«Биологическое значение и применение галогенов»



жүктеу 286.65 Kb.
Дата05.07.2016
өлшемі286.65 Kb.


Нефтеюганское районное муниципальное общеобразовательное учреждение

«Каркатеевская средняя общеобразовательная школа»


Тема: «Биологическое значение и применение галогенов»

Россия


Тюменская область, ХМАО – Югра

Нефтеюганский район

сельское поселение Каркатеевы

Автор:


Чернов Илья Олегович,

ученик 9 класса.


Руководитель:

Карпенко Наталья Кимовна,

учитель химии НР МОУ «Каркатеевская СОШ»

сп. Каркатеевы

2009 год
Содержание

Введение: актуальность проблемы, цель, задачи…………………………………………

1.Историческая справка…………………………………………………………………….

2.Нахождения в природе…………………………………………………………………..

3.Характеристика галогенов

3.1. Положение в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева…..

3.1.1.Физические свойства…………………………………………………………………

3.1.2.Химические свойства………………………………………………………………...

4.Получение и применение…………………………………………………………………

5.Биологическое применение галогенов ………………………………………………….

6.Методика определения содержания йода в продуктах питания……………………….

7.Выводы…………………………………………………………………………………….

8.Литература…………………………………………………………………………………

Введение: актуальность проблемы, цель, задачи
Роль галогенов в организме человека очень велика, как и непосредственно велика их роль в промышленности человечества. Функции галогенов в организме человека. Их влияние на организм. Изменения, происходящие с организмом при нехватке галогенов. Так же изменения, происходящие при их избытке в организме.

Выявить содержание галогенов в рационе школьника. Их нехватка или избыток.


Цель.

Провести исследование рациона школьника на наличие галогенов. Проведение исследовательской работы с литературой по теме «Галогены».


Задачи.

1.Изучение и анализ литературы по выбранной теме.

2.Провести химический анализ некоторых продуктов питания на наличие в них йода.

3.Проведение исследования по поставленной задаче.

4.Сделать вывод по проведённой работе.


Анализ литературных источников

1.1.Историческая справка

Хлор получен впервые в 1774 К. Шееле взаимодействием соляной кислоты с пиролюзитом МпО2. Однако только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греч. chlords - жёлто-зелёный). В 1813 году Ж. Л. Гей-Люссак предложил для этого элемента название - хлор.

К открытию брома привели исследования французского химика А.Балара, который в 1825 году, действуя хлором на водный раствор, полученный после промывания золы морских водорослей, выделил темно-бурую дурно пахнущую жидкость. Эту жидкость, полученную также из морской воды, он назвал муридом (от лат. muria — соляной раствор, рассол) и послал сообщение о своем открытии в Парижскую академию наук. Комиссия, созданная для проверки этого сообщения, не приняла название Балара и назвала новый элемент бромом. Открытие брома сделало молодого и мало кому известного ученого знаменитым. После появления статьи Балара оказалось, что склянки с аналогичным веществом ждали исследования у немецких химиков К. Левига и Ю. Либиха. Упустивший возможность открыть новый элемент, Либих воскликнул: «Это не Балар открыл бром, а бром открыл Балара

Первое соединение фтор-флюорит (плавиковый шпат) CaF2-описано в конце 15 века под названием "флюор" (от лат. fluo - теку, по свойству CaF2 делать жидкотекучими вязкие шлаки металлургических производств). В 1771 К. Шееле получил плавиковую кислоту. Свободный фтор выделил А. Муассан в 1886 электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия КНР.

Химия фтора начала развиваться с 1930-х гг., особенно быстро в годы 2-й мировой войны 1939-45 и после неё в связи с потребностями атомной промышленности и ракетной техники. Название "Фтор" (от греч. phthoros - разрушение, гибель), предложенное А. Ампером в 1810, употребляется только в русском языке; во многих странах принято назвать "флюор".

Йод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентриро­ванной серной кислотой, он наблюдал выде­ление фиолетового пара (отсюда название йод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестя­щих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар­ную природу йода.

[1]
1.2.Нахождение в природе

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25-10~2% по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8-10~2%, в основных - 3,7-10~2%, в ультраосновных-10-2% .Фтор присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения Фтор - флюорит, криолит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и др. фтор - важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).

Содержание брома в земной коре (1,6*l0-4% по массе) оценивается в 1015-1016 т. В главной своей массе бром находится в рас­сеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром - постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr2) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях - сильвине и карналлите - до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтя­ными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточ­ных рассолах морских и озёрных водоёмов. Бром мигрирует в виде легко раство­римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представ­ленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебросодержащих месторождений, формирую­щихся в засушливых пустынных облас­тях. Хлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора. В земной коре 1,7-10~2% по массе, в кислых изверженных породах- гранитах и др. 2,4-10~2, в основных и ультраосновных 5-10~3. Основная роль в истории хлора в земной коре играет водная миграция. В виде иона С1~ он содержится в Мировом океане (1,93%), подземных рассолах и соляных озёрах. Число собственных минералов (преим. хлоридов природных) 97, гл. из них галит NaCl (см. Каменная соль).

Известны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КС1, сильвинит (Na,K)Cl, карналит KCl*MgCl2*6H2O, каинит KCl-MgSO4*3H2O, бишофит MgCl2-6H2O. В истории Земли большое значение имело поступление содержащегося в вулканических газах НС1 в верхние части земной коры.

Среднее содержание йода в зем­ной коре 4*10-5% по массе. В мантии и магмах и в образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения йода рассеяны; глубинные минералы йода неизвестны. История йода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организма­ми (водорослями, губками). Изве­стны 8 гипергенных минералов йода, обра­зующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром йода для биосферы служит Мировой океан (в 1 литре в среднем содержится 5*10-5 грамм йода). Из океана соединения йода, растворенные в каплях морской воды, попадают в ат­мосферу и переносятся ветрами на конти­ненты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены йодом. Йод легко адсорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и обра­зовании осадочных горных пород проис­ходит десорбция, часть соединений йода переходит в подземные воды. Так обра­зуются используемые для добычи йода йодо-бромные воды, особенно характер­ные для районов нефтяных месторожде­ний

(местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг йода)

[2]

1.3.Характеристика галогенов

1.3.1.Положение в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева

Фтор (лат. Fluorum), F химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, относительная атомная масса 18,998403;

Бром (лат. Bromum), Вr ,химический. Элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам; атомная масса. 35, молекулярная масса 79,904; хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453;

Хлор (лат. Chlorum) C1 — химический элемент VII груп­пы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атом­ная масса 34,453; относится к семейству галогенов.

Йод (лат. Iodum), I, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045;

1.3.2.Физические свойства


Вещество


Агрегатное состояние при обычных условиях

Цвет


Запах

Температура плавления, °С

Температура кипения, °С


Фтор F2


Газ

Светло-жёлтый


Резкий, раздражающий

–220

–188

Хлор Cl2


Газ

Жёлто-зелёный


Резкий, удушливый

–101

–34

Бром Br2


Жидкость

Буровато-коричневый


Резкий, зловонный

–7

+58


Иод I2



Твёрдое вещество



Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском

Резкий


+114


+186



Фтор.

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

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 С и 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2), жидкий - 1,5127 г/см3 (при температуре кипения); tпл -219,61 °С; tкип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F2); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энер­гия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость 2,5*10-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4*10-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s25. В соеди­нениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ион­ный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F  F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объяс­няется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.

Хлор.

Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис­лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. 36Cl и 38Cl используются как изотопные индикаторы.

Xлор имеет tкип - 34,05 °С, tпл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого хлора при температуре кипения 1,557 г/см3; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см3. Давление насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м2 или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см2. Те­плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5 кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном давле­нии 0,48 кдж/(кг*К) [0,11 кал/(г*°С)]. Xлор хорошо растворяется в ТiСl4, SiCl4, SnCl4 и некоторых органических растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо­лекула хлора двухатомна (Cl2). Степень термической диссоциации Cl2+243 кдж  2Cl при 1000 К равна 2,07*10-4%, при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs25. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.



Бром.

