Halogeny – właściwości chemiczne i otrzymywanie. Produkcja halogenów. Znaczenie biologiczne i zastosowanie halogenów i ich związków. Ogólne informacje o halogenach

Chemia pierwiastków

Niemetale podgrupy VIIA

Pierwiastki podgrupy VIIA to typowe niemetale o wysokiej zawartości

elektroujemność, mają nazwę grupy - „halogeny”.

Główne zagadnienia poruszane na wykładzie

Ogólna charakterystyka niemetali podgrupy VIIA. Struktura elektronowa, najważniejsze cechy atomy. Najbardziej charakterystyczny ste-

kary za utlenianie. Cechy chemii halogenów.

Proste substancje.

Naturalne związki.

Związki halogenowe

Kwasy halogenowodorowe i ich sole. Sól i kwas fluorowodorowy

sloty, odbiór i zastosowanie.

Kompleksy halogenkowe.

Binarne związki tlenowe halogenów. Niestabilność ok.

Właściwości redoksowe proste substancje i współ-

jedności. Reakcje dysproporcji. Diagramy Latimera.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Chemia pierwiastków podgrupy VIIA

ogólna charakterystyka

							Mangan
							technet

Grupę VIIA tworzą pierwiastki p: fluor F, chlor

Cl, brom Br, jod I i astat At.

Ogólny wzór na elektrony walencyjne to ns 2 np 5.

Wszystkie pierwiastki z grupy VIIA są typowymi niemetalami.

							Jak widać z rozkładu
							elektrony walencyjne
według orbitali atomów						brakuje tylko jednego elektronu

do utworzenia stabilnej powłoki ośmioelektronowej

pudełka, dlatego je mają istnieje silna tendencja do

dodanie elektronu.

Wszystkie elementy łatwo tworzą proste pojedyncze ładowanie

żadne aniony G – .

W postaci prostych anionów pierwiastki z grupy VIIA występują w wodzie naturalnej oraz w kryształach soli naturalnych, np. halit NaCl, sylwin KCl, fluoryt

CaF2.

Ogólna nazwa grupy pierwiastków VIIA-

grupa „halogenów”, czyli „tworzących sole”, wynika z faktu, że większość ich związków z metalami jest wstępnie

to typowa sól (CaF2, NaCl, MgBr2, KI), która

które można uzyskać poprzez bezpośrednią interakcję

oddziaływanie metalu z halogenem. Wolne halogeny otrzymuje się z soli naturalnych, dlatego nazwę „halogeny” tłumaczy się również jako „zrodzone z soli”.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Minimalny stopień utlenienia (–1) jest najbardziej stabilny

dla wszystkich halogenów.

Niektóre cechy atomów pierwiastków z grupy VIIA podano w

Najważniejsze cechy atomów pierwiastków grupy VIIA

		Względny-		Podobieństwo
		elektryczny
		negatywny	jonizacja,
		ness (wg
		Ankieta)
						wzrost liczby
						warstwy elektroniczne;
						zwiekszenie rozmiaru
						redukcja prądu
						potrójna negatywność

Halogeny mają wysokie powinowactwo elektronowe (maksymalne przy

Cl) i bardzo wysoką energię jonizacji (maksimum przy F) i maksimum

możliwa elektroujemność w każdym okresie. Najwięcej jest fluoru

elektroujemny wszystkich pierwiastków chemicznych.

O tym decyduje obecność jednego niesparowanego elektronu w atomach halogenu

reprezentuje połączenie atomów substancji prostych w cząsteczki dwuatomowe Г2.

W przypadku substancji prostych najbardziej charakterystycznymi utleniaczami są halogeny

właściwości, które są najsilniejsze w F2 i słabną przy przejściu do I2.

Halogeny charakteryzują się największą reaktywnością ze wszystkich pierwiastków niemetalicznych. Fluor, nawet wśród halogenów, wyróżnia się

charakteryzuje się niezwykle dużą aktywnością.

Pierwiastek drugiego okresu, fluor, najbardziej różni się od drugiego

inne elementy podgrupy. Ten ogólny wzór dla wszystkich niemetali.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Fluor, jako pierwiastek najbardziej elektroujemny, nie pokazuje seksu

rezydentne stany utlenienia. W jakimkolwiek związku, w tym z Ki-

tlen, fluor jest na stopniu utlenienia (-1).

Wszystkie inne halogeny wykazują stopnie pozytywne tlenek-

leniya maksymalnie do +7.

Najbardziej charakterystyczne stopnie utlenienia halogenów:

F: -1, 0;

Cl, Br, I: -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Cl ma znane tlenki, w których występuje na stopniach utlenienia: +4 i +6.

Najważniejsze związki halogenowe w stanach dodatnich,

Karami utleniania są kwasy zawierające tlen i ich sole.

Wszystkie związki halogenowe na dodatnich stopniach utlenienia są

są silnymi utleniaczami.

straszny stopień utlenienia. Dysproporcji sprzyja środowisko zasadowe.

Praktyczne zastosowanie prostych substancji i związków tlenu

Redukcja halogenów wynika głównie z ich działania utleniającego.

Najszerszy praktyczne użycie znajdź proste substancje Cl2

i F2. Największa ilość chlor i fluor są zużywane w przemyśle

synteza organiczna: w produkcji tworzyw sztucznych, czynników chłodniczych, rozpuszczalników,

pestycydy, leki. Znaczne ilości chloru i jodu wykorzystuje się do otrzymywania metali i ich rafinacji. Stosowany jest również chlor

do wybielania celulozy, do dezynfekcji wody pitnej oraz w produkcji

woda z wybielaczem i kwasem solnym. Sole oksokwasów wykorzystuje się do produkcji materiałów wybuchowych.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Kwasy – kwas solny i kwasy stopione – są szeroko stosowane w praktyce.

Fluor i chlor należą do dwudziestu najpowszechniejszych pierwiastków

tam w przyrodzie jest znacznie mniej bromu i jodu. Wszystkie halogeny występują w przyrodzie na stopniu utlenienia(-1). Jedynie jod występuje w postaci soli KIO3,

który jest zawarty jako zanieczyszczenie w saletrze chilijskiej (KNO3).

Astat jest sztucznie wytwarzanym pierwiastkiem promieniotwórczym (nie występuje w przyrodzie). Niestabilność At znajduje odzwierciedlenie w nazwie, która pochodzi z języka greckiego. „astatos” - „niestabilny”. Astat jest wygodnym emiterem do radioterapii guzów nowotworowych.

Proste substancje

Proste substancje halogenowe tworzą cząsteczki dwuatomowe G2.

W prostych substancjach podczas przejścia z F2 do I2 wraz ze wzrostem liczby elektronów

warstwy tronowe i wzrost polaryzowalności atomów, następuje wzrost

interakcja międzycząsteczkowa, prowadząca do zmiany agregatu

stoi w standardowych warunkach.

Fluor (w normalnych warunkach) jest żółtym gazem, w temperaturze –181o C zmienia się w

stan ciekły.

Chlor jest żółto-zielonym gazem, który w temperaturze –34o C przechodzi w ciecz. O kolorze ha-

Z nim kojarzona jest nazwa Cl, wywodząca się od greckiego „chloros” – „żółto-

zielony". Gwałtowny wzrost temperatury wrzenia Cl2 w porównaniu do F2,

wskazuje na zwiększone oddziaływanie międzycząsteczkowe.

Brom jest ciemnoczerwoną, bardzo lotną cieczą, wrze w temperaturze 58,8oC.

tytuł elementu jest powiązany z krzyżykiem nieprzyjemny zapach gaz i powstał z

„bromos” - „śmierdzący”.

Jod – ciemnofioletowe kryształy z lekkim „metalicznym” odcieniem

grudki, które po podgrzaniu łatwo sublimują, tworząc fioletowe pary;

z szybkim chłodzeniem

pary do 114o C

tworzy się ciecz. Temperatura

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Temperatura wrzenia jodu wynosi 183°C. Jego nazwa wzięła się od barwy par jodu –

„iodos” - „fioletowy”.

Wszystkie proste substancje mają ostry zapach i są trujące.

Wdychanie ich oparów powoduje podrażnienie błon śluzowych i narządów oddechowych, a przy dużych stężeniach - uduszenie. Podczas I wojny światowej chlor był używany jako środek trujący.

Fluor gazowy i ciekły brom powodują oparzenia skóry. Praca z ha-

logens, należy podjąć środki ostrożności.

Ponieważ proste substancje halogenowe są utworzone przez cząsteczki niepolarne

ochładza się, dobrze rozpuszczają się w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych:

alkohol, benzen, czterochlorek węgla itp. Chlor, brom i jod są trudno rozpuszczalne w wodzie; ich wodne roztwory nazywane są wodą chlorową, bromową i jodową. Br2 rozpuszcza się lepiej niż inne, stężenie bromu w nasyc.

Roztwór osiąga 0,2 mol/l, a chlor – 0,1 mol/l.

Fluor rozkłada wodę:

2F2 + 2H2O = O2 + 4HF

Halogeny wykazują wysoką aktywność oksydacyjną i przemianę

na aniony halogenkowe.

Г2 + 2e–  2Г–

Fluor ma szczególnie wysoką aktywność utleniającą. Fluor utlenia się metale szlachetne(Au, Pt).

Pt + 3F2 = PtF6

Kontaktuje się nawet z niektórymi gazy obojętne(krypton,

ksenon i radon), na przykład,

Xe + 2F2 = XeF4

Wiele bardzo stabilnych związków pali się w atmosferze F2, np.

woda, kwarc (SiO2).

SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2

Wykonawca:

Wydarzenie nr

W reakcjach z fluorem nawet tak silnymi utleniaczami jak azot i siarka

kwas niklowy, działają jako środki redukujące, podczas gdy fluor utlenia wkład

zawierające w swoim składzie O(–2).

2HNO3 + 4F2 = 2NF3 + 2HF + 3O2 H2 SO4 + 4F2 = SF6 + 2HF + 2O2

Wysoka reaktywność F2 stwarza trudności w wyborze kon-

materiały konstrukcyjne do pracy z nim. Zwykle do tych celów używamy

Wyróżnia się nikiel i miedź, które po utlenieniu tworzą na swojej powierzchni gęste ochronne warstwy fluorków. Nazwa F wzięła się od jego agresywnego działania.

Jem, to pochodzi z języka greckiego. „fluoros” – „niszczący”.

W serii F2, Cl2, Br2, I2 zdolność utleniająca słabnie ze względu na wzrost

zwiększenie rozmiaru atomów i zmniejszenie elektroujemności.

W roztworach wodnych właściwości utleniające i redukcyjne materii

Substancje są zwykle charakteryzowane za pomocą potencjałów elektrod. Tabela pokazuje standardowe potencjały elektrod (Eo, V) dla półreakcji redukcji

powstawanie halogenów. Dla porównania wartość Eo dla ki-

węgiel jest najczęstszym utleniaczem.

Standardowe potencjały elektrod dla prostych substancji halogenowych

Eo, B, dla reakcji

O2 + 4e– + 4H+  2H2 O

Eo, V

dla elektrody

2Г– +2е – = Г2

Zmniejszona aktywność oksydacyjna

Jak widać z tabeli, F2 jest znacznie silniejszym utleniaczem,

niż O2, dlatego F2 nie występuje w roztworach wodnych , utlenia wodę,

powrót do F–. Sądząc po wartości E®, zdolność utleniająca Cl2

Wykonawca:

Wydarzenie nr

również wyższa niż w przypadku O2. Obowiązuje o godz długoterminowe przechowywanie woda chlorowana rozkłada się z wydzieleniem tlenu i utworzeniem HCl. Ale reakcja jest powolna (cząsteczka Cl2 jest zauważalnie silniejsza niż cząsteczka F2 i

energia aktywacji dla reakcji z chlorem jest większa), dysproporcja

porcjowanie:

Cl2 + H2 O  HCl + HOCl

W wodzie nie osiąga końca (K = 3,9, 10–4), dlatego Cl2 występuje w roztworach wodnych. Br2 i I2 charakteryzują się jeszcze większą stabilnością w wodzie.

Dysproporcja jest bardzo charakterystycznym utleniaczem

reakcja redukcji dla halogenów. Dysproporcja wzmocnienia

wylewa się w środowisku zasadowym.

Dysproporcja Cl2 w zasadach prowadzi do powstania anionów

Cl– i ClO–. Stała dysproporcji wynosi 7,5. 1015.

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

Kiedy jod jest dysproporcjonowany w zasadach, powstają I– i IO3–. Ana-

Logicznie rzecz biorąc, Br2 dysproporcjonuje jod. Zmiana produktu jest nieproporcjonalna

naród wynika z faktu, że aniony GO– i GO2– w Br i I są niestabilne.

Reakcję dysproporcjonowania chloru stosuje się w przemyśle

możliwość uzyskania silnego i szybko działającego utleniacza podchlorynowego,

wapno wybielające, sól bertholet.

3Cl2 + 6 KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Oddziaływanie halogenów z metalami

Halogeny energicznie reagują z wieloma metalami, na przykład:

Mg + Cl2 = MgCl2 Ti + 2I2  TiI4

halogenki Na +, w których metal ma niski stopień utlenienia (+1, +2),

- Są to związki podobne do soli, z przewagą wiązań jonowych. Jak

lo, halogenki jonowe są ciałami stałymi o wysokiej temperaturze topnienia

Halogenki metali, w których metal ma wysoki stopień utlenianie

to związki z przewagą wiązań kowalencyjnych.

Wiele z nich to gazy, ciecze lub substancje topliwe w normalnych warunkach ciała stałe. Na przykład WF6 jest gazem, MoF6 jest cieczą,

TiCl4 jest cieczą.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

Halogeny oddziałują bezpośrednio z wieloma niemetalami:

wodór, fosfor, siarka itp. Na przykład:

H2 + Cl2 = 2HCl 2P + 3Br2 = 2PBr3 S + 3F2 = SF6

Wiązanie w halogenkach niemetali jest głównie kowalencyjne.

Zazwyczaj związki te mają niskie temperatury topnienia i wrzenia.

Przy przejściu od fluoru do jodu wzrasta kowalencyjny charakter halogenków.

Halogenki kowalencyjne typowych niemetali są związkami kwasowymi; wchodząc w interakcję z wodą, hydrolizują, tworząc kwasy. Na przykład:

PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3

PI3 + 3H2O = 3HI + H3PO3

PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Pierwsze dwie reakcje służą do wytworzenia bromu i jodowodoru.

kwas noinowy.

Międzyhalogenki. Halogeny łącząc się ze sobą tworzą inter-

wskazówki. W związkach tych lżejszy i bardziej elektroujemny halogen znajduje się na (–1) stopniu utlenienia, a cięższy na stopniu dodatnim.

kary za utlenianie.

W wyniku bezpośredniego oddziaływania halogenów podczas ogrzewania otrzymuje się: ClF, BrF, BrCl, ICl. Istnieją również bardziej złożone międzyhalogenki:

ClF3, BrF3, BrF5, IF5, IF7, ICl3.

Wszystkie międzyhalogenki w normalnych warunkach – substancje płynne o niskiej temperaturze wrzenia. Międzyhalogenki mają wysoką aktywność utleniającą

działalność. Na przykład takie chemicznie stabilne substancje, jak SiO2, Al2 O3, MgO itp. spalają się w oparach ClF3.

2Al2O3 + 4ClF3 = 4 AlF3 + 3O2 + 2Cl2

Fluor ClF 3 jest agresywnym odczynnikiem fluorującym, który działa szybko

podwórko F2. Stosowany jest w syntezach organicznych i do otrzymywania folie ochronne na powierzchni sprzętu niklowego do pracy z fluorem.

W wodzie międzyhalogenki hydrolizują, tworząc kwasy. Na przykład,

ClF5 + 3H2O = HClO3 + 5HF

Halogeny w przyrodzie. Otrzymywanie prostych substancji

W przemyśle halogeny otrzymuje się z ich naturalnych związków. Wszystko

procesy otrzymywania wolnych halogenów opierają się na utlenianiu halogenu

Jony Nid.

2Г –  Г2 + 2e–

Znacząca ilość halogenów występuje w wody naturalne w postaci anionów: Cl–, F–, Br–, I–. Woda morska może zawierać do 2,5% NaCl.

Brom i jod otrzymywane są z wody ze studni naftowych i wody morskiej.

Wykonawca:

Wydarzenie nr

Fluor może być jedynie utleniaczem, co łatwo wytłumaczyć jego pozycją w układ okresowy pierwiastki chemiczne D. I. Mendelejewa. Jest silnym utleniaczem, utleniającym nawet niektóre gazy szlachetne:

2F 2 +Xe=XeF 4

Należy wyjaśnić wysoką aktywność chemiczną fluoru

Ale zniszczenie cząsteczki fluoru wymaga znacznie mniej energii, niż jest uwalniana podczas tworzenia nowych wiązań.

Zatem, ze względu na mały promień atomu fluoru, samotne pary elektronów w cząsteczce fluoru zderzają się ze sobą i osłabiają

Halogeny oddziałują z prawie wszystkimi prostymi substancjami.

1. Reakcja z metalami zachodzi najintensywniej. Po podgrzaniu fluor reaguje ze wszystkimi metalami (w tym złotem i platyną); na zimno reaguje z metalami alkalicznymi, ołowiem, żelazem. W przypadku miedzi i niklu reakcja nie zachodzi na zimno, ponieważ a warstwa ochronna fluorek, który chroni metal przed dalszym utlenianiem.

Chlor reaguje energicznie z metalami alkalicznymi, a z miedzią, żelazem i cyną reakcja zachodzi po podgrzaniu. Brom i jod zachowują się podobnie.

Oddziaływanie halogenów z metalami jest procesem egzotermicznym i można je wyrazić równaniem:

2M+nHaI2 =2MHaI DH<0

Halogenki metali są typowymi solami.

Halogeny w tej reakcji wykazują silne właściwości utleniające. W tym przypadku atomy metalu oddają elektrony, a atomy halogenu przyjmują np.:

2. W normalnych warunkach fluor reaguje z wodorem w ciemności, powodując eksplozję. Oddziaływanie chloru z wodorem zachodzi w jasnym świetle słonecznym.

Brom i wodór oddziałują tylko po podgrzaniu, natomiast jod reaguje z wodorem przy mocnym ogrzewaniu (do 350°C), ale proces ten jest odwracalny.

H2 + Cl2 = 2 HCl H2 + Br2 = 2 HBr

Н 2 +I 2 « 350° 2HI

Halogen jest w tej reakcji utleniaczem.

Badania wykazały, że reakcja pomiędzy wodorem i chlorem w świetle ma następujący mechanizm.

Cząsteczka Cl 2 absorbuje lekki kwant hv i rozkłada się na nieorganiczne rodniki Cl. . Służy to jako początek reakcji (wstępne wzbudzenie reakcji). Potem toczy się dalej samoistnie. Rodnik chlorowy Cl. reaguje z cząsteczką wodoru. W tym przypadku powstają rodniki wodorowe H i HCl. Z kolei rodnik wodorowy H. reaguje z cząsteczką Cl 2, tworząc HCl i Cl. itp.

Cl 2 +hv=Сl. +Kl.

kl. +H2=HCl+H.

N. +Cl2 =HCl+C1.

Początkowe podekscytowanie wywołało łańcuch kolejnych reakcji. Takie reakcje nazywane są reakcjami łańcuchowymi. Rezultatem jest chlorowodór.

3. Halogeny nie oddziałują bezpośrednio z tlenem i azotem.

4. Halogeny dobrze reagują z innymi niemetalami, na przykład:

2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+5Cl 2 =2PCl 5 Si+2F 2 =SiF4

Halogeny (z wyjątkiem fluoru) nie reagują z gazami obojętnymi. Aktywność chemiczna bromu i jodu wobec niemetali jest mniej wyraźna niż fluoru i chloru.

We wszystkich powyższych reakcjach halogeny wykazują właściwości utleniające.

Oddziaływanie halogenów z substancjami złożonymi. 5. Z wodą.

Fluor reaguje wybuchowo z wodą, tworząc tlen atomowy:

H2O+F2=2HF+O

Pozostałe halogeny reagują z wodą według następującego schematu:

Gal 0 2 +H 2 O «NGal -1 +NGal +1 O

Ta reakcja jest reakcją dysproporcjonowania, w której halogen jest zarówno środkiem redukującym, jak i utleniającym, na przykład:

Cl 2 + H 2 O «HCl + HClO

Cl2 +H20H + +Cl - +HClO

Сl°+1e - ®Сl - Cl°-1e - ®Сl +

gdzie HCl oznacza mocny kwas solny; HClO - słaby kwas podchlorawy

6. Halogeny mają zdolność usuwania wodoru z innych substancji, terpentyny + C1 2 = HC1 + węgiel

Chlor zastępuje wodór w węglowodorach nasyconych: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl

i łączy związki nienasycone:

C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2

7. Reaktywność halogenów maleje w szeregu F-Cl - Br - I. Dlatego poprzedni pierwiastek wypiera kolejny z kwasów typu NG (G - halogen) i ich soli. W tym przypadku aktywność maleje: F 2 >Cl 2 >Br 2 >I 2

Aplikacja

Chlor służy do dezynfekcji wody pitnej, wybielania tkanin i masy papierniczej. Duże jego ilości zużywa się do produkcji kwasu solnego, wybielaczy itp. Fluor jest szeroko stosowany w syntezie materiały polimerowe- fluoroplasty, które mają wysoką odporność chemiczną, a także jako utleniacz paliwa rakietowego. Niektóre związki fluoru są stosowane w medycynie. Brom i jod są silnymi utleniaczami i są stosowane w różnych syntezach i analizach substancji.

Do produkcji leków wykorzystuje się duże ilości bromu i jodu.

Halogenowodory

Związki halogenów z wodorem HX, gdzie X oznacza dowolny halogen, nazywane są halogenowodorami. Ze względu na wysoką elektroujemność halogenów, para elektronów wiążących jest przesunięta w ich stronę, dlatego cząsteczki tych związków są polarne.

Halogenowodory to bezbarwne gazy o ostrym zapachu i łatwo rozpuszczalne w wodzie. W temperaturze 0°C rozpuścić 500 objętości HCl, 600 objętości HBr i 450 objętości HI w 1 objętości wody. Fluorowodór miesza się z wodą w dowolnym stosunku. Wysoka rozpuszczalność tych związków w wodzie umożliwia otrzymanie stężonych

Tabela 16. Stopnie dysocjacji kwasów halogenowodorowych

rozwiązania do kąpieli. Po rozpuszczeniu w wodzie halogenowodory dysocjują jak kwasy. HF należy do związków słabo zdysocjowanych, co tłumaczy się specjalną siłą wiązania w chłodziwie. Pozostałe roztwory halogenowodorów zaliczamy do mocnych kwasów.

HF – kwas fluorowodorowy HC1 – kwas solny HBr – kwas bromowodorowy HI – kwas jodowodorowy

Zwiększa się siła kwasów szeregu HF – HCl – HBr – HI, co tłumaczy się spadkiem energii wiązania w tym samym kierunku i wzrostem odległości międzyjądrowej. HI jest najsilniejszym kwasem z szeregu kwasów halogenowodorowych (patrz tabela 16).

Polaryzowalność wzrasta ze względu na fakt, że woda polaryzuje

Większe połączenie to takie, którego długość jest większa. I Sole kwasów halogenowodorowych są odpowiednio kolejne tytuły: fluorki, chlorki, bromki, jodki.

Właściwości chemiczne kwasów halogenowodorowych

W postaci suchej halogenowodory nie mają wpływu na większość metali.

1. Wodne roztwory halogenowodorów mają właściwości kwasów beztlenowych. Oddziałują energicznie z wieloma metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami; nie wpływają one na metale, które po wodorze znajdują się w szeregu napięcia elektrochemicznego metali. Wejdź w interakcję z niektórymi solami i gazami.

Kwas fluorowodorowy niszczy szkło i krzemiany:

SiO2 +4HF=SiF4 +2H2O

Dlatego nie można go przechowywać w szklanych pojemnikach.

2. W reakcjach redoks kwasy halogenowodorowe zachowują się jak środki redukujące, a aktywność redukująca w szeregach Cl - , Br - , I - wzrasta.

Paragon

Fluorowodór powstaje w wyniku działania stężonego kwasu siarkowego na fluoryt:

CaF2+H2SO4 =CaSO4+2HF

Chlorowodór powstaje w wyniku bezpośredniej reakcji wodoru z chlorem:

H2 + Cl2 = 2HCl

Jest to syntetyczna metoda produkcji.

Metoda siarczanowa opiera się na reakcji skoncentrowanej

kwas siarkowy z NaCl.

Przy lekkim ogrzewaniu reakcja przebiega z utworzeniem HCl i NaHSO4.

NaCl+H2SO4 =NaHSO4 +HCl

Z więcej wysoka temperatura następuje drugi etap reakcji:

NaCl+NaHSO4 = Na2SO4 +HCl

Ale nie da się uzyskać HBr i HI w podobny sposób, ponieważ ich związki z metalami podczas interakcji ze stężonymi

są utleniane przez kwas siarkowy, ponieważ I - i Br - są silnymi środkami redukującymi.

2NaBr -1 +2H 2 S +6 O 4(k) =Br 0 2 +S +4 O 2 +Na 2 SO 4 +2H 2 O

Bromowodór i jodowodór otrzymuje się przez hydrolizę PBr 3 i PI 3: PBr 3 +3H 2 O=3HBr+H 3 PO 3 PI 3 +3H 2 O=3HI+H 3 PO 3

Halogenki

Halogenki metali są typowymi solami. Charakteryzują się wiązaniem jonowym, w którym jony metali mają ładunek dodatni, a jony halogenowe mają ładunek ujemny. Mają sieć krystaliczną.

Zdolność redukcyjna halogenków wzrasta w kolejności Cl -, Br -, I - (patrz §2.2).

Rozpuszczalność słabo rozpuszczalnych soli maleje w szeregu AgCl - AgBr - AgI; przeciwnie, sól AgF jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Większość soli kwasów halogenowodorowych jest dobrze rozpuszczalna w wodzie.

Halogeny– Pierwiastki z grupy VII – fluor, chlor, brom, jod, astat (astat był mało badany ze względu na jego radioaktywność). Halogeny są odrębnymi niemetalami. Jedynie jod w rzadkich przypadkach wykazuje pewne właściwości podobne do metali.

W stanie niewzbudzonym atomy halogenu mają wspólną konfigurację elektronową: ns2np5. Oznacza to, że halogeny mają 7 elektronów walencyjnych, z wyjątkiem fluoru.

Właściwości fizyczne halogenów: F2 – gaz bezbarwny, trudny do skroplenia; Cl2 jest żółto-zielonym, łatwo skroplonym gazem o ostrym, duszącym zapachu; Br2 – czerwono-brązowa ciecz; I2 jest fioletową substancją krystaliczną.

Wodne roztwory halogenowodorów tworzą kwasy. HF – fluorowodór (fluor); HCl – solny (sól); НBr – bromowodór; HI – jodowodór. Siła kwasów maleje od góry do dołu. Kwas fluorowodorowy jest najsłabszym z szeregu kwasów halogenowanych, a kwas jodowodorowy jest najsilniejszy. Wyjaśnia to fakt, że energia wiązania Hg maleje z góry. Siła cząsteczki NG maleje w tym samym kierunku, co wiąże się ze wzrostem odległości międzyjądrowej. Zmniejsza się również rozpuszczalność soli słabo rozpuszczalnych w wodzie:

Od lewej do prawej rozpuszczalność halogenków maleje. AgF jest dobrze rozpuszczalny w wodzie. Wszystkie halogeny w stanie wolnym są środkami utleniającymi. Ich siła jako utleniaczy zmniejsza się od fluoru do jodu. W stanie krystalicznym, ciekłym i gazowym wszystkie halogeny występują w postaci pojedynczych cząsteczek. Promienie atomowe rosną w tym samym kierunku, co prowadzi do wzrostu temperatur topnienia i wrzenia. Fluor dysocjuje na atomy lepiej niż jod. Potencjały elektrod zmniejszają się podczas przesuwania się w dół podgrupy halogenów. Fluor ma najwyższy potencjał elektrodowy. Fluor jest najsilniejszym utleniaczem. Każdy wyższy wolny halogen wyprze niższy, który jest w stanie ujemnego, pojedynczo naładowanego jonu w roztworze.

20. Chlor. Chlorowodór i kwas solny

Chlor (Cl) – stoi w 3. okresie, w VII grupie głównej podgrupy układu okresowego, numer porządkowy 17, masa atomowa 35,453; odnosi się do halogenów.

Właściwości fizyczne:żółtozielony gaz o ostrym zapachu. Gęstość 3,214 g/l; temperatura topnienia -101°C; temperatura wrzenia -33,97 °C. W zwykłej temperaturze łatwo ulega upłynnieniu pod ciśnieniem 0,6 MPa. Rozpuszczając się w wodzie tworzy żółtawą wodę chlorową. Jest dobrze rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych, zwłaszcza w heksanie (C6H14) i czterochlorku węgla.

Właściwości chemiczne chloru: konfiguracja elektroniczna: 1s22s22p63s22p5. Na poziomie zewnętrznym znajduje się 7 elektronów. Do ukończenia poziomu potrzebny jest 1 elektron, który przyjmuje chlor, wykazujący stopień utlenienia -1. Istnieją również dodatnie stopnie utlenienia chloru do + 7. Znane są tlenki chloru: Cl2O, ClO2, Cl2O6 i Cl2O7. Wszystkie są niestabilne. Chlor jest silnym utleniaczem. Reaguje bezpośrednio z metalami i niemetalami:

Reaguje z wodorem. W normalnych warunkach reakcja przebiega powoli, przy silnym ogrzewaniu lub oświetleniu - z eksplozją, zgodnie z mechanizmem łańcuchowym:

Chlor oddziałuje z roztworami alkalicznymi, tworząc sole - podchloryn i chlorki:

Kiedy chlor przechodzi do roztworu alkalicznego, powstaje mieszanina roztworów chlorków i podchlorynów:

Chlor jest reduktorem: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.

Interakcja z wodą:

Chlor nie reaguje bezpośrednio z węglem, azotem i tlenem.

Paragon: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.

Elektroliza: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH.

Znalezienie w naturze: zawarty w następujących minerałach: halit (sól kamienna), sylwin, biszofit; woda morska zawiera chlorki sodu, potasu, magnezu i innych pierwiastków.

Chlorowodór HCl. Właściwości fizyczne: bezbarwny gaz, cięższy od powietrza, dobrze rozpuszczalny w wodzie, tworząc kwas solny.

Paragon: w laboratorium:

W przemyśle: wodór spala się w strumieniu chloru. Następnie chlorowodór rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas solny (patrz wyżej).

Właściwości chemiczne: kwas solny jest mocny, jednozasadowy, oddziałuje z metalami w szeregu napięć aż do wodoru: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Jako środek redukujący reaguje z tlenkami i wodorotlenkami wielu metali.

1. Ogólna charakterystyka halogenów . Budowa atomowa i stopnie utlenienia halogenów w związkach. Charakter zmian promieni atomowych, energii jonizacji, powinowactwa elektronowego i elektroujemności w szeregu F - At. Charakter wiązań chemicznych halogenów z metalami i niemetalami. Stabilność wyższych stanów wartościowości halogenów. Cechy fluoru.

1. Z. 367-371; 2. Z. 338-347; 3. Z. 415-416; 4. Z. 270-271; 7. Z. 340-345.

2. Budowa molekularna i właściwości fizyczne prostych substancji halogenowych . Postać wiązanie chemiczne w cząsteczkach halogenów. Właściwości fizyczne halogeny: stan skupienia, temperatury topnienia i wrzenia w szeregu fluorowo-astatynowym, rozpuszczalność w wodzie i rozpuszczalnikach organicznych.

1. Z. 370-372; 2. Z. 340-347; 3. Z. 415-416; 4. Z. 271-287; 8. Z. 367-370.

3. Właściwości chemiczne halogenów . Przyczyny wysokiej aktywności chemicznej halogenów i jej zmiany według grup. Związek z wodą, roztworami alkalicznymi, metalami i niemetalami. Wpływ temperatury na skład produktów dysproporcjonowania halogenów w roztworach alkalicznych. Cechy chemii fluoru. Naturalne związki halogenowe. Zasady przemysłowych i laboratoryjnych metod wytwarzania halogenów. Zastosowanie halogenów. Fizjologiczne i farmakologiczne oddziaływanie halogenów i ich związków na organizmy żywe. Toksyczność halogenów i środki ostrożności podczas pracy z nimi.

1. Z. 372-374, s. 372-374. 387-388; 2. Z. 342-347; 3. Z. 416-419; 4. Z. 276-287; 7. s. 340-345, s. 340-345 355; 8. Z. 380-382.

Substancje proste, halogeny, w przeciwieństwie do wodoru, są bardzo aktywne. Najbardziej charakteryzują się właściwościami utleniającymi, które stopniowo słabną w szeregu F 2 – At 2. Najbardziej aktywnym z halogenów jest fluor: nawet woda i piasek w jego atmosferze zapalają się samoistnie! Halogeny reagują energicznie z większością metali, niemetali i substancji złożonych.

4. Produkcja i zastosowanie halogenów .

1. Z. 371-372; 2. Z. 345-347; 3. Z. 416-419; 4. Z. 275-287; 7. s. 340-345; 8. Z. 380-382.

Wszystkie metody wytwarzania halogenów opierają się na reakcjach utleniania anionów halogenkowych różnymi utleniaczami: 2Gal -1 -2e - = Gal

W przemyśle halogeny otrzymuje się przez elektrolizę stopów (F2 i Cl2) lub wodnych roztworów (Cl2) halogenków; zastąpienie mniej aktywnych halogenów przez bardziej aktywne z odpowiednich halogenków (I 2 - brom; I 2 lub Br 2 - chlor)

Halogeny w laboratorium otrzymuje się przez utlenianie halogenowodorów (HCl, HBr) w roztworach silnymi utleniaczami (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, PbO 2, MnO 2, KClO 3); utlenianie halogenków (NaBr, KI) wskazanymi utleniaczami w środowisku kwaśnym (H 2 SO 4).

Binarne związki halogenowe

1. Związki wodoru (halogenowodory) . Charakter wiązań chemicznych w cząsteczkach. Polaryzacja cząsteczek. Właściwości fizyczne, stan skupienia, rozpuszczalność w wodzie. Charakter zmian temperatur topnienia i wrzenia w szeregu HF – HI. Stowarzyszenie cząsteczek fluorowodoru. Stabilność termiczna halogenowodorów. Reaktywność. Właściwości kwasów, cechy kwasu fluorowodorowego. Właściwości regenerujące. Ogólne zasady otrzymywanie halogenowodorów: synteza z substancji prostych i z halogenków. Chlorowodór i kwas solny. Fizyczne i Właściwości chemiczne. Metody uzyskiwania. Zastosowanie kwasu solnego. Rola kwasu solnego i chlorków w procesach życiowych. Halogenki.

1. Z. 375-382; 2. Z. 347-353; 3. Z. 419-420; 4. Z. 272-275, s. 272-275. 289-292; 7. s. 354–545; 8. Z. 370-373, s. 370-373. 374-375.

2 . Związki halogenów z tlenem.

1. Z. 377-380; 2. Z. 353-359; 3. Z. 420-423; 4. Z. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Z. 375-376, s. 375-376. 379.

3. Związki z innymi niemetalami.

1. Z. 375-381; 2. Z. 342-345; 4. Z. 292-296; 7. s. 350-355.

4 . Połączenia z metalami .

2. Z. 342; 4. Z. 292-296; 7. s. 350-355.

Wieloelementowe związki halogenowe

1. Kwasy chlorowe zawierające tlen i ich sole. Kwasy podchlorawy, chlorowy, nadchlorowy i nadchlorowy. Zmiany właściwości kwasowych, stabilności i właściwości utleniających w szeregu HClO – HClO 4 . Zasady otrzymywania tych kwasów. Podchloryny, chloryny, chlorany i nadchlorany. Stabilność termiczna i właściwości utleniające. Ogólne zasady otrzymywania soli. Stosowanie soli. Proszek wybielający. sól Berthollet’a. Nadchloran amonu.

1. Z. 382-387; 2. Z. 353-359; 3. Z. 423; 4. Z. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Z. 375-378.

2 . Zawierające tlen kwasy bromowe i jodowe oraz ich sole .

1. Z. 382-387; 2. Z. 353-359; 3. Z. 423; 4. Z. 292-296; 7. s. 350-354; 8. Z. 379-380.

3 . Zastosowanie halogenów i ich najważniejszych związków

1. Z. 387-388; 2. Z. 345-347; 3. Z. 419-423; 4. Z. 272-296; 8. Z. 380-382.

4 . Biologiczna rola związków halogenowych

1. Z. 387-388; 2. Z. 340-347; 3. Z. 419-423; 4. Z. 272-296; 8. Z. 380-382.

Relacjanajważniejsze związki chloru:

Fluor- utleniacz paliwa rakietowe; ClF 3 jest utleniaczem ciekłych paliw do silników odrzutowych oraz środkiem fluorującym. HF - do produkcji syntetycznego kriolitu K 3 [AlF 6], do trawienia szkła. Fluor i fluorochlorowęglowodory są wykorzystywane do produkcji freonów, chłodziw w agregaty chłodnicze i klimatyzatory. Głównym zużyciem fluoru jest przemysł nuklearny, elektrotechnika oraz produkcja materiałów polimerowych, w tym fluoroplastów - 4 (teflon). Polimery fluorowe mają cenne właściwości: niepalność, odporność chemiczną, brak kruchości w niskich temperaturach itp. Kauczuki zawierające fluor zachowują elastyczność i nie ulegają zniszczeniu w kwasach.

Chlor- do produkcji chlorowodoru (HCl) i kwasu solnego (chlorowodorowego); do wybielania tkanin i masy papierniczej, do dezynfekcji wody pitnej (~ 1,5 g na 1 m 3 H 2 O), przy produkcji substancji wybielających i toksycznych. Chlor wykorzystuje się także do otrzymywania pochodnych chlorowych związków rozpuszczalników organicznych – SHC1 3; CCl4.

HC1 – używany do produkcji kwasu solnego (chlorowodorowego) i jego soli – chlorków różne metale. Kwas solny jest stosowany w medycynie jako lek. NaС1 - przyprawa do żywności, w celu uzyskania Cl 2; NaOH; Na 2 CO 3, mydło, a także jest lekiem.

AlC1 3 - katalizator w syntezach organicznych.

KI i NaI są również używane w Analiza chemiczna i produkcja materiałów fotograficznych.

AgBr jest głównym składnikiem światłoczułej warstwy filmów fotograficznych i papieru.

I 2 - w aptece do sporządzania alkoholowych roztworów jodu.

AgI - w produkcji materiałów fotograficznych.

Spośród soli okso chlorany stosuje się: KClO 3 i NaClO 3 w produkcji zapałek i materiałów wybuchowych oraz w pirotechnice. Mg(ClO 3) 2 - herbicyd stosowany jest do zwalczania chwastów. Nadchlorany znalazły zastosowanie w pirotechnice.

Podchloryny: KClO i NaClO są silnymi utleniaczami, stosowanymi do bielenia tkanin bawełnianych, lnianych oraz masy papierniczej. Efekt wybielania jest związany z tlenem atomowym:

KClO + H 2 O + CO 2 ® KHCO 3 + HClO

Chlorek wapna - CaOCl 2 - do dezynfekcji i jako odgazowywacz. Stosuje się go w postaci suchej oraz w postaci 0,2-5% roztworów.

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

CaOCl 2 + CO 2 ®CaCO 3 + Cl 2

Brom i jod wykorzystywane są w syntezie organicznej do otrzymywania związków bromoorganicznych, które służą do impregnacji drewna, chroniąc je przed gniciem.

Halogeny działają toksycznie, podrażniają błony śluzowe i narządy oddechowe. Nadmiar jonów fluorkowych w woda pitna szkodliwy dla rozwoju zębów i kości, a jego niedobór jest również szkodliwy. Stwierdzono niebezpieczny wpływ freonów na układ sercowo-naczyniowy. Tlenki halogenów i międzyhalogenki (związki międzyhalogenowe) mają działanie toksyczne.

Chlorany metali alkalicznych: KClO 3 ; NaClO 3 i inne zaliczane są do trucizn krwi (powodują rozpad czerwonych krwinek). Należy również wziąć pod uwagę zdolność wielu związków halogenowych do zapalenia i wybuchowego rozkładu (HClO 4), dlatego przechowywanie i praca z tymi substancjami wymaga niezbędne środkiśrodków ostrożności i przestrzegania przepisów bezpieczeństwa.

Międzyhalogenki (połączenia halogenów ze sobą)

Halogeny mogą tworzyć ze sobą różne związki. Zwykle są to związki jedno-, dwu-, trzy-, pięcio- i więcej (IF 7) - związki wartościowości w stosunku do fluoru, chloru i bromu ogólna formułaГ(Г) n . Wartość n jest nieparzysta i nie przekracza siedmiu. Otrzymuje się je bezpośrednio z pierwiastków lub przez działanie nadmiaru halogenu na odpowiedni międzyhalogenek:

Cl2 + F22ClF;

Br2 + F2® 2BrF

5F 2 + I 2 ® 2JEŻELI 5

F 2 + ClF 3 ® ClF 5

4F 2 + 2BrF® 2BrF 5

3Cl 2 + I 2 ® 2ICl 3

Br2 + Cl2® 2BrCl

Są to związki bardzo lotne; większość z nich jest słabo stabilna i wysoce reaktywna, ale żaden z nich nie jest wybuchowy.

W obecności halogenków rozpuszczalność niektórych halogenów w wodzie wzrasta w wyniku kompleksowania:

I 2 + KI ® K - dijodojodan potasu

Ja - + Ja 2 ® -

Biologiczna rola halogenów

Fluor

Fluor, podobnie jak jod, występuje w organizmie człowieka głównie w postaci związanej (chlor i brom – w postaci uwodnionych jonów) i pod względem zawartości (~7 mg, 10 -5%) zaliczany jest do pierwiastków śladowych .

Fluor jest niezbędny do prawidłowego rozwoju Ludzkie ciało z jego niedoborem rozwija się niedokrwistość. Jednak główna biologiczna rola tego pierwiastka wiąże się z jego udziałem w rozwoju zębów, kości i paznokci nie tylko u ludzi, ale także u zwierząt. Występuje we wszystkich narządach człowieka, ale najbogatsze z nich to kości i zęby. W szkliwie zębów (0,01%) i tkance kostnej (jego zawartość jest 100 000 razy większa niż w tkankach miękkich) fluor występuje w postaci mineralnej, w postaci trudno rozpuszczalnej i kwasoodpornej soli wapnia - fluoroapatytu - Ca 5 (PO 4 ) 3 F lub 3Ca 3 (PO 4) 2 `CaF 2.

Biologiczne działanie fluoru jest ściśle związane z jego zawartością i wejściem do organizmu woda pitna i jedzenie. Badania równowagi fluorków w organizmie człowieka wykazały, że spożycie fluoru w wodzie wynosi średnio 1 mg/l. 90% fluoru dostającego się do organizmu wraz z wodą pitną jest wydalane z moczem. Nie licząc wody pitnej, osoba otrzymuje w diecie około 0,2–0,3 mg fluoru dziennie. Organizm ludzki wchłania fluor z produktów spożywczych o 20% mniej niż z wody. Dlatego konieczne jest stałe monitorowanie wody pitnej pod kątem zawartości fluoru.

Kiedy zawartość fluoru w wodzie pitnej jest mniejsza niż 1 mg/l, u ludzi rozwija się próchnica. Gdy zawartość fluoru jest wyższa od maksymalnie dopuszczalnego stężenia - powyżej 1,2 mg/l (znane są obszary zawierające złoża fluoroapatytu, w których fluor zawiera więcej niż 8 mg/l), procesy odnowy tkanki kostnej zostają zakłócone i powstaje niebezpieczny rozwija się choroba - fluoroza lub fluoroza związana ze zwiększoną łamliwością kości, ich deformacją i ogólnym wyczerpaniem całego organizmu, w wyniku zaburzeń metabolizmu fosforu i wapnia. W takim przypadku szkliwo zębów staje się kruche i łatwo ulega zniszczeniu (zawartość w nich fluoru przekracza normę 3-5 razy). Pojawiają się również inne objawy tej choroby - uszkodzenie tarczycy, nerek i innych narządów.

Krowie mleko zawiera fluor od 0,1-0,2 mg na 1 litr. Ryby, skorupiaki i algi jadalne zawierają średnio 0,5-1,5 mg fluoru na 100 g świeżej masy. Najwięcej fluoru z obiektów roślinnych występuje w herbacie.

Na obszarach przeważnie górzystych lub oddalonych od morza zawartość fluoru w wodzie pitnej i produktach spożywczych jest zwykle znacznie niższa od wymaganego stężenia (poniżej 0,5 mg/l). Brak fluoru prowadzi do próchnicy zębów.

Według badań szkliwo zdrowych zębów zawiera 0,01% fluoru, natomiast w zębach próchnicowych – 0,0069% lub mniej. Jak wiadomo, podstawą mineralną tkanek zęba (zębiny) są następujące sole: Ca 5 (PO 4) 3 (OH) - hydroksyapatyt, Ca 5 (PO 4) 3 Cl - chlorapatyt (zawarty w zębinie) i Ca 5 (PO 4) 3 F – fluoroapatyt (występuje w szkliwie).

Fluorapatyt jest twardszy i chroni warstwę szkliwa zębów przed zniszczeniem. Kiedy szkliwo zostaje uszkodzone przez kwasy wytwarzane przez bakterie, rozpoczyna się próchnica zębów – stopniowe niszczenie w wyniku rozpuszczania baza mineralna jego wewnętrzna część:

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

Istnieją dowody na to, że jony fluorkowe mogą stosunkowo łatwo zastąpić jony wodorotlenkowe (OH -) w hydroksyapatycie, tworząc twardsze i mniej rozpuszczalne kryształy - fluoroapatyt:

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

Dlatego też na terenach, które charakteryzują się niewystarczającą zawartością fluoru w wodzie pitnej i zwiększoną częstością występowania próchnicy, w celach profilaktycznych wodę poddaje się fluoryzacji poprzez dodanie do niej określonych ilości NaF w normie (1 mg/l).

Jeżeli szkliwo jest lekko uszkodzone, możliwa jest remineralizacja szkliwa zębów poprzez zastosowanie fluorku sodu jako lokalnego czynnika zewnętrznego (pasty do zębów):

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

pasta do szkliwa zębów

Równolegle z remineralizacją środowisko jamy ustnej ulega alkalizowaniu i neutralizacji kwasów wytwarzanych przez bakterie.

Jeśli chodzi o zanieczyszczenie środowiska środowisko Można zauważyć, że w porównaniu z innymi halogenami fluor ściśle związany (w związkach, które tworzy) praktycznie nie uczestniczy w cyklu chemicznym i w niewielkim stopniu odbywa się poprzez wytrącanie. Jednakże jony fluorkowe zawarte w niefluorowanych nawozach fosforowych i środkach do konserwacji drewna – NaF i innych związkach – stwarzają istotne zagrożenie dla środowiska. Szczególnie toksyczne są substancje organiczne zawierające chlorowce, które są stosowane jako pestycydy.

Zatem fluor jako pierwiastek śladowy w postaci fluoroapatytów wchodzi w skład szkliwa zębów i tkanki kostnej. Jest niezbędny do prawidłowego rozwoju organizmu człowieka. Jego działanie biologiczne wiąże się przede wszystkim z powstawaniem nierozpuszczalnego fluoroapatytu, który chroni warstwę szkliwa zębów. W zależności od wymaganego fizjologicznego stężenia fluoru w organizmie (co wiąże się z jego pobraniem z wody pitnej i produkty żywieniowe) może dojść do rozwoju chorób takich jak próchnica (zawartość fluoru w wodzie pitnej poniżej 1 mg/l) czy fluor – przy wyższych stężeniach fluoru.

Chlor

Chlor jest makroelementem niezbędnym i niezastąpionym do życia. Jego zawartość w organizmie człowieka przekracza 100 g (~0,15%), pozostałe halogeny to pierwiastki śladowe (10 -5%).

W organizmie znajduje się na stopniu utlenienia -1 w postaci uwodnionej, podobnie jak jon bromkowy (fluor i jod występują głównie w stanie związanym). Chlor w postaci rozpuszczalnych soli sodu, wapnia, potasu itp. występuje w różnych płynach biologicznych i pełni ważną rolę biologiczną - zapewnia przepływ jonów przez błony komórkowe, bierze udział w utrzymaniu stałego ciśnienia osmotycznego krwi i innych płynów (homeostaza osmotyczna) oraz bierze udział w zapewnieniu wymaganego stężenia kationów (homeostaza chemiczna); aktywuje niektóre enzymy (pepsynę) w procesie wytwarzania soku żołądkowego i regulacji gospodarki wodnej.

Kwas solny jest część integralna sok żołądkowy ludzi i zwierząt o zawartości W(HCl) od 0,3 do 0,5%. Chlorek sodu jest niezbędny do produkcji kwasu solnego w soku żołądkowym. Uwalnianie HCl z komórek błony śluzowej żołądka opisuje następujące równanie:

Cl - + H 2 CO 3 (krew) HCO 3 - (krew) + HCl (żołądek)

Przejście enzymu pepsyny do aktywna forma możliwe w kwasie solnym. W wyniku hydrolitycznego rozerwania wiązań peptydowych pepsyna zapewnia trawienie białek:

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

Zatem kwas solny odgrywa ważną rolę w procesie trawienia. Czysty, rozcieńczony kwas o zawartości W (HCl) = 8,2-8,4% stosuje się doustnie w postaci kropli i mieszanek (często razem z pepsyną) przy niskiej kwasowości soku żołądkowego.

Razem z innymi jonami (K +, Na +, Ca 2+ itp.) Jony chloru biorą udział w przenoszeniu impulsów nerwowych przez błony komórki nerwowe, utrzymując pobudliwość komórek mięśniowych. Jony chlorkowe są głównymi ujemnie naładowanymi jonami roztworów wewnątrzkomórkowych i płynów międzykomórkowych, tworzą cienkie warstwy jonowe po obu stronach błon komórkowych i tym samym uczestniczą w tworzeniu elektrycznego potencjału błonowego, który reguluje procesy przenoszenia substancji nieorganicznych i międzykomórkowych. materia organiczna poprzez membrany. To wyjaśnia jego udział (wraz z jonami K+ i Na+) w tworzeniu pewnego ciśnienia osmotycznego i regulacji metabolizmu wody i soli. Uwodnione jony chlorkowe biorą udział w utrzymaniu fizjologicznie wymaganej zawartości wody w komórce.

Prawie wszystkie tkanki organizmów żywych mają właściwości półprzepuszczalne, w tym błonę komórkową, przez którą mogą przejść tylko cząstki o określonej wielkości.

W przeciwieństwie do jonów bromkowych, jony chlorkowe mają optymalny promień penetracji błon komórkowych. Wyjaśnia to udział jonów chlorkowych (wraz z jonami K+ i Na+) w tworzeniu pewnego ciśnienia osmotycznego krwi i innych płynów biologicznych (tkanek, limfy itp.). Dzięki osmozie regulowany jest przepływ wody do komórek i struktur międzykomórkowych. W procesach wchłaniania i metabolizmu pokarmu ważną rolę odgrywają także zjawiska osmotyczne. Rozwiązania leki podawane dożylnie lub podskórnie, muszą być izotoniczne (zawierać taką samą liczbę cząstek aktywnych osmotycznie). W przeciwieństwie do jonów chlorkowych, jony chlorkowe nie są toksyczne chlor molekularny. Chlor gazowy podrażnia błonę śluzową dróg oddechowych i niszczy płuca. Wdychanie powietrza zawierającego 0,05% chloru przez 1-2 godziny może spowodować uduszenie i śmierć. Chlor był pierwszym chemicznym środkiem bojowym użytym przez Niemcy w bitwach pod Ypres (Belgia) w 1915 roku. Maksymalne dopuszczalne stężenie chloru gazowego w powietrzu wynosi 0,001 mg/l.

Ciśnienie osmotyczne ludzkiej krwi w temperaturze 310 K (37°C) wynosi 780 kPa (7,7 atm). Takie samo ciśnienie wytwarza 0,9% wodny roztwór NaCl (0,15 mol/l), który jest izotoniczny z krwią i nazywany jest solą fizjologiczną.

Jednak oprócz jonów Cl - i jonów Na + we krwi znajdują się inne substancje niezbędne dla człowieka. W medycynie zwykle stosuje się roztwory, które zawierają te same składniki i w takich samych ilościach, jak we krwi. W przeciwnym razie w wyniku osmozy komórki albo pęcznieją, aż do pęknięcia ich ścianek, albo kurczą się z powodu utraty wody. Obrzęk (hemoliza) występuje w roztworach hipotonicznych, tj. w roztworach o niższych stężeniach niż roztwory izotoniczne. Kurczenie się (plazmoliza) zachodzi w roztworach hipertonicznych, których stężenie jest większe niż stężenie izotonicznych. W celów leczniczych Jako czynnik zewnętrzny stosuje się roztwory hipertoniczne (W(NaCl) = 10%). Opatrunki gazowe zwilżone hipertonicznym roztworem NaCl oczyszczają rany zgodnie z prawem osmozy ze względu na kierunek przepływu płynu na zewnątrz.

Dzienne zapotrzebowanie chlorku sodu wynosi 5-10 g. W przypadku chorób żołądka (nadkwaśne zapalenie błony śluzowej żołądka) lub wrzodów trawiennych należy ograniczyć spożycie NaCl ze względu na zwiększoną kwasowość.

Nadmierne spożycie NaCl przyczynia się do pojawienia się nadciśnienia.

Jony chlorkowe nie mają działania toksycznego, ale prosta substancja - Cl 2, jak już wspomniano, a jej związki organiczne i tlenowe są silnie toksyczne. Zawartość chloru w wodzie (2,10 -6 g/ml) określa właściwości przeciwdrobnoustrojowe wody i powoduje śmierć wielu różnych bakterii. Kiedy chlor rozpuszcza się w wodzie, powstaje kwas podchlorawy, który łatwo przenika do komórki drobnoustroju i inaktywuje enzymy:

Cl 2 + H 2 O «HCl + HClO

HClO « HCl + O

Intensywność cyklu chloru w przyrodzie jest znacznie większa niż w przypadku innych halogenów.

Mobilny, nie tworzący (w większości przypadków) nierozpuszczalnych soli, chlor jest szybko unoszony wraz z opadami atmosferycznymi, które przedostają się do gleby w postaci pyłów i aerozoli.

Szkodliwą dla środowiska formą chloru jest chlorowodór uwalniany w wielu gałęziach przemysłu. W postaci opadów zakwasza glebę. Jednak największym zagrożeniem dla środowiska są pestycydy zawierające chlor, dlatego przy ich stosowaniu należy przestrzegać norm i technologii dystrybucji.

Brom

Największą aktywność biologiczną wykazuje nieorganiczna forma bromu, jony bromkowe (Br -). W organizmie, podobnie jak jony chlorkowe, są w postaci uwodnionej ze względu na orientację i koordynację cząsteczek wody polarnej:

Nawodnienie to oddziaływanie substancji z cząsteczkami wody, podczas którego cząsteczki wody nie ulegają zniszczeniu. Wyróżnia się nawodnienie słabe i mocne. Słabe uwodnienie jest charakterystyczne dla jonów o niskim ładunku i dużym promieniu. W przypadku jonów bromkowych (r(Br -) = 0,114 nm) orientacja dipoli wody nie prowadzi do powstania wiązania chemicznego, dlatego liczba cząsteczek wody w powłoce hydratacyjnej ulega ciągłym zmianom.

Jony bromkowe nasilają procesy hamowania w ośrodkowym układzie nerwowym (OUN), dlatego związki bromu znajdują szerokie zastosowanie w praktyce medycznej.

Przez długi czas mechanizm działania bromków na ośrodkowy układ nerwowy pozostaje nieznany. Obecnie rola związków bromu w życiu organizmu nie jest jeszcze wystarczająco wyjaśniona.

Uspokajające działanie związków bromu było podobne do działania tabletek nasennych, wierząc, że jony bromku zmniejszają pobudliwość sfery ruchowej mózgu i zmniejszają pobudliwość ośrodkowego układu nerwowego.

Dopiero w 1910 roku rosyjski fizjolog I.P. Pawłowowi i jego uczniom udało się znaleźć prawidłowe wyjaśnienie wpływu bromu na centralny układ nerwowy.

Brom nie zmniejsza pobudliwości, ale wzmaga proces hamowania. Preparaty bromu okazały się przydatne w zakłócaniu prawidłowej zależności pomiędzy procesami pobudzenia i hamowania w korze mózgowej. To lecznicze działanie bromków na układ nerwowy. Mechanizm działania jonów bromkowych nie został jednak w pełni wyjaśniony.

W działaniu uspokajającym, oprócz wzmożenia procesu hamowania ośrodkowego układu nerwowego, istotne może być oddziaływanie tych jonów na przysadkę mózgową, nadnercza i gonady.

Istnieją dowody na to, że związki bromu hamują czynność tarczycy i zwiększają aktywność kory nadnerczy.

Brom przedostaje się do organizmu człowieka głównie poprzez żywność pochodzenia roślinnego. W roślinach brom jest związany w postaci złożonej i przeważnie nierozpuszczalnej związki organiczne. Jest on zawsze obecny w roślinach, jednak różne części roślin są w różny sposób zaopatrywane w brom. W zielonej części roślin jest więcej bromu niż w korzeniach. Zawartość bromu w części mineralnej gleb i suchej biomasie roślinnej jest niewielka i waha się od 10 -10 do 10 -7%. Niektóre rośliny, na przykład rośliny strączkowe (groch, fasola, soczewica itp.) aktywnie gromadzą brom. Obecność bromu stwierdzono także w pszenicy i ziemniakach. Ustalono, że w wodzie występuje stosunkowo duża ilość bromu grzyby jadalne(borowiki i borowiki; w borowikach jego zawartość wynosi ~1,4'10 -3%).

Ale większość bromu na naszej planecie koncentruje się w morzach i wodzie słonych jezior (sól kuchenna zawiera 0,1% bromu), jego zawartość jest szczególnie wysoka w wodorostach - wodorost. Zawiera nie tylko brom, ale także jod, a także pierwiastki śladowe, witaminy i wiele innych cennych dla organizmu substancji.

Proszek Laminaria stosuje się w leczeniu i zapobieganiu miażdżycy, wola i innym chorobom.

Jako środki lecznicze stosuje się preparaty NaBr i KBr, choć najskuteczniejsze i mniej drażniące dla błon śluzowych są preparaty organobromowe, które w niektórych przypadkach zaczęły zastępować bromki nieorganiczne. Skład i działanie tych leków są badane na specjalnych kursach.

Preparaty bromu stosuje się także przy innych schorzeniach np. chorobach układu krążenia, chorobie wrzodowej czy epilepsji.

W praktyce medycznej radioaktywny izotop bromu – 82 Br (T1/2 = 35,8 godz.) znalazł zastosowanie w leczeniu nowotworów złośliwych.

Za jego pomocą bada się mechanizm działania niektórych leków terapeutycznych zawierających brom.

Bromki dobrze wchłaniają się z przewodu pokarmowego. Błony komórkowe są bardzo mało przepuszczalne dla dużych jonów bromkowych, dlatego znajdują się one głównie w płynie zewnątrzkomórkowym i tylko częściowo przenikają do komórek.

Brom jest uwalniany z krwi przez długi czas, ale w tkankach mózgu jest go 3-4 razy mniej. Brom łatwo zatrzymuje się w organizmie, stopniowo kumulując się (kumulując). Może to prowadzić do rozwoju zatrucia - „bromizmu”.

Przy długotrwałym stosowaniu bromków możliwe są następujące negatywne skutki: senność, osłabienie pamięci, drżenie rąk, języka, zaburzenia mowy i ogólne osłabienie. W takim przypadku należy zaprzestać przyjmowania bromków i przyspieszyć ich eliminację z organizmu wprowadzając chlorek sodu w ilości 5-10-25 g. W organizmie człowieka istnieje pewna dynamiczna zależność pomiędzy zawartością bromków a zawartością bromków zawarte w nim jony chlorkowe: Br - «Cl - .

Wzrost zawartości jonów bromkowych we krwi zaburza tę równowagę i zgodnie z zasadą Le Chateliera następuje szybkie uwalnianie jonów chlorkowych przez nerki, a przy nadmiarze jonów chlorkowych wręcz przeciwnie, jony bromkowe uwalniane są z organizmu ciało. Dlatego też duży nadmiar przyjętego chlorku sodu zwiększa szybkość uwalniania jonów bromkowych z organizmu, co wykorzystywane jest przy zatruciach solami bromu.

Bromki w dawce 1-2 g powodują uspokojenie psychiczne i motoryczne; w dawce 3-4 g - senność i sen, letarg; w dawce 10-15 g - śpiączka, depresja centralnego układu nerwowego i zatrucie całego organizmu.

Dawki terapeutyczne bromku zależą od jego rodzaju system nerwowy pacjenta i może wynosić od kilku miligramów do kilku gramów. Biorąc pod uwagę te wskaźniki, dawki bromku dobierane są indywidualnie.

Toksyczność jonów bromkowych jest niewielka, jednak ze względu na ich powolną eliminację z organizmu (w ciągu 30-60 dni) mogą one kumulować się, powodując przewlekłe zatrucie. W tym przypadku należy wziąć pod uwagę inne niepożądane zjawisko - wymienność jonów halogenkowych.

Porównując niektóre wskaźniki fizykochemiczne halogenów (wartości VEO, promienie atomów i jonów itp.), Można zauważyć, że brom zajmuje pozycja pośrednia pomiędzy chlorem i jodem:

Wskaźniki: Cl - Br - I -

OEO 3,2 3,0 2,7

jony r (nm) 0,181 0,196 0,220

Bliskie wartości tych i innych wskaźników pozwalają jonom bromkowym w nadmiarze zastąpić jony jodkowe w hormonach tarczycy. Zastąpienie to prowadzi do braku jodu w organizmie, co przyczynia się do nadczynności gruczołu (nadmierna produkcja hormonów). W tym przypadku obserwuje się zjawisko synergii - zwiększoną aktywność tarczycy (nadczynność tarczycy).

Zatem działanie biologiczne bromu zależy od jego ilości w organizmie człowieka i jego ilościowego wzrostu w miarę długotrwałego stosowania związków bromu.

Brom cząsteczkowy (Br 2), w przeciwieństwie do jonów bromkowych, jest bardzo trujący. Podczas pracy z nim należy zachować ostrożność i przestrzegać zasad bezpieczeństwa. Stężenie par bromu w powietrzu wynoszące ~0,001% powoduje zawroty głowy, podrażnienie błon śluzowych, kaszel i uduszenie. Na łagodne zatrucie Amoniak należy wdychać ostrożnie. Jeśli dostaniesz ciekły brom na ręce, zmyj go. duża ilość wodą i roztworem sody oczyszczonej, następnie nasmaruj dotknięte miejsce maścią zawierającą NaHCO 3.