Галогены в организме человека и их использование в медицине.

Стр 1 из 2Следующая ⇒

Общее представление о неметаллах. Инертные газы. Галогены. План. 1) Общее представление о неметаллах. Инертные газы. 2) Особенности строения атомов галогенов, характерные валентности и степени окисления. 3) Особенности физических свойств 4) Особенности химических свойств (на примере хлора) 4) Нахождение в природе 5) Получение 6) Применение 7) Соединения хлора, их свойства и применение. 1. Общее представление о неметаллах. Все неметаллы относятся к р-элементам (кроме s-элементов водорода и гелия) и имеют наполовину или более заполненный внешний электронный слой (бор имеет три электрона, это исключение). Они обладают достаточно высокой ЭО и могут завершать внешний электронный слой за счет чужих электронов, т.е. у них в отличии от металлов может быть отрицательная степень окисления. Неметаллы имеют или атомную кристаллическую решетку или молекулярную, связь – ковалентная неполярная. Если решетка атомная, то это очень тугоплавкие и нерастворимые ни в чем вещества. Таких веществ очень немного. А если молекулярная – то агрегатное состояние может быть разное, но температура плавления невысокая. Неметаллы имеют разнообразную окраску, разную плотность, в воде обычно плохо растворимы или практически не растворимы. Среди неметаллов особое положение занимают инертные газы. Так называют элементы восьмой главной подгруппы. Они имеют завершенный внешний слой и не желают его терять, т.е. в химические реакции либо вступают при очень жестких условиях (ксенон, криптон, аргон) либо вообще не вступают (гелий и неон). Эти газообразные вещества существуют в виде отдельных атомов, имеют очень низкую температуру кипения. В небольшом количестве инертные газы входят в состав атмосферы и используются в технике в основном именно благодаря своей химической инертности. 2. Элементы – F, Cl, Br и I носят общее название галогенов (рождающие соли). К ним же следует отнести и элемент № 85 – астат (At). Как видно из приводимых электронных структур, атомы галогенов имеют 7 электронов во внешнем слое. Основываясь на этом, можно наметить некоторые черты их химической характеристики: так как до устойчивой конфигурации внешнего слоя не хватает лишь по одному электрону, они обладают очень высокой ЭО, наиболее типичными для галогенов должны быть соединения с металлами и водородом, в которых они имеют степень окисления (-1) и одновалентны. Для фтора это единственно возможная степень окисления, т.к. он имеет максимальную электроотрицательность среди элементов, а значит никому свои электроны никогда не отдает. С другой стороны, у остальных галогенов (хлора, брома и иода) максимальная положительная степень окисления (+7), возможны и более низкие: +1, +3, +5. и валентность можно ожидать равной не только I, но и III, V, VII. Окислительные свойства уменьшаются сверху вниз, т.к. увеличивается радиус атомов и ЭО тоже уменьшается. 2. Простые вещества, образованные элементами – галогенами имеют молекулярную кристаллическую решетку. Их молекулы двухатомны. Все галогены летучи и обладают резким запахом, ядовиты. В качестве средства первой помощи при острых отравлениях ими применяется вдыхание паров смеси спирта с эфиром. Полезно также вдыхание паров нашатырного спирта. формула молекулярная масса агрегатное состояние и цвет температура плавления температура кипения F2 38 газ бесцветный - 218 -187 Cl2 71 газ желто-зеленый -101 -34 Br2 160 жидкость красно-бурая -6 59 I2 254 кристаллы черно-фиолетовые 113 184 Иод при нагревании обычно не плавится, а возгоняется. Так называют переход вещества из твердого состояния в газообразное. Фтор и хлор тяжелее воздуха, плотность брома равна 3,1, иода – 4,9. Один объем воды растворяет около двух объемов хлора (или 0,7 г). Образующийся раствор часто называют «хлорной водой». Растворимость брома в воде составляет около 3,5 г, а иода–0,03 г на литр. Галогены гораздо лучше растворяются в различных органических растворителях, чем в воде. 4. Химические свойства. Галогены обладают высокой ЭО и для них характерны окислительные свойства. Эти окислительные свойства проявляются в реакциях с металлами и водородом. Сl2 + Na → NaCl Br2 + Mg → MgBr2 I2 + Al → AlI3 Обратите внимание на тепловые эффекты реакций галогенов с водородом. H2 + F2 = 2HF + 128 ккал Н2 + Cl2 = 2HCl + 44 ккал Н2 + I2 = 2HI - 53 ккал Непосредственное соединение фтора с водородом сопровождается очень большим выделением тепла. Реакция протекает обычно со взрывом, который происходит даже при сильном охлаждении газов и в темноте. Взаимодействие хлора с водородом при обычных условиях протекает крайне медленно, но при нагревании смеси газов или ее сильном освещении (прямым солнечным светом, горящим магнием и т. д.) реакция сопровождается взрывом. Взаимодействие с водородом иода происходит только при сильном нагревании и не полностью (так как начинает идти обратная реакция – разложение иодоводорода). Детальное изучение реакции образования хлороводорода позволило выяснить характер протекания ее отдельных стадий (т. н. элементарных процессов). Прежде всего, за счет энергии ультрафиолетовых лучей (или нагревания) молекула хлора диссоциирует на атомы, которые затем реагируют с молекулами водорода, образуя НСl и атом водорода. Последний, в свою очередь, реагирует с молекулой хлора, образуя НСl и атом хлора, и т. д. Весь процесс может быть изображен следующей схемой: Таким образом получается, как бы цепь последовательных реакций, причем за счет каждой первоначально возбужденной молекулы Сl2 образуется до миллиона молекул НСl. Реакции подобного типа называются цепными. Они играют большую роль при протекании многих химических процессов. Т.е. окислительные способности хлора меньше, чем у фтора. Тем не менее химическая активность хлора очень велика - он непосредственно соединяется почти со всеми обычными металлами и со всеми неметаллами, кроме углерода, азота и кислорода. И бром и иод тоже являются весьма активными окислителями. Со многими металлами и некоторыми неметаллами (например, фосфором) они способны взаимодействовать при обычных температурах. При этом бром по активности не очень сильно уступает хлору, тогда как иод отличается от него уже значительно. Эта разница в окислительной способности галогенов используется для получения менее активных галогенов из их соединений. Например: Cl2 + KI → KCl +I2 (т.е. более активные галогены вытесняют менее активные из их соединений) Так как непосредственно с кислородом хлор (и другие галогены) не взаимодействует, его кислородные соединения могут быть получены лишь косвенными методами. Например, при растворении хлора в воде происходит реакция: Сl2 + Н2О = НСl + НОСl Аналогично протекают процессы взаимодействия брома с водой. Фтор воду окисляет со взрывом. А иод в воде растворим очень плохо и с ней не взаимодействует. При обычных условиях в насыщенном растворе хлора около половины всего растворенного хлора превратится в кислоты. Из образующихся двух кислот – соляной и хлорноватистой (НОСl) –первая является очень сильной, а вторая – очень слабой (К =3 ·10–8). Подобным образом (реакция диспропорционирования) галогены могут взаимодействовать и со щелочами. Cl2 + NaOH → NaCl + NaOCl – на холоду Cl2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O – при нагревании 4. Нахождение в природе. Галогены в природе встречаются в виде солей. Общее содержание фтора в земной коре составляет 0,02%. Основная масса фтора распылена по различным горным породам. Наиболее важен минерал флюорит (полевой шпат) – CaF2. По распространенности в природе хлор близок к фтору – на его долю тоже приходится 0,02% от общего числа атомов земной коры. Небольшие количества этого элемента входят в состав самых различных минеральных пород земной коры. Большинство соединений хлора хорошо растворимы. В результате работы воды, на протяжении многих миллионов лет разрушавшей горные породы и вымывавшей из них растворимые составные части, соединения хлора скоплялись в морях. Соленость морской воды в среднем 35%о (промилле - тысячные доли). Соленость средиземного моря 37-40%о, а Мертвого моря – 240%о. Высыхание водоемов привело к образованию во многих местах земного шара мощных залежей NaCl (каменная соль, галит) и менее мощных но не менее важных КCl∙NaCl (сильвинит), которые и служат основным исходным сырьем для получения хлора. Содержание в земной коре брома составляет 3·10–5%, а иода 4·10–6%. По характеру распределения в природе оба элемента похожи на хлор, но образование скоплений для них не характерно. Основными источниками промышленного получения брома являются воды некоторых соляных озер и морская вода. Важным источником иода являются морские водоросли, зола которых содержит обычно до 0,5% I. 5. Получение. Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NaCl. При этом на аноде выделяется хлор (2Сl- – 2e- = Сl2), а в катодном пространстве выделяется водород (2Н+ + 2e– = H2) и образует NaOH. При лабораторном получении хлора обычно пользуются действием КМnО4 на соляную кислоту: 2КМnО4 + 16НСl = 2КСl + 2МnСl2 + 5Сl2 + 8Н2 О При получении свободных брома и иода чаще всего пользуются вытеснением их из их солей свободным хлором, например: MgBr2 + Сl2 = MgCl2 + Вr2 2KJ + Сl2 = 2КСl + J2

Применение.

Практическое использование фтора и его соединений широко развилось за последние годы. В промышленности используют раствор фтороводорода в воде. Этот раствор называют плавиковой кислотой. Эта кислота не очень сильная, но она обладает уникальным свойством: взаимодействует с SiO₂ (песок, кварц), который входит в состав стекла. Реакция идет по схеме:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂ О

Поэтому фтористый водород нельзя получать и сохранять в стеклянных сосудах. Обычно его растворы хранят в бутылях из искусственных пластмасс, на которые HF не действует. На взаимодействии HF с SiO₂ основано применение фтористого водорода для «травления» стекла. Вследствие удаления частичек SiO₂ поверхность его становится матовой, чем пользуются для нанесения на стекло различных надписей и т.д.

Но главным образом фтор используют для фторирования органических соединений (т. е. замены в них водорода на фтор). Эти соединения обладают рядом удивительных свойств (фреоны, тефлоны, перфтораны).

Общее мировое потребление хлора составляет десятки млн. т ежегодно. Используется он главным образом для беления тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (примерно 1,5 г на 1 м³) и в химической промышленности для получения разнообразных соединений хлора – органических и неорганических.

Ежегодная мировая добыча брома оценивается десятками тысяч тонн, иода – тысячами тонн. В виде 1% и 5%–ого спиртового раствора иод применяется в медицине. Соединения обоих тяжелых галоидов широко применяются в фотографии, медицине и т. д.

Галогены в организме человека и их использование в медицине.

Фтор. Содержание в организме 10^-5%, участвует в образовании костей и зубной эмали, его недостаток вызывает кариес, а избыток – флюороз. Избыток иона фтора парализует деятельность ряда ферментов, угнетает процессы обмена углеводов и жиров, тканевое дыхание, тормозит деятельность щитовидной железы. Фторид натрия используют при лечении тиреотоксикозов, эндемического зоба и т.д.

Хлор. Содержание в организме 10^-2%, принимает участие в образовании буферных систем крови, в регуляции водно-солевого обмена. Соляная кислота стимулирует работу желудка и кишечника, оказывает противомикробное действие. Она (8% водный раствор) используется при лечении некоторых заболеваний ЖКТ. 0,5% раствор гипохлорита натрия (NaClO) используют для орошения ран и как дезраствор. Хлорная известь (CaOCl₂) – для дезинфекции помещений и инструмента. Растворы NaCl изотонические и гипертонические широко применяются в медицине.

Бром. Содержание в организме10^-4%, больше всего его в почках, гипофизе, щитовидной железе; он ускоряет процессы торможения ЦНС; участвует в синтезе половых гормонов и регулирует функцию половых желёз. Его препараты в малых дозах восстанавливают равновесие процессов торможения и возбуждения в головном мозге. Применяют при эпилепсии, белой горячке, гипертонии...

Йод. Содержание в организме 10^-4%, большая часть (~ 75%) находится в щитовидной железе, а остальная в крови, головном мозге, печени и т.д. Постоянная концентрация йода в крови – 10^-5-10^-6% называется «йодным зеркалом» организма. Основная биологическая роль – участвует в синтезе тироксина. Он влияет на концентрацию ионов натрия и калия, повышает активность половых гормонов, положительно влияет на фагоцитоз. Йод и его соединения широко используют в медицине. Спиртовой раствор (1%, 5%, 10% ) имеет антисептическое, раздражающее, противовоспалительное действие. Используют для обработки рук, операционного поля, гнойничков на коже. Внутрь применяют иодид калия при заболеваниях щитовидной железы, при атеросклерозе, бронхиальной астме и бронхите. Электрофорез с иодидом калия назначают при гипертонии и воспалительных процессах.

7. Соединения хлора.

Наиболее важным соединением хлора является хлороводород. Хлороводород представляет собой бесцветный газ (т. пл. –112°С, т. кип. –84 °С). В отсутствие влаги при обычных температурах он не проводит электрический ток и не действует на большинство металлов и их окислов, т.е. он не обладает кислотными свойствами. Обладает слабыми восстановительными свойствами. На воздухе хлороводород дымит, потому что с парами воды образует капельки тумана. Растворимость его весьма велика: при обычных условиях 1 объем воды способен поглотить до 450 объемов хлороводорода. Раствор НСl в воде называется хлороводородной (соляной) кислотой. Концентрированная соляная кислота имеет плотность 1,19 и содержит около 37% хлороводорода. Соляная кислота относится к числу наиболее сильных кислот. Подобно другим сильным кислотам, НСl энергично взаимодействует со многими металлами. Например:

Mg + HCl → MgCl₂ + H₂

Большинство ее солей (хлоридов) хорошо растворимо в воде. Практически нерастворим хлорид серебра. Поэтому для определения соляной кислоты и ее солей используют нитрат серебра.

Cl^- + Ag⁺→ AgCl↓ (белый творожистый осадок)

Подобную реакцию можно провести и для бромоводородной и для иодоводородной кислот и их солей, только цвет осадка будет желтый.

Следует отметить одну особенность галогенидов серебра – они разлагаются под действием солнечного света с образованием свободного серебра. Именно этот процесс лежит в основе черно-белой фотографии.

Ежегодное мировое потребление соляной кислоты исчисляется миллионами тонн. Широкое практическое применение находят также многие ее соли (например: поваренная соль, сильвинит, каломель...).

Хлор (а так же бром и иод) могут проявлять в соединения и положительные степени окисления. Например, в кислородных соединениях: оксидах, гидроксидах и их солях.

формула	название кислоты	название соли
HClO	хлорноватистая	гипохлориты
HClO₂	хлористая	хлориты
HClO₃	хлорноватая	хлораты
HClO₄	хлорная	перхлораты

Возможные степени окисления : +1, +3,+5,+7. Если сопоставить друг с другом кислородные кислоты хлора по важнейшим для них химическим свойствам – кислотности и окислительной активности, – то получается следующая схема:

Кажущийся парадокс (более высокая степень окисления хлора в хлорной кислоте и сравнительно низкая окислительная активность) объясняется не более высокими окислительными способностями Сl⁺¹ , а нестойкостью НОСl. На свету при комнатной температуре она разлагается, и образуется атомарный хлор. Вот он то и является истинным окислителем в этом случае. И сама НОСl и ее соли являются поэтому очень сильными окислителями, они используются для дезинфекции.

При взаимодействии хлора с дешевой щелочью – Са(ОН)₂ – образуется так называемая хлорная известь. Реакция может быть приближенно выражена уравнением:

согласно которому хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот. Хлорная (иначе, белильная) известь представляет собой белый порошок, обладающий сильными окислительными свойствами. Она применяется для беления и дезинфекции, а также служит одним из основных дегазаторов, т. е. средств для уничтожения боевых отравляющих веществ.

Безводная НСlО₄ малоустойчива и иногда взрывается даже просто при хранении. В продажу обычно поступает вполне устойчивый 72% раствор кислоты. Кислотные свойства выражены у нее очень резко: она является самой сильной из всех известных кислот.

Дата добавления: 2018-10-27; просмотров: 351; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!