При­родный бром состоит из 2 стабильных изо­топов 79Br (50,34%) и 81Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактив­ных изотопов брома наиболее интересен 80Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

При -7,2°С жид­кий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плот­ность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br2*8H2O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических раство­рителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо­ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблю­дается и при действии света.

Иод.

Природный иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентриро­ванной серной кислотой, он наблюдал выде­ление фиолетового пара (отсюда название йод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестя­щих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар­ную природу йода. Плотность йода 4,94 г/см3, tпл 113,5 °С, tкип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного йода состоит из двух атомов (I2). Заметная диссоциация I2  2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при обычной температуре йод испаряется, обра­зуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании йод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки йода в лабора­ториях и в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо - в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах иодидов.

Пары йода ядовиты и раздражают сли­зистые оболочки. На кожу ийод оказывает прижигающее и обеззараживающее дей­ствие. Пятна от иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.

[2]


1.3.3.Химические свойства.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и йодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный йод:


Вr2+ 2KI = I2+ 2KBr
Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
При реакции брома с серой образуется S2Br2, при реакции брома с фосфором — PBr3 и PBr5. При взаимодействии брома с растворами щелочей и с растворами карбонатов натрия или калия образуются соответствующие бромиды и броматы, например:
Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3+ 3CO2.
Бром реагирует также с неметаллами селеном и теллуром. Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.Химически хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со мн. соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. хлор. вытесняет бром и йод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлор. с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с хлор. с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим хлором. только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмосфере сухого Хлора. в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изготовления аппаратуры и хранилищ для сухого хлор. Фосфор воспламеняется в атмосфере хлор., образуя РС13, а при дальнейшем хлорировании - РСl5; сера с хлором. при нагревании даёт S2C12, SCl2 и др. SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора. с водородом горит бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция). Максимальная температуpa водородно-хлорного пламени 2200°С. Смеси хлора. с водородом, содержащие от 5,8 до 88,5% Н2, взрывоопасны. С кислородом хлор. образует окислы: С12О, СlO2, С12О6, Сl2О7, С12О8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами, малостойкие и могут самопроизвольно взрываться, гипохлориты при хранении медленно разлагаются, хлораты и перхлораты могут взрываться под влиянием инициаторов. В результате гидролиза хлор в воде образует хлорноватистую и соляную кислоты:С12 + Н2О=НС1О + НС1 .При хлорировании водных растворов щелочей на холоде образуются гипохлориты и хлориды:

2NaOH + C12= NaCIO + NaCl + Н2О


при нагревании - хлораты. Хлорированием сухой гидроокиси кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот.

Хлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды C1F, C1F3, ClF3очень реакционноспособны; например, в атмосфере C1F3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором оксифториды хлора: C1O3F, C1O2F3, C1OF, C1OF3 и перхлорат фтора FC1O4.

1.Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F2 = 2AlF3

Sn + Cl2 SnCl2

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

Cu + Br2 CuBr2

Zn + I2 = ZnI2

2.Взаимодействие с водородом:

Cl2 + H2 2HCl

3.Взаимодействие с водой:

Cl2 + H2O = HCl + HClO

Хлорноватистая кислота

2Br2 + 2H2O = 4HF + O2.

4. Взаимодействие со щелочами:

Cl2 + 2KOH = KClO + KCl + H2O (без нагревания)

3Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KCl + 3H2O (с нагреванием)

5. Взаимодействие с галогенидами – соединениями галогенов с металлами:

фтор вытесняет из солей хлор, бром, йод:

2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2

2KBr + F2 = 2KF + Br2

хлор вытесняет из солей бром, йод:

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

бром вытесняет из солей йод:

2KI + Br2 = 2KBr + I2↓.

II. Взаимодействие органическими веществами (галогенирование - присоединение галогена). Галогены взаимодействуют со всеми классами органических соединений. Рассмотрим некоторые реакции:

1. С алканами:

CH3–CH3 + Cl2 → CH2Cl–CH3 + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH2=CH2 + Br2 → CH2Br–CH2Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CH≡CH + Br2 → CHBr=CHBr

1,2-дибромэтен
[2]

1.4.Получение и применение

Фтор.

