Типові неметали – галогени, їх характеристика, властивості і сполуки

23

Зміст:

Вступ 3

1. Типові неметали - галогени, їх характеристика, властивості і сполуки5 2. Застосування галогенів та їх найважливіших сполук 13

Висновок 21

Використана література 23

Вступ

До головної підгрупи VII групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва входять: Фтор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод J та Астат At. Загальна назва цієї групи елементів - галогени, що в перекладі означає “солеродні”. Атоми галогенів мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns2np5.

У збуджених станах атом Хлору може утворювати 3,5 або 7 спільних електронних пар з іншими атомами. Таке число зв'язків характерне для сполук Хлору з киснем. Збуджені стани можливі і для атомів Брому, Йоду, Астату. Всі галогени відносяться до р-елементів. З підвищенням порядкового номера у ряді F - At збільшуються радіуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають неметалічні властивості й окислювальна здатність елементів. Найбільш виражені неметалічні властивості у Фтору, найменш - у Йоду.

У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: F₂, Cl₂, Br₂, J₂ зв'язки між атомами - ковалентні неполярні. Кристалічна решітка галогенів молекулярного типу.

Фтор - газ світло-зеленого кольору і дуже отруйний (с = 1,11 г/см³). Фтор не може бути розчинений у воді через те, що він взаємодіє з нею.

Хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким, неприємним запахом. Хлор тяжчий за повітря, розчинний у воді, утворює хлорну воду.

Бром - рідина червоно-бурого забарвлення з неприємним запахом, у воді розчиняється погано, утворюючи бромну воду. Розчиняється в органічних розчинниках - бензолі, хлороформі. Якщо до бромної води додати бензолу і добре збовтати, то після розшарування рідин можна помітити, як бензол з Br₂ забарвлюється в яскраво-оранжевий колір. Це пояснюється тим, що бром краще розчиняється у бензолі, ніж у воді. Бром тяжчий від води (с = 3,12 г/см³).

Йод - кристалічна речовина, темно-сірого кольору, у парах - фіолетового. При нагріванні він з твердого стану зразу переходить в рідкий стан (сублімація). Йод погано розчиняється у воді (світло-жовта йодна вода), але добре розчиняється у спирту. Це використовують для приготування 5-10% розчину йоду в спирту (йодна настойка). Йод дуже добре розчиняється в розчині власних солей, наприклад в розчині калію йодиду. Цей розчин називається розчином Люголя, застосовується в медичній практиці.

1. Типові неметали - галогени, їх характеристика, властивості і сполуки

ЙОД

ЙОД - І хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, належить до галогенів (у літературі зустрічається також символ J); атомний номер 53, атомна маса 126,9045; кристали чорно-сірого кольору з металевим блиском. Природний йод складається з одного стабільного ізотопу з масовим числом 127. Йод відкрив в 1811 р. французький хімік Б. Куртуа. Нагріваючи матковий розсіл золи морських водоростей з концентрованою сірчаною кислотою, він спостерігав виділення фіолетової пари (звідси назва йод - від грецького iodes, ioeides - схожий кольором на фіалку, фіолетовий), що конденсувався у вигляді темних блискучих пластинчастих кристалів. В 1813 - 1814 рр. французький хімік Ж. Л. Гей-Люссак й англійський хімік Г. Дэві довели елементарну природу йоду.

Середній вміст йоду в земній корі % по масі. У мантії й магмах й у породах, що утворилися з них (гранітах, базальтах) з'єднання йоду розсіяні; глибинні мінерали йоду невідомі. Історія йоду в земній корі тісно пов'язана з живою речовиною й біогенною міграцією. У біосфері спостерігаються процеси його концентрації, особливо морськими організмами (водоростями, губками). Відомі 8 гіпергенних мінералів йоду, що утворяться в біосфері, однак вони дуже рідкі. Основним резервуаром йоду для біосфери служить Світовий океан (в 1 літрі в середньому втримується грам йоду). З океану з'єднання йоду, розчинені в краплях морської води, попадають в атмосферу й переносяться вітрами на континенти. Місцевості, вилучені від океану або відгороджені від морських вітрів горами, небагаті на йод. Йод легко адсорбується органічними речовинами ґрунтів. При ущільненні та утворенні осадових гірських порід відбувається десорбція, частина з'єднань йоду переходить у підземні води. Так утворяться використовувані для видобутку йоду йодо-бромні води, особливо характерні для районів нафтових родовищ (місцями 1 літр цих вод містить понад 100 мг йоду).

Щільність йоду 4,94 г/см³, t_пл = 113,5 °С, t_кип = 184,35 °С. Молекула рідкого й газоподібного йоду складається із двох атомів (I₂). Помітна дисоціація I₂ 2I спостерігається вище 700 °С, а також при дії світла. Уже при звичайній температурі йод випаровується, утворюється фіолетова пара, що різко пахне. При слабкому нагріванні йод осідає у вигляді блискучих тонких пластинок; цей процес використовують для очищення йоду в лабораторіях й у промисловості. Йод погано розчинний у воді (0,33 г/л при 25 °С), добре - у сірковуглеці й органічних розчинниках (бензолі, спирті), а також у водяних розчинах йодидів.

Конфігурація зовнішніх електронів атома йоду 5s²5p⁵. Відповідно до цього проявляє в з'єднаннях змінну валентність (ступінь окислювання): -1 (в HI, КI); +1 (у НIO, КIO); +3 (в IСl₃); +5 (у НIO₃, КIO₃); і +7 (в HIO₄, KIO₄). Хімічно йод досить активний, хоча й у менше, чим хлор і бром. З металами йод при легкому нагріванні енергійно взаємодіє, утворюючи йодиди (Hg + I₂ = Hg₂). З воднем йод реагує тільки при нагріванні й не повністю, утворючи йодистий водень. З вуглецем, азотом, киснем йод безпосередньо не з'єднується. Елементарний йод - окислювач, менш сильний, чим хлор і бром. Сірководень H₂S, тіосульфат натрію Na₂S₂O₃ й інші відновлювачі відновлюють його до I (I₂ + H₂S = S + 2НI). Хлор й інші сильні окислювачі у водяних розчинах переводять його в IO₃. При розчиненні у воді йод частково реагує з нею; у гарячих водяних розчинах лугів утворяться йодид й йодад. Абсорбуючись на крохмалі, йод зафарбовує його в темно-синій колір; це використається в йодометрії і якісному аналізі для виявлення йоду.

Пари йоду отрутні й дратують слизові оболонки. На шкіру йод робить припікаючу й знезаражуючу дію. Плями від йоду змивають розчинами соди або тіосульфату натрію.

ХЛОР

ХЛОР (Cl) - хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до галогенів. При нормальних умовах жовто-зелений газ із різким дратівним заходом. Природний хлор складається із двох стабільних ізотопів: ³⁵Cl (75,77%) і ³⁷Cl (24,23%).

Xлор отриманий уперше в 1774 р. Шееле взаємодією соляної кислоти з піролюзитом Мn₂. Однак, тільки в 1810 М. Дэві встановив, що хлор - елемент і назвав його chlorine (від грецького chloros - жовто-зелений). В 1813 Ж.Л. Гей-Люссак запропонував для цього елемента назву хлор.

Xлор зустрічається в природі тільки у вигляді сполук. Середній зміст хлору в земній корі % по масі, у кислих породах - гранітах . Основну роль в історії хлору в земній корі грає водна міграція. У вигляді іону Cl^- існує у Світовому океані (1,93%), підземних розсолах і соляних озерах. Число власних мінералів (переважно природних хлоридів) 97, головний з них - галіт NаCl. Відомі також великі родовища хлоридів калію й магнію й змішаних хлоридів: сильвін КCl, сильвініт (Nа, К) Cl, карналіт КCl^*МgCl₂^*6Н₂О, каініт КCl^*МgSO₄^*3Н₂О, бішофіт МgCl₂^*6Н₂О.

Xлор має t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С. Щільність газоподібного хлору при нормальних умовах 3,214 г/л; насичені пари при 0 °С 12,21 г/л; рідкого хлору при температурі кипіння 1,557 г/см³; тверді хлори при - 102 °С 1,9 г/см³. Тиск насичених пар хлору при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м² або відповідно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Теплота плавлення 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота випару 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоємність газу при постійному тиску 0,48 кдж/(кг^*К) [0,11 кал/(г^*°С)]. Xлор добре розчиняється в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ і деяких органічних розчинниках (особливо в гексані). Молекула хлору двохатомна (Cl₂). Ступінь термічної дисоціації Cl₂+243 кдж 2Cl при 1000 К дорівнює 2,07^*10^-4%, при 2500 К 0,909%.

Зовнішня електронна конфігурація атома Сl Зs²3р⁵. Відповідно до цього хлор у з'єднаннях проявляє ступені окислювання -1, +1, +3, +4, +5, +6 й +7. Ковалентний радіус атома 0,99А, іонний радіус Сl^- 1,82А.

Хімічно хлор дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки в присутності вологи або при нагріванні) і з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворює відповідні хлориди, вступає в реакцію з багатьма з'єднаннями, заміщає водень у граничних вуглеводнях і приєднується до ненасичених з'єднань. Хлор витісняє бром й йод з їхніх з'єднань із воднем і металами; із з'єднань хлору із цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали в присутності слідів вологи взаємодіють із хлором із запаленням, більшість металів реагує із сухим хлором тільки при нагріванні. Сталь, а також деякі метали стійкі в атмосфері сухого хлору в умовах невисоких температур, тому їх використають для виготовлення апаратури і сховищ для сухого хлору. Фосфор запалюється в атмосфері хлору, утворюючи РСl₃, а при подальшому хлоруванні - РСl₅; сірка із хлором при нагріванні дає S₂Сl₂, SСl₂ й інші S_nCl_m. Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють із хлором. Суміш хлору з воднем горить безбарвним або жовто-зеленим полум'ям з утворенням хлористого водню (це ланцюгова реакція).

Максимальна температура воднево-хлорного полум'я 2200 °С. Суміші хлору з воднем, що містять від 5,8 до 88,3% Н₂, вибухонебезпечні.

З киснем хлор утворить оксиди: Cl₂O, Cl₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈, а також гіпохлорити, хлорити, хлорати й перхлорати. Всі кисневі з'єднання хлору утворять вибухонебезпечні суміші з легкоокисними речовинами. Окисиди хлору малостійкі й можуть мимовільно вибухати, гіпохлорити при зберіганні повільно розкладаються, хлорати й перхлорати можуть вибухати під впливом ініціаторів.

ФТОР

ФТОР (F) - хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів, атомний номер 9, атомна маса 18,998403; при нормальних умовах (0 С; 0,1 Мн/м², або 1 кгс/см²) - газ блідо-жовтого цвіту з різким заходом.

Природний фтор складається з одного стабільного ізотопу ¹⁹F. Штучно отримані п'ять радіоактивних ізотопів: ¹⁶F з періодом напіврозпаду Т_1/2 < 1 сек, ¹⁷F(Т_1/2 = 70 сек), ¹⁸F (Т_1/2 = 111 хв), ²⁰F (Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹F(Т_1/2 = 5 сек).

Перша сполука фтору - флюорит (плавиковий шпат) Ca₂ - описано в кінці 15 століття за назвою "флюор" (від латинського fluo - течу). В 1771 К. Шееле одержав плавикову кислоту. Вільний фтор виділив А. Муассан в 1886 р. електролізом рідкого безводного фтористого водню, що містить домішки кислого фториду калію KHF₂.

Хімія фтору почала розвиватися з 1930-х років, особливо швидко - у роки 2-й світової війни 1939-45 рр. і після її у зв'язку з потребами атомної промисловості й ракетної техніки. Назва "фтор" (від грецького phthoros - руйнування, загибель), запропоноване А. Ампером в 1810 р., уживається тільки в російській та українській мові; у багатьох країнах прийнята назва "флюор".

Середній зміст фтору в земній корі % по масі; у кисло вивержених породах (гранітах) вона становить , в основних - %, в ультра-основних - 10^-2%. Фтор присутній у вулканічних газах і термальних водах. Найважливіші сполуки фтору - флюорит, кріоліт і топаз. Усього відомо 86 мінералів, що мають фтор. З'єднання фтору перебувають також в апатитах, фосфоритах й інших. Фтор - важливий біогенний елемент. В історії Землі джерелом надходження фтору в біосферу були продукти виверження вулканів (гази й ін.).

Газоподібний Фтор має щільність 1,693 г/л (0 С і 0,1 Мн/м², або 1 кгс/см²), рідкий - 1,5127 г/см³ (при температурі кипіння); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула фтору складається із двох атомів (F₂); при 1000 °С 50% молекул дисоціює, енергія дисоціації близько 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор погано розчинний у рідкому фтористому водні. Конфігурація зовнішніх електронів атома фтору 2s²2р⁵. У з'єднаннях проявляє ступінь окислювання -1. Ковалентний радіус атома 0,72А, іонний радіус 1,33А. Спорідненість до електрона 3,62 эв., енергія іонізації (F F+) 17,418 эв.

Висока реакційна здатність фтору обумовлює екзотермічність фторування, що, у свою чергу, визначається аномально малою величиною енергії дисоціації молекули фтору й більших величин енергії зв'язків атома фтору з іншими атомами. Пряме фторування має ланцюговий механізм і легко може перейти в горіння й вибух. Фтор реагує з усіма елементами, крім гелію, неону й аргону. З киснем взаємодіє в тліючому розряді, утворює при низьких температурах фториди кисню. Реакції фтору з іншими галогенами екзотермічні, у результаті утворяться міжгалогенні з'єднання. Хлор взаємодіє із фтором при нагріванні до 200-250 С, даючи монофтористий хлор Сl і трьохфтористий хлор Сl₃. Відомий також Сl₃, одержуваний фторуванням Сl₃ при високій температурі й тиску 25 Мн/м² (250 кгс/см²). Бром й йод запалюються в атмосфері фтору при звичайній темпері, при цьому можуть бути отримані Br₃, Br₅, IF₅, IF₇. Фтор безпосередньо реагує із криптоном, ксеноном і радоном, утворюючи відповідні фториди (наприклад, Хe₄, Хе₆, Кr₂).

Взаємодія фтору із сіркою супроводжується виділенням тепла й приводить до утворення численних фторидів сірки Селенів і телур утворять вищі фториди Sе₆ і Те₆. Фтор з воднем реагують із запаленням; при цьому утвориться фтористий водень. Фтор з азотом реагує лише в електричному розряді. Деревне вугілля при взаємодії із фтором запалюється при звичайній температурі.

БРОМ

БРОМ (Br) - хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів, атомний номер 35, атомна маса 79,904; червоно-бура рідина із сильним неприємним заходом. Бром відкритий в 1826 французьким хіміком А. Ж. Баларом при вивченні розсолів соляних промислів; названий від грецького bromos -- сморід. Природний бром складається з 2 стабільних ізотопів ⁷⁹Br (50,34%) і ⁸¹Br (49,46%). Зі штучно отриманих радіоактивних ізотопів брому найцікавіший ⁸⁰Вr, на прикладі якого И. В. Курчатовим відкрите явище ізомерії атомних ядер.

Зміст брому в земній корі (% по масі) оцінюється в 10¹⁵-10¹⁶ т. У головній своїй масі бром перебуває в магматичних породах, а також у широко розповсюджених галогенідах. Бром - постійний супутник хлору. Бромисті солі (NaBr, KBr, MgBr₂) зустрічаються у відкладеннях хлористих солях (у кухоній солі до 0,03% Br), а також у морській воді (0,065% Br), ропі соляних озер (до 0,2% Br) і підземних розсолах, звичайно пов'язаних із соляними й нафтовими родовищами (до 0,1% Br). Завдяки гарній розчинності у воді бромисті солі накопляються в залишкових розсолах морських й озерних водойм. Бром мігрує у вигляді легко розчинних з'єднань, дуже рідко утворюються тверді мінеральні форми, представлені броміритом AgBr, емболітом Ag (Сl, Br) і йодемболітом Ag (Сl, Вr, I). Утворення мінералів відбувається в зонах окислювання сульфідних срібло-утримуючих родовищ, що формуються в посушливих пустельних областях.

При -7,2°С рідкий бром застигає, перетворюючись у червоно-коричневі голчасті кристали зі слабким металевим блиском. Пари брому жовто-бурого кольору, t_кип = 58,78°С. Щільність рідкого брому (при 20°С) 3,1 г/см³. У воді бром розчинний обмежено, але краще інших галогенів.

Особливо добре розчинний бром у багатьох органічних розчинниках, чим користуються для витягу його з водяних розчинів. Бром у твердому, рідкому й газоподібному стані складається з 2-атомних молекул. Помітна дисоціація на атоми починається при температурі близько 800°С; дисоціація спостерігається й при дії світла.

Конфігурація зовнішніх електронів атома брому 4s²4p⁵. Валентність брому в сполуках змінна, ступінь окислювання дорівнює -1 (у бромідах, напр. КВr), +1 (у гіпобромітах, NaBr), +3 (у бромітах, NaBr₂), +5 (у броматах, КВrО₃) і +7 (у пербромагах, NaBr₄). Хімічно бром досить активний, займаючи по реакційній здатності місце між хлором й йодом. Взаємодія брому із сіркою, селеном, телуром, фосфором, миш'яком і сурмою супроводжується сильним розігріванням, іноді навіть появою полум'я. Так само енергійно бром реагує з деякими металами, наприклад калієм й алюмінієм. Однак багато металів реагують із безводним бромом через утворення на їхній поверхні захисної плівки броміду, нерозчинного в бромі. З металів найбільш стійкі до дії брому, навіть при підвищених температурах й у присутності вологи, срібло, свинець, платина й тантал (золото, на відміну від платини, енергійно реагує із бромом). З киснем, азотом і вуглецем бром безпосередньо не з'єднується навіть при підвищених температурах. З'єднання брому із цими елементами одержують непрямим шляхом. Такі вкрай неміцні оксиди Br₂O,Br₂ і Вr₃ПРО₈.

Бром - сильний окислювач. Так, він окисляє сульфіти й тіосульфати у водяних розчинах до сульфатів, нітрити до нітратів, аміак до вільного азоту. Бром витісняє йод з його з'єднань, але сам витісняється хлором і фтором. Вільний бром виділяється з водяних розчинів бромідів також під дією сильних окислювачів у кислому середовищі.

Розчин брому у воді називають бромною водою. З реакцій брому з органічними сполуками найбільш характерне приєднання по подвійному зв'язку, а також заміщення водню (звичайно при дії каталізаторів або світла).

2. Застосування галогенів та їх найважливіших сполук

ЙОД

Сировиною для промислового одержання йоду служать нафтові бурові води, морські водорості, а також маткові розчини чилійської (натрієвої) селітри, що містять до 0,4% йоду у вигляді йодату натрію. Для отримання йоду з нафтових вод (що містять звичайно 20 - 40 мг/л йоду у вигляді йодилів) на них спочатку діють хлором або азотистою кислотою. Щоб виділився йод або абсорбують активне вугілля, або видувають повітря. На йод, абсорбований вугіллям, діють їдким лугом або сульфітом натрію. Із продуктів реакції вільний йод виділяють дією хлору або сарною кислотою й окислювача, наприклад дихромату калію. При видуванні повітрям йод поглинають сумішшю двоокису сірки з водяною парою й потім витісняють йод хлором. Сирий кристалічний йод очищають сублімацією.

Йод і його з'єднання застосовують головним чином у медицині й в аналітичній хімії, а також в органічному синтезі й фотографії. У промисловості застосування йоду поки незначно по обсягу, але досить перспективно. Так, на термічному розкладанні йодидів засноване одержання високоочисних металів.

Йод - необхідний для тварин і людини мікроелемент. Йод утримується в недостатній кількості або не збалансований з деякими іншими мікроелементами; із цим пов'язане поширення в цих зонах ендемічного зобу. Середній зміст йоду в ґрунтах близько %, у рослинах близько %. У поверхневих питних водах йоду мало (від 10^-7 до 10^-9%). У приморських областях кількість йоду в 1 м³ повітря може досягати 50 мкг, у континентальних і гірських - становить 1 або навіть 0,2 мкг.

Поглинання йоду рослинами залежить від вмісту в ґрунтах його сполук і від виду рослин. Деякі організми (так звані концентратори йоду, наприклад морські водорості - фукус, ламінарія, філофора, накопичують до 1% йоду, деякі губки - до 8,5%. Водорості, що концентрують йод, використовують для його промислового одержання. У тваринний організм йод надходить із їжею, водою, повітрям. Основне джерело йоду - рослинні продукти й корми. Усмоктування йоду відбувається в передніх відділах тонкого кишечнику. В організмі людини накопичується від 20 до 50 мг йоду, у тому числі в м'язах близько 10 - 25 мг, у щитовидній залозі в нормі 6 - 15 мг. За допомогою радіоактивного йоду (¹³¹I й ¹²⁵I) показано, що в щитовидній залозі йод накопичується в мітохондріях епітеліальних клітин. Виділяється йод з організму переважно через бруньки (до 70 - 80% ), молочні, слинні й потові залози, частково з жовчю.

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

У зв'язку з більшою або меншою нестачею йоду в їжі й воді застосовують йодування кухонної солі, що містить звичайно 10 - 25 м йодистого калію на 1 тонну солі. Застосування добрив, що містять йод, може подвоїти й потроїти його вміст у сільськогосподарських культурах.

Препарати, що містять йод, мають антибактеріальні властивості, вони роблять також протизапальну й відволікаючу дію; їх застосовують зовнішньо для знезаражування ран, підготовки операційного поля. При прийомі всередину препарати йоду впливають на обмін речовин, підсилюють функцію щитовидної залози. Малі дози йоду гальмують функцію щитовидної залози, діючи на утворення тиреотропного гормону передніх часток гіпофізу. Оскільки йод впливає на білковий і жировий (ліпідний) обмін, він знайшов застосування при лікуванні атеросклерозу, тому що знижує зміст холестерину в крові; підвищує також фібринолітичну активність крові.

ХЛОР

Xлор почали отримувати в промисловості в 1785 р. взаємодією соляної кислоти із двоокисидом марганцю або піролюзитом. В 1867 р. англійський хімік Г. Дікон розробив спосіб одержання хлору окислюванням НCl киснем повітря за присутності каталізатора. З кінця 19-початку 20 ст. хлор одержують електролізом водяних розчинів хлоридів лужних металів. По цих методах в 70-х роках 20 століття виробляється 90 - 95% хлору у світі. Невеликі кількості хлору виходять попутно при виробництві магнію, кальцію, натрію й літію електролізом розплавлених хлоридів. В 1975 році світове виробництво хлору становило близько 23 млн. тон. Застосовуються два основних методи електролізу водяних розчинів NаCl: 1) в електролізерах із твердим катодом і пористою фільтруючою діафрагмою; 2) в електролізерах із ртутним катодом. По обох методах на графітовому або окисненому аноді виділяється газоподібний хлор. Згідно першого методу на катоді виділяється водень й утвориться розчин NаOH й NаCl, з якого наступною переробкою виділяють товарну каустичну соду. Згідно другого методу на катоді утвориться амальгама натрію, при її розкладанні чистою водою в окремому апарату виходить розчин NаOH, водень і чиста ртуть, що знову йде у виробництво.

Електроліз із діафрагмою вимагає менших капіталовкладень для організації виробництва хлору, дає більше дешевий NаOH. Метод із ртутним катодом дозволяє одержувати дуже чистий NаOH, але втрати ртуті забруднюють навколишнє середовище. В 1970 р. по методу із ртутним катодом вироблялося 62,2% світового вироблення хлору, із твердим катодом 33,6% й іншими способами 4,3%. Після 1970 почали застосовувати електроліз із твердим катодом й мембраною, що дозволяє одержувати чистий NаOH без використання ртуті.

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

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

Отруєння хлором можливе в хімічній, целюлозно-паперовій, текстильній, фармацевтичній промисловості. Xлор дратує слизові оболонки очей і дихальних шляхів. До первинних запальних змін звичайно приєднується вторинна інфекція. Гостре отруєння розвивається майже негайно. При вдиханні середніх і низьких концентрацій хлору виникає стиснення й біль у грудях, сухий кашель, хекання, різь в очах, сльозотеча, підвищення змісту лейкоцитів у крові, температури тіла й т.п. Можливі бронхопневмонія, токсичний набряк легенів, депресивні стани, судороги. У легких випадках видужання наступає через 3 - 7 доби. Як віддалені наслідки спостерігаються катари верхніх дихальних шляхів, пневмосклероз; можливий активізація туберкульозу легенів. При тривалому вдиханні невеликих концентрацій хлору спостерігаються аналогічні, але повільно, що розвиваються форми, захворювання. Профілактика отруєнь, герметизація виробництв, устаткування, ефективна вентиляція, при необхідності використання протигаза. Гранично припустима концентрація хлору в повітрі виробництв, приміщень 1 мг/м³.

ФТОР

Джерелом для виробництва фтору служить фтористий водень, що виходить в основному або при дії сірчаної кислоти H₂SO₄ на флюорит Ca₂, або при переробці апатитів і фосфоритів. Виробництво фтору здійснюється електролізом розплаву кислого фториду калію, що утвориться при насиченні розплаву KF^*HF фтористим воднем до змісту 40-41% HF. Матеріалом для електролізера звичайно служить сталь; електроди - вугільний анод і сталевий катод. Електроліз ведеться при 95-100 °С и напрузі 9-11В; вихід фтору досягає 90-95%.

Газоподібний фтор служить для фторування UF₄ в UF₆, застосовуваного для ізотопів поділу урану, а також для одержання трифтористого хлору Сl₃ (фторируючий агент), шестифтористої сірки SF₆ (газоподібний ізолятор в електротехнічній промисловості), фторидів металів (наприклад, W й V). Рідкий фтор - окислювач ракетних палив.

Широке застосування одержали численні з'єднання фтору - фтористий водень, алюмінію фторис), кремне-фториди, фторсульфована кислота (розчинник, каталізатор, реагент для одержання органічних сполук, що містять групу - SO₂F), ВF₃ (каталізатор), фторорганічні з'єднання й ін.

Фтор токсичний, гранично припустима концентрація його в повітрі приблизно мг/л.

Фтор постійно входить до складу тваринних і рослинних тканин; мікроелементів. У вигляді неорганічних з'єднань утримується головним чином у кістках тварин і людини - 100-300 мг/кг; особливо багато фтору в зубах. Кістки морських тварин багатші на фтор у порівнянні з кістками наземних. Надходить в організм тварин і людини переважно з питною водою, оптимальний вміст фтору 1-1,5 мг/л. При недостачі фтору в людини розвивається карієс зубів, при підвищеному надходженні - флюороз. Високі концентрації іонів фтору небезпечні через їхню здатність зв'язування важливих у біологічному відношенні елементів (Р, Са, Мg й ін.), що порушує їхній баланс в організмі. Органічні похідні фтору виявлені тільки в деяких рослинах (наприклад, у південноафриканському Dicha petalum cymosum).

Біологічна роль фтору вивчена недостатньо. Установлено зв'язок обміну фтору з утворенням кісткової тканини кістяка й особливо зубів. Необхідність фтору для рослин не доведена.

Отруєння фтором можливе в працюючих у хімічній промисловості, при синтезі сполук, що містять фтор і виробництві фосфорних добрив. Фтор подразнює дихальні шляхи, викликає опіки шкіри. При гострому отруєнні виникають подразнення слизових оболонок гортані й бронхів, слинотеча, носові кровотечі; у важких випадках - набряк легенів, поразка центральної нервової системи й ін.; при хронічному - бронхіт, пневмонія, пневмосклероз, флюороз. Характерна враження шкіри типу екземи.

Перша допомога: промивання очей водою, при опіках шкіри - зрошення 70%-ним спиртом; при інгаляційному отруєнні - вдихання кисню. Профілактика: дотримання правил техніки безпеки, носіння спеціального одягу, регулярні медичні огляди, включення в харчовий раціон кальцію, вітамінів.

Препарати, що містять фтор, застосовують у медичній практиці в якості захисту від пухлин (5-фторурацил, фторафур, фтор-бензотеф), нейроліптичних (трифлу-перидол, або триседил, фторфеназин, трифтазин й ін.), антидепресивних (фторацизин), наркотичних (фторотан) і інших засобів.

БРОМ

Вихідною сировиною для одержання брому служать морська вода, озерні й підземні розсоли, що містять бром у вигляді броміду-іону Вг^-. Бром виділяють за допомогою хлору й відокремлюють із розчину водяною парою або повітрям. Відокремлення паром ведуть у колонах, виготовлених із граніту, кераміки або іншого стійкого до брому матеріалу. Зверху в колону подають підігрітий розсіл, а знизу - хлор і водяну пару. Пари брому, що виходять із колони, конденсують у керамікових холодильниках. Далі бром відокремлюють від води й очищають від домішок хлору дистиляцією. Відгін повітрям дозволяє використати для одержання брому розсоли з його низьким змістом, виділяти бром з яких паровим способом у результаті великої витрати пари невигідно. З одержуваної бромо-повітряної суміші бром уловлюють хімічними поглиначами. Для цього застосовують розчини бромистого заліза, що, у свою чергу, одержують відновленням FеВг₃ залізними стружками, а також розчини гідроокисів або карбонатів натрію або газоподібний сірчистий ангідрид, що реагує із бромом у присутності пари води з утворенням сарною кислоти. З отриманих напівпродуктів бром виділяють дією хлору або кислоти. Якщо буде потреба напівпродукти переробляють на бромисті з'єднання, не виділяючи елементарного брому.

Вдихання пар брому при вмісті їх у повітрі 1 мг/м³ і більше викликає кашель, нежить, носову кровотечу, запаморочення, головний біль; при більш високих концентраціях - ядуха, бронхіт, іноді смерть. Гранично припустимі концентрації пар брому в повітрі 2 мг/м³. Роботу із бромом варто проводити у витяжних шафах. При отруєнні парами брому рекомендується вдихати аміак, використовуючи для цієї мети розведений розчин його у воді або в етиловому спирті. Біль у горлі, викликану вдиханням пар брому, усувають прийомом усередину гарячого молока. Бром, що потрапив на шкіру, змивають великою кількістю води або здувають сильним струменем повітря. Обпалені місця змазують ланоліном.

Бром застосовують досить широко. Він - вихідний продукт для одержання ряду бромистих солей й органічних похідних. Більші кількості брому витрачають для одержання бромистого етилу й діброметану - складових частин етилової рідини, що додає до бензинів для підвищення їхньої детонаційної стійкості. З'єднання брому застосовують у фотографії, при виробництві ряду барвників, бромистий мітив і деякі інші з'єднання брому - як інсектициди. Деякі органічні сполуки брому служать ефективними протипожежними засобами. Бром і бромну воду використають при хімічних аналізах для визначення багатьох речовин. У медицині використовують броміди натрію, калію, амонію, а також органічні з'єднання брому, які застосовують при неврозах, істерії, підвищеній дратівливості, безсонні, гіпертонічній хворобі, епілепсії й хореї.

Бром - постійна складова частина тканин тварин і рослин. Наземні рослини містять у середньому % брому на сиру речовину, тварини %. Бром знайдений у різних секретах (сльозах, слині, поті, молоці, жовчі). У крові здорової людини вміст брому коливається від 0,11 до 2,00 мг. За допомогою радіоактивного брому (⁸²Br) установлене поглинання його щитовидною залозою, мозковим шаром бруньок і гіпофізом. Введені в організм тварин і людини броміди підсилюють концентрацію процесів гальмування в корі головного мозку, сприяють нормалізації стану нервової системи, що постраждала від перенапруги гальмівного процесу. Одночасно, затримуючись у щитовидній залозі, бром вступає в конкурентні відносини з йодом, що впливає на діяльність залози, а у зв'язку із цим - і на стан обміну речовин.

Висновок

Рідкий бром при попаданні на шкіру викликає сильні опіки. При попаданні на шкіру бром необхідно змити органічним розчином, протираючи ватою, змоченою цим розчином.

Йод найменш отруйний з усіх галогенів. При попаданні на шкіру кристалічний йод залишає жовті плями. Всі роботи з галогенами слід проводити під витяжкою.

Поряд з тим галогени є життєво важливими елементами для організму людини. Хлор у вигляді NaCl людина вживає з їжею, він входить до складу хлорофілу. Нестача сполук фтору у питтєвій воді викликає руйнування зубів. Йод бере участь в регулюванні обміну речовин. Нестача йоду викликає захворювання щитовидної залози (зоб).

Фтор добувають, пропускаючи електричний струм крізь розплавленні фториди (внаслідок його великої електронегативності), наприклад CaF₂, KHF₂. Електроліз проводять в нікелевій посудині, яка є катодом, а анодом є вугілля.

Хлор добувають в промисловості електролізом водних розчинів NaCl i KCl.

2NaCl+2H₂O електроліз 2NaOH+Cl₂^+H₂^

У лабораторних умовах хлор можна добути, діючи концентрованою хлоридною кислотою на MnO₂ або KМnO₄.

4HCl+MnO₂ > MnCl₂+Cl₂^+8H₂O

Бром і йод можна добути аналогічно хлору окисленням HBr i HJ різними окислювачами.

У промисловості бром і йод одержують із бромідів, діючи на їхні розчини хлором.

2KBr+Cl₂>2KCl+Br₂

2KJ+CL₂>2KCl+J₂

Бром добувають в основному з підземних бурових вод, а також з “ропи” (насиченого розчину) деяких солених озер. Основним джерелом добування йоду є підземні бурові води.

Використана література: