7. rühma P elemendid. VII rühma, perioodilise süsteemi D sekundaarse alarühma elementide üldised omadused

↓

3s 3p 3d

↓

2s 2p

Valents selles olekus = VII

Seega iseloomustavad kloori valentsid: I, III, V, VII

Sarnased valentsid ja oksüdatsiooniastmed on iseloomulikud Br-le ja I-le.

Erinevalt teistest halogeenidest iseloomustavad F-d ainult oksüdatsiooniastmed -1, 0 ja valents I, kuna sellel on kõigi elementide seas kõrgeim elektronegatiivsus ja viimasel tasemel pole vabu orbitaale.

Lihtainete füüsikalised omadused:

Lihtainetena leidub kõiki halogeene E 2 molekulide kujul (F 2, Cl 2, Br 2, I 2). Molekulis on aatomid ühendatud kovalentse mittepolaarse keemilise sidemega.

Vorm molekulaarne kristallvõred.

Esinemine looduses:

F 2, Cl 2, Br 2, I 2 ei leidu nende kõrge keemilise aktiivsuse tõttu praktiliselt kunagi.

Enamik halogeene esineb looduslikult soolades:

NaCl – kivisool (pärast puhastamist – lauasool)

KCl ∙ NaCl - silviniit

KCl ∙ MgCl 2 - karnalliit

Cl on osa taimsest klorofüllist.

Valmistamine (kloori näitel):

1. Tööstuses - NaCl lahuse või sulatise elektrolüüs.

A). Sulatus: 2NaCl → 2Na + Cl2

katoodil: Na + +1e → Na 0

anoodil: 2Cl - - 2e → Cl 2 0

b). Lahus: 2NaCl + 2H 2O → H2 + Cl2 + 2NaOH

katoodil: 2H 2O + 2e → H20 + 2OH -

anoodil: 2Cl - - 2e → Cl 2 0

2. Laboris - vesinikkloriidhappe reaktsioon tugevate oksüdeerivate ainetega:

A). MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

b). 2KMnO4 (kristall) + 16HCl (konts.) = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

V). KClO3 + 6HCl (konts.) = 3Cl2 + KCl + 3H2O

Berthollet' sool

Keemilised omadused halogeenid (kloori näitel):

Kõik halogeenid on tugevad oksüdeerijad!

1). Koostoime lihtsate ainetega:

A). Metallidega:

2Na + Cl2 = 2NaCl

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Cu + Cl 2 = CuCl 2

b). Mittemetallidega:

H 2 + Cl 2 = 2HCl (reaktsioon toimub valguses)

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (reaktsioon toimub kuumutamisel)

fosfor(III)kloriid

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 (reaktsioon toimub kuumutamisel)

fosfor(V)kloriid

Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (reaktsioon toimub kuumutamisel)

räni(IV)kloriid

Kloor ja teised halogeenid ei interakteeru lämmastiku ja hapnikuga, kuna mõlemal on reaktsioonides oksüdeerivad omadused, mistõttu halogeenoksiide on võimalik saada ainult kaudselt.

2). Koostoime keeruliste ainetega:

A). Veega:

Suunas F 2 → Cl 2 → Br 2 → I 2 lahustuvus vees väheneb.

Kloor lahustub vees, kuid halvasti (2,5 mahuosa 1 mahuosa vees temperatuuril 20 °C). Kloori lahust vees nimetatakse klooriveeks. Sel juhul toimub reaktsioon:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO (disproportsioonireaktsioon)

HClO → HCl +

aatomi hapnik

Vees lahustunud klooril on aatomhapniku moodustumise tõttu kõrge oksüdeeriv, pleegitav (sh värvitustavad orgaanilised värvained) ja desinfitseeriv toime.

Fluoril ei saa olla positiivseid oksüdatsiooniastmeid, mistõttu see ei ole veega ebaproportsionaalne:

2F2 + 2H2O = 4HF + O2

I 2 lahustub vees halvasti ja praktiliselt ei interakteeru sellega, kuid lahustub hästi orgaanilistes lahustites (alkohol, kloroform), samuti KI. I 2 lahust KI-s nimetatakse "Lugoli lahuseks".

b). Ebaproportsionaalsus leelistega:

külmas: Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

kuumutamisel: 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

V). Vesinikhalogeniidhapete soolade lahustega (asub allpool rühmas):

Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2

Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2

Aga! F 2 + NaCl ≠, kuna F 2 interakteerub peamiselt veega.

Reaktsioonid vesinikhalogeniididega toimuvad sarnaselt: Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Kvalitatiivne reaktsioon I 2-le:

I 2 + tärklis = tumesinine värv

Saadud ühend hävib kuumutamisel ja reaktsioonisegu värvus muutub. Pärast jahutamist taastub tumesinine värvus, kui ühend moodustub uuesti.

Vesinikhalogeniidid

Valmistamine (kasutades näiteks HCl-i):

1. Tööstuses – lihtsatest ainetest:

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Laboris – sooladest:

NaCl (kristall) + H 2 SO 4 (konts.) = HCl + NaHS04 (sarnane HF-ga)

Kuid: 2NaBr (tahke) + H 2 SO 4 (konts.) = Br 2 + 2NaHSO 4 (sarnane HI-ga, kuna HBr ja HI on tugevad redutseerijad)

Keemilised omadused (kasutades näiteks HCl-i):

Vesinikhalogeniidid on tavatingimustes veidi reaktsioonivõimelised, kuid nende lahused vees (hapetes) on keemiliselt väga aktiivsed.

Vesinikkloriid-, vesinikbromiid- ja vesinikjodiidhape on tugevad elektrolüüdid ja vesinikfluoriidhape on nõrk elektrolüüt.

Vesinikkloriidhape HCl on värvitu vedelik, lenduv, maksimaalne kontsentratsioon 35 - 39%, suitseb niiskes õhus.

1. Koostoime metallidega pingevahemikus kuni vesinik!:

Fe + HCl = FeCl 2 + H 2

A). 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

b). NaOH + HCl = NaCl + H2O

2. Koostoime aluseliste ja amfoteersete oksiididega:

MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (kuumutamisel)

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

3. Koostoime aluste ja amfoteersete hüdroksiididega:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

4. Koostoime sooladega (kui tekib sade, gaas või nõrk elektrolüüt):

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Kvalitatiivsed reaktsioonid kloriidi, bromiidi ja jodiidi ioonidele:

A). NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3

valge kohupiim

Sade lahustub ammoniaagilahuses:

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O

Happe lisamisel moodustub uuesti valge juustujas sade:

Cl + 2HNO 3 = AgCl↓ + 2NH 4 NO 3

b). NaBr + AgNO 3 = AgBr↓ + HNO 3 (sade lahustub ammoniaagis halvasti)

kahvatukollane sete

V). NaI + AgNO 3 = AgI↓ + HNO 3 (sade on ammoniaagis lahustumatu)

helekollane sete

VII rühma kuuluvad elemendid perioodilisustabel, jagunevad kaheks alarühmaks: peamine - halogeeni alarühm - ja sekundaarne - mangaani alarühm. Vesinik on samuti paigutatud samasse rühma, kuigi selle aatomil on üks elektron välisel valentstasemel ja see tuleks paigutada rühma I. Kuid vesinikul on väga vähe ühist nii põhialarühma elementidega - leelismetallid kui ka sekundaarse alarühma elementidega - vask, hõbe ja kuld. Samal ajal, nagu halogeenid, lisab see reaktsioonides aktiivsete metallidega elektroni ja moodustab hüdriide, millel on mõningaid sarnasusi halogeniididega.

Halogeenide alarühma kuuluvad fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Neli esimest elementi leidub looduses, viimane saadakse kunstlikult ja seetõttu on seda uuritud palju vähem kui teisi halogeene. Sõna halogeen tähendab soola moodustamist. Selle nimetuse said alarühma elemendid tänu sellele, et nad reageerivad kergesti paljude metallidega, moodustades sooli. Seetõttu võtavad nad kergesti vastu elektroni, moodustades stabiilse väärisgaasi elektronkihi (s 2 p 6). Fluoril on alamrühma väikseim aatomiraadius< Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

Mittemetallide iseloomulik tunnus on suurem (võrreldes metallidega) elektronide arv nende aatomite välisenergia tasemel. See määrab nende suurema võime siduda täiendavaid elektrone ja neil on suurem oksüdatiivne aktiivsus kui metallidel. Eriti tugevad oksüdeerivad omadused, st võime lisada elektrone, avalduvad VI-VII rühmade 2. ja 3. perioodis paiknevatel mittemetallidel. Kui võrrelda elektronide paigutust orbitaalidel fluori, kloori ja teiste halogeenide aatomites, siis saame hinnata nende eristavaid omadusi. Fluori aatomil ei ole vabu orbitaale. Seetõttu võivad fluoriaatomid omada ainult valentsi I ja oksüdatsiooniastet 1. Tugevaim oksüdeerija on fluor. Teiste halogeenide aatomites, näiteks klooriaatomis, on samal energiatasemel vabad d-orbitaalid. Tänu sellele saab elektronide sidumine toimuda kolmel erineval viisil. Esimesel juhul võib kloori oksüdatsiooniaste olla +3 ja moodustada kloorhapet HClO2, mis vastab sooladele - kloriitidele, näiteks kaaliumkloritile KClO2. Teisel juhul võib kloor moodustada ühendeid, milles kloori oksüdatsiooniaste on +5. Selliste ühendite hulka kuuluvad hüpokloorhape HClO3 ja selle soolad - kloraadid, näiteks kaaliumkloraat KClO3 (Berthollet sool). Kolmandal juhul on kloori oksüdatsiooniaste +7, näiteks perkloorhappes HClO4 ja selle soolades, perkloraadis (kaaliumperkloraadis KClO4).

Mn 2+ ioonide erilised analüütilised reaktsioonid

1.5.5. Oksüdeerimine naatriumvismutaadiga NaBiO 3 toimub vastavalt võrrandile:

2Mn(NO3)2+5NaBiO3+16HNO3=2HMnO4+5Bi(NO3)3+5NaNO3+7H2O.

Reaktsioon toimub külmas. Reaktsiooni läbiviimine: lisada 3-4 tilka 6 M HNO 3 lahust ja 5-6 tilka H 2 O 1-2 tilgale mangaanisoola lahusele, misjärel lisatakse spaatliga veidi NaBiO 3 pulbrit. Pärast katseklaasi sisu segamist laske sellel 1–2 minutit seista, seejärel tsentrifuugige, et eraldada liigne naatriumvismutaat. Mn 2+ juuresolekul muutub lahus lillaks mangaanhappe moodustumise tulemusena, mis on üks võimsamaid oksüdeerivaid aineid.

1.5.6. PbO 2 oksüdeerimine pliidoksiidiga lämmastikhappekeskkonnas kuumutamisel:

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O.

Reaktsiooni läbiviimine: Võtke veidi PbO 2 pulbrit ja asetage see katseklaasi, lisage sinna 4-5 tilka 6 M HNO 3 ja kuumutage segades. Lilla värvuse ilmumine näitab Mn 2+ olemasolu.

1.5.7. Analüüsis on olulised Mn 2+ reaktsioonid leelismetalli karbonaatidega, naatriumvesinikfosfaat, oksüdatsioonireaktsioonid ammooniumpersulfaadiga, bensidiini oksüdeerimine Mn 4+ ühenditega, AgCl redutseerimine metalliliseks hõbedaks Mn 2+ ioonidega.

88. VIII B rühma elemendid. Tähtsamate ühendite tüüpilised omadused. Bioloogiline roll. Analüütilised reaktsioonid Fe 3+ ja Fe 2+ ioonidele.

Raua alarühm- keemiliste elementide perioodilisuse tabeli 8. rühma keemilised elemendid (vananenud klassifikatsiooni järgi - VIII rühma sekundaarse alarühma elemendid). Gruppi kuuluvad raud Fe, ruteenium Ru ja osmium Os. Aatomi elektroonilise konfiguratsiooni alusel kuulub samasse rühma ka kunstlikult sünteesitud element Hassiy Hs, mis avastati 1984. aastal Heavy Ion Research Centeris (Saksamaa). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Saksamaa plii (208 Pb) sihtmärgi pommitamise tulemusena UNILAC-i kiirendi raud-58 ioonide kiirega. Katse tulemusena sünteesiti 3 265 Hs tuuma, mis identifitseeriti usaldusväärselt α-lagunemisahela parameetrite järgi. Samaaegselt ja sõltumatult uuriti sama reaktsiooni JINR-is (Dubna, Venemaa), kus 253 Es tuuma 3 α-lagunemise sündmuse vaatluse põhjal järeldati ka, et selles reaktsioonis 265 Hs tuum, subjekt α-lagunemiseks, sünteesiti. Kõik 8. rühma elemendid sisaldavad oma valentskihtides 8 elektroni. Kaks selle rühma elementi - ruteenium ja osmium - kuuluvad plaatina metallide perekonda. Nagu teisteski rühmades, on 8. rühma elementide liikmetel elektroonilised konfiguratsioonimustrid, eriti nende väliskestas, kuigi kummalisel kombel ruteenium seda suundumust ei järgi. Selle rühma elemendid näitavad aga sarnasusi ka füüsikalistes omadustes ja keemilises käitumises: puhtal kujul leidub rauda kõige sagedamini raud-nikli meteoriitides. Raua levimus maakoores on 4,65% (4. koht hapniku, räni ja alumiiniumi järel). Arvatakse, et raud moodustab ka suurema osa maakera tuumast.

10446 0

Rühm 17 sisaldab F, Cl, Br, I, At (tabelid 1 ja 2). Sõna halogeen ("halo" + "gen") tähendab "soola moodustavat". Kõik elemendid on mittemetallid. Nende väliskestas on 7 elektroni. Suure elektronegatiivsuse ja reaktsioonivõime tõttu neid vabal kujul looduses ei leidu. Tänu elektroni lihtsale lisamisele moodustavad nad halogeniidiioone ja eksisteerivad seetõttu kaheaatomiliste molekulide kujul. Molekulides olevad aatomid on ühendatud kovalentse sidemega elektronpaari jagamise tulemusena, millest üks on aatomist. Halogeenmolekule hoiavad koos nõrgad van der Waalsi jõud, mis seletab nende suurt volatiilsust.

Tabel 1 . 17. rühma metallide mõned füüsikalised ja keemilised omadused

Nimi	Seotud, aadressil. kaal	Elektrooniline valem	Raadius, pm	Peamised isotoobid (%)
Fluor Fluor [lat. fluere – voolama]			kovalentne 58
Kloor Kloor [kreeka keelest. kloros – rohekas]			kovalentne 99
Broom Broom [kreeka keelest. bromos – hais]		3d 10 4s 2 4p 5	Kovalentne 114,2	79 Vg* (50,69)
Jood Jood [kreeka keelest. joodid - lilla]		4p 10 5s 2 5p 5	Kovalentne 133
Astatiin Astatiin [kreeka keelest. Astatos – ebastabiilne]		4f 14 5p 10 6s 2 6p 5

Kõik halogeenid on mürgised, neil on iseloomulik terav lõhn ja värvus, mille intensiivsus suureneb rühma põhja poole. See rühm koosneb perioodilise tabeli kõige reageerivamatest elementidest. Halogeenide aatomi- ja ioonraadiused, samuti sidemete pikkused molekulides suurenevad perioodilise tabeli rühma põhja poole. Vastupidi, sideme dissotsiatsioonienergia ja selle tugevus vähenevad, välja arvatud fluor.

Leelismetallide halogeniidid (rühm 1) on ioonset tüüpi ühendid. Leelismuldmetallide halogeniidides (rühm 2) on lisaks ioonsetele ka osaliselt kovalentset tüüpi ühendeid. Kui liigute mööda perioodi vasakult paremale, muutuvad elementide halogeniidid kovalentsemaks. Halogeniidide kovalentne olemus suureneb ka rühmas allapoole liikudes. Veelgi enam, kui metall võib eksisteerida mitmes oksüdatsiooniastmes, siis on selle side halogeniidiga kõige madalamas olemuselt ioonne ja kõige kõrgemas on see kovalentne. Nii ioonsed kui ka kovalentsed kahevalentsed metallhalogeniidid kalduvad kristalliseeruma kihilisteks võredeks. Erandiks on CCl 2, millel on polümeerne struktuur. Haliidioonid on ligandid paljudes keerulistes ioonides, tõrjudes välja vähem tugevad ligandid nagu vesi.

Hõbehalogeniidid on päikesevalguse käes ebastabiilsed, lagunedes metalliks ja halogeeniks. Seda kinnisvara kasutatakse must-valgel pildistamisel. Bromiidid olid kõige valgustundlikumad Ag. Laialdaselt kasutatakse vesinikhalogeniide, mis on ühed tuntumad tugevad happed. Nende vesilahuste happesus suureneb rühma põhja poole. Erandiks on vesinikfluoriid. Selle vesilahus ( vesinikfluoriidhape) on sideme tugevusest tulenevalt nõrga happesusega H-F ja väike happe dissotsiatsioonikonstant.

Tabel 2. 17. rühma metallide sisaldus organismis, toksilised (TD) ja surmavad doosid (LD).

Maapõues (%)	Ookeanis (%)	Inimese kehas
Maapõues (%)	Ookeanis (%)	Keskmine (kehakaaluga 70 kg)		Veri (mg/l)
					TD - 20 mg, LD - 2 g
					Mürgine
					TD - 3 g, LD - >35 g
	(0,43-0,58) x 10 -5		(0,05-5) x10 -5		TD - 2 mg, LD - 35-350 g
Jäljed mõnedes mineraalides					Radioaktiivsuse tõttu mürgine

Fluor (F) — levimuse poolest on see maakoore elementide hulgas 13. kohal, kõige reaktsioonivõimelisem element, tööstuslikult toodetud oksüdeerijatest võimsaim. Gaasilisel kujul on see kahvatukollane. Seda kasutatakse tööstuses orgaanilised ühendid, polümeerid ja kõik soolad, eriti CaF 2 - räbustina metallurgias ja AlF 3 - tootmise ajal Al. Suured hulgad F 2 toodeti tuumatööstuses, et saada U.F. 6 tuumakütuse rikastamise protsessides.

Aatomite tihe paigutus molekulis F põhjustab tugevat tõrjumist mittesiduvate elektronide vahel, mis seletab sideme nõrgenemist molekulis. Seetõttu fluor elementaarses olekus kujul F 2 ei leitud, kuid see esineb fluoriidiioonina krüoliit Na 3 AlF 6 ja fluoriit (fluoriit) CaF 2 .

F oksüdatsiooniaste on alati -1. Väike kovalentne raadius võimaldab sellel moodustada suure koordinatsiooniarvuga ühendeid; Näiteks, SF 6 on olemas, a S.J. 6 ei saa moodustada. Metallfluoriidioonidel on väike iooni suurus F- põhjustab kõrgeid võre entalpiaid ja termodünaamilist stabiilsust.

Fluori kõrge oksüdatsioonivõime tõttu võivad halogeenid üksteisega reageerida, moodustades interhalogeensed ühendid("interhaliidid") ClF, ClF 3, BrF 5, IF 7, milles teiste halogeenide oksüdatsiooniaste varieerub vahemikus +1 kuni +7.

Pärast roti maksa inkubeerimist koos NaF neeldunud fluor koondub mitokondritesse ja hepatotsüütide tuumadesse. See imendub luukoesse (hambad, luud, kõhred) 3 korda aktiivsemalt kui veri. F eritub peamiselt neerude kaudu. Fluoriioonide toksiline toime tuleneb asjaolust, et nad seovad ja inaktiveerivad seeläbi ensüümsüsteemide ioonide aktivaatoreid Sa 2+ , Mg 2+ koos halvasti lahustuvate fluoriidide moodustumisega. Komplekssed ioonid PF - , B.F. 4 - , SiF 6 2- , tugevuse tõttu kovalentsed sidemed nende molekulid on bioloogiliselt passiivsed. F- inhibeerib metalloproteiine.

Kloor (Cl) - leidub looduses peamiselt kivisoola kujul NaCl. See saadakse sellest elektrolüüsi teel Cl 2 - terava lõhnaga raske kollakasroheline gaas. Tööstuses kasutatakse seda pleegitusainena ning kloororgaaniliste lahustite ja polümeeride tootmisel. Lisaks kasutatakse seda laialdaselt vee steriliseerimiseks veevärkides kontsentratsioonides (0,6-6)x10-5 mol/kg. Kui vesi on aga saastatud orgaaniliste lämmastikku sisaldavate ainetega, on vee kloorimine ohtlik, kuna aatomid Cl võib asendada H-aatomeid alkaanide ja alkeenide molekulides fotolüütilistes reaktsioonides, st kiiritades nähtava valgusega lainepikkusega 200-800 nm. Sel juhul tekivad toksilised kloororgaanilised ühendid – derivaadid dioksiini, eriti väga mürgine 2,3,7,8-tetraklorodibenso- n-dioksiin (joonis 1). "Dioksiinid" viitavad üldiselt polüklooritud dibenso- ja dioksiinidele. Kõik need, isegi väga väikeses kontsentratsioonis, vähendavad järsult inimese immuunsust viirusnakkuste suhtes ja mõjutavad geneetilist aparaati.

Riis. 1. Dioksiinid (2,3,7,8-tetraklorodibenso-p-dioksiin)

Ühendused O 2 (kloorne HClO, „hüpokloriti” soolad; kloriid HClO 2, kloriti soolad; hüpokloorne HClO 3, kloraatsoolad; kloor HClO 4 happed, perkloraatsoolad, samuti nende anioonid ja oksiidid) on oksüdeerivad ained; neid kasutatakse desinfektsioonivahenditena.

Kloori sisaldus imetajate kudedes on lähedane selle sisaldusele merevees. Kloriidiioonid Cl- on elusolendite kehas peaaegu ühtlaselt jaotunud märgatavates kogustes (70–103 mmol/l). Need erituvad neerude kaudu. Vedel kloor põhjustab nahale tõsiseid põletushaavu ning gaasiline kloor ärritab tugevalt silmi ja kopse, moodustades koos koevedelikuga vesinikkloriid- ja hüpokloorhappeid. Kopsudes võib tekkida kopsupõletik.

Broom (Br) - paks tumepunane terava lõhna ja raskete pruunide aurudega vedelik. See on ainus mittemetall, mis on toatemperatuuril vedel. Seda kasutatakse kütuselisandina, põlemisinhibiitorina tulekindlates materjalides, värvides ja pestitsiidides ning fotograafias. Bioloogiline roll on siiski vähe uuritud Br 2 mürgine. Suhe Br/Cl veres on ligikaudu 0,01 ja Br- leidub peamiselt plasmas. Kaasneb klooriga ainevahetusprotsessides ja eritub uriiniga.

Jood (I) - kõva must läikiv mittemetall. Kergesti sublimeerub. Kasutatakse desinfitseeriva alkoholilahusena, sisse toidulisandid, värvained, katalüsaatorid, fotograafias. See kuulub bioloogiliselt vajalike ("oluliste") elementide hulka ja on osa kilpnäärmehormoonidest. Selle puudust peetakse kilpnäärme- ja rinnavähi arengut soodustavaks teguriks.

I koguneb valikuliselt sisse kilpnääre(üle 80%). jodiid I- sisenes kehasse, kontsentreerub kiiresti näärmesse, kus selle kontsentratsioon on 25-500 korda kõrgem kui veres. Kilpnäärmes oksüdeeritakse jodiid joodiks, mis spetsiifilise ensüümi mõjul joodib türosiini aromaatsed ringid türeoglobuliini molekulides, moodustades lipofiilsed kasvuhormoonid - türoksiini, jodotüroniin, trijodotüroniin. Jood kontsentratsioonis 5x10-5 M lahutab mitokondrites oksüdatiivse fosforüülimise ja moodustab kergesti lahustumatuid kelaate kahekordse laenguga metalliioonidega, eriti Mg 2+ ja MP 2+. Kilpnäärme aktiivsust aktiveerivad joodi sisaldavad hüpofüüsi kilpnääret stimuleeriv hormoon.

Joodi puudus inimese toidus põhjustab kilpnäärme alatalitlust ja Gravesi tõbe (struuma). Joodi sisaldub kompositsioonis märgatavates kogustes merevetikad(pruunvetikate perekond Laminaria) mono- ja dijodotürosiini, samuti mono- ja dijodotüroniini kujul, mis võimaldab neid vetikaid kasutada kilpnäärmehaiguste korral kasvuhormooni valmisprekursorite loodusliku allikana.

Biogeokeemilistes provintsides, kus puudub joodi, lisatakse selle soolad lauasoolale, kuid see ei anna positiivseid tulemusi. On leitud, et joodipuuduse vastu saab palju tõhusamalt võidelda, kui lisada toiduainetele, näiteks leivale, looduslikke joodi sisaldavaid tooteid, eelkõige merevetikaid. Varem ekstraheeriti joodi pruunvetikate tuhast, nüüd õli- ja soolaallikatest. Pange tähele, et üks peamisi joodi metabolismi ensüüme ( dejodinaas), mis tagab türoksiini homöostaasi, kuulub selenoproteiinide hulka. Järelikult võitlus joodipuuduse vastu defitsiidi taustal Se mõttetu, kuid arvestades mehhanismi tagasisidet- kahjulik.

Astatiin (At) – isotoobi 209 neutronpommitamise teel saadud radioaktiivne mittemetall Bi. Lühikese poolestusaja tõttu pole seda palju uuritud.

Meditsiinilised bioanorgaanilised ained. G.K. Barashkov

Saada oma head tööd teadmistebaasi on lihtne. Kasutage allolevat vormi

Üliõpilased, magistrandid, noored teadlased, kes kasutavad teadmistebaasi oma õpingutes ja töös, on teile väga tänulikud.

postitatud http://www.allbest.ru/

Sissejuhatus

Elementide perioodilise süsteemi VII rühma kuuluvad mangaan, tehneetsium, reenium, bohrium, aga ka vana nomenklatuuri järgi fluor, kloor, broom, jood, astatiin - mis on halogeenid.

7. rühma elementidel on 7 valentselektroni. Kõik need on hõbevalged tulekindlad metallid. Seerias Mn - Tc - Re keemiline aktiivsus väheneb. Reeniumi elektrijuhtivus on ligikaudu 4 korda väiksem kui volframil. Õhus on kompaktne metalliline mangaan kaetud õhukese oksiidikilega, mis kaitseb seda edasise oksüdeerumise eest isegi kuumutamisel. Vastupidi, peeneks purustatud olekus oksüdeerub see üsna kergesti.

Välisel energiatasemel on halogeenidel 7 elektroni ja need on tugevad oksüdeerijad. Metallidega suhtlemisel tekib ioonne side ja tekivad soolad. Suheldes elektronegatiivsemate elementidega, võivad halogeenid (välja arvatud fluor) avaldada redutseerivaid omadusi kuni kõrgeima oksüdatsiooniastmeni +7.

Tehneetsium ja bohrium on radioaktiivsed üsna lühikese poolestusajaga, mistõttu neid looduses ei esine. Mangaan on üks levinumaid elemente, moodustades 0,03% maakoore aatomite koguarvust.

Mis puutub halogeenidesse, siis need on väga reaktsioonivõimelised ja seetõttu leidub neid looduses tavaliselt ühendite kujul. Nende levimus maakoores väheneb koos aatomiraadiuse suurenemisega fluorilt joodile.

halogeenelement astatiin mangaan

1. SeitsmesPerioodilise tabeli 1. rühm

1,1 Glaava allrühm seitse rühm. Halogeenid

VII rühma põhirühma kuuluvad fluor, kloor, broom, jood ja astatiin.

Halogeenid (kreeka keelest ?lt - sool ja gEnpt - sünd, päritolu; mõnikord kasutatakse vananenud nimetust halogeenid) - D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli VII rühma keemilised elemendid

Nad reageerivad peaaegu kõigi lihtainetega, välja arvatud mõned mittemetallid. Kõik halogeenid on energeetilised oksüdeerijad ja seetõttu leidub neid looduses ainult ühendite kujul. Aatomarvu kasvades halogeenide keemiline aktiivsus väheneb F ? ,Cl? ,Br? , mina? , Kell? väheneb.

Kõik halogeenid on mittemetallid. Välisel energiatasemel on 7 elektroni tugevad oksüdeerijad. Metallidega suhtlemisel tekib ioonne side ja tekivad soolad. Suheldes elektronegatiivsemate elementidega, võivad halogeenid (välja arvatud fluor) avaldada redutseerivaid omadusi kuni kõrgeima oksüdatsiooniastmeni +7.

Nagu eespool mainitud, on halogeenidel kõrge reaktsioonivõime, seetõttu leidub neid looduses tavaliselt ühendite kujul.

Nende levimus maakoores väheneb koos aatomiraadiuse suurenemisega fluorilt joodile. Astiini kogust maakoores mõõdetakse grammides ja ununseptium looduses puudub. Fluori, kloori, broomi ja joodi toodetakse tööstuslikus mastaabis, kusjuures kloori tootmismahud on oluliselt suuremad kui ülejäänud kolmel stabiilsel halogeenil.

Looduses esinevad need elemendid peamiselt halogeniididena (erandiks on jood, mis esineb ka naatrium- või kaaliumjodaadina leelismetallide nitraadiladestustes). Kuna paljud kloriidid, bromiidid ja jodiidid on vees lahustuvad, leidub neid anioone ookeanis ja looduslikes soolvees. Peamine fluoriallikas on kaltsiumfluoriid, mis lahustub väga vähe ja mida leidub settekivimites (fluoriidina CaF 2).

Peamine viis lihtsate ainete saamiseks on halogeniidide oksüdeerimine. Kõrged positiivsed standardelektroodi potentsiaalid E o (F 2 /F ?) = +2,87 V ja E o (Cl 2 /Cl ?) = +1,36 V näitavad, et oksüdeerivad F ioone? ja Cl? võimalik ainult tugevate oksüdeerivate ainetega. Tööstuses kasutatakse ainult elektrolüütilist oksüdatsiooni. Fluori tootmisel ei saa kasutada vesilahust, kuna vesi oksüdeerub palju väiksema potentsiaaliga (+1,32 V) ja tekkiv fluor reageeriks kiiresti veega. Fluori sai esmakordselt 1886. aastal prantsuse keemik Henri Moissan kaaliumvesinikfluoriidi KHF 2 lahuse elektrolüüsil veevabas vesinikfluoriidhappes.

Tööstuses toodetakse kloori peamiselt naatriumkloriidi vesilahuse elektrolüüsil spetsiaalsetes elektrolüüsiseadmetes. Sel juhul tekivad järgmised reaktsioonid:

poolreaktsioon anoodil:

poolreaktsioon katoodil:

Vee oksüdeerumist anoodil pärsitakse elektroodi materjaliga, mille ülepinge O 2 suhtes on suurem kui Cl 2 suhtes (selline materjal on eelkõige RuO 2).

Kaasaegsetes elektrolüsaatorites on katood- ja anoodiruumid eraldatud polümeerse ioonvahetusmembraaniga. Membraan võimaldab Na + katioonidel liikuda anoodiruumist katoodiruumi. Katioonide üleminek säilitab elektrilise neutraalsuse elektrolüüsi mõlemas osas, kuna elektrolüüsi käigus eemaldatakse negatiivsed ioonid anoodilt (2Cl β muundumine Cl 2 -ks) ja akumuleeruvad katoodil (OH β moodustumine). Kolimine OH? vastassuunas võiks ka säilitada elektrilise neutraalsuse, aga OH ioon? reageeriks Cl 2-ga ja tühistaks kogu tulemuse.

Broomi saadakse merevees leiduva bromiidiooni keemilise oksüdeerimise teel. Sarnast protsessi kasutatakse joodi saamiseks looduslikest I? . Mõlemal juhul kasutatakse oksüdeeriva ainena kloori, millel on tugevamad oksüdeerivad omadused ja tekkiv Br 2 ja I 2 eemaldatakse lahusest õhuvooluga.

Tabel 1, Mõned omadusedhalogeenid.

1.2 Fluor

Fluor(lat. Fluorum), F, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka, aatomnumber 9, aatommass 18,998403; tavatingimustes (0 °C; 0,1 Mn/m2 ehk 1 kgf/cm2) - terava lõhnaga kahvatukollane gaas.

Looduslik fluor koosneb ühest stabiilsest isotoobist 19 F. Kunstlikult on saadud mitmeid isotoope, eelkõige: 16 F poolestusajaga T S< 1 сек, 17 F (T Ѕ = 70 сек) , 18 F (T Ѕ = 111 мин) , 20 F (T Ѕ = 11,4 сек) , 21 F (T Ѕ = 5 сек).

Ajalooline viide. Esimest fluoriühendit - fluoriiti (fluoriit) CaF 2 - kirjeldati 15. sajandi lõpus nimetuse all "fluor" (ladinakeelsest sõnast fluo - flow, tänu CaF 2 omadusele valmistada metallurgia tootmise vedeliku viskoosseid räbu -voolav). 1771. aastal sai K. Scheele vesinikfluoriidhappe. Vaba fluori eraldas A. Moissan 1886. aastal vedela veevaba vesinikfluoriidi elektrolüüsiga, mis sisaldas happelise kaaliumfluoriidi KHF 2 segu.

Fluorikeemia hakkas arenema 1930. aastatel, eriti kiiresti 1939-45 Teise maailmasõja ajal ja pärast seda seoses tuumatööstuse ja raketitehnoloogia vajadustega. A. Ampere poolt 1810. aastal välja pakutud nimetus "Fluor" (kreeka keelest phthoros - hävitamine, surm) on kasutusel ainult vene keeles; Paljudes riikides aktsepteeritakse nimetust "fluor".

Fluori levik looduses. Keskmine fluorisisaldus maakoores (clarke) on 6,25·10 -2 massiprotsenti; hapus tardkivimid(graniidid) on see 8·10 -2%, aluselises - 3,7·10 -2%, ülialuselises - 1,10 -2%. Fluori leidub vulkaanilistes gaasides ja termaalvees. Olulisemad fluoriühendid on fluoriit, krüoliit ja topaas. Kokku on teada üle 80 fluori sisaldava mineraali. Fluoriühendeid leidub ka apatiitides, fosforiitides jt. Fluor on oluline biogeenne element. Maa ajaloos olid biosfääri sattunud fluori allikaks vulkaanipursete saadused (gaasid jne).

Fluori füüsikalised omadused. Gaasilise fluori tihedus on 1,693 g/l (0°C ja 0,1 Mn/m2 ehk 1 kgf/cm2), vedelal - 1,5127 g/cm3 (keemistemperatuuril); tpl -219,61 °C; keemistemperatuur -188,13 °C. Fluori molekul koosneb kahest aatomist (F 2); 1000 °C juures dissotsieerub 50% molekulidest, dissotsiatsioonienergia on umbes 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor lahustub halvasti vedelas vesinikfluoriidis; lahustuvus 100 g HF-s -70 °C juures 2,5·10 -3 g ja -20 °C juures 0,4·10 -3 g; vedelal kujul, lahustub piiramatult vedelas hapnikus ja osoonis.

Fluori keemilised omadused. Fluori aatomi väliste elektronide konfiguratsioon on 2s 2 2p 5. Ühendites on selle oksüdatsiooniaste -1. Aatomi kovalentne raadius on 0,72E, ioonraadius 1,3ЗЕ. Elektronide afiinsus 3,62 eV, ionisatsioonienergia (F > F+) 17,418 eV. Kõrged väärtused elektronide afiinsus ja ionisatsioonienergia selgitavad fluori aatomi tugevat elektronegatiivsust, mis on kõigi teiste elementide seas suurim. Fluori kõrge reaktsioonivõime määrab fluorimise eksotermilise olemuse, mille omakorda määravad fluori molekuli ebanormaalselt madal dissotsiatsioonienergia ja fluori aatomi sideme energia suured väärtused teiste aatomitega. Otsesel fluorimisel on kettmehhanism ja see võib kergesti põhjustada põlemist ja plahvatust. Fluor reageerib kõigi elementidega, välja arvatud heelium, neoon ja argoon. See interakteerub hapnikuga hõõgudes, moodustades madalatel temperatuuridel hapnikufluoriide O 2 F 2, O 3 F 2 ja teisi. Fluori reaktsioonid teiste halogeenidega on eksotermilised, mille tulemusena tekivad interhalogeensed ühendid. Kloor interakteerub fluoriga, kui seda kuumutatakse temperatuurini 200–250 °C, andes kloormonofluoriidi ClF ja kloortrifluoriidi ClF 3. Tuntud on ka ClF 5, mis saadakse ClF 3 fluorimisel kõrgel temperatuuril ja rõhul 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2). Broom ja jood süttivad fluoriatmosfääris tavalistel temperatuuridel ning BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2 võib saada fluori, mis reageerib otse krüptooni, ksenooni ja radooniga, moodustades vastavad fluoriidid (näiteks XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Tuntud on ka ksenoonoksüfluoriidid.

Fluori interaktsiooniga väävliga kaasneb soojuse eraldumine ja see põhjustab arvukate väävelfluoriidide moodustumist. Seleen ja telluur moodustavad kõrgemaid fluoriide SeF 6 ja TeF 6 . Fluor ja vesinik reageerivad põlemisel; see tekitab vesinikfluoriidi. See on radikaalne ahela hargnemisreaktsioon:

HF* + H2 = HF + H2*; H 2 * + F 2 = HF + H + F

(kus HF* ja H 2 * on molekulid vibratsiooniliselt ergastatud olekus); reaktsiooni kasutatakse keemilistes laserites. Fluor reageerib lämmastikuga ainult elektrilahenduse korral. Süsi Fluoriga suheldes süttib see normaalsel temperatuuril; grafiit reageerib sellega tugeval kuumutamisel ning võimalik on tahke grafiitfluoriidi (CF) X või gaasiliste perfluorosüsivesinike CF 4, C 2 F 6 jt teke. Fluor reageerib külmas boori, räni, fosfori ja arseeniga, moodustades vastavad fluoriidid.

Fluor ühineb jõuliselt enamiku metallidega; leelis- ja leelismuldmetallid süttivad fluori atmosfääris külmas, Bi, Sn, Ti, Mo, W - vähese kuumutamisega. Hg, Pb, U, V reageerivad fluoriga toatemperatuuril, Pt - tumepunasel kuumustemperatuuril. Metallide reageerimisel fluoriga tekivad tavaliselt kõrgemad fluoriidid, näiteks UF 6, MoF 6, HgF 2. Mõned metallid (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reageerivad fluoriga, moodustades kaitsekile fluoriidid, takistades edasist reaktsiooni.

Kui fluor interakteerub külma käes metallioksiididega, tekivad metallifluoriidid ja hapnik; Võimalik on ka metallide oksüfluoriidide (näiteks MoO 2 F 2) moodustumine. Mittemetallioksiidid lisavad kas fluori, näiteks SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, või asendatakse neis olev hapnik fluoriga, näiteks SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Klaas reageerib fluoriga väga aeglaselt; vee juuresolekul kulgeb reaktsioon kiiresti. Vesi interakteerub fluoriga: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; sel juhul moodustuvad ka OF 2 ja vesinikperoksiid H 2 O 2. Lämmastikoksiidid NO ja NO 2 lisavad kergesti fluori, moodustades vastavalt nitrosüülfluoriidi FNO ja nitriilfluoriidi FNO 2 . Süsinikoksiid lisab kuumutamisel fluori, moodustades karbonüülfluoriidi:

CO + F 2 = COF 2.

Metallhüdroksiidid reageerivad fluoriga, moodustades metallifluoriidi ja hapniku, nt.

2Ba(OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H2O + O 2.

NaOH ja KOH vesilahused reageerivad fluoriga temperatuuril 0 °C, moodustades OF 2.

Metall- või mittemetallilised halogeniidid reageerivad külmas fluoriga, fluor asendab kõik halogeenid.

Sulfiidid, nitriidid ja karbiidid on kergesti fluoritavad. Metallhüdriidid moodustavad külmas fluoriga metallfluoriidi ja HF; ammoniaak (aurudes) - N 2 ja HF. Fluor asendab vesinikku hapetes või metallides nende soolades, näiteks HNO 3 (või NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (või NaF); raskemates tingimustes tõrjub fluor nendest ühenditest hapniku välja, moodustades näiteks sulfurüülfluoriidi

Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2.

Leelis- ja leelismuldmetallide karbonaadid reageerivad tavatemperatuuril fluoriga; see tekitab vastava fluoriidi, CO 2 ja O 2 .

Fluor reageerib intensiivselt orgaaniliste ainetega.

Fluori saamine. Fluori tootmise allikaks on vesinikfluoriid, mida saadakse peamiselt kas väävelhappe H 2 SO 4 · toimel fluoriidile CaF 2 või apatiitide ja fosforiitide töötlemisel. Fluori tootmine toimub happelise kaaliumfluoriidi KF-(1,8-2,0)HF sulami elektrolüüsil, mis tekib, kui KF-HF sulatis küllastatakse vesinikfluoriidiga 40-41% HF-i sisalduseni. Elektrolüüsi materjal on tavaliselt teras; elektroodid - süsinikanood ja teraskatood. Elektrolüüs viiakse läbi temperatuuril 95-100 °C ja pingel 9-11 V; Fluori voolu väljund ulatub 90-95% -ni. Saadud fluor sisaldab kuni 5% HF-i, mis eemaldatakse külmutamise ja seejärel naatriumfluoriidiga absorptsiooni teel. Fluori säilitatakse gaasilises olekus (rõhu all) ja vedelal kujul (vedela lämmastikuga jahutamisel) niklist ja sellel põhinevatest sulamitest (Monel metall), vasest, alumiiniumist ja selle sulamitest, messingist, roostevabast terasest valmistatud seadmetes.

Fluori kasutamine. Gaasist fluori kasutatakse UF 4 fluorimiseks UF 6-ks, mida kasutatakse uraani isotoopide eraldamiseks, samuti kloortrifluoriidi ClF 3 (fluorimisaine), väävelheksafluoriidi SF 6 (gaasiline isolaator elektritööstuses) tootmiseks. metallifluoriidid (näiteks W ja V ). Vedel fluor on raketikütuste oksüdeerija.

Laialdaselt kasutatakse arvukalt fluoriühendeid - vesinikfluoriid, alumiiniumfluoriid, ränifluoriidid, fluorosulfoonhape (lahusti, katalüsaator, reaktiiv rühma sisaldavate orgaaniliste ühendite tootmiseks - SO 2 F), BF 3 (katalüsaator), fluororgaanilised ühendid jt.

Ohutusmeetmed. Fluor on mürgine, selle maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on ligikaudu 2·10 -4 mg/l ja maksimaalne lubatud kontsentratsioon kuni 1-tunnise kokkupuute korral on 1,5·10 -3 mg/l.

Fluoriid kehas. Fluor sisaldub pidevalt loomsetes ja taimede kudedes; mikroelement Anorgaaniliste ühendite kujul leidub seda peamiselt loomade ja inimeste luudes - 100-300 mg/kg; Eriti palju on fluori hammastes. Mereloomade luud on maismaaloomade luudega võrreldes fluoririkkamad. Loomade ja inimeste organismi satub see peamiselt joogiveega, mille optimaalne fluorisisaldus on 1-1,5 mg/l. Fluoriidi puudumisel tekib inimesel hambakaaries ja suurenenud tarbimise korral fluoroos. Fluoriioonide kõrge kontsentratsioon on ohtlik nende võime tõttu pärssida mitmeid ensümaatilisi reaktsioone, samuti siduda bioloogiliselt olulisi elemente. (P, Ca, Mg ja teised), häirides nende tasakaalu organismis. Orgaanilisi fluori derivaate leidub ainult osades taimedes (näiteks Lõuna-Aafrikas Dichapetalum cymosum). Peamised neist on fluoroäädikhappe derivaadid, mis on mürgised nii teistele taimedele kui loomadele. On kindlaks tehtud seos fluoriidi metabolismi ja luustiku luukoe ja eriti hammaste moodustumise vahel.

Fluorimürgitus on võimalik keemiatööstuse töötajate seas, fluori sisaldavate ühendite sünteesil ja fosfaatväetiste tootmisel. Fluoriid ärritab hingamisteid ja põhjustab nahapõletust. Ägeda mürgistuse korral tekib kõri ja bronhide limaskestade ärritus, silmade, süljeeritus ja ninaverejooks; rasketel juhtudel - kopsuturse, keskosa kahjustus närvisüsteem ja teised; kroonilistel juhtudel - konjunktiviit, bronhiit, kopsupõletik, pneumoskleroos, fluoroos. Iseloomulikud on nahakahjustused, nagu ekseem. Esmaabi: silmade loputamine veega, nahapõletuste korral - loputamine 70% alkoholiga; sissehingamisel mürgistuse korral - hapniku sissehingamine. Ennetamine: ohutusnõuete järgimine, spetsiaalse riietuse kandmine, regulaarne arstlikud läbivaatused, kaltsiumi ja vitamiinide lisamine dieeti.

1.3 Kloor

Kloor(lat. Chlorum), Cl, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, aatomnumber 17, aatommass 35,453; kuulub halogeenide perekonda. Normaaltingimustes (0°C, 0,1 Mn/m2 või 1 kgf/cm2) on see terava ärritava lõhnaga kollakasroheline gaas. Looduslik kloor koosneb kahest stabiilsest isotoobist: 35 Cl (75,77%) ja 37 Cl (24,23%). Radioaktiivsed isotoobid massinumbritega 31-47 on kunstlikult saadud, eelkõige: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 poolestusajaga (T S) vastavalt 0,31; 2,5; 1,56 sek; 3,1·105 aastat; 37,3, 55,5 ja 1,4 min. Isotoopmärgistusainetena kasutatakse 36Cl ja 38Cl.

Ajalooline viide. Kloori sai esmakordselt 1774. aastal K. Scheele vesinikkloriidhappe reageerimisel pürolusiidi MnO 2 -ga. Kuid alles 1810. aastal tegi G. Davy kindlaks, et kloor on element ja nimetas selle klooriks (kreeka keelest chloros – kollakasroheline). 1813. aastal pakkus J. L. Gay-Lussac sellele elemendile välja nimetuse Kloor.

Kloori levik looduses. Kloor esineb looduses ainult ühendite kujul. Kloori keskmine sisaldus maakoores (clarke) on 1,7·10 -2 massiprotsenti, happelistes tardkivimites - graniitides jt - 2,4·10 -2, aluselistes ja ülialuselistes kivimites 5,10 -3. Kloori ajaloos maapõues mängib peamist rolli vee ränne. Cl-iooni kujul leidub seda Maailma ookeanis (1,93%), maa-alustes soolvees ja soolajärvedes. Oma mineraalide (peamiselt looduslike kloriidide) arv on 97, millest peamine on haliit NaCl (kivisool). Tuntud on ka suuri kaalium- ja magneesiumkloriidide ning segakloriidide ladestusi: silviniit KCl, silviniit (Na,K)Cl, karnaliit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainiit KCl MgSO 4 3H 2 O, bishofiit MgCl 2 O Ajaloos 6H . Maast suur tähtsus toimus vulkaanilistes gaasides sisalduva HCl vool maakoore ülemistesse osadesse.

Kloori füüsikalised omadused. Kloori keemistemperatuur on -34,05°C, sulamistemperatuur -101°C. Gaasi kloori tihedus tavatingimustes on 3,214 g/l; küllastunud aur temperatuuril 0 °C 12,21 g/l; vedel kloor keemistemperatuuril 1,557 g/cm3; tahke kloor temperatuuril -102 °C 1,9 g/cm3. Kloori küllastunud aururõhk 0°C juures 0,369; temperatuuril 25 °C 0,772; 100 °C juures 3,814 Mn/m2 või vastavalt 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Sulamissoojus 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); aurustumissoojus 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Gaasi soojusmahtuvus konstantsel rõhul on 0,48 kJ/(kg K). Kloori kriitilised konstandid: temperatuur 144°C, rõhk 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), tihedus 573 g/l, erimaht 1,745·10 -3 l/g. Kloori lahustuvus (g/l) osarõhul 0,1 Mn/m2 või 1 kgf/cm2 vees 14,8 (0 °C), 5,8 (30 °C), 2,8 (70 °C); 300 g/l NaCl lahuses 1,42 (30 °C), 0,64 (70 °C). Alla 9,6 °C tekivad vesilahustes erineva koostisega kloorihüdraadid Cl 2 · nH 2 O (kus n = 6-8); Need on kollased kuupkristallid, mis lagunevad temperatuuri tõustes klooriks ja veeks. Kloor lahustub hästi TiCl 4-s, SiCl 4-s, SnCl 4-s ja mõnedes orgaanilistes lahustites (eriti heksaan C 6 H 14 ja süsiniktetrakloriid CCl 4). Kloori molekul on kaheaatomiline (Cl 2). Cl 2 + 243 kJ = 2Cl termilise dissotsiatsiooni aste 1000 K juures on 2,07·10 -4%, 2500 K juures 0,909%.

Kloori keemilised omadused. Cl 3s 2 Sp 5 aatomi väline elektrooniline konfiguratsioon. Vastavalt sellele on ühendites sisalduva kloori oksüdatsiooniastmed -1, +1, +3, +4, +5, +6 ja +7. Aatomi kovalentne raadius on 0,99 E, Cl ioonraadius on 1,82 E, klooriaatomi elektronafiinsus on 3,65 eV ja ionisatsioonienergia on 12,97 eV.

Keemiliselt on kloor väga aktiivne, ühineb otseselt peaaegu kõigi metallidega (mõnedega ainult niiskuse juuresolekul või kuumutamisel) ja mittemetallidega (va süsinik, lämmastik, hapnik, inertgaasid), moodustades vastavad kloriidid, reageerib metallidega. palju ühendeid, asendab vesinikku küllastunud süsivesinikes ja liitub küllastumata ühenditega. Kloor tõrjub broomi ja joodi nende ühenditest vesiniku ja metallidega välja; Nende elementidega klooriühenditest on see asendatud fluoriga. Leelismetallid reageerivad niiskuse jälgede olemasolul klooriga süttimisel; enamik metalle reageerib kuiva klooriga ainult kuumutamisel. Teras, nagu ka mõned metallid, on kuiva kloori atmosfääris madalatel temperatuuridel vastupidavad, seetõttu kasutatakse neid kuiva kloori seadmete ja hoidlate valmistamiseks. Fosfor süttib kloori atmosfääris, moodustades PCl 3 ja edasisel kloorimisel PCl 5; väävel klooriga annab kuumutamisel S 2 Cl 2, SCl 2 ja muud S n Cl m. Arseen, antimon, vismut, strontsium, telluur interakteeruvad jõuliselt klooriga. Kloori ja vesiniku segu põleb värvitu või kollakasrohelise leegiga, moodustades vesinikkloriidi (see on ahelreaktsioon).

Vesinikkloori leegi maksimaalne temperatuur on 2200°C. Kloori ja vesiniku segud, mis sisaldavad 5,8–88,5% H2, on plahvatusohtlikud.

Hapnikuga moodustab kloor oksiide: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, aga ka hüpokloritid (hüpokloorhappe soolad), kloritid, kloraadid ja perkloraadid. Kõik kloori hapnikuühendid moodustavad kergesti oksüdeeruvate ainetega plahvatusohtlikke segusid. Klooroksiidid on nõrgalt stabiilsed ja võivad iseeneslikult plahvatada. Kloraadid ja perkloraadid võivad initsiaatorite mõjul lõhkeda.

Vees olev kloor hüdrolüüsib, moodustades hüpokloor- ja vesinikkloriidhapped: Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. Leeliste vesilahuste külmas kloorimisel tekivad hüpokloritid ja kloriidid: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O ning kuumutamisel tekivad kloraadid. Kuiva kaltsiumhüdroksiidi kloorimisel tekib pleegitus.

Kui ammoniaak reageerib klooriga, moodustub lämmastiktrikloriid. Orgaaniliste ühendite kloorimisel asendab kloor vesinikku või lisab mitu sidet, moodustades erinevaid kloori sisaldavaid orgaanilisi ühendeid.

Kloor moodustab teiste halogeenidega interhalogeenseid ühendeid. Fluoriidid ClF, ClF 3, ClF 3 on väga reaktsioonivõimelised; näiteks ClF 3 atmosfääris süttib klaasvill spontaanselt. Tuntud kloori ühendid hapniku ja fluoriga on kloori oksüfluoriidid: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 ja fluori perkloraat FClO 4.

Kloori saamine. Kloori hakati tööstuslikult tootma 1785. aastal vesinikkloriidhappe reageerimisel mangaan(II)oksiidi ehk pürolusiidiga. 1867. aastal töötas inglise keemik G. Deacon välja meetodi kloori tootmiseks HCl oksüdeerimisel atmosfäärihapnikuga katalüsaatori juuresolekul. Alates 19. sajandi lõpust ja 20. sajandi algusest on kloori toodetud leelismetallikloriidide vesilahuste elektrolüüsi teel. Need meetodid toodavad 90–95% kogu maailmas leiduvast kloorist. Väikeses koguses kloori saadakse magneesiumi, kaltsiumi, naatriumi ja liitiumi tootmisel sulakloriidide elektrolüüsil. NaCl vesilahuste elektrolüüsiks kasutatakse kahte peamist meetodit: 1) tahke katoodi ja poorse filtrimembraaniga elektrolüüsiseadmetes; 2) elavhõbekatoodiga elektrolüsaatorites. Mõlema meetodi puhul eraldub gaas kloor grafiit- või titaan-ruteenium-anoodil. Esimese meetodi kohaselt eraldub katoodil vesinik ning moodustub NaOH ja NaCl lahus, millest järgneva töötlemise teel eraldatakse kaubanduslik seebikivi. Teise meetodi kohaselt moodustub katoodil selle lagunemise käigus naatriumamalgaam puhas vesi eraldi aparaadis saadakse NaOH lahus, vesinik ja puhas elavhõbe, mis läheb jälle tootmisse. Mõlemad meetodid annavad 1,125 t NaOH 1 tonni kloori kohta.

Diafragmaga elektrolüüs nõuab kloori tootmise korraldamiseks vähem kapitaliinvesteeringuid ja toodab odavamat NaOH-d. Elavhõbeda katoodi meetodil saadakse väga puhas NaOH, kuid elavhõbeda kadu saastab keskkonda.

Kloori kasutamine. Keemiatööstuse üheks oluliseks haruks on klooritööstus. Põhilised kogused kloori töödeldakse selle tootmiskohas kloori sisaldavateks ühenditeks. Kloori ladustatakse ja transporditakse vedelal kujul balloonides, tünnides, raudteetsisternides või spetsiaalselt varustatud anumates. Tööstusriike iseloomustab järgmine ligikaudne kloori tarbimine: kloori sisaldavate orgaaniliste ühendite tootmiseks - 60-75%; anorgaanilised ühendid, mis sisaldavad kloori, -10-20%; paberimassi ja kangaste pleegitamiseks - 5-15%; sanitaarvajadusteks ja vee kloorimiseks - 2-6% kogutoodangust.

Kloori kasutatakse ka mõne maagi kloorimiseks titaani, nioobiumi, tsirkooniumi ja teiste ekstraheerimiseks.

Kloor kehas. Kloor on üks biogeensetest elementidest, taimede ja loomsete kudede pidev komponent. Kloori sisaldus taimedes (halofüütides palju kloori) ulatub protsendi tuhandest kuni terveni protsendini, loomadel - kümnendikku ja sajandikku protsendini. Täiskasvanu päevane kloorivajadus (2-4 g) kaetakse toiduainetega. Kloori tarnitakse tavaliselt toiduga üleliigselt naatriumkloriidi ja kaaliumkloriidina. Leib, liha ja piimatooted on eriti klooririkkad. Looma kehas on kloor peamine osmootselt aktiivne aine vereplasmas, lümfis, tserebrospinaalvedelikus ja mõnedes kudedes. Osaleb vee-soola ainevahetuses, soodustades kudedes veepeetust. Happe-aluse tasakaalu reguleerimine kudedes toimub koos teiste protsessidega, muutes kloori jaotumist vere ja teiste kudede vahel. Kloor osaleb taimede energiavahetuses, aktiveerides nii oksüdatiivset fosforüülimist kui ka fotofosforüülimist. Kloor mõjutab positiivselt hapniku imendumist juurte kaudu. Kloor on vajalik isoleeritud kloroplastide fotosünteesi käigus hapniku tootmiseks. Enamik taimede kunstlikuks kasvatamiseks mõeldud toitaineid ei sisalda kloori. Võimalik, et taimede arenguks piisab väga madalast kloori kontsentratsioonist.

Kloorimürgitus on võimalik keemia-, tselluloosi- ja paberi-, tekstiili-, farmaatsiatööstuses jm. Kloor ärritab silmade limaskesti ja hingamisteed. Primaarsete põletikuliste muutustega kaasneb tavaliselt sekundaarne infektsioon. Äge mürgistus areneb peaaegu kohe. Keskmise ja madala kontsentratsiooni kloori sissehingamisel täheldatakse pigistustunnet ja valu rinnus, kuiva köha, kiiret hingamist, valu silmades, pisaravoolu, leukotsüütide taseme tõusu veres, kehatemperatuuri jne, toksiline kopsuturse , depressiivsed seisundid, krambid. Kergetel juhtudel toimub taastumine 3-7 päeva jooksul. Pikaajaliste tagajärgedena täheldatakse ülemiste hingamisteede katarri, korduvat bronhiiti, pneumoskleroosi ja teisi; kopsutuberkuloosi võimalik aktiveerumine. Väikese kloori kontsentratsiooni pikaajalisel sissehingamisel täheldatakse sarnaseid, kuid aeglaselt arenevaid haigusvorme. Mürgistuse vältimine: tootmisruumide, seadmete tihendamine, tõhus ventilatsioon, vajadusel gaasimaski kasutamine. Kloori, valgendi ja muude kloori sisaldavate ühendite tootmine on klassifitseeritud ohtlike töötingimustega tootmiseks.

1.4 Broom

Broom(lat. Bromum), Br, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka; aatomarv 35, aatommass 79,904; tugeva ebameeldiva lõhnaga punakaspruun vedelik. Broomi avastas 1826. aastal Prantsuse keemik A. J. Balard Vahemere soolaväljade soolvee uurimisel; nime saanud kreeka keelest. bromos - hais. Looduslik broom koosneb kahest stabiilsest isotoobist 79 Br (50,54%) ja 81 Br (49,46%). Kunstlikult saadud radioaktiivsetest isotoopidest on broom huvitavaim 80 Br, mille näitel avastas I. V. Kurchatov aatomituumade isomeeria fenomeni.

Broomi levik looduses. Broomi sisaldus maakoores (1,6·10 -4 massiprotsenti) on hinnanguliselt 10 15 -10 16 tonni Broomi leidub enamasti hajutatult tardkivimites, samuti laialt levinud halogeniidides. Broom on kloori pidev kaaslane. Bromiidsoolasid (NaBr, KBr, MgBr 2) leidub kloriidsoolade ladestustes (lauasoolas kuni 0,03% Br, kaaliumisoolades - silviidis ja karnalliitis - kuni 0,3% Br), samuti merevees (0,065). % Br), soolajärve soolveed (kuni 0,2% Br) ja maa-alused soolveed, mida tavaliselt seostatakse soola- ja naftamaardlatega (kuni 0,1% Br). Tänu heale vees lahustuvusele kogunevad bromiidsoolad mere- ja järveveekogude jääksooladesse. Broom migreerub kergesti lahustuvate ühendite kujul, moodustades väga harva tahkeid mineraalvorme, mida esindavad bromüüriit AgBr, emboliit Ag (Cl, Br) ja jodemboliit Ag (Cl, Br, I). Mineraalide moodustumine toimub kuivadel kõrbealadel tekkivate sulfiidhõbeda lademete oksüdatsioonitsoonides.

Broomi füüsikalised omadused.-7,2°C juures vedel broom tahkub, muutudes nõrga metallilise läikega punakaspruunideks nõelakujulisteks kristallideks. Broomiaur on kollakaspruuni värvusega, keemistemperatuur on 58,78 °C. Vedela broomi tihedus (temperatuuril 20 °C) on 3,1 g/cm 3 . Broom lahustub vees piiratud määral, kuid paremini kui teised halogeenid (3,58 g broomi 100 g vees temperatuuril 20 °C). Alla 5,84°C sadestuvad veest granaadipunased Br 2 8H 2 O kristallid. Broom lahustub eriti paljudes orgaanilistes lahustites, mida kasutatakse selle ekstraheerimiseks vesilahustest. Broom tahkes, vedelas ja gaasilises olekus koosneb 2-aatomilistest molekulidest. Märkimisväärne dissotsiatsioon aatomiteks algab temperatuuril umbes 800 °C; dissotsiatsiooni täheldatakse ka valguse mõjul.

Broomi keemilised omadused. Broomi aatomi väliselektronide konfiguratsioon on 4s 2 4p 5. Broomi valents ühendites on muutuv, oksüdatsiooniaste on -1 (bromiidides, näiteks KBr), +1 (hüpobromiitides, NaBrO), +3 (bromiitides, NaBrO 2), +5 (bromaatides, KBrOz) ) ja +7 (perbromaatides, NaBrO4). Keemiliselt on broom väga aktiivne, hõivates koha kloori ja joodi vahelises reaktsioonivõimes. Broomi koosmõju väävli, seleeni, telluuri, fosfori, arseeni ja antimoniga kaasneb tugev kuumenemine, mõnikord isegi leegi ilmumine. Broom reageerib jõuliselt ka mõne metalliga, nagu kaalium ja alumiinium. Paljud metallid reageerivad veevaba broomiga aga raskustega, kuna nende pinnale moodustub broomis lahustumatu bromiidist kaitsekile. Metallidest on broomi toimele kõige vastupidavamad isegi kõrgel temperatuuril ja niiskuse juuresolekul hõbe, plii, plaatina ja tantaal (kuld, erinevalt plaatinast, reageerib broomiga jõuliselt). Broom ei ühine hapniku, lämmastiku ja süsinikuga otseselt isegi kõrgetel temperatuuridel. Nende elementidega broomiühendeid saadakse kaudselt. Need on äärmiselt haprad oksiidid Br 2 O, Br O 2 ja Br 3 O 8 (viimane saadakse näiteks osooni toimel broomile temperatuuril 80°C). Broom reageerib otse halogeenidega, moodustades BrF 3, BrF 5, BrCl, IBr jt.

Broom on tugev oksüdeerija. Seega oksüdeerib see vesilahustes olevad sulfitid ja tiosulfaadid sulfaatideks, nitritid nitraatideks, ammoniaagi vabaks lämmastikuks (3Br 2 + 8NH 3 = N 2 + NH 4 Br). Broom tõrjub oma ühenditest välja joodi, kuid kloori ja fluori tõrjub see ise välja. Bromiidide vesilahustest vabaneb vaba broom ka tugevate oksüdeerivate ainete (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7) mõjul happelises keskkonnas. Vees lahustatuna reageerib broom sellega osaliselt (Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO), moodustades vesinikbromiidhappe HBr ja ebastabiilse hüpobromhappe HBrO. Broomi lahust vees nimetatakse broomiveeks. Kui broom lahustub külmas leeliselahustes, moodustuvad bromiid ja hüpobromiid (2NaOH + Br 2 = NaBr + NaBrO + H 2 O) ning kõrgemal temperatuuril (umbes 100 ° C) - bromiid ja bromaat (6NaOH + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO3 + 3H20). Broomi reaktsioonidest orgaaniliste ühenditega on tüüpilisemad liitumine C=C kaksiksideme juures, samuti vesiniku asendamine (tavaliselt katalüsaatorite või valguse toimel).

Broomi saamine. Broomi tootmise lähteaineteks on merevesi, järve- ja maa-alused soolveed ning kaaliumitootmisvedelikud, mis sisaldavad broomi bromiioonina Br - (alates 65 g/m 3 merevees kuni 3-4 kg/m 3 ja rohkem kaaliumvedelike tootmisel). Broom eraldatakse kloori (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) abil ja destilleeritakse lahusest veeauru või õhuga. Auru eemaldamine toimub kolonnides, mis on valmistatud graniidist, keraamikast või muust broomile vastupidavast materjalist. Ülevalt juhitakse kolonni kuumutatud soolvesi, altpoolt aga kloor ja veeaur. Kolonnist väljuv broomiaur kondenseeritakse keraamilistes külmikutes. Seejärel eraldatakse broom veest ja puhastatakse kloori lisanditest destilleerimise teel. Õhu eemaldamine võimaldab broomi saamiseks kasutada madala broomisisaldusega soolvett, kuna aurukulu on suur, on sellest auruga eraldamine kahjumlik. Broom eemaldatakse saadud broomi-õhu segust keemiliste absorbentide abil. Selleks kasutatakse raudbromiidi lahuseid (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), mis omakorda saadakse FeBr 3 taandamisel rauaviilmetega, samuti naatriumhüdroksiidide või karbonaatide või gaasilise vääveldioksiidi lahuseid, mis reageerivad Broom veeauru juuresolekul koos vesinikbromiid- ja väävelhappe (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4) moodustumisega. Broom eraldatakse saadud vaheühenditest kloori (FeBr 3-st ja HBr-st) või happe (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 = 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O) toimel. Vajadusel töödeldakse vaheproduktid broomiühenditeks ilma elementaarset broomi vabastamata.

Broomiaurude sissehingamine, kui nende sisaldus õhus on 1 mg/m3 või rohkem, põhjustab köha, nohu, ninaverejooksu, peapööritust, peavalu; suuremates kontsentratsioonides - lämbumine, bronhiit ja mõnikord surm. Broomiauru maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 2 mg/m3. Vedel broom mõjub nahale, põhjustades halvasti paranevaid põletusi. Broomiga töötamine peaks toimuma tõmbekappides. Broomiauruga mürgituse korral on soovitatav sisse hingata ammoniaaki, kasutades selleks selle tugevalt lahjendatud lahust vees või etüülalkoholis. Broomiaurude sissehingamisest põhjustatud kurguvalu leevendab kuuma piima sissevõtmine. Nahale sattunud broom pestakse maha rohke veega või puhutakse maha tugeva õhuvooluga. Põlenud kohad määritakse lanoliiniga.

Broomi kasutamine. Broomi kasutatakse üsna laialdaselt. See on lähtetoode mitmete bromiidsoolade ja orgaaniliste derivaatide tootmiseks. Etüülbromiidi ja dibromoetaani tootmiseks kulub suuri koguseid broomi – etüülvedeliku komponente, mis lisatakse bensiinile, et suurendada nende detonatsioonikindlust. Broomiühendeid kasutatakse fotograafias, mitmete värvainete tootmisel, metüülbromiidi ja mõningaid teisi broomiühendeid kasutatakse insektitsiididena. Mõned orgaanilised broomiühendid toimivad tõhusate tulekustutusainetena. Selleks kasutatakse broomi ja broomivett keemilised analüüsid paljude ainete määramiseks. Meditsiinis kasutatakse naatrium-, kaaliumi-, ammooniumbromiide, aga ka orgaanilisi broomiühendeid, mida kasutatakse neurooside, hüsteeria, suurenenud ärrituvuse, unetuse, hüpertensiooni, epilepsia ja korea korral.

Broom kehas. Broom on loomsete ja taimsete kudede pidev koostisosa. Maismaataimed sisaldavad tooraines broomi keskmiselt 7·10 -4%, loomad ~1·10 -4%. Broomi leidub erinevates eritistes (pisarad, sülg, higi, piim, sapp). Terve inimese veres on broomi sisaldus vahemikus 0,11–2,00 mg%. Kasutades radioaktiivset broomi (82 Br) määrati kindlaks selle selektiivne imendumine kilpnäärme, neerude medulla ja hüpofüüsi poolt. Loomade ja inimeste organismi sattunud bromiidid suurendavad inhibeerivate protsesside kontsentratsiooni ajukoores ja aitavad normaliseerida närvisüsteemi seisundit, mis on kannatanud inhibeerimisprotsessi ülepingest. Samal ajal astub broom kilpnäärmes viibides võistlussuhtesse joodiga, mis mõjutab näärme aktiivsust ja sellega seoses ka ainevahetuse seisundit.

1.5 Jood

Jood(lat. Iodum), I, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka (kirjanduses leidub ka vananenud nimetus Jood ja tähis J); aatomnumber 53, aatommass 126,9045; metallilise läikega must-halli värvi kristallid. Looduslik jood koosneb ühest stabiilsest isotoobist massiarvuga 127. Joodi avastas 1811. aastal prantsuse keemik B. Courtois. Kuumutades merevetikatuha emasoolvett kontsentreeritud väävelhappega, täheldas ta violetse auru eraldumist (sellest ka nimetus Jood – kreekakeelsetest joodidest, ioidid – värvuselt violetne, violetne), mis kondenseerus tumedaks läikivaks plaaditaoliseks. kristallid. Aastatel 1813-1814 tõestasid prantsuse keemik J. L. Gay-Lussac ja inglise keemik G. Davy joodi elementaarset olemust.

Joodi levik looduses. Maakoore keskmine joodisisaldus on 4·10 -5 massiprotsenti. Joodiühendid on hajutatud vahevöös ja magmades ning neist tekkinud kivimites (graniidid, basaltid jt); sügavad joodi mineraalid on teadmata. Joodi ajalugu maakoores on tihedalt seotud elusaine ja biogeense rändega. Biosfääris täheldatakse selle kontsentratsiooniprotsesse, eriti mereorganismide (vetikad, käsnad ja teised) poolt. Teadaolevalt moodustub biosfääris kaheksa supergeenist joodi mineraali, kuid need on väga haruldased. Biosfääri peamiseks joodi reservuaariks on Maailma ookean (1 liiter sisaldab keskmiselt 5·10 -5 g joodi). Ookeanist satuvad mereveepiiskades lahustunud joodiühendid atmosfääri ja kanduvad tuultega mandritele. (Ookeanist kaugemal või mägede poolt meretuulte eest tarastatud aladel on joodivaesus) Jood adsorbeerub kergesti orgaanilised ained mullad ja meremuda. Kui need mudad tihenevad ja settekivimid tekivad, toimub desorptsioon ja osa joodiühendeid satub põhjavette. Nii tekivad eriti naftaväljade aladele omaselt joodi eraldamiseks kasutatavad joodi-broomi veed (kohati sisaldab 1 liiter neid vett üle 100 mg joodi).

Joodi füüsikalised omadused. Joodi tihedus on 4,94 g/cm 3, sulamistemperatuur 113,5°C, keemistemperatuur 184,35°C. Vedela ja gaasilise joodi molekul koosneb kahest aatomist (I 2). I 2 = 2I märgatavat dissotsiatsiooni täheldatakse üle 700 °C, samuti valguse mõjul. Juba tavatemperatuuril jood aurustub, moodustades terava lõhnaga purpurse auru. Kergel kuumutamisel jood sublimeerub, settides läikivate õhukeste plaatidena; see protsess on mõeldud joodi puhastamiseks laborites ja tööstuses. Jood lahustub halvasti vees (25 °C juures 0,33 g/l), lahustub hästi süsinikdisulfiidis ja orgaanilistes lahustites (benseen, alkohol jt), samuti jodiidide vesilahustes.

Joodi keemilised omadused. Joodi aatomi välimiste elektronide konfiguratsioon on 5s 2 5p 5. Selle kohaselt on joodi valents (oksüdatsiooniaste) muutuv ühendites: -1 (HI, KI), +1 (HIO, KIO), +3 (ICl 3), +5 (HIO 3, KIO) 3 ) ja +7 (HIO 4-s, KIO 4-s). Keemiliselt on jood üsna aktiivne, kuigi vähemal määral kui kloor ja broom. Jood reageerib kergelt kuumutamisel jõuliselt metallidega, moodustades jodiide (Hg + I 2 = HgI 2). Jood reageerib vesinikuga ainult kuumutamisel ja mitte täielikult, moodustades vesinikjodiidi. Jood ei ühine otseselt süsiniku, lämmastiku ega hapnikuga. Elementaalne jood on oksüdeerija, vähem võimas kui kloor ja broom. Vesiniksulfiid H 2 S, naatriumtiosulfaat Na 2 S 2 O 3 ja teised redutseerivad ained redutseerivad selle I - (I 2 + H 2 S = S + 2HI). Kloor ja muud tugevad oksüdeerivad ained vesilahustes muudavad selle IO 3 -ks (5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 H + 10HCl). Vees lahustatuna reageerib jood sellega osaliselt (I 2 + H 2 O = HI + HIO); kuumades leeliste vesilahustes moodustuvad jodiid ja jodaat (3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O). Tärklisele adsorbeerituna muudab jood selle tumesiniseks; seda kasutatakse jodomeetrias ja kvalitatiivne analüüs joodi tuvastamiseks.

Joodiaurud on mürgised ja ärritavad limaskesti. Joodil on nahka pehmendav ja desinfitseeriv toime. Joodiplekid pestakse maha sooda või naatriumtiosulfaadi lahustega.

Joodi saamine. Joodi tööstusliku tootmise tooraineks on nafta puurimisvesi; merevetikad, samuti Tšiili (naatrium) nitraadi emalahused, mis sisaldavad kuni 0,4% joodi naatriumjodaadi kujul. Joodi eraldamiseks õliveest (mis sisaldab tavaliselt 20-40 mg/l joodi jodiididena) töödeldakse neid esmalt klooriga (2 NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2) või lämmastikhappega (2NaI + 2NaNO 2 +). 2H2SO4 = 2Na2S04 + 2NO + I2 + 2H20). Vabanenud jood adsorbeeritakse aktiivsöega või puhutakse õhuga välja. Söega adsorbeeritud joodi töödeldakse söövitava leelise või naatriumsulfitiga (I 2 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HI). Vaba jood eraldatakse reaktsioonisaadustest kloori või väävelhappe ja oksüdeeriva aine, näiteks kaaliumdikromaadi (K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6NaI = K 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4) toimel. + Cr2 (SO 4)S + 3I 2). Õhuga välja puhumisel neelab jood vääveloksiidi (IV) segus veeauruga (2H 2 O + SO 2 + I 2 = H 2 SO 4 + 2HI) ja seejärel asendatakse jood klooriga (2HI + Cl). 2 = 2HCl + I 2). Toorkristalliline jood puhastatakse sublimatsiooni teel.

Joodi kasutamine. Joodi ja selle ühendeid kasutatakse peamiselt meditsiinis ja analüütilises keemias, samuti orgaaniline süntees ja fotod.

Jood kehas. Jood on loomadele ja inimestele hädavajalik mikroelement. Taiga-metsa mitte-tšernozemi, kuiva stepi, kõrbe ja mägede biogeokeemiliste vööndite pinnases ja taimedes sisaldub joodi ebapiisavas koguses või ei ole see tasakaalustatud mõne muu mikroelemendiga (Co, Mn, Cu); See on seotud endeemilise struuma levikuga nendes piirkondades. Keskmine joodisisaldus muldades on umbes 3·10 -4%, taimedes umbes 2·10 -5%. Pinnapealses joogivees on joodi vähe (10 -7 kuni 10 -9%). Rannikualadel võib joodi sisaldus 1 m 3 õhus ulatuda 50 mcg-ni, mandri- ja mägipiirkondades on see 1 või isegi 0,2 mcg.

Joodi omastamine taimede poolt sõltub selle ühendite sisaldusest mullas ja taimeliigist. Mõned organismid (nn joodi kontsentraatorid), näiteks merevetikad - fucus, pruunvetikas, phyllophora, koguvad kuni 1% joodi, mõned käsnad - kuni 8,5% (skeleti aines spongin). Selle tööstuslikuks tootmiseks kasutatakse vetikaid, mis kontsentreerivad joodi. Jood siseneb looma kehasse koos toidu, vee ja õhuga. Peamine joodiallikas on taimsed saadused ja sööt. Joodi imendumine toimub peensoole eesmistes osades. Inimkeha koguneb 20–50 mg joodi, sealhulgas umbes 10–25 mg lihastesse ja 6–15 mg kilpnäärmesse. Radioaktiivse joodi (131 I ja 125 I) abil näidati, et kilpnäärmes koguneb jood epiteelirakkude mitokondritesse ning on osa neis moodustuvatest dijodo- ja monojodotürosiinidest, mis kondenseeruvad hormooniks tetrajodotüroniiniks (türoksiiniks). Jood eritub organismist peamiselt neerude (kuni 70-80%), piima-, sülje- ja higinäärmete kaudu, osaliselt sapiga.

Erinevates biogeokeemilistes provintsides on joodisisaldus igapäevases toidus erinev (inimesel 20-240 mcg, lammastel 20-400 mcg). Looma joodivajadus sõltub tema füsioloogilisest seisundist, aastaajast, temperatuurist ja organismi kohanemisest keskkonnas leiduva joodisisaldusega. Päevane joodi vajadus inimestel ja loomadel on umbes 3 mikrogrammi 1 kg kehakaalu kohta (tõuseb raseduse ajal, kiireneb kasv ja jahtub). Joodi viimine kehasse suurendab põhiainevahetust, suurendab oksüdatiivseid protsesse, toniseerib lihaseid ja stimuleerib seksuaalfunktsiooni.

Suurema või väiksema joodipuuduse tõttu toidus ja vees kasutatakse lauasoola jodeerimist, mis sisaldab tavaliselt 10-25 g kaaliumjodiidi 1 tonni soola kohta. Joodi sisaldavate väetiste kasutamine võib kahe- või kolmekordistada selle sisaldust põllukultuurides.

Jood meditsiinis. Joodi sisaldavatel preparaatidel on antibakteriaalsed ja seenevastased omadused, neil on ka põletikuvastane ja tähelepanu hajutav toime; Neid kasutatakse välispidiselt haavade desinfitseerimiseks ja operatsioonivälja ettevalmistamiseks. Suukaudselt manustatuna mõjutavad joodipreparaadid ainevahetust ja parandavad kilpnäärme talitlust. Väikesed joodi (mikrojood) annused pärsivad kilpnäärme talitlust, mõjutades kilpnääret stimuleeriva hormooni moodustumist hüpofüüsi eesmistes sagarates. Kuna jood mõjutab valkude ja rasvade (lipiidide) ainevahetust, on see leidnud rakendust ateroskleroosi ravis, kuna vähendab kolesteroolisisaldust veres; suurendab ka vere fibrinolüütilist aktiivsust. Diagnostika eesmärgil kasutatakse joodi sisaldavaid radioaktiivseid aineid.

Kell pikaajaline kasutamine Joodipreparaadid ja suurenenud tundlikkuse korral võib tekkida jodism - nohu, nõgestõbi, Quincke tursed, süljeeritus ja pisaravool, akne (jododerma) jne. Joodipreparaate ei tohi võtta kopsutuberkuloosi, raseduse, neeruhaiguse, kroonilise haiguse korral. püoderma, hemorraagiline diatees, urtikaaria.

Jood on radioaktiivne. Joodi kunstlikult radioaktiivseid isotoope - 125 I, 131 I, 132 I ja teisi kasutatakse laialdaselt bioloogias ja eriti meditsiinis kilpnäärme funktsionaalse seisundi määramiseks ja mitmete selle haiguste raviks. Radioaktiivse joodi kasutamine diagnostikas on seotud joodi võimega selektiivselt koguneda kilpnäärmesse; kasutada sisse meditsiinilistel eesmärkidel põhineb joodi radioisotoopide beeta-kiirguse võimel hävitada näärme sekretoorseid rakke. Kui määrdunud keskkond Tuuma lõhustumisproduktide kaudu kaasatakse joodi radioaktiivsed isotoobid kiiresti bioloogilisse tsüklisse, sattudes lõpuks piima ja sellest tulenevalt ka inimkehasse. Eriti ohtlik on nende tungimine laste kehasse, kelle kilpnääre on 10 korda väiksem kui täiskasvanutel ja kellel on ka suurem kiirgustundlikkus. Joodi radioaktiivsete isotoopide sadestumise vähendamiseks kilpnäärmes on soovitatav kasutada stabiilseid joodipreparaate (100-200 mg annuse kohta). Radioaktiivne jood imendub kiiresti ja täielikult seedetraktist ning ladestub selektiivselt kilpnäärmesse. Selle imendumine sõltub näärme funktsionaalsest seisundist. Suhteliselt kõrges kontsentratsioonis joodi radioisotoope leidub ka sülje- ja piimanäärmetes ning limaskestadel seedetrakti. Radioaktiivne jood, mida kilpnääre ei omasta, eritub peaaegu täielikult ja suhteliselt kiiresti uriiniga.

Sarnased dokumendid

Halogeenide - keemiliste elementide (fluor, kloor, broom, jood ja astatiin) kontseptsiooni ja põhiomaduste uurimine, mis moodustavad perioodilisustabeli VII rühma peamise alarühma D.I. Mendelejev. Halogeenide positiivne ja negatiivne mõju inimkehale.

esitlus, lisatud 20.10.2011

Avastamise ajalugu ja koht keemiliste elementide perioodilisuse tabelis D.I. Mendelejevi halogeenid: fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Elementide keemilised ja füüsikalised omadused, nende rakendamine. Elementide levimus ja lihtainete tootmine.

esitlus, lisatud 13.03.2014

Halogeenidega seotud keemilised elemendid: fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Keemilised omadused, elementide seerianumbrid, nende füüsikalised omadused, ionisatsioonienergia ja elektronegatiivsus. Halogeenide oksüdatsiooniastmed, dissotsiatsioonienergia.

esitlus, lisatud 16.12.2013

Halogeenide mõiste ja praktiline tähendus, nende füüsikalised ja keemilised omadused, eripärad. Halogeenide: jood, broom, kloor, fluor, astatiin omadused ja meetodid. Nendele halogeenidele iseloomulikud reaktsioonid, nende kasutusvaldkonnad.

esitlus, lisatud 11.03.2011

üldised omadused perioodilisustabeli IV rühma keemilised elemendid, nende esinemine looduses ja ühendid teiste mittemetallidega. Germaaniumi, tina ja plii valmistamine. Titaani alarühma metallide füüsikalis-keemilised omadused. Tsirkooniumi kasutusvaldkonnad.

esitlus, lisatud 23.04.2014

Halogeenid on keemilised elemendid, mis kuuluvad Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma põhirühma. Halogeenide hulka kuuluvad fluor, kloor, broom, jood ja astatiin. Kõik halogeenid on energeetilised oksüdeerijad ja seetõttu leidub neid looduses ainult ühendite kujul.

abstraktne, lisatud 20.03.2009

Kloor on kolmanda perioodi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli 17. element, järjenumbriga 17. Keemiliselt aktiivne mittemetall, mis kuulub halogeenrühma. Kloori füüsikalised omadused, koostoime metallide ja mittemetallidega, oksüdatiivsed reaktsioonid.

esitlus, lisatud 26.12.2011

Lämmastiku alarühma elementide omadused, aatomite ehitus ja omadused. Metalsete omaduste suurenemine elementide liigutamisel perioodilisuse tabeli ülalt alla. Lämmastiku, fosfori, arseeni, antimoni ja vismuti levik looduses, nende kasutamine.

abstraktne, lisatud 15.06.2009

Halogeenide füüsikalised ja keemilised omadused, nende asukoht Mendelejevi elementide perioodilises tabelis. Kloori, broomi, joodi, fluori peamised allikad ja bioloogiline tähtsus. Halogeenide leidmine loodusest, nende tootmine ja tööstuslik kasutamine.

esitlus, lisatud 12.01.2014

Metallide üldised omadused. Definitsioon, struktuur. Üldised füüsikalised omadused. Metallide saamise meetodid. Metallide keemilised omadused. Metallisulamid. Peamiste alarühmade elementide omadused. Siirdemetallide omadused.

Perioodilise tabeli VII rühma kuuluvad elemendid jagunevad kahte alarühma: peamine - halogeenide alarühm - ja sekundaarne - mangaani alarühm. Vesinik on samuti paigutatud samasse rühma, kuigi selle aatomil on üks elektron välisel valentstasemel ja see tuleks paigutada rühma I. Kuid vesinikul on väga vähe ühist nii põhialarühma elementidega - leelismetallid kui ka sekundaarse alarühma elementidega - vask, hõbe ja kuld. Samal ajal, nagu halogeenid, lisab see reaktsioonides aktiivsete metallidega elektroni ja moodustab hüdriide, millel on mõningaid sarnasusi halogeniididega.

Mn 2+ ioonide erilised analüütilised reaktsioonid

1.5.5. Oksüdeerimine naatriumvismutaadiga NaBiO 3 toimub vastavalt võrrandile:

2Mn(NO3)2+5NaBiO3+16HNO3=2HMnO4+5Bi(NO3)3+5NaNO3+7H2O.

1.5.6. PbO 2 oksüdeerimine pliidoksiidiga lämmastikhappekeskkonnas kuumutamisel:

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O.

Reaktsiooni läbiviimine: Võtke veidi PbO 2 pulbrit ja asetage see katseklaasi, lisage sinna 4-5 tilka 6 M HNO 3 ja kuumutage segades. Lilla värvuse ilmumine näitab Mn 2+ olemasolu.

88. VIII B rühma elemendid. Tähtsamate ühendite tüüpilised omadused. Bioloogiline roll. Analüütilised reaktsioonid Fe 3+ ja Fe 2+ ioonidele.

Ruteenium on ainus elusorganismides leiduv plaatinametall. (Mõnede allikate järgi - ka plaatina). Kontsentreeritud peamiselt lihaskoesse. Kõrgem ruteeniumoksiid on äärmiselt mürgine ja tugeva oksüdeerijana võib põhjustada tuleohtlike ainete põlemist.

Analüütilised reaktsioonid

Kaaliumheksatsüanoferraat(III) K 3 koos Fe 2+ katiooniga moodustab sinise "Turnboole Blue" sademe:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Sade ei lahustu hapetes, vaid laguneb koos leelistega, moodustades Fe(OH) 2. Kui reaktiivi on liiga palju, muutub sade roheliseks. Reaktsiooni segavad Fe 3+ ioonid, mis suurtes kontsentratsioonides annavad reagendile lahusele pruuni värvuse ning Mn 2+ ja Bi 3+ ioonid, mis annavad reagendile nõrga värvusega hapetes lahustuvad sademed. Reaktsioonide sooritamine. Pange katseklaasi 1–2 tilka FeSO 4 lahust ja lisage 1 tilk reaktiivi. Jagage saadud sade kaheks osaks, lisage esimesse 1-2 tilka 2 M HC1 lahust ja teisele 1-2 tilka 2 M leeliselahust. Reaktsioonitingimused on lahjendatud lahustega happelises keskkonnas, pH = 3.

1.5.2.> Fe 2+ oksüdeerimine Fe 3+-ks. Fe 2+ ioon on üsna tugev redutseerija ja seda saab oksüdeerida mitmete oksüdeerivate ainete toimel, näiteks H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 happelises keskkonnas jne.

2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.

Süstemaatilise analüüsi läbiviimisel tuleks eelkatsetes avastada Fe 2+, sest rühmade eraldamise protsessis saab Fe 2+ oksüdeerida Fe 3+-ks.

Fe 3+ ioonide erilised analüütilised reaktsioonid

1.5.3. Kaaliumheksatsüanoferraat(II) K 4 koos Fe 3+ katioonidega moodustab tumesinise Preisi sinise sademe:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Sade on hapetes praktiliselt lahustumatu, kuid leeliste toimel laguneb, moodustades Fe(OH) 3 . Üle reaktiivi lahustub sade märgatavalt. Reaktsiooni läbiviimine. Lisage 1 tilk reaktiivi 1–2 tilgale FeCl 3 lahusele. Jagage saadud sade kaheks osaks. Ühele osale lisada 2-3 tilka 2 M HC1 lahust, teisele 1-2 tilka 2 M NaOH lahust, segada.

1.5.4. Kaaliumtiotsüanaat (rodaniid) KNCS koos Fe 3+ ioonidega moodustab veripunase kompleksi. Sõltuvalt tiotsüanaadi kontsentratsioonist võivad moodustuda erineva koostisega kompleksid:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

jne. kuni Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Reaktsioon on pöörduv, seega võetakse reaktiivi liias. Määramist segavad ioonid, mis moodustavad Fe 3+-ga stabiilseid komplekse, näiteks fluoriidioonid, fosfor-, oksaal- ja sidrunhappe soolad.

89. I B rühma elemendid. Olulisemate ühendite tüüpilised omadused, bioloogiline roll. Ag + ja Cu 2+ ioonide bakteritsiidne toime. Analüütilised reaktsioonid hõbeda ja vase ioonidele.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, väline tase - 1 ē,

eelväline - 18 ē

n = 5 Ag sidumata ē - üks(ebaõnnestumine, libisemine), kuid

n = 6 Au 18 - elektrooniline kiht, alarühmas stabiilne

tsink, pole siin veel täielikult stabiliseerunud ja

võimeline ē kaotama, seega on CO-d võimalikud

Ainult IB rühma d-elemendid moodustavad ühendeid, milles CO ületab N rühma ja see on stabiilsem Cu2+, Ag+, Au+3 jaoks

Kahekordselt laetud vaseoonide iseloomulik omadus on nende võime ühineda ammoniaagi molekulidega, moodustades kompleksioone. Vask on üks mikroelementidest. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co said selle nimetuse tänu sellele, et need on väikesed kogused vajalikud taimede normaalseks funktsioneerimiseks. Mikroelemendid suurendavad ensüümide aktiivsust, soodustavad suhkru, tärklise, valkude sünteesi, nukleiinhapped, vitamiinid ja ensüümid. Hõbe on madala aktiivsusega metall. Õhuatmosfääris ei oksüdeeru see ei toatemperatuuril ega kuumutamisel. Hõbedaste esemete sageli täheldatav mustamine on tingitud musta hõbeda sulfiidi - AgS 2 - moodustumisest nende pinnale. See toimub õhus oleva vesiniksulfiidi mõjul, samuti kui hõbeesemed puutuvad kokku väävliühendeid sisaldavate toiduainetega 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV Pingevahemikus, hõbe asub palju kaugemal. Seetõttu ei avalda sool- ja lahjendatud väävelhape sellele mingit mõju. Hõbe lahustatakse tavaliselt lämmastikhappes, mis interakteerub sellega võrrandi järgi: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Hõbe moodustab ühe rea soolasid, mille lahused sisaldavad värvituid Ag + katioone mõjuvad hõbedasoolade lahustele, on võimalik saada AgOH, kuid selle asemel sadestub pruun hõbe(I)oksiidi sade: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Lisaks hõbedale(I) ) oksiid, on teada oksiidid AgO ja Ag 2 O 3 Hõbenitraat (lapis ) - AgNO 3 - moodustab värvituid läbipaistvaid kristalle, mis lahustuvad hästi vees. Seda kasutatakse fotomaterjalide valmistamisel, galvaniseerimisel ja meditsiinis, nagu ka vasel, moodustub palju vees lahustumatuid hõbedaühendeid (näiteks hõbe(I) oksiid). - Ag 2 O ja hõbekloriid AgCl), lahustuvad kergesti ammoniaagi vesilahuses, galvaanilise hõbeda jaoks kasutatakse keerulisi hõbetsüaniidi ühendeid, kuna nende soolade lahuste elektrolüüsil sadestub pinnale tihe peenkristallilise hõbeda kiht. Kõik hõbedaühendid redutseeritakse kergesti metallilise väävli eraldumisega. Kui klaasnõus olevale hõbe(I)oksiidi ammoniaagilahusele lisada redutseerijana veidi glükoosi või formaliini, siis metallist hõbe eraldub klaasi pinnale tiheda läikiva peegelkihina. Hõbeda ioonid pärsivad bakterite arengut ja isegi väga madalates kontsentratsioonides seraliseerivad joogivesi. Meditsiinis kasutatakse limaskestade desinfitseerimiseks hõbeda kolloidseid lahuseid, mis on stabiliseeritud spetsiaalsete lisanditega (protargool, kollargool jne). Hõbe (koos teiste raskemetallidega, nagu vask, tina, elavhõbe) on võimeline avaldama bakteritsiidset toimet. toime väikestes kontsentratsioonides (nn oligodünaamiline efekt). Tugevat bakteritsiidset toimet (võimet usaldusväärselt tappa teatud baktereid) täheldatakse hõbedaioonide kontsentratsioonidel üle 0,15 mg/l. Koguses 0,05 - 0,1 mg/l on hõbeioonidel ainult bakteriostaatiline toime (võime pidurdada bakterite kasvu ja paljunemist).Kuigi hõbeda desinfitseerimisaste ei ole nii kõrge kui osoonil või UV-kiirtel, võivad hõbedaioonid vees püsida pikka aega, tagades pikaajalise desinfitseerimise. Hõbeda toimemehhanism pole veel täielikult teada. Teadlased usuvad, et desinfitseerivat toimet täheldatakse siis, kui positiivselt laetud hõbeda- ja vaseoonid moodustavad mikroorganismirakkude negatiivselt laetud pinnaga elektrostaatilised sidemed. Need elektrostaatilised sidemed tekitavad pingeid, mis võivad halvendada rakkude läbilaskvust ja vähendada elutähtsate toitainete tungimist neisse. Rakkudesse tungides interakteeruvad hõbeda ja vase ioonid aminohapetega, mis on osa valkudest ja mida kasutatakse fotosünteesi protsessis. Selle tulemusena katkeb päikesekiirguse muundumine mikroorganismide toiduks ja energiaks, mis viib nende surmani. Paljude uuringute tulemusena on hõbeioonide tõhus bakteritsiidne toime enamikule patogeensetele mikroorganismidele, aga ka viirustele. kinnitatud. Kuid eoseid moodustavate mikroorganismide sordid on hõbeda suhtes praktiliselt tundlikud. Vee rikastamist hõbeioonidega saab läbi viia mitmel viisil: vee otsene kokkupuude hõbeda pinnaga, vee töötlemine hõbedasoolade ja elektrolüütilise lahusega. meetod.

Kvalitatiivne reaktsioon vaseoonidele
Kaaliumheksatsüanoferraat (2) K 4 moodustab vasesoola lahusega punakaspruuni Cu 2 sademe, mis ei lahustu lahjendatud hapetes, kuid lahustub ammoniaagilahuses.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯3 tilgale CuSO 4 lahusele lisada 2 tilka K 4 soola lahust. Jälgige punase sademe teket. Tsentrifuugige sade ja lisage sellele 3-5 tilka ammoniaagilahust.

Reaktsioonid vaseoonide Cu2+ tuvastamiseks

Rühma reaktiivi H2S toime. Vesiniksulfiid moodustab vasesoolade hapendatud lahustes vask(II)sulfiidi musta sademe: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Ammooniumhüdroksiidi NH4OH toime. Liigne ammooniumhüdroksiid NH4OH moodustab koos vasesooladega intensiivse sinise värvi tetraamiinvask (II) komplekskatiooni:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Ag+ hõbeioonide tuvastamise reaktsioonid

Rühma reaktiivi HC1 toime. Vesinikkloriidhape moodustab Ag+ soolade lahustega hõbekloriidi AgCl valge sademe, mis vees praktiliselt ei lahustu:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Hõbekatiooni tuvastamine. Vesinikkloriidhape ja selle soolade lahused (st Cl-kloriidioonid) moodustavad koos Ag+ soolade lahustega praktiliselt vees lahustumatu valge hõbekloriidi AgCl sade, mis lahustub hästi NH4OH lahuse liias; sel juhul moodustub vees lahustuv hõbeda komplekssool, diammiinhõbekloriid. Järgneva lämmastikhappe toimega kompleksioon hävib ja hõbekloriid sadestub uuesti (selle tuvastamiseks kasutatakse neid hõbedasoolade omadusi):

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. II B rühma elemendid. Olulisemate ühendite tüüpilised omadused, bioloogiline roll. Vase ja tsinki sisaldavate ensüümide kompleksne olemus. Zn 2+ ioonide analüütilised reaktsioonid.

Ensüümid on looduslikud valgukatalüsaatorid. Mõned ensüümid on puhtalt valgu koostisega ja nende aktiivsuseks ei ole vaja muid aineid. Siiski on suur rühm ensüüme, mille aktiivsus avaldub ainult teatud mittevalguliste ühendite juuresolekul. Neid ühendeid nimetatakse kofaktoriteks. Kofaktoriteks võivad olla näiteks metalliioonid või keerulise struktuuriga orgaanilised ühendid – neid nimetatakse tavaliselt koensüümideks. On kindlaks tehtud, et ensüümi normaalseks toimimiseks on mõnikord vaja nii koensüümi kui ka metalliiooni, mis moodustavad koos substraadi molekuliga kolmekomponendilise kompleksi. Seega on metallid asendamatu osana bioloogiliste masinate osa. Fosforhappejääkide ülekandmiseks on vaja magneesiumiioone ja samadel eesmärkidel on vaja ka kaaliumiioone; valkude hüdrolüüsiks on vaja tsingiioone jne. Allpool vaatleme neid küsimusi üksikasjalikult. Ensüümid kiirendavad reeglina sama tüüpi reaktsioone ja ainult mõned neist mõjutavad ainult ühte konkreetset ja ühtset reaktsiooni. Selliste absoluutse spetsiifilisusega ensüümide hulka kuuluvad eelkõige ureaas, mis lagundab uureat. Enamik ensüüme ei ole substraadi valikul nii ranged. Sama hüdrolaas on näiteks võimeline katalüüsima mitme erineva estri hüdrolüütilist lagunemist. Kuna bioloogiliste uuringute keemiline pool süvenes ning keemikutest said üha enam bioloogide abilised ja kaastöötajad, kasvas pidevalt uute avastatud ensüümide hulk. varsti tuli neid lugeda mitte kümnetes, vaid sadades. See bioloogiliste katalüsaatorite valiku laiendamine põhjustas ensüümide klassifitseerimisel ja nomenklatuuril mõningaid raskusi. Varem nimetati ensüüme substraadi järgi, millel nad toimisid, lisades lõpu "ase". Seega, kui ensüüm toimib suhkru maltoosile, siis nimetati seda "maltaasiks", kui laktoosil - "laktaasiks" jne. Praegu on kasutusele võetud nomenklatuur, milles nimi peegeldab ka ensüümi keemilist funktsiooni. "Aza" osake on reserveeritud lihtsate ensüümide jaoks. Kui reaktsioonis osaleb ensüümide kompleks, kasutatakse terminit "süsteem".

Ensüümid jagunevad kuueks klassiks:

Oksüdoreduktaasid. Need on ensüümid, mis katalüüsivad redoksreaktsioone. Oksidoreduktaaside näideteks on püruvaatdehüdrogenaas, mis eemaldab püroviinamarihappest vesiniku, katalaas, mis lagundab vesinikperoksiidi jne.