Галогены

Реферат

Галогены

Введение

Глава I. Свойства галогенов

1.1. Физические свойства А) Фтор Б) Хлор В) Бром Г) Иод Д) Астат

1.2. Химические свойства Глава II. Получение и применение Заключение Литература

Галогены (от греч. halos — соль и genes — рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов.

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

На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов:

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

Cl⁰ + з > Cl-.

Галогены являются сильными окислителями. Их молекулы состоят из двух атомов:

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не-го характерна степень окисления -1. Остальные галогены мо-гут проявлять и восстановительные свойства при взаимодейст-вии с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой-ства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с рос-том радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Глава I. Свойства галогенов

1.1. Физические свойства

А) Фтор

Фтор (лат. Fluorum), F — химический элемент VII группы периодической си-стемы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998 403; при нормаль-ных условиях (0 С; 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²) — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный фтор состоит из одного ста-бильного изотопа ¹⁹F. Искусственно полу-чены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶F с периодом полураспада Т_½ < 1 сек, ¹⁷F (Т_½ = 70 сек), ¹⁸F (Т_½ = 111 мин), ²⁰F (Т_½ = 11,4 сек), ²¹F (Т_½ = 5 сек).

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25_*10^-2% по массе; в кислых изверженных породах (гра-нитах) оно составляет 8_*10^-2%, в ос-новных — 3,7_*10^-2%, в ультраоснов-ных — 10^-2%. Фтор присутствует в вулка-нических газах и термальных водах. Важ-нейшие соединения фтора — флюорит, крио-лит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих мине-ралов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор — важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в био-сферу были продукты извержения вулка-нов (газы и др.).

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²), жидкий — 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °C 50% молекул диссоциирует, энер-гия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство-рим в жидком фтористом водороде; раст-воримость 2,5_*10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_*10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵. В соеди-нениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ион-ный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объяс-няется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная спо-собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве-личиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.

Б) Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl — химический элемент VII группы периодической системы Менде-леева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис-лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_½ соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7_*10^-2% по массе, в кислых изверженных поро-дах — гранитах 2,4_*10^-2, в основ-ных и ультраосновных 5_*10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод-ная миграция. В виде иона Cl^- он содер-жится в Мировом океане (1,93%), под-земных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них — галит NаCl. Изве-стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О, бишофит МgCl_2*6Н₂О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще-гося в вулканических газах НCl в верхние ча-сти земной коры.

Xлор имеет t_кип — 34,05 °С, t_пл — 101 °C. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °C 12,21 г/л; жид-кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление насыщенных паров хлора при 0 °C 0,369; при 25 °C 0,772; при 100 °C 3,814 Мн/м² или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Те-плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле-нии 0,48 кдж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо-лекула хлора двухатомна (Cl₂). Степень термической диссоциации Cl₂+243 кдж 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs² 3р⁵. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис-ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

В) Бром

Бром (лат. Bromum), Br — химический эле-мент VII группы периодической системы Мен-делеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жид-кость с сильным неприятным запа-хом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos — зловоние. При-родный бром состоит из 2 стабильных изо-топов ⁷⁹Br (50,34%) и ⁸¹Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактив-ных изотопов брома наиболее интересен ⁸⁰Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

Содержание брома в земной коре (1,6_*l0^-4% по массе) оценивается в 10¹⁵-10¹⁶ т. В главной своей массе бром находится в рас-сеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром — постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr₂) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях — сильвине и карналлите — до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтя-ными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточ-ных рассолах морских и озёрных водоё-мов. Бром мигрирует в виде легко раство-римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представ-ленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебро-содержащих месторождений, формирую-щихся в засушливых пустынных облас-тях.

При -7,2°С жид-кий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плот-ность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br_2*8H₂O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических раство-рителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо-ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800 °C; диссоциация наблю-дается и при действии света.

Г) Иод

Иод (лат. Iodium), I — химический элемент VII группы периодической системы Менделе-ева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кри-сталлы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентриро-ванной серной кислотой, он наблюдал выде-ление фиолетового пара (отсюда название иод — от греческого iodes, ioeides — похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестя-щих пластинчатых кристаллов. В 1813 — 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар-ную природу иода.

Среднее содержание иода в зем-ной коре 4_*10^-5% по массе. В мантии и магмах и в образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения иода рассеяны; глубинные минералы иода неизвестны. История иода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организма-ми (водорослями, губками). Изве-стны 8 гипергенных минералов иода, обра-зующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой океан (в 1 литре в среднем содержится 5_*10−5 грамм иода). Из океана соединения иода, растворенные в каплях морской воды, попадают в ат-мосферу и переносятся ветрами на конти-ненты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены иодом. Иод легко адсорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и обра-зовании осадочных горных пород проис-ходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды. Так обра-зуются используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особенно характер-ные для районов нефтяных месторожде-ний (местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см³, t_пл 113,5 °С, t_кип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов (I₂). Заметная диссоциация I₂ 2I наблюдается выше 700 °C, а также при действии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра-зуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабора-ториях и в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо — в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах иодидов.

Пары иода ядовиты и раздражают сли-зистые оболочки. На кожу иод оказывает прижигающее и обеззараживающее дей-ствие. Пятна от иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.

Д) Астат

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

У астата нет стабильных изотопов. Радиоактивных изотопов астата, открытых к данному времени около 20, все они очень неустойчивы. Наиболее долгоживущий ²¹⁰At имеет период полураспада T _½ 8,3 ч. Именно по этой причине в земном поверхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится 69 мг астата-218. Это очень мало.

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

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

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

1.2. Химические свойства

I. Взаимодействие с неорганическими веществами:

1. Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃

Sn + Cl₂ SnCl₂

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃

Cu + Br₂ CuBr₂

Zn + I₂ = ZnI₂

2. Взаимодействие с водородом:

Cl₂ + H₂ 2HCl

3. Взаимодействие с водой:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Хлорноватистая кислота

2Br₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

4. Взаимодействие со щелочами:

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

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

5. Взаимодействие с галогенидами — соединениями галогенов с металлами:

фтор вытесняет из солей хлор, бром, йод:

2NaCl + F₂ = 2NaF + Cl₂

2KBr + F₂ = 2KF + Br₂

хлор вытесняет из солей бром, йод:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

бром вытесняет из солей йод:

2KI + Br₂ = 2KBr + I₂v.

II. Взаимодействие органическими веществами (галогенирование — присоединение галогена). Галогены взаимодействуют со всеми классами органических соединений. Рассмотрим некоторые реакции:

1. С алканами:

CH₃-CH₃ + Cl₂ > CH₂Cl-CH₃ + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH₂=CH₂ + Br₂ > CH₂Br-CH₂Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CH?CH + Br₂ > CHBr=CHBr

1,2-дибромэтен

Глава II. Получение и применение

Фтор. Источником для производства фтора служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H₂SO₄ на флюо-рит CaF₂, либо при переработке апати-тов и фосфоритов. Производство фтора осу-ществляется электролизом расплава кис-лого фторида калия, который образуется при насыщении распла-ва KF_*HF фтористым водородом до со-держания 40−41% HF. Материалом для электролизера обычно служит сталь; электроды — угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при 95−100 °С и напряжении 9−11 в; выход фтора по току достигает 90−95%. Получающийся фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим погло-щением фторидом натрия. Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жид-ким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе, из меди, алюминия и его сплавов, латуни нержавеющей стали.

Газообразный фтор служит для фторирования UF₄ в UF₆, применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трех-фтористого хлора СlF₃ (фторирующий агент), шестифтористой серы SF₆ (газо-образный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий фтор — окислитель ракет-ных топлив.

Широкое применение получили много-численные соединения фтора — фтористый водород, алюминия фторис), кремне-фториды, фторсульфоновая кислота (рас-творитель, катализатор, реагент для по-лучения органических соединений, содержа-щих группу — SO₂F), ВF₃ (катализатор), фторорганические соединения и др.

Хлор. Xлор начали произво-дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки-слением НСl кислородом воздуха п при-сутствии катализатора. С конца 19 — начала 20 веков хлор получают электролизом вод-ных растворов хлоридов щелочных ме-таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 — 95% хлора в мире. Не-большие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хло ридов. В 1975 году мировое производство хлора составляло около 23 млн. тонн. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрую-щей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет-ся водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера-боткой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде обра-зуется амальгама натрия, при её разло-жении чистой водой в отдельном аппа-рате получаются раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про-изводство. Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для органи-зации производства хлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво-ляет получать очень чистый NаОН, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным като-дом производилось 62,2% мировой вы-работки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяю-щий получать чистый NаОН без использо-вания ртути.

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабаты-ваются на месте его производства в хлорсодер жащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору-дованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержа щих органических соединений — 60 — 75%; неорганических соединений, содержащих хлор, -10 — 20%; на отбелку целлюлозы и тка-ней — 5 — 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды — 2 — 6% от общей выраобтки.

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

Бром. Исходным сырьём для получения брома слу-жат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного произва, содержащие бром в виде бромид-иона Вг^-. Бром выделяют при помощи хло-ра и отго-няют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колон-нах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу — хлор и водяной пар. Пары брома, выходящие из колонны, кон-денсируют в керамиковых холодильни-ках. Далее бром отделяют от воды и очища-ют от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использо-вать для получения брома рассолы с его низ-ким содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большо-го расхода пара невыгодно. Из получае-мой бромовоздушной смеси бром улав-ливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа, которое, в свою очередь, получают восстановлением FеВг₃ железными стружками, а также раство-ры гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паров воды с образованием оромистоводородной и серной кислот. Из полученных полу-продуктов бром выделяют действием хлора или кислоты. В случае необходимости полу-продукты перерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного брома.

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

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

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

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

Астат широкого применения не имеет.

Заключение

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

Фтор по-стоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлементов. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека — 100−300 мг/кг; особенно много фтора в зу-бах. Кости морских животных богаче фтором по сравнению с костями наземных. Посту-пает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание фтора в которой 1−1,5 мг/л. При недостатке фтора у человека развивается кариес зубов, при повышенном поступ-лении — флюороз. Высокие концентра-ции ионов фтора опасны ввиду их способ-ности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, Са, Мg и др.), нарушающему их ба-ланс в организме. Органические производные фтора обнаружены только в некоторых расте-ниях (например, в южноафриканском Dicha petalum cymosum). Основные из них — производные фторуксусной кислоты, токсич-ные как для других растений, так и для жи-вотных. Биологическая роль изучена недостаточно. Установлена связь об-мена фтора с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора для растений не доказана.

Xлор — один из биогенных элементов, постоянный ком-понент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) — от тысячных долей про-цента до целых процентов, у животных — десятые и сотые доли процента. Су-точная потребность взрослого человека в хлоре, (2 — 4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обыч-но в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор — основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-со-левом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-ще-лочного равновесия в тканях осуществля-ется наряду с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положи-тельно влияет на поглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образо-вания кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Бром — постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7_*10^-4% брома на сырое вещество, животные 10^-4%. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощью радиоактивного брома (⁸²Br) установлено избирательное погло-щение его щитовидной железой, мозго-вым слоем почек и гипофизом. Введён-ные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию про-цессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от пере-напряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отно-шения с иодом, что влияет на деятель-ность железы, а в связи с этим — и на состояние обмена веществ.

Иод — необходимый для животных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон. Иод содержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми другими микроэлементами (Со, Мn, Сu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического зоба. Среднее со-держание иода в почвах около 3_*10^-4%, в растениях около 2_*10^-5%. В поверхност-ных питьевых водах иода мало (от 10^-7 до 10^-9%). В приморских областях количество иода в 1 м³ воздуха может достигать 50 мкг, в континентальных и горных — состав-ляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение иода растениями зависит от содержания в почвах его соединений и от вида растений. Некоторые организмы (так называемые концентраторы иода, например морские водо-росли — фукус, ламинария, филлофора, накапливают до 1% иода, некоторые губки — до 8,5% (в скелетном веществе спонгине). Водоросли, концентрирующие иод, ис-используются для его промышленного получения. В животный организм иод поступает с пи-щей, водой, воздухом. Основной источник иода — растительные продукты и корма. Всасы-вание иода происходит в передних отделах тонкого кишечника. В организме чело-века накапливается от 20 до 50 мг иода, в том числе в мышцах около 10 — 25 мг, в щито-видной железе в норме 6 — 15 мг. С по-мощью радиоактивного иода (¹³¹I и ¹²⁵I) по-казано, что в щитовидной железе иод на-капливается в митохондриях эпителиальных клеток и входит в состав образующих-ся в них дииоди моноиодтирозинов, которые конденсируются в гормон тетраиодтиронин (тироксин). Выделяется иод из организма преимущественно через почки (до 70 — 80%), молочные, слюнные и потовые же-лезы, частично с жёлчью.

В различных биогеохимических про-винциях содержание иода в суточном ра-ционе колеблется (для человека от 20 до 240 мкг, для овцы от 20 до 400 мкг). Потребность животного в иода зависит от его физиологического состояния, времени года, температуры, адаптации организма к содер-жанию иода в среде. Суточная потребность в иоде человека и животных — около 3 мкг на 1 кг массы (возрастает при беремен-ности, усиленном росте, охлаждении).

Введение

в организм иода повышает основ-ной обмен, усиливает окислительные процессы, тонизирует мышцы, стимулирует поло-вую функцию.

В связи с большим или меньшим недо-статком иода в пище и воде применяют иодирование поваренной соли, содержа-щей обычно 10 — 25 г йодистого калия на 1 тонну соли. Применение удобрений, содер-жащих иод, может удвоить и утроить его содержание в сельскохозяйственных культурах.

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

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

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

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

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

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

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