Галогены

Реферат

Галогены


Содержание


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

Введение


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.



Хим. знак

Распределение электронов


по энергетическим уровням

по энергетическим уровням и подуровням


по орбиталям


F


+9F 2ē, 7ē


+9F 1s22s22p5

1s2 2s2 2p5

+9F


Cl


+17Cl 2ē, 8ē, 7ē


+17Cl 1s22s22p63s23p53d0

3s2 3p5 3d0

+17Cl …


Br


+35Br 2ē, 8ē, 18ē, 7ē


+35Br …3d0 ׀ 4s24p54d0

4s2 4p5 4d0

+35Br …


I


+53I 2ē, 8ē, 18ē, 18ē, 7ē


+53I …4d0 ׀ 5s25p55d0

5s2 5p5 5d0

+53I …


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 бόльшим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например,

Cl0 + ē → Cl.

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не­го характерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять и восстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательными элементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой­ства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Глава I. Свойства галогенов


1.1. Физические свойства



Вещество

Агрегатное состояние при обычных условиях


Цвет


Запах


Температура плавления, °С


Температура кипения, °С


Фтор F2


Газ


Светло-жёлтый

Резкий, раздражающий

–220


–188


Хлор Cl2


Газ


Жёлто-зелёный

Резкий, удушливый

–101


–34


Бром Br2


Жидкость


Буровато-коричневый

Резкий, зловонный

–7


+58


Иод I2


Твёрдое вещество

Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском

Резкий


+114


+186


А) Фтор

Фтор (лат. Fluorum), F – химический элемент VII группы периодической си­стемы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормаль­ных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) - газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный фтор состоит из одного ста­бильного изотопа 19F. Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов: 16F с периодом полураспада Т1/2 < 1 сек, 17F(Т1/2 = 70 сек), 18F (Т1/2 = 111 мин), 20F (Т1/2 = 11,4 сек), 21F(Т1/2 = 5 сек).

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25*10-2% по массе; в кислых изверженных породах (гра­нитах) оно составляет 8*10-2%, в ос­новных - 3,7*10-2%, в ультраоснов­ных – 10-2%. Фтор присутствует в вулка­нических газах и термальных водах. Важ­нейшие соединения фтора - флюорит, крио­лит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих мине­ралов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в био­сферу были продукты извержения вулка­нов (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); tпл -219,61 °С; tкип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F2); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энер­гия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость 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 2s25. В соеди­нениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ион­ный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F ® F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объяс­няется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личиной 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 Менде­леева, 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 чис­лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т1/2 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 поро­дах - гранитах 2,4*10-2, в основ­ных и ультраосновных 5*10-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция. В виде иона Cl- он содер­жится в Мировом океане (1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl. Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl*МgCl2*2О, каинит КCl*МgSO4*ЗН2О, бишофит МgCl2*2О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры.

Xлор имеет tкип - 34,05 °С, tпл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Те­плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле­нии 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). Мо­лекула хлора двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2+243 кдж Ы 2Cl при 1000 К равна 2,07*10-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs25. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -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 эле­мент VII группы периодической системы Мен­делеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жид­кость с сильным неприятным запа­хом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos – зловоние. При­родный бром состоит из 2 стабильных изо­топов 79Br (50,34%) и 81Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактив­ных 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 рас­сеянном 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 нефтя­ными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточ­ных рассолах морских и озёрных водоё­мов. Бром мигрирует в виде легко раство­римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представ­ленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебро-содержащих месторождений, формирую­щихся в засушливых пустынных облас­тях.

При -7,2°С жид­кий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плот­ность 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 Br2*8H2O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических раство­рителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо­ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблю­дается и при действии света.


Г) Иод

Иод (лат. Iodium), I - химический элемент VII группы периодической системы Менделе­ева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кри­сталлы 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 концентриро­ванной серной кислотой, он наблюдал выде­ление фиолетового пара (отсюда название иод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестя­щих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар­ную природу иода.

Среднее содержание иода в зем­ной 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 организма­ми (водорослями, губками). Изве­стны 8 гипергенных минералов иода, обра­зующихся 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 ат­мосферу и переносятся ветрами на конти­ненты. 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 обра­зовании осадочных горных пород проис­ходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды. Так обра­зуются используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особенно характер­ные для районов нефтяных месторожде­ний (местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см3, tпл 113,5 °С, tкип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов (I2). Заметная диссоциация I2 Ы 2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра­зуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабора­ториях 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 сли­зистые оболочки. На кожу иод оказывает прижигающее и обеззараживающее дей­ствие. 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 1/2 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

  1. Взаимодействие с водородом:

Cl2 + H2 2HCl

  1. 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 + I2↓.

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 флюо­рит CaF2, либо при переработке апати­тов и фосфоритов. Производство фтора осу­ществляется электролизом расплава кис­лого фторида калия, который образуется при насыщении распла­ва KF*HF фтористым водородом до со­держания 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 погло­щением фторидом натрия. Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жид­ким 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 (газо­образный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий фтор - окислитель ракет­ных топлив.

Широкое применение получили много­численные соединения фтора - фтористый водород, алюминия фторис), кремне-фториды, фторсульфоновая кислота (рас­творитель, катализатор, реагент для по­лучения органических соединений, содержа­щих группу - SO2F), ВF3 (катализатор), фторорганические соединения и др.

Хлор. Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха п при­сутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 веков хлор получают электролизом вод­ных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 - 95% хлора в мире. Не­большие 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 фильтрую­щей 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 выделяет­ся водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде обра­зуется амальгама натрия, при её разло­жении чистой водой в отдельном аппа­рате получаются раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство. Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для органи­зации производства хлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво­ляет получать очень чистый NаОН, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным като­дом производилось 62,2% мировой вы­работки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной мембраной, позволяю­щий получать чистый NаОН без использо­вания ртути.

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодер жащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору­дованных 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 тка­ней - 5 - 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2 - 6% от общей выраобтки.

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

Бром. Исходным сырьём для получения брома слу­жат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного произва, содержащие бром в виде бромид-иона Вг-. Бром выделяют при помощи хло­ра и отго­няют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колон­нах, 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, кон­денсируют в керамиковых холодильни­ках. Далее бром отделяют от воды и очища­ют от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использо­вать для получения брома рассолы с его низ­ким содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большо­го расхода пара невыгодно. Из получае­мой бромовоздушной смеси бром улав­ливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа, которое, в свою очередь, получают восстановлением FеВг3 железными стружками, а также раство­ры гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паров воды с образованием оромистоводородной и серной кислот. Из полученных полу­продуктов бром выделяют действием хлора или кислоты. В случае необходимости полу­продукты 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, брон­хит, иногда смерть. Предельно допусти­мые концентрации паров брома в воздухе 2 мг/м3. Жидкий бром действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги, Работы с бромом следует проводить в вытяж­ных шкафах. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак, исполь­зуя 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. Обож­жённые места смазывают ланолином.

Бром применяют довольно широко. Он - исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органических производ­ных. 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 ин­сектициды. Некоторые органические соединения брома служат эффективными огнетушащими средствами. Бром и бромную воду ис­пользуют при химических анализах для опре­деления многих веществ. В медицине исполь­зуют бромиды натрия, калия, аммония, а также органичанические соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повы­шенной 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 из­влечения иода из нефтяных вод (содержа­щих обычно 20 - 40 мг/л иода в виде иодилов) на них сначала действуют хлором или азотистой кислотой. Выде­лившийся иод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На иод, адсорбированный углем, действуют ед­кой щелочью или сульфитом натрия. Из продуктов реакции свободный иод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя, например дихромата калия. При выдувании воздухом иод по­глощают смесью двуокиси серы с водя­ным 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 по­стоянно 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 зу­бах. Кости морских животных богаче фтором по сравнению с костями наземных. Посту­пает 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 поступ­лении - флюороз. Высокие концентра­ции ионов фтора опасны ввиду их способ­ности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, Са, Мg и др.), нарушающему их ба­ланс в организме. Органические производные фтора обнаружены только в некоторых расте­ниях (например, в южноафриканском Dicha petalum cymosum). Основные из них - производные фторуксусной кислоты, токсич­ные как для других растений, так и для жи­вотных. Биологическая роль изучена недостаточно. Установлена связь об­мена фтора с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора для растений не доказана.

Xлор - один из биогенных элементов, постоянный ком­понент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) - от тысячных долей про­цента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Су­точная потребность взрослого человека в хлоре, (2 - 4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обыч­но 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-со­левом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-ще­лочного равновесия в тканях осуществля­ется 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 положи­тельно влияет на поглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образо­вания 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 погло­щение его щитовидной железой, мозго­вым слоем почек и гипофизом. Введён­ные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию про­цессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от пере­напряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отно­шения с иодом, что влияет на деятель­ность железы, а в связи с этим - и на состояние обмена веществ.

Иод - необходимый для животных и

Если Вам нужна помощь с академической работой (курсовая, контрольная, диплом, реферат и т.д.), обратитесь к нашим специалистам. Более 90000 специалистов готовы Вам помочь.
Бесплатные корректировки и доработки. Бесплатная оценка стоимости работы.

Поможем написать работу на аналогичную тему

Получить выполненную работу или консультацию специалиста по вашему учебному проекту

Похожие рефераты: