому они никогда не встречаются в несвязанном виде в природе. Фтор - наиболее активный галоген, а астат - наименее.

Все галогены образуют соли I группы с похожими свойствами. В этих соединениях галогены присутствуют в виде галоидных анионов с зарядом -1 (например, Cl - , Br -). Окончание -ид указывает на наличие галогенид-анионов; например Cl - называется «хлорид».

Кроме того, химические свойства галогенов позволяют им действовать в качестве окислителей - окислять металлы. Большинство химических реакций, в которых участвуют галогены - окислительно-восстановительные в водном растворе. Галогены образуют одинарные связи с углеродом или азотом в где степень их окисления (СО) равна -1. Когда атом галогена замещён ковалентно-связанным атомом водорода в органическом соединении, префикс гало- может быть использован в общем смысле, или префиксы фтор-, хлор-, бром- , йод- - для конкретных галогенов. Галогенные элементы могут иметь перекрёстную связь с образованием двухатомных молекул с полярными ковалентными одинарными связями.

Хлор (Cl 2) стал первым галогеном, открытым в 1774 г., затем были открыты йод (I 2), бром (Br 2), фтор (F 2) и астат (At, обнаружен последним, в 1940 г.). Название «галоген» происходит от греческих корней hal- («соль») и -gen («образовывать»). Вместе эти слова означают «солеобразующий», подчёркивая тот факт, что галогены, вступая в реакцию с металлами, образуют соли. Галит - это название каменной соли, природного минерала, состоящего из хлорида натрия (NaCl). И, наконец, галогены используются в быту - фторид содержится в зубной пасте, хлор обеззараживает питьевую воду, а йод содействует выработке гормонов щитовидной железы.

Химические элементы

Фтор - элемент с атомным номером 9, обозначается символом F. Элементарный фтор впервые был обнаружен в 1886 г. путем выделения его из плавиковой кислоты. В свободном состоянии фтор существует в виде двухатомной молекулы (F 2) и является наиболее распространенным галогеном в земной коре. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице. При комнатной температуре является бледно-жёлтым газом. Фтор также имеет относительно небольшой атомный радиус. Его СО - -1, за исключением элементарного двухатомного состояния, в котором его степень окисления равна нулю. Фтор чрезвычайно химически активен и непосредственно взаимодействует со всеми элементами, кроме гелия (He), неона (Ne) и аргона (Ar). В растворе H 2 O, плавиковой кислоты (HF) является слабой кислотой. Хотя фтор сильно электроотрицателен, его электроотрицательность не определяет кислотность; HF является слабой кислотой в связи с тем, что ион фтора основной (рН> 7). Кроме того, фтор производит очень мощные окислители. Например, фтор может вступать в реакцию с инертным газом ксеноном и образует сильный окислитель дифторид ксенона (XeF 2). У фтора множество применений.

Хлор - элемент с атомным номером 17 и химическим символом Cl. Обнаружен в 1774 г. путём выделения его из соляной кислоты. В своём элементарном состоянии он образует двухатомную молекулу Cl 2 . Хлор имеет несколько СО: -1, +1, 3, 5 и 7. При комнатной температуре он является светло-зеленым газом. Так как связь, которая образуется между двумя атомами хлора, является слабой, молекула Cl 2 обладает очень высокой способностью вступать в соединения. Хлор реагирует с металлами с образованием солей, которые называются хлориды. Ионы хлора являются наиболее распространенными ионами, они содержатся в морской воде. Хлор также имеет два изотопа: 35 Cl и 37 Cl. Хлорид натрия является наиболее распространенным соединением из всех хлоридов.

Бром - химический элемент с атомным номером 35 и символом Br. Впервые был обнаружен в 1826 г. В элементарной форме бром является двухатомной молекулой Br 2 . При комнатной температуре представляет собой красновато-коричневую жидкость. Его СО - -1, + 1, 3, 4 и 5. Бром более активен, чем йод, но менее активен, чем хлор. Кроме того, бром имеет два изотопа: 79 Вг и 81 Вг. Бром встречается в бромида, растворённых в морской воде. За последние годы производство бромида в мире значительно увеличилось благодаря его доступности и продолжительному времени жизни. Как и другие галогены, бром является окислителем и очень токсичен.

Йод - химический элемент с атомным номером 53 и символом I. Йод имеет степени окисления: -1, +1, +5 и +7. Существует в виде двухатомной молекулы, I 2 . При комнатной температуре является твёрдым веществом фиолетового цвета. Йод имеет один стабильный изотоп - 127 I. Впервые обнаружен в 1811 г. с помощью морских водорослей и серной кислоты. В настоящее время ионы йода, могут быть выделены в морской воде. Несмотря на то что йод не очень хорошо растворим в воде, его растворимость может возрасти при использовании отдельных йодидов. Йод играет важную роль в организме, участвуя в выработке гормонов щитовидной железы.

Астат - радиоактивный элемент с атомным номером 85 и символом At. Его возможные степени окисления: -1, +1, 3, 5 и 7. Единственный галоген, не являющийся двухатомной молекулой. В нормальных условиях является металлическим твёрдым веществом чёрного цвета. Астат является очень редким элементом, поэтому о нём известно немного. Кроме того, астат имеет очень короткий период полураспада, не дольше нескольких часов. Получен в 1940 г. в результате синтеза. Полагают, что астат похож на йод. Отличается

В таблице ниже показано строение атомов галогенов, структура внешнего слоя электронов.

Подобное строение внешнего слоя электронов обусловливает то, что физические и химические свойства галогенов похожи. Вместе с тем при сопоставлении этих элементов наблюдаются и различия.

Периодические свойства в группе галогенов

Физические свойства простых веществ галогенов изменяются с повышением порядкового номера элемента. Для лучшего усвоения и большей наглядности мы предлагаем вам несколько таблиц.

Точки плавления и кипения в группе возрастают по мере роста размера молекулы (F

Таблица 1. Галогены. Физические свойства: точки плавления и кипения

• Атомный радиус увеличивается.

Размер ядра увеличивается (F < Cl < Br < I < At), так как увеличивается число протонов и нейтронов. Кроме того, с каждым периодом добавляется всё больше уровней энергии. Это приводит к большей орбитали, и, следовательно, к увеличению радиуса атома.

Таблица 2. Галогены. Физические свойства: атомные радиусы

• Энергия ионизации уменьшается.

Если внешние валентные электроны не находятся вблизи ядра, то для их удаления от него не потребуется много энергии. Таким образом, энергия, необходимая для выталкивания внешнего электрона не столь высока в нижней части группы элементов, так как здесь больше энергетических уровней. Кроме того, высокая энергия ионизации заставляет элемент проявлять неметаллические качества. Йод и дисплей астат проявляют металлические свойства, потому что энергия ионизации снижается (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 3. Галогены. Физические свойства: энергия ионизации

• Электроотрицательность уменьшается.

Число валентных электронов в атоме возрастает с увеличением уровней энергии при прогрессивно более низких уровнях. Электроны прогрессивно дальше от ядра; Таким образом, ядро ​​и электроны не как притягиваются друг к другу. Увеличение экранирования наблюдается. Поэтому Электроотрицательность уменьшается с ростом периода (At < I < Br < Cl < F).

Таблица 4. Галогены. Физические свойства: электроотрицательность

• Сродство к электрону уменьшается.

Так как размер атома увеличивается с увеличением периода, сродство к электрону, как правило, уменьшается (В < I < Br < F < Cl). Исключение - фтор, сродство которого меньше, чем у хлора. Это можно объяснить меньшим размером фтора по сравнению с хлором.

Таблица 5. Сродство галогенов к электрону

• Реактивность элементов уменьшается.

Реакционная способность галогенов падает с ростом периода (At

Водород + галогены

Галогенид образуется, когда галоген реагирует с другим, менее электроотрицательным элементом с образованием бинарного соединения. Водород реагирует с галогенами, образуя галогениды вида НХ:

• фтороводород HF;
• хлороводород HCl;
• бромоводород HBr;
• иодоводород HI.

Галогениды водорода легко растворяются в воде с образованием галогенводородной (плавиковой, соляной, бромистоводородной, иодистоводородной) кислоты. Свойства этих кислот приведены ниже.

Кислоты образуются следующей реакцией: HX (aq) + H 2 O (l) → Х - (aq) + H 3 O + (aq).

Все галоидоводороды образуют сильные кислоты, за исключением HF.

Кислотность галогеноводородных кислот увеличивается: HF

Плавиковая кислота способна гравировать стекло и некоторые неорганические фториды длительное время.

Может показаться нелогичным, что HF является самой слабой галогенводородной кислотой, так как фтор обладает самой высокой электроотрицательностью. Тем не менее связь Н-F очень сильна, в результате чего кислота очень слабая. Сильная связь определяется короткой длиной связи и большой энергией диссоциации. Из всех галогенидов водорода HF имеет самую короткую длину связи и самую большую энергию диссоциации связи.

Галогенные оксокислоты

Галогенные оксокислоты представляют собой кислоты с атомами водорода, кислорода и галогена. Их кислотность может быть определена с помощью анализа структуры. Галогенные оксокислоты приведены ниже:

• Хлорноватистая кислота HOCl.
• Хлористая кислота HClO 2 .
• Хлорноватая кислота HClO 3 .
• Хлорная кислота HClO 4 .
• Бромноватистая кислота HOBr.
• Бромноватая кислота HBrO 3 .
• Бромная кислота HBrO 4 .
• Иодноватистая кислота HOI.
• Йодноватая кислота HIO 3 .
• Метайодная кислота HIO4, H5IO6.

В каждой из этих кислот протон связан с атомом кислорода, поэтому сравнение длин связей протонов здесь бесполезно. Доминирующую роль здесь играет электроотрицательность. Активность кислотны возрастает с увеличением числа атомов кислорода, связанный с центральным атомом.

Внешний вид и состояние вещества

Основные физические свойства галогенов кратко можно выразить в следующей таблице.

Объяснение внешнего вида

Цвет галогенов является результатом поглощения видимого света молекулами, что вызывает возбуждение электронов. Фтор поглощает фиолетовый свет, и, следовательно, выглядит светло-жёлтым. Йод, наоборот, поглощает жёлтый свет и выглядит фиолетовым (жёлтый и фиолетовый - дополняющие цвета). Цвет галогенов становится темнее с ростом периода.

В закрытых ёмкостях жидкий бром и твёрдый йод находятся в равновесии со своими парами, которые можно наблюдать в виде цветного газа.

Хотя цвет астата неизвестен, предполагается, что он должен быть темнее йода (т. е. черным) в соответствии с наблюдаемой закономерностью.

Теперь, если вас попросят: «Охарактеризуйте физические свойства галогенов», вам будет что сказать.

Степень окисления галогенов в соединениях

Степень окисления часто используется вместо понятия "валентность галогенов". Как правило, степень окисления равна -1. Но если галоген связан с кислородом или другим галогеном, он может принимать другие состояния: СО кислорода -2 имеет приоритет. В случае двух различных атомов галогена, соединенных вместе, более электроотрицательный атом превалирует и принимает СО -1.

Например, в хлориде йода (ICl) хлор имеет СО -1, и йод +1. Хлор является более электроотрицательным, чем йод, поэтому его СО равна -1.

В бромной кислоте (HBrO 4) кислород обладает СО -8 (-2 х 4 атома = -8). Водород имеет общую степень окисления +1. Сложение этих значений даёт СО -7. Так как конечное СО соединения должно быть нулевым, то СО брома равна +7.

Третьим исключением из правила является степень окисления галогена в элементарной форме (X 2), где его СО равна нулю.

Почему СО фтора всегда -1?

Электроотрицательность увеличивается с ростом периода. Поэтому фтор имеет самую высокую электроотрицательность из всех элементов, что подтверждается его положением в периодической таблице. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 5 . Если фтор получает еще один электрон, крайние р-орбитали полностью заполнены и составляют полный октет. Поскольку фтор имеет высокую электроотрицательность, он может легко отобрать электрон у соседнего атома. Фтор в этом случае изоэлектронен инертному газу (с восемью валентными электронами), все его внешние орбитали заполнены. В таком состоянии фтор гораздо более стабилен.

Получение и применение галогенов

В природе галогены находятся в состоянии анионов, поэтому свободные галогены получают методом окисления путём электролиза или с помощью окислителей. Например, хлор вырабатывается гидролизом раствора поваренной соли. Применение галогенов и их соединений многообразно.

• Фтор . Несмотря на то что фтор очень реактивен, он используется во многих областях промышленности. Например, он является ключевым компонентов политетрафторэтилена (тефлона) и некоторых других фторполимеров. Хлорфторуглероды представляют собой органические которые ранее использовались в качестве хладагентов и пропеллентов в аэрозолях. Их применение прекратилось из-за возможного их воздействия на окружающую среду. Их заменили гидрохлорфторуглероды. Фтор добавляют в зубную пасту (SnF 2) и питьевую воду (NaF) для предотвращения разрушения зубов. Этот галоген содержится в глине, используемой для производства некоторых видов керамики (LiF), используется в ядерной энергетике (UF 6), для получения антибиотика фторхинолона, алюминия (Na 3 AlF 6), для изоляции высоковольтного оборудования (SF 6).
• Хлор также нашёл разнообразное применение. Он используется для дезинфекции питьевой воды и плавательных бассейнов. (NaClO) является основным компонентом отбеливателей. Соляная кислота широко используется в промышленности и лабораториях. Хлор присутствует в поливинилхлориде (ПВХ) и других полимерах, которые используются для изоляции проводки, труб и электроники. Кроме того, хлор оказался полезен и в фармацевтической промышленности. Лекарственные средства, содержащие хлор, используются для лечения инфекций, аллергии и диабета. Нейтральная форма гидрохлорида - компонент многих препаратов. Хлор используется также для стерилизации больничного оборудования и дезинфекции. В сельском хозяйстве хлор является компонентом многих коммерческих пестицидов: ДДТ (дихлородифенилтрихлорэтан) использовался в качестве сельскохозяйственного инсектицида, но его использование было прекращено.

• Бром , благодаря своей негорючести, применяется для подавления горения. Он также содержится в бромистом метиле, пестициде, используемом для хранения урожая и подавления бактерий. Однако чрезмерное использование было прекращено из-за его воздействия на озоновый слой. Бром применяют при производстве бензина, фотоплёнки, огнетушителей, лекарств для лечения пневмонии и болезни Альцгеймера.
• Йод играет важную роль в надлежащем функционировании щитовидной железы. Если организм не получает достаточного количества йода, происходит увеличение щитовидной железы. Для профилактики зоба данный галоген добавляют в поваренную соль. Йод также используется в качестве антисептического средства. Йод содержится в растворах, используемых для очистки открытых ран, а также в дезинфицирующих спреях. Кроме того, йодид серебра имеет важное значение в фотографии.
• Астат - радиоактивный и редкоземельный галоген, поэтому ещё нигде не используется. Тем не менее полагают, что этот элемент может помочь йоду в регуляции гормонов щитовидной железы.