Источником для производства фтора служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H2SO4 на флюо­рит CaF2, либо при переработке апати­тов и фосфоритов. Производство фтора осу­ществляется электролизом расплава кис­лого фторида калия, который образуется при насыщении распла­ва KF*HF фтористым водородом до со­держания 40-41% HF. Материалом для электролизера обычно служит сталь; электроды - угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при 95-100 °С и напряжении 9-11 в; выход фтора по току достигает 90-95%. Получающийся фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим погло­щением фторидом натрия. Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жид­ким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе, из меди, алюминия и его сплавов, латуни нержавеющей стали.

Газообразный фтор служит для фторирования UF4 в UF6, применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трех-фтористого хлора СlF3 (фторирующий агент), шестифтористой серы SF6 (газо­образный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий фтор - окислитель ракет­ных топлив.

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



Хлор.

Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха п при­сутствии катализатора. С конца 19 - начала 20 веков хлор получают электролизом вод­ных растворов хлоридов щелочных ме­таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 - 95% хлора в мире. Не­большие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хлоридов. В 1975 году мировое производство хлора составляло около 23 млн. тонн. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрую­щей диафрагмой; 2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет­ся водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде обра­зуется амальгама натрия, при её разло­жении чистой водой в отдельном аппа­рате получаются раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство. Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

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

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность. Основные количества хлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодержащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору­дованных судах. Для индустриальных стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержа щих органических соединений - 60 - 75%; неорганических соединений, содержащих хлор, -10 - 20%; на отбелку целлюлозы и тка­ней - 5 - 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2 - 6% от общей выраобтки.

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

Бром.

Исходным сырьём для получения брома слу­жат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного произва, содержащие бром в виде бромид-иона Вг-. Бром выделяют при помощи хло­ра и отго­няют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колон­нах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу - хлор и водяной пар. Пары брома, выходящие из колонны, кон­денсируют в керамиковых холодильни­ках. Далее бром отделяют от воды и очища­ют от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использо­вать для получения брома рассолы с его низ­ким содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большо­го расхода пара невыгодно. Из получае­мой бромовоздушной смеси бром улав­ливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа, которое, в свою очередь, получают восстановлением FеВг3 железными стружками, а также раство­ры гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паров воды с образованием оромистоводородной и серной кислот. Из полученных полу­продуктов бром выделяют действием хлора или кислоты. В случае необходимости полу­продукты перерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного брома.

Вдыхание паров брома при содержании их в воздухе 1 мг/м3 и более вызывает кашель, насморк, носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высоких концентрациях - удушье, брон­хит, иногда смерть. Предельно допусти­мые концентрации паров брома в воздухе 2 мг/м3. Жидкий бром действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги, Работы с бромом следует проводить в вытяж­ных шкафах. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак, исполь­зуя для этой цели сплыю разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте. Боль в горле, вызванную вдыханием паров брома, устраняют приёмом внутрь горячего молока. Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдувают сильной струей воздуха. Обож­жённые места смазывают ланолином.

Бром применяют довольно широко. Он - исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органических производ­ных. Большие количества брома расходуют для получения бромистого этила и дибромэтана - составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам для повышения их детонационной стойкости. Соединения брома применяют в фотографии, при производстве ряда красителей, бромистый метил и некоторые другие соединения брома - как ин­сектициды. Некоторые органические соединения брома служат эффективными огнетушащими средствами. Бром и бромную воду ис­пользуют при химических анализах для опре­деления многих веществ. В медицине исполь­зуют бромиды натрия, калия, аммония, а также органичанические соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повы­шенной раздражительности, бессоннице, гипертонические болезни, эпилепсии и хорее.



Йод.

Сырьем для промышленного получения йода в России служат нефтяные буровые воды; за рубежом - морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой) селитры, содержащие до 0,4% йода в виде иодата натрия. Для из­влечения йода из нефтяных вод (содержа­щих обычно 20 - 40 мг/л йода в виде йодилов) на них сначала действуют хлором или азотистой кислотой. Выде­лившийся йод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На йод, адсорбированный углем, действуют ед­кой щелочью или сульфитом натрия. Из продуктов реакции свободный йод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя, например дихромата калия. При выдувании воздухом йод по­глощают смесью двуокиси серы с водя­ным паром и затем вытесняют йод хлором. Сырой кристаллический йод очищают возгонкой.

Йод и его соединения применяют главным образом в медицине и в аналитической химии, а также в органическом синтезе и фотографии. В промышленности применение йода пока незначительно по объему, но весьма перспективно. Так, на термическом разложении иодидов основано получение высокочистых металлов.

[2]


1.5.Биологическое применение галогенов.

Основная роль йода в организме челове­ка — участие в образовании гормонов щитовидной железы. Щитовидная железа — одна из самых крупных желёз внутренней секреции: у взрослого человека она весит 15-20 г и состоит из двух долей длиной 4 см и шириной 2-2,5 см, соединённых перешей­ком. Она секретирует иодсодержащие гормо­ны, называемые тиреоидными. Её клетки об­ладают характерной способностью избира­тельно накапливать йод. Щитовидная железа поглощает 10-20% от общего количества йо­да, поступившего в организм, в ней обычно сконцентрировано его 6000-8000 мкг. В кро­ви же циркулирует 500-600 мкг йода. Еже­дневно щитовидная железа расходует 75 мкг йода для нужд организма. йод поступает в неё в форме ионов, которые окисляются до мо­лекулярного йода пероксидазами, и образо­вавшийся молекулярный йод реагирует с аминокислотой тирозином. При этом снача­ла синтезируются моноиодтирозин (1) и дииодтирозин (2).Затем они соединяются с белком с об­разованием тиреоглобулина, расщепление которого протеиназой и последующая кон­денсация моноиодтирозина и дииодтирози-на приводят к образованию двух главных гормонов щитовидной железы — трииодти-ронина (Т3) и тетраиодтиронина — тирок­сина (Т4):





Трииодтиронин и тироксин секретируются в кровь, где они соединяются с белками сыворотки крови, служащими их переносчи­ками. В тканях комплексы гормонов с бел­ками распадаются с освобождением Т3 и Т4. Трииодтиронин физиологически более ак­тивен, чем тироксин, но содержание его в сыворотке крови примерно в 100 раз мень­ше, чем тироксина. Поэтому для диагности­ки заболеваний щитовидной железы опре­деляют концентрацию свободного тирокси­на (Т4).Тиреоидные гормоны регулируют рост и развитие клеток, функции центральной и периферической нервной системы, а также функционирование мышечной, репродуктив­ной, костной, сердечно-сосудистой, дыха­тельной и других систем организма. Самое же главное — они могут управлять процесса­ми синтеза белков. Ещё один очень важный эффект действия тиреоидных гормонов — способность стимулировать клеточное и тка­невое дыхание в митохондриях. йод также регулирует функцию щитовидной железы, даже более активно, чем передняя доля гипо­физа, в которой образуется тиреотропный гормон. Поэтому дефицит йода приводит к тяжёлым последствиям: снижаются умствен­ные способности, появляются апатия и сон­ливость, нарушается обмен веществ. При хроническом недостатке йода ткань щито­видной железы разрастается и образуется эндемический зоб. Но если недостаток йода наблюдается достаточно долго, а увеличение объёма железы не нормализует потребление йода, то снова появляются симптомы йодо-дефицита. Организм человека не может синтезиро­вать йод, поэтому получать его он может ис­ключительно с продуктами питания. Всемир­ная организация здравоохранения рекомен­дует следующие нормы суточного потребле­ния йода: для детей — 90-120 мкг, для взрослых — 150-200 мкг. Больше йода требу­ется беременным и кормящим женщинам — 200 мкг в день. Известно, что щитовидная железа плода начинает работать с 12-й не­дели беременности, поэтому первые три ме­сяца эмбрион развивается исключительно засчёт тиреоидных гормонов матери. Если их недостаточно, то страдает весь организм будущего ребёнка, и прежде всего его мозг. Кро­ме того, дефицит йода опасен и для матери, поскольку потребление йода организмом во время беременности возрастает: недостаток йода в пище беременной женщины может привести к быстрому развитию зоба. Проблема дефицита йода в России чрез­вычайно актуальна, так как более 70% её тер­ритории имеют недостаток йода в воде и почве, а отсюда и в продуктах питания мест­ного происхождения. Жители России упо­требляют в среднем 40-80 мкг йода в сутки, в то время как в США на каждого жителя при­ходится в среднем 400-800 мкг, а в Японии — 1500 мкг йода в сутки. Исследования, прове­дённые в разных странах мира, выявили, что в регионах тяжёлой йодной недостаточности у 1-10% населения встречается кретинизм, у 5-30% — неврологические нарушения и умственная отсталость, у 30-70% — снижение умственных способностей. Профилактика дефицита йода должна осуществляться пре­жде всего за счёт поступления достаточных количеств йода с естественными продуктами питания с высоким его содержанием (см. та­блицу).



Продукт

Содержание йода, мкг%

Морская капуста

До 3000


Треска

135

Креветки

110

Хек

33

Яйцо куриное

20

Молоко коровье

16

Фасоль и соя

8,2-12,1

Сливки 20%-ные

9,3

Салат, виноград

8

Мясо животных

6,8-7,2

Печёнка говяжья

6,3

Итак, наиболее богаты йодом морские продукты, а также молоко и куриные яйца. Следует также использовать продукты пита­ния, обогащенные йодом, — йодированную соль, йодированные масло, хлеб, молоко и другие продукты. Этот метод профилактики называется «немым»: человек зачастую не знает, что употребляет в пищу продукт пита­ния, обогащенный йодом. Использование йодированной поваренной соли — универ­сальный метод массовой профилактики йод-дефицитных заболеваний. Диапазон её по­требления невелик (5-10 г в сутки) и не за­висит от времени года, возраста, пола и дру­гих параметров.В 1998 г. в нашей стране был принят новый стандарт на йодированную поваренную соль: от 25-55 мкг йода на 1 кг поваренной соли в виде стабильной соли — йодата калия. Ис­пользование йодата калия повышает качество йодированной соли, увеличивает сроки её хранения и реализации. Применение йодиро­ванной поваренной соли способно ликвиди­ровать йодный дефицит. Однако в определён­ные периоды жизни человека (детский и под­ростковый, беременность, кормление грудью)организм нуждается в регулярном дополни­тельном приёме физиологических доз йода. В таких случаях врачи назначают препараты, содержащие физиологическую дозу иодида калия, например йодомарин, одна таблетка которого содержит суточную дозу йода.

Дефицит йода — не единственная при­чина развития заболеваний щитовидной же­лезы. В овощах, принадлежащих к семейству крестоцветных, содержатся соединения с
5СМ-группой: тиоцианаты и изотиоцианаты. К этому семейству относятся белокочанная,
брюссельская и цветная капуста, брокколи, репа, хрен, кресс-салат. Доказано, что тио­цианаты и изотиоцианаты способствуют раз­витию зоба и являются зобогенами. Другую группу пищевых зобогенов составляют про­дукты, содержащие вещества — предшествен
ники тиоцианатов. К ним относятся маниок, кукуруза, сладкий картофель, бобы. Зобогенными свойствами обладают также уголь, сланцы, бытовые и промышленные отходы, химические удобрения и пестициды. Тиоцианаты содержатся и в табаке. Все они нарушают процессы синтеза тиреоидных гормонов, усугубляя природный йодный дефицит.

Фтор по­стоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлементов. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека - 100-300 мг/кг; особенно много фтора в зу­бах. Кости морских животных богаче фтором по сравнению с костями наземных. Посту­пает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание фтора в которой 1-1,5 мг/л. При недостатке фтора у человека развивается кариес зубов, при повышенном поступ­лении - флюороз. Высокие концентра­ции ионов фтора опасны ввиду их способ­ности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, Са, Мg и др.), нарушающему их ба­ланс в организме. Органические производные фтора обнаружены только в некоторых расте­ниях (например, в южноафриканском Dicha petalum cymosum). Основные из них - производные фторуксусной кислоты, токсич­ные как для других растений, так и для жи­вотных. Биологическая роль изучена недостаточно. Установлена связь об­мена фтора с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора для растений не доказана.

Xлор - один из биогенных элементов, постоянный ком­понент тканей растений и животных. Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) - от тысячных долей про­цента до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Су­точная потребность взрослого человека в хлоре, (2 - 4 г) покрывается за счёт пищевых продуктов. С пищей хлор поступает обыч­но в избытке в виде хлорида натрия и хлорида калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-со­левом обмене, способствуя удержанию тканями воды. Регуляция кислотно-ще­лочного равновесия в тканях осуществля­ется наряду с другими процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями, хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное фосфорилирование, так и фотофосфорилирование. Xлор положи­тельно влияет на поглощение корнями кислорода. Xлор необходим для образо­вания кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного культивирования растений хлор не входит. Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Бром - постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7*10-4% брома на сырое вещество, животные 10-4%. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощью радиоактивного брома (82Br) установлено избирательное погло­щение его щитовидной железой, мозго­вым слоем почек и гипофизом. Введён­ные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию про­цессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от пере­напряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отно­шения с иодом, что влияет на деятель­ность железы, а в связи с этим - и на состояние обмена веществ.

[1]

2.МЕТОДИКА ОПРЕДЕЛЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ ИОДА В ПРОДУКТАХ ПИТАНИЯ

В ходе исследования было проведено оп­ределение содержания иода в некоторых продуктах, например в соли, методом титро­вания.

Навеску исследуемой пробы массой 10г помещают в коническую колбу вместимостью 250 см3 и растворяют в 100 г дистиллирован­ной воды. К полученному раствору прибавля­ют градуированной пипеткой 1 см3 раствора серной кислоты (1 моль/дм3), пипеткой на 5 см3 приливают раствор иодида калия с мас­совой долей его 10%, перемешивают, закры­вают колбу пробкой и помещают её на 10 мин в тёмное место. По истечении указанного времени колбу извлекают, обмывают внутрен­нюю поверхность пробки дистиллированной водой и титруют содержимое колбы раство­ром тиосульфата натрия (c(Na2S203 • 5Н20) = 0,005 моль/дм3) до перехода тёмно-жёлтой окраски в соломенно-жёлтую.

Одновременно проводят два параллель­ных определения и вычисления:

w = ((V- V1) • 0,0001058 • Кп • 100)/m,

где V — объем раствора тиосульфата натрия, израсходованного на титрование рабочей пробы, см3;

V1 — объём раствора тиосульфа­та натрия, израсходованного на титрование контрольной пробы, см3;

0,0001058 - масса йода, образовавшегося из иодата калия, соответствующая 1 см3 раствора тиосульфа­та натрия, г;

Кп — коэффициент поправки раствора тиосульфата натрия;

100 - коэффи­циент пересчета, %;

m — масса образца, 10 г.

За результат определения принимают среднее арифметическое значение двух па­раллельных измерений.

Определение массовой доли йода в хлебе включает обработку образца хлеба раствором гидроксида калия, высушивание и озоление. После полной минерализации из образца извлекают водой иодид калия. Действуя на раствор иодида калия бромной водой, получают иодат калия, который взаимодействует с добавляемым раствором иодида калия с выделением свободного йода. Образовавший­ся йод оттитровывают стандартным раство­ром тиосульфата натрия.

Определение содержания йода в продук­тах осуществлялось по методике определе­ния йода в соли.

В лабораторных условиях невозможно количественное определение йода, поэтому было проведено качественное его определение по интенсивности синей окраски после добавления к раствору крах­мала.

[1]


Данные, полученные в ходе исследования, представлены в таблице.


Наименование продукта

Содержание Йода

Сельдь

Не обнаружено

Соль пищевая иодированная

Обнаружено

Салат морской(морская капуста)

Не обнаружено

Яблоко ,банан

Не обнаружено


3.Выводы.

1. Обзор литературы показал, что галогены играют важную роль в жизнедеятельности организма.

2. Продукты питания не могут обеспечить человека суточной нормой галогенов.

3.Соблюдать нормы профилактики заболеваний связанных с нехваткой галогенов за счет употребления витаминов .



4.Литература:
1.Журнал «Химия в школе» №2, 2009, с.11-13
2. Электронный сайт www.5ballov.ru




©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет