Элементы главной подгруппы седьмой группы ПСЭ фтор, хлор, бром, йод и астат получили название галогенов, т.е. «солерождающих», из-за способности образовывать соли с металлами.
Фтор (Fluorum) F - химический элемент ПСЭ с порядковым номером 9, Ar = 18,998403 а.е.м. Природный фтор состоит из одного стабильного изотопа 19F. Степень окисления минус 1. Молекула свободного фтора двухатомна.
Фтор был открыт К. Шееле в 1771 году, а в свободном виде получен французским химиком А. Муассаном в 1886 году. Название элемент получил от греческого «фторос» - «разрушение», «гибель». Содержание фтора в земной коре составляет 6,5×10-2 % по массе. В природе встречается только в соединениях, основным из которых, имеющее промышленное значение, является флюорит(плавиковый шпат) CaF2. Редкими фторсодержащими минералами служат криолит Na3AlF6, хиолит 5NaF× 3AlF3, селлаит MgF2, иттрофлюорит Ca1-xYxF2-x.
При соприкосновении с кожей фтор вызывает сильные ожоги, вдыхание его приводит к тяжелому воспалению дыхательных путей и легких, могущему закончиться отеком легких и смертью. Для защиты дыхательных путей применяется кислородный прибор или специальные маски, соединенные фтороупорным шлангом с источником чистого воздуха. Малейшая неосторожность в работе с фтором - и у человека будут разрушены зубы, обезображены, испорчены ногти. Даже небольшие количества фтора и его соединений быстро вызывают разрушение зубной эмали. Постепенное и длительное или хроническое отравление фтором (что может происходить при повышенном содержании фтористых соединений в питьевой воде) ведет также к повышению хрупкости костей. При избытке фтора наблюдается выпадение соединений кальция в тканях и, в частности, в стенках сосудов, что делает их хрупкими и ломкими. Ломкость сосудов - опасное явление, связанное с тяжелыми и часто смертельными кровотечениями.
Но все- таки определенные количества фтора необходимы для нормальной жизнедеятельности человека и животных. Это было установлено после случайного обнаружения фтора в зубе ископаемого слона, найденного в окрестностях Рима. Находка побудила исследователей заняться изучением химического состава зубов животных и человека. Оказалось, что фтор является необходимой составной частью костей и зубов. В состав зубов входит до 0,02 % фтора, причем большая часть этого количества как раз входит в эмаль. Фтор, необходимый для построения зубной эмали и костей, поступает в организм с питьевой водой, где его содержится до 1 г на 5 т воды.
При содержании фтора в воде, превышающем 0,0005 %, развивается особое заболевание зубов - флюороз, проявляющееся в почернении зубной эмали и выпадении зубов. Флюороз обычно наблюдается в районах вулканизма и месторождений фтороапатитов (Япония, Северная Африка, некоторые местности в Америке и других странах). Если содержание фтора в питьевой воде недостаточно (менее 0,00005 %) его место в зубной эмали замещается ионами гидроксила. В результате устойчивость эмали резко снижается, наступает кариес (нарушение целости эмали и дентина), быстро ведущий к полному разрушению зубов.
Фтор оправдывает, как видим, свое греческое название "разрушающий", принятое русскими химиками ("фторос" по-гречески - разрушающий).
Массовые опыты борьбы с порчей зубов путем добавления фтора к воде (1:1000000), проведенные в разных странах, показали очень ценные результаты. В результате добавки хлористого фтора в питьевую воду число случаев порчи зубов среди детей города Пуэрто-Рико уменьшилось на 65 %. Самая большая установка для фторизации воды сооружена в ГДР. Фторируют питьевую воду и для жителей заполярного Норильска.
Но избыток фтора действует на зубы еще разрушительнее, чем недостаток. Особенно это проявляется на суперфосфатных заводах, перерабатывающих сырье, содержащее небольшие примеси фтора. В результате образования фтористого водорода при обработке сырья серной кислотой, в процессе дыхания во рту рабочих образуется фтористоводородная кислота, которая разрушает зубы.
Процентное содержание фтора в земной коре, конечно в виде соединений, почти такое же, как азота, хрома, серы. Промышленное значение имеют только два минерала, содержащие фтор,- это плавиковый шпат и криолит. Криолит (греч. "криос" - холод и "литос" - камень) - холодный или ледяной камень - встречается в земной коре очень редко. Главное месторождение криолита находится в Гренландии. Как ни далека Гренландия, тем не менее, всем государствам приходится посылать туда пароходы за криолитом. Без криолита нельзя выплавлять алюминий. Кроме алюминиевой промышленности, фтористые соединения требуются при выплавке металлического магния и бериллия.
C помощью фтора получен ряд веществ с очень ценными свойствами: нестареющие смазочные материалы, активные инсектофунгициды (вещества, употребляемые в сельском хозяйстве для борьбы с насекомыми, грибками и другими вредителями сельскохозяйственных культур), светоустойчивые красители, эффективные катализаторы, незаменимые диэлектрики - вот начало длинного списка технических товаров, спрос на которые растет с каждым днем. Бытовой прибор - домашний холодильник имеет в качестве рабочей жидкости, охлаждающей внутренний объем, фтористое соединение. Это химическое вещество дифтордихлорметан в холодильной технике именуют "фреоном". Испаряясь в специальных трубках, расположенных в верхней части холодильного шкафа, фреон отнимает тепло из окружающего пространства.
Не менее ценными свойствами обладают пластмассы, в состав которых входит фтор. Некоторые из них выдерживают нагревание до 500 °С без потери свойств. Эти материалы идут на изоляцию проводов в электромоторах, работающих при высоких температурах.
Соединения, объединяемые общим названием фторуглероды, вошли в словарь в конце пятого десятилетия прошлого века. Этих веществ нет в природе. В полном смысле слова эти вещества - детище химии. Фторуглероды не горят, не подвергаются коррозии, не гниют и не распадаются, не смачиваются маслами и водой. На них не действует азотная кислота и "царская водка". К ним даже не пристает хлебное тесто. Формы для хлеба и макарон можно не смазывать жиром, а покрывать пленкой фтороуглерода. Одни из этих соединений - жидкости, другие - твердые вещества. Тефлоны или фторопласты с полным правом называют "органической платиной" за стойкость. Попробуем перечислить области применения фтороуглеродов: охлаждающие жидкости моторов, пропитка тканей, "вечные" смазочные масла, которые не нужно менять, фторкаучуки бессрочной службы, электрическая изоляция, добавки к ваннам для электролиза.
Рождена новая наука - химия фторуглеродов, породившая и защиту от всеразрушающего фтора, материалы, содержащие тоже фтор-фторопласты.
Фирма "Норт Амэрикен" разработала проект ЖРД (жидкостный реактивный двигатель) на жидком водороде и жидком фторе. Жидкий фтор обеспечивает воспламенение почти любого материала, в том числе порошков металлов, а трифторид хлора воспламеняет стеклянную вату, известную своей огнестойкостью. Вода при смешении с трифторидом хлора взрывается. В отличие от фтора, сжижающегося лишь при температуре минус 188 °С, трифторид хлора представляет собой жидкость с температурой кипения +11 °С.
Но как окислитель в ракетных системах фтор обнаруживает и много недостатков: требует сверхстойких материалов, ибо создает очень высокие температуры горения, а продукты горения -ядовиты.
Водный раствор соединения фтора с водородом - фтористоводородная (плавиковая) кислота способна растворять большинство металлов, и даже стекло. Такую кислоту можно хранить только в сосудах, покрытых изнутри парафином. В настоящее время на смену парафину пришли полимерные материалы. Плавиковую кислоту стали хранить и перевозить в таре из полиэтилена. Способность плавиковой кислоты растворять стекло используется для практических целей. С помощью плавиковой кислоты вытравливают на стекле надписи, рисунки. Главным материалом, из которого получают фтор, а затем и его соединения, является плавиковый шпат. Большие количества плавикового шпата находятся в США.
В свободном состоянии фтор был получен 26 июня 1886 г. французским химиком Муассаном. Это зеленовато-желтый газ, немного тяжелое воздуха, с характерным запахом и необыкновенной химической активностью. За исключением инертных газов, фтор образует соединения со всеми другими элементами. Даже платина, нагретая до 500 °С, сгорает во фторе. С водородом фтор реагирует с взрывом при температуре -252 °С. Горячая вода в направленной на ее поверхность струе фтора загорается и сгорает бледно-фиолетовым пламенем с образованием фтористого водорода и кислорода. Это, пожалуй, единственный случай, когда кислород является не причиной, а следствием горения.
Наибольшее промышленное значение кроме флюоритовых руд имеют апатит и фосфориты, из которых фтор получают в виде химических соединений. Соединения фтора также содержатся во многих подземных водах.
Фтор относится к необходимым человеку микроэлементам; его биологически важным соединением служит фторапатит, который является основой эмали зубов. Фтор необходим для нормального развития человеческого организма. Его недостаток вызывает анемию. Наряду с эмалью зубов фтор содержится в костных тканях. Если концентрация этого элемента в питьевой воде меньше 1 мг/л, то у людей интенсивно развивается кариес зубов. При концентрациях же больше 8 мг/л нарушаются процессы обновления костных тканей, и развивается т.н. заболевание фтороз, которое сопряжено с поражением щитовидной железы, почек и других органов.
В небольших количествах фтор входит в состав живых организмов (в организме человека содержится 2,6 г фтора, из них 2,5 г приходится на кости), участвует в процессах образования зубов и костей, в обмене веществ и в активации некоторых ферментов. Суточная потребность человека во фторе составляет 2,5–3,5 мг.
Свободный фтор - бесцветный газ с сильным запахом, похожим на запах хлора. Его получают электролизом расплавов соответствующих солей. Фтор является одним из самых сильных окислителей. Все химические элементы (кроме гелия, неона и аргона) образуют устойчивые фториды.
Молекулярный фтор используют в качестве фторирующего агента при получении гексафторидов урана, вольфрама, молибдена, рения и серы, тетрафторида серы, фторидов бора, азота, графита, благородных газов, галогенов, фторорганических соединений и других. Атомарный фтор используют в химических лазерах на фторидах протия и дейтерия, для синтеза KrF2, фторидов кислорода и других соединений.
Фтор относится к сильно токсичным веществам. Он раздражает кожу, слизистые оболочки носа и глаз. Концентрация фтора в 77 мг/м3 является непереносимой, ПДК в воздухе рабочей зоны 0,03 мг/м3, в воде (в виде F-) - 0,7 мг/м3. Фтор вызывает дерматиты, конъюнктивиты, отек легких. При контакте с чистым фтором происходит ожог кожи. Фторсодержащие вещества часто оказываются неспецифичными смертельными ядами, блокирующими метаболические клеточные процессы, как у вредных, так и у полезных обитателей экосистем. Большую экологическую опасность могут представить фторид-ионы, которые содержатся в неочищенных от фтора фосфорных удобрениях.
В промышленности фтор используют при получении важных фторсодержащих углеводородов, которые обладают ценными свойствами. Среди них смазочные вещества, выдерживающие высокотемпературные режимы агрегатов, стойкие к агрессивным средам (тефлон), жидкости для холодильных агрегатов (фреоны).
Хлор (Chlorum) Cl - химический элемент ПСЭ с порядковым номером 17, Ar = 35,453 а.е.м. Природный хлор состоит из смеси двух стабильных изотопов: хлора-35 (75,77 %) и хлора-37 (24,23 %). Степень окисления минус 1, +1, +3, +5, +7. Как и все галогены, молекула хлора двухатомна.
С хлором, в виде поваренной соли, человечество знакомо с древнейших времен. Но свойства элементарного хлора впервые были описаны только в 1774 году шведским химиком К. Шееле. Тем не менее, и автор этого описания, и его современники не считали полученный желто-зеленый газ с характерным резким запахом самостоятельным химическим элементом. Только в 1810 году, разложив хлорид натрия методом электролиза, Г. Дэви сделал вывод о том, что этот газ представляет собой простое вещество и дал ему название «хлорин». В переводе с греческого «хлорос» означает «желто-зеленый». Через два года Ж.Л. Гей-Люссак дал этому газу название «хлор».
В растворенном состоянии соль содержится в минеральных озерах, соляных ключах и соляных ручьях (несколько таких ключей вносят свои воды в озеро Баскунчак). На дне русла высохшей реки Узбой соль залегает на большом протяжении сплошным соляным пластом. Огромные куполообразные глыбы соли, целые соляные горы находятся в недрах земли и на ее поверхности, например, гора Ходжа-Мумын в Южном Таджикистане сплошь состоящая из каменной соли, поднимается на 900 м над уровнем моря.
Соль - необходимое соединение для организмов животных и человека. В организме человека содержится до 200 г соли. Важное значение соли в организмах наземных животных и правильное соотношение между солью и другими соединениями хлора, находящимися в крови наземных животных, приближающееся к тому, которое имеется в морской воде, рассматривается некоторыми учеными как доказательство происхождения наземных животных из морских организмов.
Соль открывает историю искусственного получения хлористых соединений и самого хлора. Начало этой истории связывается с 1648 г., когда немецкий химик и врач Иоганн Глаубер, нагревая влажную соль на угле, получил, конденсируя выделяющийся дым, сильную кислоту, названную им "соляным спиртом".
Содержание хлора в земной коре в среднем составляет 1,7×10–2 % по массе. Запасы хлора в Мировом океане довольно велики (~18,83 г/л); в виде хлорида натрия в концентрации 50–240 г/л находится в подземных рассолах. Основными минералами, содержащими хлор, являются: галит NaCl, карналлит KCl×MgCl2×6H2O, сильвин KCl, сильвинит NaCl×KCl, каинит KCl×MgSO4×3H2O, бишофит MgCl2×6H2O, тахгидрит 2MgCl2× CaCl2×12H2O, кераргирит AgCl, бисмоцелит BiOCl, псевдокотуннит K2PbCl4, баумлерит 2KCl×CaCl2.
Содержание хлора в человеческом теле составляет 0,25 % (или 0,45 % от сухой массы); в плазме крови 0,32–0,37 %; содержание в растениях зависит от вида и от состава почвы. Так в табаке - 2,3 %, моркови - 1,5 %, зерне - 0,05 %, картофеле - 0,03 %.
Свободный хлор представляет собой желто-зеленый газ с резким удушающим запахом; плохо растворяется в воде, но хорошо растворим в неполярных растворителях.
По химической активности хлор относится к наиболее реакционно-способным элементам: он непосредственно взаимодействует со всеми металлами и большинством неметаллов (кроме кислорода, азота и ксенона). В промышленности хлор получают в основном электролизом водного раствора хлорида натрия.
Практическое применение хлора весьма разнообразное: в производстве отбеливающих окислителей (гипохлориты лития, натрия и кальция, хлорной извести), хлоридов неорганических и органических; много хлора расходуется на очистку воды и других объектов, в целлюлозно-бумажной промышленности. Многие хлорорганические соединения хорошие растворители, эффективные средства борьбы с вредителями с/х растений, а также исходное сырье для синтеза различных пластических масс. Хлорид натрия применяют при обезвоживании организма и как дезинтоксикационное средство в виде изотонического раствора, а также в виде клизмы и для растворения различных лекарственных препаратов; гипертонические растворы хлорида натрия (3 %, 5 %, 10 %) используют при лечении гнойных ран, а внутривенные инъекции 10 %-ного водного раствора - при кровотечениях, например, легочных, желудочно-кишечных. Хлористоводородная кислота (соляная кислота) в виде разбавленного водного раствора применяется при заболеваниях желудка, сопровождающихся пониженной кислотностью; при гипохромных анемиях применяют в комплексе с препаратами железа.
Хлор относится к числу важнейших биогенных элементов. Он участвует в процессе поддержания анионно-катионного и осмотического равновесий. Участвует в т.н. «хлоридном смещении» при транспорте углекислого газа в крови; хлор компонент соляной кислоты в желудочном соке; он также, как и калий или натрий, участвует в проведении нервных импульсов, поддержании электрического потенциала на мембране.
Активность хлора "убила" и его самого. В природе в свободном состоянии он не встречается. Если же где-либо и образуется при редких условиях (например, при извержениях подводных морских вулканов), то в очень небольших количествах, и тотчас исчезает в результате взаимодействия с окружающими веществами. Хлор не сразу нашел применение. Впервые хлор был использован в медицине. Раствор хлора в воде - хлорная вода - рекомендовалась как дезинфицирующее вещество врачам и студентам-медикам при работе на трупах. В 30-х годах прошлого столетия хлорную воду использовали для ингаляции при туберкулезе легких, дифтерии и некоторых других болезнях.
С развитием техники области применения хлора все более и более расширялись. Он применялся при изготовлении многочисленных химических соединений в анилинокрасочной и фармацевтической промышленностях, в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и т. д. Большие количества хлора используются для отбелки тканей и целлюлозы в бумажной и текстильной промышленностях. В цветной металлургии хлорированием получают некоторые металлы из руд. В химии высокомолекулярных соединений хлор используется при изготовлении пластических масс, синтетических волокон, каучука и т.д. Интересным свойством обладает одно из кислородных соединений хлора с магнием (хлорат магния). При действии этого вещества на хлопчатник последний теряет листья. Это используется при сборе хлопка. Веществ с подобным действием получено уже много. Они называются дефолиантами.
Хлор является очень токсичным веществом - во время первой мировой войны его использовали в качестве боевого отравляющего вещества. Концентрация хлора в воздухе 6×10–3 мг/л оказывает раздражающее действие на дыхательные пути, а количество в 1,2×10–2 мг/л переносится с трудом; концентрация же выше 0,1 мг/л опасна для жизни - при этом дыхание становится частым, судорожным, паузы продолжительными, остановка дыхания наступает через 5–25 минут. Вдыхание более высокой концентрации хлора может привести к мгновенной смерти в результате рефлекторного торможения дыхательного центра. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны составляет 1,0 мг/м3, в атмосфере населенных пунктов разовая 0,1 мг/м3, среднесуточная - 0,03 мг/м3.
Вскоре после CI был применен другой удушающий газ - фосген - соединение хлора с оксидом углерода. Название нового, газа отражало один из способов его получения. Это соединение образуется под влиянием солнечных лучей (от греч. "фос" - свет и "генао" - произвожу, т.е. рожденный светом).
В 1917 г. массовое применение нашел иприт, который тоже содержал в себе хлор. К концу войны применялось более 50 различных боевых отравляющих веществ, 95 % которых были производными хлора. Чтобы судить об эффективности ОВ на полях войны, достаточно указать, что в одной только английской армии, занимавшей среди воюющих государств 5 место по своей численности, с июля 1917 г. по ноябрь 1918 г. ОВ вывели из строя более 160000 человек.
Экологически вредной формой хлора, выделяемой многими производствами, является хлористый водород. Главное отрицательное его действие – это закисление почв. Наибольшую экологическую опасность, пожалуй, представляют хлорорганические пестициды.
Бром (Bromum) Br – химический ПСЭ с порядковым номером 35 и атомной массой 79,904 а.е.м. Природный бром образован двумя стабильными изотопами: бромом-79 (50,56 %) и бромом-81 (49,44 %). В соединениях бром проявляет степени окисления минус 1 (бромиды), +1 (гипобромиты), +3 (бромиты), +5 (броматы), +7 (броматы).
Бром (с древнегреческого «бромос» - «зловонный») был открыт в 1825 году французским химиком Ж. Баларом - молодым преподавателем колледжа города Монпелье. Открытие Балара сделало его имя известным всему миру. По этому поводу крупнейший немецкий химик Ю. Либих сказал: "Не Балар открыл бром, а бром открыл Балара".
Содержание данного элемента в земной коре составляет 1,64×10–4 % (мас.). Собственные минералы брома бромаргирит (AgBr) и эмболит [Ag(Cl, Br)] довольно редки; бром находится в природе в рассеянном состоянии и является постоянным спутником хлора.
Основным источником бромистых соединений является вода соляных озер. Добывают бром из морской воды после ее сгущения испарением в мелководных бассейнах.
По физическим свойствам бром представляет собой тяжелую жидкость с резким запахом, имеющий в отраженном свете темно-фиолетовую, почти черную окраску, а в проходящем – темно красную; бром легко образует желто-бурые пары; температура кипения брома 59,2 °С.
Бром - весьма активный элемент, способный непосредственно соединяться со многими металлами. В природе бром встречается только в виде соединений. Однако бром никогда не образует мощных пластов или залежей солей.
О человеке, страдающем расстройством нервной системы, иногда говорят: "Он пьет бром" или; "Врачи прописали ему бром". Этому невозможно верить. Бром пить нельзя. В чистом виде бром - очень ядовитая, темно-красная, почти бурая, тяжелая (пл. 3,1) жидкость, которая даже при обычной температуре быстро испаряется на воздухе. Пары брома имеют оранжево-бурый цвет, обладают специфическим удушающим едким запахом, сильно раздражающим слизистые оболочки. За запах бром получил и свое название от греческого слова "бромос", что значит "вонь", "зловоние", "зловонный". При ничтожных следах паров брома в воздухе человек получает тяжелое отравление. Поэтому бром не "пьют" и не "прописывают", как об этом обычно говорят в быту. Больному прописывают небольшие дозы солей брома - бромистого натрия или реже бромистого калия, обладающих успокаивающим действием на болезненно возбужденную нервную систему.
Бром входит в состав слезоточивых отравляющих веществ, широко, применявшихся в первую мировую войну. Бром в промышленности используют для получения бромсодержащих неорганических и органических соединений; около половины производимого брома идет на получение дибромэтана; бром и бромную воду применяют в аналитической практике и при количественном анализе органических соединений.
Для брома биологическая функция не известна. В виде соединений он входит в состав растений, присутствует в организмах животных и человека.
Неорганические и органические производные брома действуют на нервную систему успокаивающе. Больше всего брома в человеческом организме находится в мозге.
Бобовые и морские водоросли активно накапливают бром. Главным источником довольно рассеянного элемента брома является морская вода.
Наибольшее значение имеют соединения брома, в частности соли. Так, бромид серебра служит основой для изготовления составной части фотобумаги, а также фото- и кинопленок; бромид натрия является составной частью дубильных составов в кожевенном производстве. Органические соединения брома – тетраброминдиго – устойчивый синий краситель, а диброминдиго – красный.
Бром является ядом: при работе с ним необходимо использовать противогаз, перчатки, спецодежду; содержание брома в воздухе в количестве 1×10–3 % приводит к раздражению слизистых оболочек, головокружению, носовому кровотечению, а при концентрации 0,02 % происходит удушье, спазмы и заболевание дыхательных путей; ПДК Br2 равна 0,5 мг/м3. Попадание жидкого брома на кожу вызывает зуд, а при длительном воздействии образуются долго заживающие язвы. При отравлении бромом пострадавшего необходимо вывести на свежий воздух, дать теплое молоко с содой. Обожженная бромом кожа промывают многократно водой и раствором карбоната натрия, смазывают мазью, содержащей гидрокарбонат натрия.
Йод (Iodum) I – химический элемент ПСЭ с порядковым номером 53 и атомной массой 126,9045 а.е.м.; в природе встречается в виде одного стабильного изотопа – 127I. Степени окисления минус 1, +1, +3, +5, +7.
Йод был открыт в 1811 году французским химиком - технологом Б. Куртуа; новому элементу название дал в 1813 году Ж.Л. Гей-Люссак (в переводе с древнегреческого «иоэйдэс» означает «фиолетовый»).
Содержание йода в земной коре составляет 4×10–5 % по массе; собственные минералы йода – йодаргирит AgI, лаутарит Ca(IO3)2 и другие очень редко встречаются; йод в природе находится в рассеянном состоянии в магматических и осадочных горных породах.
Йод представляет собой черно-серые кристаллы с фиолетовым металлическим блеском с температурой плавления 113,5 °С и температурой кипения 184,35 °С; йод легко образует фиолетовые пары (возгоняется), обладающие резким запахом. Йод - один из активных металлоидов природы. Поэтому в природе в свободном виде не встречается. Важнейшие соединения йода - йодистые калий и натрий. Эти соединения, несмотря на то, что природа сравнительно бедна йодом, распылены в ней очень широко. И не случайно академик А.Е. Ферсман, рассказывая о йоде в одной из глав своей книги "Занимательная геохимия", назвал его вездесущим. Главным резервуаром йодистых соединений является вода морей и оксидов. Водоросли (ламинария и др.) способны накапливать соединения йода в значительных количествах. Водоросли и служат источником получения чистого йода.
Исключительно огромна роль йода в жизни животных и особенно человека. Он входит в состав гормонов. Гормоны оказывают влияние на рост, питание, психическую деятельность, работу сердца, состояние сосудов и т.д. В один из таких гормонов входит йод. Без йода нет этого гормона, а без гормона нет фактически и человека. Если образование гормона прекращается в раннем возрасте, то организм претерпевает такие изменения, которые на медицинском языке известны под названием кретинизма. Чтобы представить, что такое кретинизм, мы просим читателя вообразить себе взрослого, молодого человека, рост которого меньше метра, с большой, неправильно сформированной головой, поразительно узким морщинистым лбом, с широко расставленными небольшими глазами на бледном с зеленовато-желтым оттенком лице. Покрытое массой мелких старческих морщин, оно производит тяжелое впечатление отвисшими щеками, широкими ноздрями и в вздутыми полуоткрытыми губами, за которыми чернеют мелкие, разрушающиеся зубы. Короткая и толстая шея переходит в неправильно развитое туловище с кривыми ногами. Имеют место расстройства интеллекта, доходящие до полной идиотии, резкие нарушения деятельности органов чувств - от потери осязания до полной глухонемоты. Таков больной кретинизмом, человек, у которого отсутствует гормон, не существующий без йода.
Так как йод в незначительных количествах встречается почти повсеместно, то сравнительно чаще, чем полный кретинизм, встречаются расстройства организма, связанные лишь с недостаточным поступлением йода и организм. Наиболее часто такие расстройства проявляются в развитии зоба, большой обезображивающей опухоли на шее.
Из обычных продуктов питания наиболее богаты йодом лук и морская, рыба Ежедневное потребление небольших доз йодистых солей (в виде примесей к поваренной соли) позволяет полностью избавиться от "зоба". В Китае больных зобом лечили золой морских губок (которая содержит до 8,5 % йода) еще давно. При добавлении в пищу йодсодержащих водорослей у коров увеличивается удой молока, а у овец быстро растет шерсть. Отмечено также благотворное влияние небольших доз йодистых соединений на яйценоскость кур, откорм свиней.
В настоящее время известно несколько искусственных радиоактивных изотопов йода с массовыми числами 125, 128, 130, 131, 132, 133 и 135. Наибольшее значение в практическом отношении имеет радиоактивный изотоп 131, также использоваться и радиоактивные изотопы 132 и 133. Изотоп йода 131 был выделен в 1938 г. Ливингудом и Сиборгом из теллура, облученного нейтронами и дейтронами. Затем он был обнаружен Абельсоном в продуктах деления урана и, наконец, в продуктах деления тория 232. Изотоп йода является β- и γ-излучателем с периодом полураспада 8 дней.
Наиболее широкое применение получил изотоп йода 131 в медицине, где его применяют для определения функции щитовидной железы, а также для лечения ряда ее заболеваний (гипертиреоза, злокачественных новообразований и др.). Способность некоторых веществ, содержащих йод, накапливаться в опухолевых тканях, нашла себе применение в использовании таких веществ с радиоактивными изотопами йода для точного определения местоположений опухолей в мозгу.
У йода только один устойчивый изотоп, которому обязаны все известные соединения, в том числе и гормон. Попробуйте представить, что произошло бы в случае нарушения устойчивости некоторых элементов, например йода.
Медицина - главная область применения устойчивого изотопа йода, где он используется для лечения зоба, для предупреждения атеросклероза и при лечении ряда болезней внутренних органов и нервной системы. Это главная, но не единственная область его применения.
Главными потребителями йода являются фармацевтическая, химическая промышленность и производство светочувствительных фотоматериалов. Данный элемент относится к необходимым человеку микроэлементам. Йод участвует в регуляции уровня основного обмена.Йод применяют: для получения неорганических и органических йодсодержащих соединений; в качестве акцептора водорода при дегидрировании предельных углеводородов; как катализатор в органическом синтезе; как антисептик и антитиреоидное средство в медицине (йод обладает противомикробным действием, участвуя в синтезе тироксина, влияет на функцию щитовидной железы, усиливает процессы диссимиляции, благоприятно действует на липидный и белковый обмен; в медицинской практике применяют наружно в виде 5 %- и 10 % -ного спиртового раствора как антисептическое, раздражающее и отвлекающее средство; спиртовой раствор внутрь принимают (в малых количествах - по 0,02 г) при атеросклерозе, хронических воспалительных процессах в дыхательных путях, при третичном сифилисе, гипертиреозе, эндемическом зобе, хронических отравлениях ртутью и свинцом; йодид натрия в медицине применяют в тех же случаях, что и йодид калия; он также используют при поздних сифилитических изменениях зрительного нерва и при актиномикозе легких; для йодидного рафинирования металлов); как реагент в йодометрии. Искусственные радиоактивные изотопы 125I с Т1/2 = 60,2 дня, 131I с Т1/1 = 8,05 дня, 131I с Т1/2 = 2,26 часа используют в медицине для диагностики заболеваний и лечения щитовидной железы. Соединения йода также нашли применение в производстве фотоматериалов, специального стекла и т.д.
Недостаток йода в питьевой воде и пищевом рационе человека приводит к заболеванию эндемическим зобом, а у детей также и кретинизмом.
Йод ядовитое вещество; его пары раздражают слизистые оболочки; ПДК йода в воздухе составляет 1 мг/м3. Частое воздействие йода на кожные покровы вызывает дерматиты (с кожи йод смывают раствором тиосульфата или карбоната натрия).
Астат (Astatium) At – радиоактивный химический элемент ПСЭ с порядковым номером 85. Стабильных изотопов данный элемент не имеет; известно более 20 изотопов с массовыми числами от 196 до 219, из которых наиболее долгоживущие: астат-210 (Т1/2 = 8,1 часа) и астат-211 (Т1/2 = 7,21 часа). Астат в соединениях проявляет степени окисления минус 1, 0, +1, +5, и возможно, +7. Предполагают, что молекулы свободного астата двухатомны.
Астат впервые получили искусственно американские ученые Д. Корсон, К. Макензи и Э. Сегре в 1940 году; в 1943-1946 годах было установлено существование быстрораспадающихся изотопов астата в природе, самый устойчивый из которых астат-219 имеет период полураспада 54 с и является α - излучателем. Название элемента происходит от греческого слова «астатос», что означает «неустойчивый», «нестабильный».
Общее содержание астата в слое земной коры толщиной 1600 м оценивается примерно в 70 мг. Для изучения свойств астата человеку доступны только его ультрамалые количества. Астат представляет собой твердое вещество с температурами плавления и кипения соответственно 244 °С и 309 °С.
Астат подобен йоду, но во многом, однако, совершенно не похож на него. Главное отличие астата от йода - радиоактивность. Больше половины астата, полученного утром, к вечеру исчезнет, период его полураспада всего 7,5 часа. Вот откуда произошло название астата: "астатос" по-гречески значит "неустойчивый", "нестабильный". Именно по этой причине в земном поверхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится всего 69 мг астата-218.
У астата много изотопов (19), но все они "астатосы" - неустойчивые, нестабильные. Один из них (астат-211) обладает способностью, известной в радиохимии под названием "разветвленного распада". Сущность явления состоит в том, что некоторые из атомов этого изотопа подвергаются одному типу распада, а другие - другому, причем в конечном результате этих распадов выделяются альфа-частицы. Подобно йоду, астат возгоняется (сублимируется) при комнатной температуре, растворим в органических растворителях, концентрируется в щитовидной железе.
Как чистый металл астат ведет себя удивительно: возгоняется в молекулярной форме из водных растворов. Такой способностью не обладает ни один из известных элементов. Этот элемент был получен искусственно ученым Э. Сегре и его сотрудниками путем "бомбардировки" атомов висмута альфа-частицами, ускоренными на циклотроне. Астат под названием экаиода был предсказан Д.И. Менделеевым.
Практическое применение астата в настоящее время ограничено лишь областью радиохимических исследований, но ученые предполагают, что астат-211, как излучатель α-лучей, может найти применение вместо йода-131 при лечении щитовидной железы. Установлено, что астат, как и йод, аккумулируется в щитовидной железе, а его α-частицы, имея малый пробег, не затрагивают своим излучением других тканей и значительно более эффективны, чем β-лучи изотопа йода-131.
Побочная подгруппа седьмой группа ПСЭ Д.И. Менделеева образована элементами марганец, технеций, рений, борий.
Марганец (Manganum) Mn – химический элемент ПСЭ с порядковым номером 25 и относительной атомной массой 54,938 а.е.м. В природе марганец находится в виде одного стабильного изотопа 55Mn. Степени окисления от +2 до +7 (наиболее устойчивы соединения двух- и семивалентного марганца).
Марганец был открыт в 1774 году шведским химиком К. Шееле, в чистом виде выделил в том же году также шведский химик Ю. Ганн.
Природа богата марганцем. Его меньше, чем железа, но больше, чем хрома. Он распространен примерно так же, как сера или фосфор. Богатые залежи марганцевых руд находятся в Индии, Бразилии, Западной и Южной Африке.
Содержание данного элемента в земной коре составляет 0,1 % по массе, а в океанической воде – 2×10-7 %; марганец в свободном виде в природе не встречается; он является составной частью многих минералов, главным образом оксидов. Наиболее распространены минералы марганца пиролюзит β-MnO2, псиломелан mMO×nMnO2×H2O [M = Ba, Ca, K, Mn(II)], манганит β-MnOOH, браунит 3Mn2O3×MnSiO3, родохрозит MnCO3.
Марганец в компактном виде представляет собой серебристо-белый металл с температурой плавления 1244 °С и температурой кипения ~ 2080 °С.
Марганец - твердый, но хрупкий металл. Удельный вес марганца - 7,4. Температура плавления ниже, чем у железа. На воздухе, особенно влажном, марганец покрывается тонкой пленкой оксидов. Большая активность марганца при взаимодействии с серой, кислородом и фосфором используется при выплавке стали, которую марганец очищает от сернистых и фосфорных соедин