Elementi uključeni u VII grupu periodnog sistema podijeljeni su u dvije podgrupe: glavnu - halogenu podgrupu - i sekundarnu - podgrupu mangana. Vodik se nalazi u ovoj istoj grupi, iako njegov atom ima jedan elektron na vanjskom, valentnom nivou i treba ga staviti u grupu I. Međutim, vodonik ima vrlo malo zajedničkog sa elementima glavne podgrupe - alkalnim metalima, i elementima sekundarne podgrupe - bakrom, srebrom i zlatom. Istovremeno, kao i halogeni, dodaje elektron u reakcijama s aktivnim metalima i formira hidride koji imaju neke sličnosti s halogenidima.

Podgrupa halogena uključuje fluor, hlor, brom, jod i astatin. Prva četiri elementa nalaze se u prirodi, posljednji je dobiven umjetno i stoga je mnogo manje proučavan od ostalih halogena. Riječ halogen znači stvaranje soli. Elementi podgrupe dobili su ovo ime zbog lakoće s kojom reagiraju s mnogim metalima, formirajući soli.

Svi halogeni imaju strukturu spoljašnjeg omotača s2p5. Zbog toga lako prihvataju elektron, formirajući stabilnu elektronsku ljusku plemenitog gasa (s2r6). Fluor ima najmanji atomski radijus u podgrupi; za ostatak se povećava u seriji F< 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.

Od svih halogena, samo fluor, koji je u periodu II, nema nepopunjeni d-nivo. Iz tog razloga, ne može imati više od jednog nesparenog elektrona i pokazuje samo valenciju od -1. U atomima drugih halogena, d-nivo nije popunjen, što im omogućava da imaju različit broj nesparenih elektrona i pokazuju -1, +1, +3, +5 i +7 valence uočene u jedinjenjima kiseonika hlor, brom i jod.

Podgrupa mangana uključuje mangan, tehnecijum i renijum. Za razliku od halogena, elementi podgrupe mangana imaju samo dva elektrona na vanjskom elektronskom nivou i stoga ne pokazuju sposobnost vezivanja elektrona, formirajući negativno nabijene ione.

NEPOTPUNO SREDNJE OBRAZOVANJE u Ruskoj Federaciji, faza u sticanju završenog srednjeg obrazovanja; znanja stečena u srednjoj školi. Oni koji su završili 8. (9.) razred nastavljaju školovanje u srednjoj školi ili u ustanovama stručnog obrazovanja.

Evgenij Petrovič ČELIŠEV (r. 1921), ruski književni kritičar, akademik Ruske akademije nauka (1991; akademik Akademije nauka SSSR od 1987). Radovi na problemima indijske književnosti.

ENTUZIJAZAM (grč. enthusiasmos), inspiracija, ushićenje u procesu postizanja cilja.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 Na 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 elemenata glavne podgrupe grupe VII imaju zajednički naziv grupe “halogeni” (Hal), što znači “proizvodnja soli”.

Podgrupa halogena uključuje fluor, hlor, brom, jod i astatin (astatin je radioaktivni element, malo proučavan). Ovo su p-elementi grupe periodnog sistema D.I. Mendeljejev. Na vanjskom energetskom nivou, njihovi atomi imaju 7 elektrona ns 2 np 5. Ovo objašnjava zajedništvo njihovih svojstava.

Osobine elemenata halogenske podgrupe

Oni lako dodaju po jedan elektron, pokazujući oksidaciono stanje od -1. Halogeni imaju ovaj stepen oksidacije u jedinjenjima sa vodonikom i metalima.

Međutim, atomi halogena, pored fluora, mogu pokazati i pozitivna oksidaciona stanja: +1, +3, +5, +7. Moguće vrijednosti oksidacijskih stanja objašnjene su elektronskom strukturom, koja se za atome fluora može prikazati dijagramom

Kao najelektronegativniji element, fluor može prihvatiti samo jedan elektron po 2p podnivou. Ima jedan nespareni elektron, tako da fluor može biti samo jednovalentan, a oksidaciono stanje je uvijek -1.

Elektronska struktura atoma hlora prikazana je dijagramom:

Atom hlora ima jedan nespareni elektron na 3p podnivou i normalno (nepobuđeno) stanje hlora je jednovalentno. Ali pošto je hlor u trećem periodu, on ima još pet orbitala 3. podnivoa, koje mogu primiti 10 elektrona.

U pobuđenom stanju atoma hlora, elektroni se kreću sa 3p i 3s podnivoa na 3d podnivo (prikazano strelicama na dijagramu). Razdvajanje (uparivanje) elektrona koji se nalaze na istoj orbitali povećava valenciju za dvije jedinice. Očigledno, hlor i njegovi analozi (osim fluora) mogu pokazati samo neparnu varijabilnu valentnost 1, 3, 5, 7 i odgovarajuća pozitivna oksidaciona stanja. Fluor nema slobodne orbitale, što znači da tokom hemijskih reakcija nema razdvajanja uparenih elektrona u atomu. Stoga, kada se razmatraju svojstva halogena, uvijek je potrebno uzeti u obzir karakteristike fluora i jedinjenja.

Vodeni rastvori vodoničnih jedinjenja halogena su kiseline: HF - fluorovodonična (fluorovodična), HCl - hlorovodonična (hlorovodonična), HBr - bromovodična, HI - jodovodična.

Identična struktura vanjskog elektronskog sloja (ns 2 np 5) određuje veliku sličnost elemenata.

Jednostavne supstance - nemetali F 2 (gas), Cl 2 (gas), Br 2 (l), l 2 (čvrsta materija).

Prilikom formiranja kovalentnih veza, halogeni najčešće koriste jedan nespareni p-elektron dostupan u nepobuđenom atomu, koji pokazuje B = I.

Valentna stanja atoma CI, Br, I.

Stvaranjem veza s atomima više elektronegativnih elemenata, atomi klora, broma i joda mogu prijeći iz osnovnog valentnog stanja u pobuđeno, što je praćeno prijelazom elektrona na prazne orbitale d-podnivoa. U ovom slučaju povećava se broj nesparenih elektrona, zbog čega atomi CI, Br, I mogu formirati veći broj kovalentnih veza:

Razlika između F i drugih halogena

U F atomu, valentni elektroni su na 2. energetskom nivou, koji ima samo s- i p-podnivoe. Ovo isključuje mogućnost prijelaza F atoma u pobuđena stanja, stoga fluor u svim jedinjenjima pokazuje konstantu B jednaku I. Osim toga, fluor je najelektronegativniji element, zbog čega ima i konstantu c. O. -1.

Najvažnija jedinjenja halogena

I. Halogenidi vodonika HHal.

II Metal halogenidi (soli halogenovodoničnih kiselina) su najbrojnija i najstabilnija jedinjenja halogena

III. Organohalogena jedinjenja

IV. Supstance koje sadrže kiseonik:

Nestabilni oksidi, od kojih se postojanje 6 oksida može smatrati pouzdanim (Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 7, Br 2 O, BrO 2, I 2 O 5);

Nestabilne oksokiseline, od kojih su samo 3 kiseline izdvojene kao pojedinačne supstance (HClO 4, HlO 3, HlO 4);

Soli oksokiselina, uglavnom hloriti, hlorati i perhlorati.

10221 0

Grupa 17 uključuje F, Cl, Br, I, At (tabele 1 i 2). Riječ halogen ("halo" + "gen") znači "tvori sol". Svi elementi su nemetali. Imaju 7 elektrona u vanjskom omotaču. Zbog svoje visoke elektronegativnosti i reaktivnosti, u prirodi se ne nalaze u slobodnom obliku. Zbog lakog dodavanja elektrona, oni formiraju halogenidne ione i stoga postoje u obliku dvoatomskih molekula. Atomi u molekulima povezani su kovalentnom vezom kao rezultat dijeljenja para elektrona, jednog iz atoma. Molekule halogena zajedno drže slabe van der Waalsove sile, što objašnjava njihovu veliku volatilnost.

Tabela 1. Neka fizička i hemijska svojstva metala grupe 17

	Ime		Relates, at. težina	Elektronska formula	Radijus, pm	Glavni izotopi (%)
	Fluor Fluor [od lat. fluere - teći]				kovalentno 58
	Hlor Klor [iz grčkog. kloros - zelenkast]				kovalentno 99
	brom brom [iz grčkog. bromos - smrad]			3d 10 4s 2 4p 5	Kovalentno 114.2	79 Vg* (50,69)
	Jod Jod [iz grč. jode - ljubičasta]			4d 10 5s 2 5p 5	Kovalentni 133
	Astatin Astatin [iz grč. Astatos - nestabilan]			4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Svi halogeni su toksični, imaju karakterističan oštar miris i boju, čiji se intenzitet povećava prema dnu grupe. Ovu grupu čine najreaktivniji elementi periodnog sistema. Atomski i jonski radijusi halogena, kao i dužine veze u molekulima, rastu prema dnu grupe u periodnom sistemu. Naprotiv, energija disocijacije veze i njena snaga se smanjuju, sa izuzetkom fluora.

Halogenidi alkalnih metala (grupa 1) su jedinjenja jonskog tipa. U halogenidima zemnoalkalnih metala (grupa 2), osim ionskih, postoje jedinjenja djelomično kovalentnog tipa. Kako se krećete s lijeva na desno duž perioda, halogenidi elemenata postaju kovalentniji. Kovalentna priroda halogenida se takođe povećava kako se krećemo niz grupu. Štoviše, ako metal može postojati u nekoliko oksidacijskih stanja, onda je njegova veza s halogenidom u najnižem od njih jonske prirode, a u najvišem je kovalentna. I jonski i kovalentni dvovalentni metalni halogenidi imaju tendenciju kristalizacije u slojevite rešetke. Izuzetak je CCl 2, koji ima polimernu strukturu. Halidni joni su ligandi u mnogim kompleksnim ionima, istiskujući manje jake ligande kao što je voda.

Srebrni halogenidi su nestabilni na sunčevoj svjetlosti, razlažući se na metal i halogen. Ovo svojstvo se koristi u crno-bijeloj fotografiji. Bromidi su bili najosetljiviji na svetlost Ag. Halogenidi vodika, koji su među najpoznatijim jakim kiselinama, imaju široku primjenu. Kiselost njihovih vodenih rastvora raste prema dnu grupe. Izuzetak je fluorovodonik. Njegov vodeni rastvor ( fluorovodonična kiselina) ima blagu kiselost zbog snage veze H - F i malu konstantu disocijacije kiseline.

Tabela 2. Sadržaj u organizmu, toksične (TD) i smrtonosne doze (LD) metala grupe 17

	U zemljinoj kori (%)	U okeanu (%)	U ljudskom tijelu
			Prosjek (sa tjelesnom težinom 70 kg)			krv (mg/l)
							TD - 20 mg, LD - 2 g
							Toksicno
							TD - 3 g, LD - >35 g
		(0,43-0,58)x10 -5			(0,05-5) x10 -5		TD - 2 mg, LD - 35-350 g
	Tragovi u nekim mineralima						Otrovno zbog radioaktivnosti

fluor (F) — po rasprostranjenosti zauzima 13. mjesto među elementima zemljine kore, najreaktivniji element, najmoćniji od industrijski proizvedenih oksidansa. U gasovitom obliku ima blijedožutu boju. U industriji se posebno koriste njena organska jedinjenja, polimeri i sve soli CaF 2 - kao fluks u metalurgiji, i AlF 3 - tokom proizvodnje Al. Velike količine F 2 su proizvedena u nuklearnoj industriji da bi se dobila U.F. 6 u procesima obogaćivanja nuklearnog goriva.

Bliski raspored atoma u molekulu F dovodi do snažnog odbijanja između elektrona koji se ne vezuju, što objašnjava slabljenje veze u molekulu. Dakle, fluor u elementarnom stanju u obliku F 2 nije pronađen, ali je prisutan kao jon fluora u kriolit N / A 3 AlF 6 i fluorit (fluorit) CaF 2 .

F uvijek ima oksidacijsko stanje -1. Mali kovalentni radijus mu omogućava da formira spojeve sa visokim koordinacionim brojevima; Na primjer, SF 6 postoji, a S.J. 6 se ne može formirati. Joni fluorida metala imaju malu veličinu iona F- uzrokuje visoke entalpije rešetke i termodinamičku stabilnost.

Zbog visoke oksidacijske sposobnosti fluora, halogeni mogu međusobno reagirati, stvarajući interhalogenih jedinjenja(“interhalogenidi”) ClF, ClF 3, BrF 5, IF 7, u kojem oksidacijsko stanje ostalih halogena varira od +1 do +7.

Nakon inkubacije jetre pacova sa NaF apsorbirani fluor je koncentrisan u mitohondrijima i jezgrima hepatocita. Apsorbira se u koštano tkivo (zubi, kosti, hrskavica) 3 puta aktivnije nego krv. F se izlučuje uglavnom putem bubrega. Toksičan učinak fluoridnih jona je zbog činjenice da oni vezuju i time inaktiviraju jonske aktivatore enzimskih sistema. Sa 2+ , Mg 2+ sa stvaranjem slabo rastvorljivih fluorida. Kompleksni joni PF - , B.F. 4 - , SiF 6 2-, zbog snage kovalentnih veza u svojim molekulima, biološki su neaktivni. F- inhibira metaloproteine.

klor (Cl) - nalazi se u prirodi uglavnom u obliku kamene soli NaCl. Od njega se dobija elektrolizom Cl 2 - teški žuto-zeleni gas sa oštrim mirisom. U industriji se koristi kao sredstvo za izbjeljivanje i u proizvodnji organoklornih rastvarača i polimera. Osim toga, široko se koristi za sterilizaciju vode u vodovodima u koncentracijama (0,6-6)x10 -5 mol/kg. Međutim, kada je voda zagađena organskim supstancama koje sadrže dušik, kloriranje vode je opasno jer atomi Cl može zamijeniti atome H u molekulima alkana i alkena u fotolitičkim reakcijama, odnosno kada je zračen vidljivom svjetlošću valne dužine 200-800 nm. U ovom slučaju nastaju toksična organoklorna jedinjenja - derivati dioksina, posebno, visoko toksični 2,3,7,8-tetrahlorodibenzo- n-dioksin (slika 1). “Doksini” se općenito odnose na poliklorirane dibenzo-i-dioksine. Svi oni, čak iu vrlo niskim koncentracijama, naglo smanjuju ljudski imunitet na virusne infekcije i utječu na genetski aparat.

Rice. 1. Dioksini (2,3,7,8-tetrahlorodibenzo-p-dioksin)

Veze sa O 2 (hlor HClO, “hipohlorit” soli; hlorid HClO 2, "hlorit" soli; hipohlorni HClO 3, "hloratne" soli; hlor HClO 4 kiseline, perhloratne soli, kao i njihovi anjoni i oksidi) su oksidanti; koriste se kao dezinficijensi.

Sadržaj hlora u tkivima sisara približan je njegovom sadržaju u morskoj vodi. Hloridni joni Cl- su gotovo ravnomjerno raspoređeni u tijelu živih bića u primjetnim količinama (od 70 do 103 mmol/l). Izlučuju se putem bubrega. Tečni hlor izaziva ozbiljne opekotine na koži, a gasoviti hlor jako iritira oči i pluća, stvarajući hlorovodoničnu i hipohloridnu kiselinu sa tkivnom tečnošću. U plućima se može razviti pneumonija.

brom (Br) - gusta tamnocrvena tečnost sa oštrim mirisom i teškim smeđim parama. To je jedini nemetal koji je tečan na sobnoj temperaturi. Koristi se kao aditiv za gorivo, kao inhibitor sagorevanja u materijalima otpornim na vatru, u bojama i pesticidima, te u fotografiji. Biološka uloga je, međutim, slabo proučavana Br 2 otrovno. Ratio Br/Cl u krvi je približno 0,01, i Br- nalazi se uglavnom u plazmi. Prati klor u metaboličkim procesima i izlučuje se urinom.

jod (I) - tvrdi crni sjajni nemetal. Lako se sublimira. Koristi se kao dezinfekcioni alkoholni rastvor, u aditivima za hranu, bojama, katalizatorima i u fotografiji. Spada u biološki neophodne („esencijalne”) elemente i dio je hormona štitnjače. Njegov nedostatak se smatra faktorom koji predisponira nastanak raka štitnjače i dojke.

I selektivno se akumulira u štitnoj žlijezdi (više od 80%). Jodid I- ušao u organizam, brzo se koncentriše u žlijezdi, gdje je njegova koncentracija 25-500 puta veća nego u krvi. U štitnoj žlijezdi jodid se oksidira u jod, koji pod utjecajem specifičnog enzima jodira aromatične prstenove tirozina u molekulama tireoglobulina da nastane lipofilni hormon rasta - tiroksin, jodotironin, trijodtironin. Jod u koncentraciji od 5x10 -5 M razdvoji oksidativnu fosforilaciju u mitohondrijima i lako formira nerastvorljive kelate sa dvostruko nabijenim ionima metala, posebno sa Mg 2+ i MP 2+. Aktivnost štitne žlijezde aktivira se jodom koji sadrži hormon hipofize koji stimuliše štitnjaču.

Nedostatak joda u ljudskoj hrani dovodi do hipotireoze i Gravesove bolesti (gušavost). Jod se u primjetnim količinama nalazi u morskim algama (smeđe alge iz roda Laminaria) u obliku mono- i dijodotirozina, kao i mono- i dijodotironina, što omogućava da se ove alge koriste za bolesti štitnjače kao prirodni izvor gotovih prekursora hormona rasta.

U biogeohemijskim provincijama sa nedostatkom joda njegove soli se dodaju kuhinjskoj soli, ali to ne donosi pozitivne rezultate. Utvrđeno je da se nedostatak joda može mnogo efikasnije boriti dodavanjem prirodnih proizvoda koji sadrže jod, posebno morskih algi, prehrambenim proizvodima, na primjer, kruhu. Ranije se jod ekstrahirao iz pepela smeđih algi, sada - iz izvora nafte i soli. Imajte na umu da je jedan od ključnih enzima metabolizma joda ( dejodinaza), koji osigurava homeostazu tiroksina, pripada selenoproteinima. Posljedično, borba protiv nedostatka joda u pozadini nedostatka Se besmisleno, a uzimajući u obzir mehanizam povratne sprege, štetno.

astatin (at) - radioaktivni nemetal dobijen neutronskim bombardovanjem izotopa 209 Bi. Zbog svog kratkog poluživota, nije mnogo proučavan.

Medicinska bioanorganika. G.K. Barashkov

Pošaljite svoj dobar rad u bazu znanja je jednostavno. Koristite obrazac ispod

Studenti, postdiplomci, mladi naučnici koji koriste bazu znanja u svom studiranju i radu biće vam veoma zahvalni.

Objavljeno na http://www.allbest.ru/

Uvod

Grupa VII periodnog sistema elemenata uključuje mangan, tehnecijum, renijum, bohrijum, kao i, prema staroj nomenklaturi, fluor, hlor, brom, jod, astat - koji su halogeni.

Elementi grupe 7 imaju 7 valentnih elektrona. Svi su srebrno-bijeli vatrostalni metali. U seriji Mn - Tc - Re, hemijska aktivnost opada. Električna provodljivost renija je približno 4 puta manja od volframa. Na zraku, kompaktni metalni mangan je prekriven tankim filmom oksida, koji ga štiti od daljnje oksidacije čak i kada se zagrijava. Naprotiv, u fino usitnjenom stanju prilično lako oksidira.

Na vanjskom energetskom nivou, halogeni imaju 7 elektrona i jaki su oksidanti. Prilikom interakcije s metalima dolazi do ionske veze i stvaranja soli. Kada su u interakciji s više elektronegativnih elemenata, halogeni (osim fluora) također mogu pokazati redukciona svojstva do najvišeg oksidacijskog stanja od +7.

Tehnecij i bohrijum su radioaktivni sa prilično kratkim poluraspadom, zbog čega se ne javljaju u prirodi. Mangan je jedan od uobičajenih elemenata, koji čini 0,03% ukupnog broja atoma u zemljinoj kori.

Što se tiče halogena, oni su vrlo reaktivni i stoga se obično nalaze u prirodi u obliku spojeva. Njihova prevalencija u zemljinoj kori opada sa povećanjem atomskog radijusa od fluora do joda.

halogen element astat mangan

1. Sedmo1. grupa periodnog sistema

1.1 Glava undergrupa sedam grupa. Halogeni

Glavna podgrupa grupe VII uključuje elemente fluor, hlor, brom, jod i astat.

Halogeni (od grčkog ?lt - sol i gEnpt - rođenje, porijeklo; ponekad se koristi zastarjeli naziv halogeni) - hemijski elementi grupe VII periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva

Reaguju s gotovo svim jednostavnim tvarima, osim s nekim nemetalima. Svi halogeni su energetski oksidanti i stoga se u prirodi nalaze samo u obliku spojeva. Kako se atomski broj povećava, hemijska aktivnost halogena opada, hemijska aktivnost halidnih jona F ? ,Cl? ,Br? ,ja? ,At? smanjuje se.

Svi halogeni su nemetali. Na vanjskom energetskom nivou, 7 elektrona su jaki oksidanti. Prilikom interakcije s metalima dolazi do ionske veze i stvaranja soli. Kada su u interakciji s više elektronegativnih elemenata, halogeni (osim fluora) također mogu pokazati redukciona svojstva do najvišeg oksidacijskog stanja od +7.

Kao što je gore spomenuto, halogeni imaju visoku reaktivnost, stoga se obično nalaze u prirodi u obliku spojeva.

Njihova prevalencija u zemljinoj kori opada sa povećanjem atomskog radijusa od fluora do joda. Količina astatina u zemljinoj kori mjeri se u gramima, a ununseptium u prirodi nema. Fluor, hlor, brom i jod se proizvode u industrijskoj skali, pri čemu su količine proizvodnje hlora znatno veće od ostala tri stabilna halogena.

U prirodi se ovi elementi javljaju prvenstveno kao halogenidi (sa izuzetkom joda, koji se takođe javlja kao natrijum ili kalijum jodat u naslagama nitrata alkalnih metala). Budući da su mnogi hloridi, bromidi i jodidi rastvorljivi u vodi, ovi anjoni su prisutni u okeanu i prirodnim slanim rastvorima. Glavni izvor fluora je kalcijum fluorid, koji je vrlo slabo rastvorljiv i nalazi se u sedimentnim stenama (kao fluorit CaF 2).

Glavni način dobivanja jednostavnih tvari je oksidacija halogenida. Visoki pozitivni standardni potencijali elektrode E o (F 2 /F ?) = +2,87 V i E o (Cl 2 /Cl ?) = +1,36 V pokazuju da oksidiraju F joni? i Cl? moguće samo sa jakim oksidantima. U industriji se koristi samo elektrolitička oksidacija. Prilikom proizvodnje fluora, vodena otopina se ne može koristiti, jer voda oksidira na mnogo nižem potencijalu (+1,32 V) i rezultirajući fluor bi brzo reagirao s vodom. Fluor je prvi 1886. godine dobio francuski hemičar Henri Moissan elektrolizom rastvora kalijum hidrofluorida KHF 2 u bezvodnoj fluorovodoničnoj kiselini.

U industriji se hlor uglavnom proizvodi elektrolizom vodene otopine natrijevog klorida u posebnim elektrolizerima. U tom slučaju se javljaju sljedeće reakcije:

polureakcija na anodi:

polureakcija na katodi:

Oksidacija vode na anodi se potiskuje upotrebom materijala elektrode koji ima veći prenapon u odnosu na O 2 nego na Cl 2 (takav materijal je posebno RuO 2).

U modernim elektrolizerima katodni i anodni prostori su razdvojeni polimernom jonoizmenjivačkom membranom. Membrana omogućava Na+ kationima da se kreću iz anodnog prostora u katodni prostor. Prijelaz kationa održava električnu neutralnost u oba dijela elektrolizera, budući da se tokom elektrolize negativni ioni uklanjaju sa anode (konverzija 2Cl ? u Cl 2 ) i akumuliraju se na katodi (formiranje OH ?). Moving OH ? u suprotnom smjeru također može održati električnu neutralnost, ali OH ion? bi reagovao sa Cl 2 i poništio ceo rezultat.

Brom se dobija hemijskom oksidacijom bromidnog jona koji se nalazi u morskoj vodi. Sličan postupak se koristi za dobivanje joda iz prirodnih slanih otopina bogatih I? . U oba slučaja, kao oksidant koristi se hlor koji ima jača oksidaciona svojstva, a nastali Br 2 i I 2 se uklanjaju iz rastvora strujom vazduha.

Tabela 1, Neka svojstvahalogeni.

1.2 Fluor

Fluor(lat. Fluorum), F, hemijski element grupe VII periodnog sistema Mendeljejeva, pripada halogenima, atomski broj 9, atomska masa 18,998403; u normalnim uslovima (0 °C; 0,1 Mn/m2, ili 1 kgf/cm2) - blijedožuti plin oštrog mirisa.

Prirodni fluor se sastoji od jednog stabilnog izotopa 19 F. Nekoliko izotopa je umjetno dobiveno, posebno: 16 F s poluživotom T ½< 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).

Istorijska referenca. Prvo jedinjenje fluora - fluorit (fluorspar) CaF 2 - opisano je krajem 15. stoljeća pod nazivom "fluor" (od latinskog fluo - protok, zbog svojstva CaF 2 da pravi viskoznu šljaku tečnosti metalurške proizvodnje -teče). Godine 1771. K. Scheele je dobio fluorovodoničnu kiselinu. Slobodni fluor je izolovao A. Moissan 1886. godine elektrolizom tečnog bezvodnog fluorovodonika koji sadrži mješavinu kiselog kalijevog fluorida KHF 2.

Hemija fluora počela se razvijati 1930-ih, posebno brzo za vrijeme i nakon Drugog svjetskog rata 1939-45 u vezi s potrebama nuklearne industrije i raketne tehnologije. Naziv "Fluor" (od grčkog phthoros - uništenje, smrt), koji je predložio A. Ampere 1810. godine, koristi se samo na ruskom; U mnogim zemljama naziv "fluor" je prihvaćen.

Rasprostranjenost fluora u prirodi. Prosječan sadržaj fluora u zemljinoj kori (klarka) iznosi 6,25·10 -2% mase; u kiselim magmatskim stijenama (granitima) iznosi 8·10 -2%, u bazičnim stijenama - 3,7·10 -2%, u ultrabazičnim stijenama - 1·10 -2%. Fluor je prisutan u vulkanskim gasovima i termalnim vodama. Najvažnija jedinjenja fluora su fluorit, kriolit i topaz. Ukupno je poznato više od 80 minerala koji sadrže fluor. Jedinjenja fluora se također nalaze u apatitima, fosforitima i drugima. Fluor je važan biogeni element. U istoriji Zemlje, izvor fluora koji ulazi u biosferu bili su proizvodi vulkanskih erupcija (gasovi, itd.).

Fizička svojstva fluora. Plinoviti fluor ima gustinu od 1,693 g/l (0°C i 0,1 Mn/m2, ili 1 kgf/cm2), tečnost - 1,5127 g/cm3 (na tački ključanja); t pl -219,61 °C; tačka ključanja -188,13 °C. Molekul fluora se sastoji od dva atoma (F 2); na 1000 °C 50% molekula se disocira, energija disocijacije je oko 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor je slabo rastvorljiv u tečnom vodonik fluoridu; rastvorljivost 2,5·10 -3 g u 100 g HF na -70 °C i 0,4·10 -3 g na -20 °C; u tečnom obliku, neograničeno rastvorljiv u tečnom kiseoniku i ozonu.

Hemijska svojstva fluora. Konfiguracija vanjskih elektrona atoma fluora je 2s 2 2p 5. U jedinjenjima pokazuje oksidacijsko stanje od -1. Kovalentni poluprečnik atoma je 0,72E, jonski radijus je 1,3ZE. Elektronski afinitet 3,62 eV, energija jonizacije (F > F+) 17,418 eV. Visoke vrijednosti afiniteta elektrona i energije ionizacije objašnjavaju snažnu elektronegativnost atoma fluora, najvećeg među svim ostalim elementima. Visoka reaktivnost fluora određuje egzotermnu prirodu fluoriranja, koja je, zauzvrat, određena anomalno niskom vrijednošću energije disocijacije molekula fluora i velikim vrijednostima energije veze atoma fluora s drugim atomima. Direktna fluorizacija ima lančani mehanizam i može lako dovesti do izgaranja i eksplozije. Fluor reaguje sa svim elementima osim helijuma, neona i argona. Interagira s kisikom u blještavom pražnjenju, formirajući kisikove fluoride O 2 F 2, O 3 F 2 i druge na niskim temperaturama. Reakcije fluora s drugim halogenima su egzotermne, što rezultira stvaranjem interhalogenih spojeva. Hlor stupa u interakciju sa fluorom kada se zagreje na 200-250 "C, dajući hlor monofluorid ClF i hlor trifluorid ClF 3. Poznat je i ClF 5, dobijen fluorizacijom ClF 3 na visokoj temperaturi i pritisku od 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2 Brom i jod se pali u atmosferi fluora na uobičajenim temperaturama i mogu se dobiti BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2. Fluor direktno reaguje sa kriptonom, ksenonom i radonom, formirajući odgovarajuće fluoride (npr. XeF 4 , XeF 6, KrF 2 Ksenon oksifluoridi su takođe poznati.

Interakcija fluora sa sumporom je praćena oslobađanjem topline i dovodi do stvaranja brojnih sumpornih fluorida. Selen i telur formiraju više fluoride SeF 6 i TeF 6 . Fluor i vodonik reagiraju sa izgaranjem; ovo proizvodi fluorovodonik. Ovo je radikalna reakcija grananja lanca:

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

(gdje su HF* i H2* molekuli u vibraciono pobuđenom stanju); reakcija se koristi u hemijskim laserima. Fluor reaguje sa dušikom samo u električnom pražnjenju. Ugljen, kada je u interakciji sa fluorom, zapali se na uobičajenim temperaturama; grafit sa njim reaguje pod jakim zagrevanjem, pa je moguće stvaranje čvrstog grafit fluorida (CF) X ili gasovitih perfluorougljenika CF 4, C 2 F 6 i drugih. Fluor reaguje sa borom, silicijumom, fosforom i arsenom na hladnom, formirajući odgovarajuće fluoride.

Fluor se snažno kombinuje sa većinom metala; alkalni i zemnoalkalni metali se pale u atmosferi fluora na hladnom, Bi, Sn, Ti, Mo, W - uz blago zagrijavanje. Hg, Pb, U, V reaguju sa fluorom na sobnoj temperaturi, Pt - na tamnocrvenoj temperaturi. Kada metali reaguju sa fluorom, obično nastaju viši fluoridi, na primer UF 6, MoF 6, HgF 2. Neki metali (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reaguju sa fluorom i formiraju zaštitni film od fluorida, sprečavajući dalju reakciju.

Kada fluor stupi u interakciju s metalnim oksidima na hladnoći, nastaju metalni fluoridi i kisik; Moguće je i stvaranje metalnih oksifluorida (na primjer, MoO 2 F 2). Nemetalni oksidi ili dodaju fluor, na primjer SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, ili je kisik u njima zamijenjen fluorom, na primjer SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Staklo vrlo sporo reaguje sa fluorom; u prisustvu vode reakcija se odvija brzo. Voda je u interakciji sa fluorom: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; u ovom slučaju nastaju i OF 2 i vodonik peroksid H 2 O 2. Azotni oksidi NO i NO 2 lako dodaju fluor da bi formirali nitrozil fluorid FNO i nitril fluorid FNO 2 , respektivno. Ugljični monoksid dodaje fluor kada se zagrije i formira karbonil fluorid:

CO + F 2 = COF 2.

Metalni hidroksidi reaguju sa fluorom i formiraju metalni fluorid i kiseonik, npr.

2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2.

Vodeni rastvori NaOH i KOH reaguju sa fluorom na 0°C i formiraju OF 2 .

Metalni ili nemetalni halogenidi reagiraju s fluorom na hladnoći, pri čemu fluor zamjenjuje sve halogene.

Sulfidi, nitridi i karbidi se lako fluorišu. Metalni hidridi formiraju metalni fluorid i HF sa fluorom na hladnom; amonijak (u pari) - N 2 i HF. Fluor zamjenjuje vodonik u kiselinama ili metale u njihovim solima, na primjer HNO 3 (ili NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (ili NaF); u težim uslovima, fluor istiskuje kiseonik iz ovih jedinjenja, formirajući sulfuril fluorid, na primer

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

Karbonati alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa fluorom na uobičajenim temperaturama; ovo proizvodi odgovarajući fluor, CO 2 i O 2 .

Fluor snažno reaguje sa organskim supstancama.

Dobivanje fluora. Izvor za proizvodnju fluora je fluorovodonik, koji se dobija uglavnom ili djelovanjem sumporne kiseline H 2 SO 4 · na fluorit CaF 2, ili preradom apatita i fosforita. Proizvodnja fluora se vrši elektrolizom taline kiselog kalijum fluorida KF-(1,8-2,0)HF, koji nastaje kada se talina KF-HF zasiti fluorovodonikom do sadržaja od 40-41% HF. Materijal za elektrolizer je obično čelik; elektrode - karbonska anoda i čelična katoda. Elektroliza se izvodi na 95-100 °C i naponu od 9-11 V; Izlaz struje fluora dostiže 90-95%. Dobijeni fluor sadrži do 5% HF, koji se uklanja smrzavanjem nakon čega slijedi apsorpcija natrijum fluoridom. Fluor se skladišti u gasovitom stanju (pod pritiskom) i u tečnom (pri hlađenju tečnim azotom) u uređajima od nikla i legura na njegovoj bazi (monel metal), bakra, aluminijuma i njegovih legura, mesinga, nerđajućeg čelika.

Primjena fluora. Plinoviti fluor se koristi za fluoriranje UF 4 u UF 6, koristi se za separaciju izotopa uranijuma, kao i za proizvodnju hlor trifluorida ClF 3 (fluorid), sumpor heksafluorida SF 6 (gasni izolator u elektroindustriji), metalni fluoridi (na primjer, W i V). Tečni fluor je oksidant za raketna goriva.

U širokoj upotrebi su brojna jedinjenja fluora - fluorovodonik, aluminijum fluorid, silikofluoridi, fluorsulfonska kiselina (rastvarač, katalizator, reagens za proizvodnju organskih jedinjenja koja sadrže grupu - SO 2 F), BF 3 (katalizator), organofluorna jedinjenja i dr.

Sigurnosne mjere. Fluor je toksičan, njegova maksimalna dozvoljena koncentracija u vazduhu je približno 2·10 -4 mg/l, a maksimalno dozvoljena koncentracija uz izlaganje ne dužem od 1 sata je 1,5·10 -3 mg/l.

Fluor u telu. Fluor je stalno uključen u životinjska i biljna tkiva; mikroelement U obliku neorganskih jedinjenja nalazi se uglavnom u kostima životinja i ljudi - 100-300 mg/kg; Posebno je mnogo fluora u zubima. Kosti morskih životinja bogatije su fluorom u odnosu na kosti kopnenih životinja. U organizam životinja i ljudi ulazi uglavnom s vodom za piće, optimalni sadržaj fluora u kojoj je 1-1,5 mg/l. Uz nedostatak fluora, osoba razvija zubni karijes, a s povećanim unosom - fluorozu. Visoke koncentracije jona fluora opasne su zbog svoje sposobnosti da inhibiraju brojne enzimske reakcije, kao i da vežu biološki važne elemente. (P, Ca, Mg i drugi), narušavajući njihovu ravnotežu u organizmu. Organski derivati ​​fluorida nalaze se samo u nekim biljkama (na primjer, u južnoafričkom Dichapetalum cymosum). Glavni su derivati ​​fluorosirćetne kiseline, toksični i za druge biljke i životinje. Utvrđena je veza između metabolizma fluora i formiranja koštanog tkiva skeleta i posebno zuba.

Trovanje fluorom je moguće kod radnika u hemijskoj industriji, prilikom sinteze jedinjenja koja sadrže fluor i u proizvodnji fosfatnih đubriva. Fluorid iritira respiratorni trakt i uzrokuje opekotine kože. Kod akutnog trovanja dolazi do iritacije sluznice larinksa i bronhija, očiju, salivacije i krvarenja iz nosa; u teškim slučajevima - plućni edem, oštećenje centralnog nervnog sistema i drugo; u kroničnim slučajevima - konjuktivitis, bronhitis, upala pluća, pneumoskleroza, fluoroza. Karakteristične su lezije kože kao što je ekcem. Prva pomoć: ispiranje očiju vodom, kod opekotina kože - ispiranje 70% alkohola; u slučaju inhalacionog trovanja - udisanje kiseonika. Prevencija: pridržavanje sigurnosnih propisa, nošenje posebne odjeće, redovni medicinski pregledi, uključivanje kalcija i vitamina u ishranu.

1.3 Hlor

Hlor(lat. Chlorum), Cl, hemijski element grupe VII periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 17, atomska masa 35.453; pripada porodici halogena. U normalnim uslovima (0°C, 0,1 Mn/m2 ili 1 kgf/cm2) to je žuto-zeleni gas oštrog iritantnog mirisa. Prirodni hlor se sastoji od dva stabilna izotopa: 35 Cl (75,77%) i 37 Cl (24,23%). Vještački su dobijeni radioaktivni izotopi sa masenim brojevima 31-47, a posebno: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 sa vremenom poluraspada (T S) od 0,31; 2.5; 1.56 sec; 3,1·105 godina; 37,3, 55,5 i 1,4 min. 36Cl i 38Cl se koriste kao izotopski tragači.

Istorijska referenca. Klor je prvi put dobio 1774. K. Scheele reakcijom hlorovodonične kiseline sa piroluzit MnO 2 . Međutim, tek 1810. G. Davy je ustanovio da je hlor element i nazvao ga hlor (od grčkog chloros - žuto-zeleno). Godine 1813, J. L. Gay-Lussac je predložio naziv hlor za ovaj element.

Rasprostranjenost hlora u prirodi. Klor se u prirodi javlja samo u obliku jedinjenja. Prosečan sadržaj hlora u zemljinoj kori (klarka) iznosi 1,7·10 -2% mase, u kiselim magmatskim stenama - granitima i drugim - 2,4·10 -2, u bazičnim i ultrabazičnim stenama 5·10 -3. Glavnu ulogu u istoriji hlora u zemljinoj kori igra migracija vode. U obliku Cl jona nalazi se u Svjetskom okeanu (1,93%), podzemnim slanicima i slanim jezerima. Broj sopstvenih minerala (uglavnom prirodnih hlorida) je 97, od kojih je glavni halit NaCl (kamena so). Poznata su i velika nalazišta kalijum-magnezijum hlorida i mešanih hlorida: silvinit KCl, silvinit (Na,K)Cl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O, bišofit MgCl 2 O u6. Zemlje, snabdijevanje gornjeg dijela zemljine kore HCl sadržanim u vulkanskim plinovima bilo je od velike važnosti.

Fizička svojstva hlora. Hlor ima tačku ključanja od -34,05°C, tačku topljenja od -101°C. Gustina gasovitog hlora u normalnim uslovima je 3,214 g/l; zasićena para na 0°C 12,21 g/l; tečni hlor na tački ključanja od 1,557 g/cm3; čvrsti hlor na -102°C 1,9 g/cm 3 . Pritisak zasićene pare hlora na 0°C 0,369; na 25°C 0,772; na 100°C 3,814 Mn/m 2 odnosno 3,69; 7,72; 38,14 kgf/cm2. Toplota fuzije 90,3 kJ/kg (21,5 cal/g); toplota isparavanja 288 kJ/kg (68,8 cal/g); Toplotni kapacitet gasa pri konstantnom pritisku je 0,48 kJ/(kg K). Kritične konstante hlora: temperatura 144°C, pritisak 7,72 Mn/m2 (77,2 kgf/cm2), gustina 573 g/l, specifična zapremina 1,745·10 -3 l/g. Rastvorljivost (u g/l) hlora pri parcijalnom pritisku od 0,1 Mn/m2, ili 1 kgf/cm2, u vodi 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); u rastvoru 300 g/l NaCl 1,42 (30°C), 0,64 (70°C). Ispod 9,6°C, hlor hidrati promenljivog sastava Cl 2 ·nH 2 O (gde je n = 6-8) nastaju u vodenim rastvorima; To su žuti kubični kristali koji se s povećanjem temperature raspadaju na hlor i vodu. Klor je visoko rastvorljiv u TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 i nekim organskim rastvaračima (posebno heksanu C 6 H 14 i tetrahloridu ugljenika CCl 4). Molekul hlora je dvoatomski (Cl 2). Stepen termičke disocijacije Cl 2 + 243 kJ = 2Cl na 1000 K je 2,07·10 -4%, na 2500 K 0,909%.

Hemijska svojstva hlora. Eksterna elektronska konfiguracija atoma Cl 3s 2 Sp 5. U skladu s tim, hlor u jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja od -1, +1, +3, +4, +5, +6 i +7. Kovalentni radijus atoma je 0,99 E, ionski radijus Cl je 1,82 E, elektronski afinitet atoma hlora je 3,65 eV, a energija jonizacije je 12,97 eV.

Hemijski, hlor je veoma aktivan, direktno se kombinuje sa gotovo svim metalima (s nekim samo u prisustvu vlage ili kada se zagreva) i sa nemetalima (osim ugljenika, azota, kiseonika, inertnih gasova), formirajući odgovarajuće hloride, reaguje sa mnoga jedinjenja, zamjenjuje vodonik u zasićenim ugljovodonicima i spaja nezasićena jedinjenja. Klor istiskuje brom i jod iz njihovih jedinjenja sa vodonikom i metalima; Od spojeva hlora sa ovim elementima, on je zamenjen fluorom. Alkalni metali u prisustvu tragova vlage reaguju sa hlorom paljenjem; većina metala reaguje sa suvim hlorom samo kada se zagreje. Čelik, kao i neki metali, otporni su u atmosferi suvog hlora na niskim temperaturama, pa se koriste za izradu opreme i skladišta suvog hlora. Fosfor se pali u atmosferi hlora, formirajući PCl 3, a daljim hlorisanjem - PCl 5; sumpor sa hlorom pri zagrevanju daje S 2 Cl 2, SCl 2 i druge S n Cl m. Arsen, antimon, bizmut, stroncijum, telur snažno deluju sa hlorom. Mješavina klora i vodika gori bezbojnim ili žuto-zelenim plamenom uz stvaranje klorovodika (ovo je lančana reakcija).

Maksimalna temperatura plamena vodonik-hlor je 2200°C. Eksplozivne su mješavine hlora i vodonika koje sadrže od 5,8 do 88,5% H 2 .

Sa kiseonikom hlor stvara okside: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, kao i hipohlorite (soli hipohlorne kiseline), hlorite, hlorate i perklorate. Sva kiseonikova jedinjenja hlora tvore eksplozivne mešavine sa lako oksidativnim supstancama. Oksidi hlora su slabo stabilni i mogu spontano eksplodirati; hipohlorit se sporo razgrađuje tokom skladištenja; hlorati i perhlorati mogu eksplodirati pod uticajem inicijatora.

Klor u vodi hidrolizira, formirajući hipohlornu i hlorovodoničnu kiselinu: Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. Prilikom hlorisanja vodenih rastvora lužina na hladnom nastaju hipohloriti i hloridi: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O, a zagrevanjem nastaju hlorati. Kloriranjem suhog kalcijum hidroksida nastaje izbjeljivač.

Kada amonijak reaguje s hlorom, nastaje dušikov triklorid. Prilikom hlorisanja organskih jedinjenja, hlor ili zamenjuje vodonik ili spaja višestruke veze, formirajući različita organska jedinjenja koja sadrže hlor.

Klor stvara interhalogene spojeve sa drugim halogenima. Fluoridi ClF, ClF 3, ClF 3 su vrlo reaktivni; na primjer, u atmosferi ClF 3, staklena vuna se spontano zapali. Poznata jedinjenja hlora sa kiseonikom i fluorom su hlor oksifluoridi: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 i fluor perhlorat FClO 4.

Dobivanje hlora. Klor se počeo industrijski proizvoditi 1785. godine reakcijom hlorovodonične kiseline sa mangan (II) oksidom ili piroluzitom. Godine 1867. engleski hemičar G. Deacon razvio je metodu za proizvodnju hlora oksidacijom HCl atmosferskim kiseonikom u prisustvu katalizatora. Od kasnog 19. i početka 20. stoljeća, hlor se proizvodi elektrolizom vodenih otopina klorida alkalnih metala. Ove metode proizvode 90-95% hlora u svijetu. Male količine hlora se dobijaju kao nusproizvod u proizvodnji magnezijuma, kalcijuma, natrijuma i litijuma elektrolizom rastopljenih hlorida. Koriste se dve glavne metode elektrolize vodenih rastvora NaCl: 1) u elektrolizerima sa čvrstom katodom i poroznom filter dijafragmom; 2) u elektrolizerima sa živinom katodom. U obje metode, plin hlor se oslobađa na grafitnoj ili oksidnoj titan-rutenijum anodi. Prema prvoj metodi, na katodi se oslobađa vodik i nastaje otopina NaOH i NaCl iz koje se naknadnom obradom odvaja komercijalna kaustična soda. Prema drugoj metodi, na katodi se formira natrijev amalgam, koji se razgrađuje čistom vodom u posebnom aparatu, dobiva se otopina NaOH, vodik i čista živa, koja ponovo ide u proizvodnju. Obje metode daju 1,125 t NaOH na 1 tonu hlora.

Elektroliza sa dijafragmom zahteva manje kapitalnih ulaganja za organizovanje proizvodnje hlora i proizvodi jeftiniji NaOH. Metoda živine katode proizvodi vrlo čist NaOH, ali gubitak žive zagađuje okoliš.

Upotreba hlora. Jedna od važnih grana hemijske industrije je industrija hlora. Glavne količine hlora se prerađuju na mjestu njegove proizvodnje u spojeve koji sadrže hlor. Hlor se skladišti i transportuje u tečnom obliku u bocama, bačvama, železničkim cisternama ili u posebno opremljenim posudama. Industrijske zemlje karakteriše sledeća približna potrošnja hlora: za proizvodnju organskih jedinjenja koja sadrže hlor - 60-75%; anorganska jedinjenja koja sadrže hlor, -10-20%; za izbjeljivanje pulpe i tkanina - 5-15%; za sanitarne potrebe i hlorisanje vode - 2-6% ukupne proizvodnje.

Klor se takođe koristi za hlorisanje nekih ruda za ekstrakciju titana, niobijuma, cirkonija i drugih.

Hlor u telu. Klor je jedan od biogenih elemenata, stalna komponenta biljnih i životinjskih tkiva. Sadržaj hlora u biljkama (mnogo hlora u halofitima) kreće se od hiljaditih delova procenta do celog procenta, u životinjama - desetih i stotih procenta. Dnevne potrebe odrasle osobe za hlorom (2-4 g) pokrivene su prehrambenim proizvodima. Hlor se obično isporučuje u višku sa hranom u obliku natrijum hlorida i kalijum hlorida. Hljeb, meso i mliječni proizvodi posebno su bogati hlorom. U životinjskom tijelu, hlor je glavna osmotski aktivna supstanca u krvnoj plazmi, limfi, likvoru i nekim tkivima. Igra ulogu u metabolizmu vode i soli, potičući zadržavanje vode u tkivima. Regulacija acido-bazne ravnoteže u tkivima provodi se zajedno s drugim procesima promjenom raspodjele klora između krvi i drugih tkiva. Klor je uključen u energetski metabolizam u biljkama, aktivirajući i oksidativnu fosforilaciju i fotofosforilaciju. Klor ima pozitivan učinak na apsorpciju kisika korijenjem. Hlor je neophodan za proizvodnju kiseonika tokom fotosinteze izolovanim hloroplastima. Većina hranljivih podloga za veštačko uzgajanje biljaka ne sadrži hlor. Moguće je da su vrlo niske koncentracije hlora dovoljne za razvoj biljaka.

Trovanje hlorom moguće je u hemijskoj, celulozno-papirnoj, tekstilnoj, farmaceutskoj industriji i dr. Hlor iritira sluzokožu očiju i respiratornog trakta. Primarne upalne promjene obično su praćene sekundarnom infekcijom. Akutno trovanje se razvija gotovo odmah. Pri udisanju srednjih i niskih koncentracija hlora primećuju se stezanje i bol u grudima, suv kašalj, ubrzano disanje, bol u očima, suzenje, povišen nivo leukocita u krvi, telesna temperatura itd. Bronhopneumonija, toksični plućni edem moguća su depresivna stanja, konvulzije. U lakšim slučajevima oporavak se javlja u roku od 3-7 dana. Kao dugoročne posljedice uočavaju se katar gornjih dišnih puteva, rekurentni bronhitis, pneumoskleroza i dr.; moguća aktivacija plućne tuberkuloze. Kod dugotrajnog udisanja malih koncentracija klora uočavaju se slični oblici bolesti koji se sporo razvijaju. Prevencija trovanja: zaptivanje proizvodnih objekata, opreme, efikasna ventilacija, upotreba gas maske po potrebi. Proizvodnja hlora, izbjeljivača i drugih spojeva koji sadrže hlor klasifikovana je kao proizvodnja sa opasnim radnim uslovima.

1.4 Brom

Brom(lat. Bromum), Br, hemijski element VII grupe periodnog sistema Mendeljejeva, pripada halogenima; atomski broj 35, atomska masa 79.904; crveno-smeđa tečnost sa jakim neprijatnim mirisom. Brom je 1826. godine otkrio francuski hemičar A. J. Balard dok je proučavao slane soli mediteranskih polja soli; nazvan iz grčkog. bromos - smrad. Prirodni brom se sastoji od 2 stabilna izotopa 79 Br (50,54%) i 81 Br (49,46%). Od umjetno dobivenih radioaktivnih izotopa, brom je najzanimljiviji 80 Br, na primjeru kojeg je I. V. Kurchatov otkrio fenomen izomerizma atomskih jezgri.

Rasprostranjenost broma u prirodi. Sadržaj broma u zemljinoj kori (1,6·10 -4% po masi) procjenjuje se na 10 15 -10 16 t. Brom se uglavnom nalazi u raspršenom stanju u magmatskim stijenama, kao iu rasprostranjenim halogenidima. Brom je stalni pratilac hlora. Bromidne soli (NaBr, KBr, MgBr 2) nalaze se u naslagama hloridnih soli (u kuhinjskoj soli do 0,03% Br, u kalijevim solima – silvitu i karnalitu – do 0,3% Br), kao iu morskoj vodi (0,065%). % Br), slane vode u slanim jezerima (do 0,2% Br) i podzemne slane vode koje se obično povezuju sa nalazištima soli i nafte (do 0,1% Br). Zbog svoje dobre rastvorljivosti u vodi, bromidne soli se akumuliraju u zaostalim slanim vodama morskih i jezerskih voda. Brom migrira u obliku lako rastvorljivih jedinjenja, veoma retko formirajući čvrste mineralne oblike predstavljene bromiritom AgBr, embolitom Ag (Cl, Br) i jodembolitom Ag (Cl, Br, I). Formiranje minerala se dešava u zonama oksidacije sulfidnih naslaga srebra koje nastaju u sušnim pustinjskim područjima.

Fizička svojstva broma. Na -7,2°C tečni brom se stvrdnjava, pretvarajući se u crveno-braon kristale u obliku igle sa slabim metalnim sjajem. Bromova para je žuto-braon boje, tačka ključanja 58,78°C. Gustina tečnog broma (na 20°C) je 3,1 g/cm 3 . Brom je u ograničenoj mjeri rastvorljiv u vodi, ali bolji od ostalih halogena (3,58 g broma u 100 g H 2 O na 20 °C). Ispod 5,84°C iz vode se talože granatno crveni kristali Br 2 8H 2 O. Brom je posebno rastvorljiv u mnogim organskim rastvaračima, koji se koriste za ekstrakciju iz vodenih rastvora. Brom u čvrstom, tekućem i gasovitom stanju sastoji se od 2-atomskih molekula. Primjetna disocijacija na atome počinje na temperaturi od oko 800°C; disocijacija se takođe primećuje pod uticajem svetlosti.

Hemijska svojstva broma. Konfiguracija vanjskih elektrona atoma broma je 4s 2 4p 5. Valencija broma u jedinjenjima je promjenjiva, oksidacijsko stanje je -1 (u bromidima, na primjer KBr), +1 (u hipobromitima, NaBrO), +3 (u bromitima, NaBrO 2), +5 (u bromatima, KBrOz ) i +7 (u perbromatima, NaBrO 4). Hemijski, brom je veoma aktivan, zauzima mesto u reaktivnosti između hlora i joda. Interakcija broma sa sumporom, selenom, telurom, fosforom, arsenom i antimonom praćena je jakim zagrijavanjem, ponekad čak i pojavom plamena. Brom takođe snažno reaguje sa nekim metalima, kao što su kalijum i aluminijum. Međutim, mnogi metali reaguju s bezvodnim bromom s poteškoćama zbog stvaranja zaštitnog filma bromida, koji je netopiv u bromu, na njihovoj površini. Od metala, najotporniji na dejstvo broma, čak i na povišenim temperaturama iu prisustvu vlage, su srebro, olovo, platina i tantal (zlato, za razliku od platine, snažno reaguje sa bromom). Brom se ne spaja direktno s kisikom, dušikom i ugljikom, čak ni na povišenim temperaturama. Jedinjenja broma sa ovim elementima dobijaju se indirektno. To su izuzetno krhki oksidi Br 2 O, Br O 2 i Br 3 O 8 (posljednji se dobija, na primjer, djelovanjem ozona na brom na 80°C). Brom direktno reaguje sa halogenima, formirajući BrF 3, BrF 5, BrCl, IBr i druge.

Brom je jako oksidaciono sredstvo. Tako oksidira sulfite i tiosulfate u vodenim rastvorima u sulfate, nitrite u nitrate, amonijak u slobodni azot (3Br 2 + 8NH 3 = N 2 + NH 4 Br). Brom istiskuje jod iz njegovih jedinjenja, ali je sam po sebi istisnut hlorom i fluorom. Slobodni brom se oslobađa iz vodenih rastvora bromida i pod uticajem jakih oksidacionih sredstava (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7) u kiseloj sredini. Kada je rastvoren u vodi, brom delimično reaguje sa njom (Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO) da bi se formirala bromovodična kiselina HBr i nestabilna hipobromova kiselina HBrO. Rastvor broma u vodi naziva se bromna voda. Kada se brom rastvara u alkalnim rastvorima na hladnoći, nastaju bromid i hipobromit (2NaOH + Br 2 = NaBr + NaBrO + H 2 O), a na povišenim temperaturama (oko 100°C) - bromid i bromat (6NaOH + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O). Od reakcija broma sa organskim jedinjenjima najtipičnije su adicija na C=C dvostrukoj vezi, kao i supstitucija vodonika (obično pod dejstvom katalizatora ili svetlosti).

Dobivanje broma. Početni materijali za proizvodnju broma su morska voda, jezerske i podzemne slane vode i likeri za proizvodnju kalija koji sadrže brom u obliku bromidnog jona Br - (od 65 g/m 3 u morskoj vodi do 3-4 kg/m 3 i više u proizvodnji kalijevih tečnosti). Brom se izoluje uz pomoć hlora (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) i destiluje iz rastvora vodenom parom ili vazduhom. Odstranjivanje parom se izvodi u stupovima od granita, keramike ili drugog materijala otpornog na brom. Zagrijana slana otopina se dovodi u kolonu odozgo, a hlor i vodena para se dovode odozdo. Pare broma koje napuštaju kolonu kondenzuju se u keramičkim frižiderima. Zatim se brom odvaja od vode i pročišćava od nečistoća hlora destilacijom. Odstranjivanje zraka omogućava korištenje slanih otopina s niskim sadržajem broma za dobivanje broma; neisplativo je vaditi brom iz njega parom zbog velike potrošnje pare. Brom se uklanja iz nastale mješavine brom-vazduh upotrebom hemijskih upijača. Za to se koriste rastvori gvožđevog bromida (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), koji se, pak, dobija redukcijom FeBr 3 gvozdenim strugama, kao i rastvori natrijum hidroksida ili karbonata ili gasovitog sumpordioksida koji reaguje sa Brom u prisustvu vodene pare sa stvaranjem bromovodonične i sumporne kiseline (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4). Brom se izoluje iz nastalih intermedijera djelovanjem hlora (iz FeBr 3 i HBr) ili kiseline (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 = 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O). Ako je potrebno, međuproizvodi se prerađuju u jedinjenja bromida bez oslobađanja elementarnog broma.

Udisanje pare broma kada je njegov sadržaj u vazduhu 1 mg/m3 ili više izaziva kašalj, curenje iz nosa, krvarenje iz nosa, vrtoglavicu, glavobolju; u većim koncentracijama - gušenje, bronhitis, a ponekad i smrt. Maksimalna dozvoljena koncentracija pare broma u vazduhu je 2 mg/m3. Tečni brom deluje na kožu, izazivajući opekotine koje slabo zaceljuju. Rad sa bromom treba obavljati u dimovodnim napama. U slučaju trovanja parom broma preporučuje se udisanje amonijaka, koristeći za tu svrhu njegov jako razrijeđeni rastvor u vodi ili etil alkoholu. Bol u grlu uzrokovanu udisanjem pare broma ublažava se unosom vrućeg mlijeka. Brom koji dospije na kožu ispere se s puno vode ili ispuhuje jakim mlazom zraka. Opečena područja se podmazuju lanolinom.

Primjena broma. Brom se koristi prilično široko. Početni je proizvod za proizvodnju brojnih bromidnih soli i organskih derivata. Velike količine broma se koriste za proizvodnju etil bromida i dibrometana - komponenti etil tečnosti koje se dodaju benzinu kako bi se povećala njihova otpornost na detonaciju. Jedinjenja broma se koriste u fotografiji, u proizvodnji niza boja, metil bromid i neka druga jedinjenja broma se koriste kao insekticidi. Neka organska jedinjenja broma služe kao efikasna sredstva za gašenje požara. Brom i bromna voda se koriste u hemijskim analizama za određivanje mnogih supstanci. U medicini se koriste natrijum, kalijum, amonijum bromidi, kao i organska jedinjenja broma, koja se koriste kod neuroza, histerije, povećane razdražljivosti, nesanice, hipertenzije, epilepsije i horeje.

Brom u tijelu. Brom je stalni sastojak životinjskih i biljnih tkiva. Kopnene biljke sadrže u proseku 7·10 -4% broma u sirovoj materiji, životinje ~1·10 -4%. Brom se nalazi u različitim izlučevinama (suze, pljuvačka, znoj, mlijeko, žuč). U krvi zdrave osobe sadržaj broma se kreće od 0,11 do 2,00 mg%. Korištenjem radioaktivnog broma (82 Br) uspostavljena je njegova selektivna apsorpcija od strane štitne žlijezde, medule bubrega i hipofize. Bromidi koji se unose u organizam životinja i ljudi povećavaju koncentraciju inhibitornih procesa u moždanoj kori i pomažu u normalizaciji stanja nervnog sistema koji je patio od prenaprezanja inhibitornog procesa. Istovremeno, zadržavajući se u štitnoj žlijezdi, brom ulazi u kompetitivni odnos sa jodom, što utiče na aktivnost žlijezde, a s tim u vezi i na stanje metabolizma.

1.5 Jod

Jod(lat. Iodum), I, hemijski element VII grupe periodnog sistema Mendeljejeva, pripada halogenima (u literaturi se nalazi i zastareli naziv Jod i simbol J); atomski broj 53, atomska masa 126,9045; kristali crno-sive boje sa metalnim sjajem. Prirodni jod se sastoji od jednog stabilnog izotopa sa masenim brojem 127. Jod je 1811. godine otkrio francuski hemičar B. Courtois. Zagrijavanjem matične slane vode pepela morskih algi s koncentriranom sumpornom kiselinom, uočio je oslobađanje ljubičaste pare (otuda i naziv jod - od grčkog jodes, ioides - ljubičaste boje, ljubičasta), koja se kondenzira u tamnu sjajnu ploču nalik kristali. Godine 1813-1814, francuski hemičar J. L. Gay-Lussac i engleski hemičar G. Davy dokazali su elementarnu prirodu joda.

Rasprostranjenost joda u prirodi. Prosječan sadržaj joda u zemljinoj kori iznosi 4·10 -5% mase. Jedinjenja joda su rasuta u plaštu i magmama i u stijenama koje su od njih nastale (graniti, bazalti i dr.); duboki minerali joda su nepoznati. Istorija joda u zemljinoj kori usko je povezana sa živom materijom i biogenom migracijom. U biosferi se uočavaju procesi njegove koncentracije, posebno od strane morskih organizama (alge, spužve i dr.). Poznato je da se u biosferi formira osam supergenskih minerala joda, ali su vrlo rijetki. Glavni rezervoar joda za biosferu je Svjetski okean (1 litar sadrži u prosjeku 5·10 -5 g joda). Iz okeana, jedinjenja joda rastvorena u kapima morske vode ulaze u atmosferu i vetrovi se prenose na kontinente. (Područja udaljena od okeana ili ograđena planinama od morskih vjetrova su osiromašena jodom.) Jod se lako adsorbira organskom tvari u tlu i morskom mulju. Kada se ovi mulj zbije i formira sedimentne stijene, dolazi do desorpcije i neki od spojeva joda prelaze u podzemne vode. Tako nastaju jod-bromske vode koje se koriste za ekstrakciju joda, posebno karakteristične za područja naftnih polja (ponegdje 1 litar ovih voda sadrži i preko 100 mg joda).

Fizička svojstva joda. Gustina joda je 4,94 g/cm 3, tačka topljenja 113,5°C, tačka ključanja 184,35°C. Molekul tečnog i gasovitog joda sastoji se od dva atoma (I 2). Primetna disocijacija I 2 = 2I se primećuje iznad 700 °C, kao i pod uticajem svetlosti. Već na uobičajenim temperaturama, jod isparava, stvarajući ljubičastu paru oštrog mirisa. Kada se lagano zagrije, jod sublimira, taloži se u obliku sjajnih tankih ploča; ovaj proces služi za prečišćavanje joda u laboratorijama i industriji. Jod je slabo rastvorljiv u vodi (0,33 g/l na 25 °C), dobro rastvorljiv u ugljen-disulfidu i organskim rastvaračima (benzen, alkohol i drugi), kao i u vodenim rastvorima jodida.

Hemijska svojstva joda. Konfiguracija vanjskih elektrona atoma joda je 5s 2 5p 5. U skladu s tim, jod pokazuje promjenjivu valencu (oksidacijsko stanje) u jedinjenjima: -1 (u HI, KI), +1 (u HIO, KIO), +3 (u ICl 3), +5 (u HIO 3, KIO 3 ) i +7 (u HIO 4, KIO 4). Hemijski je jod prilično aktivan, iako u manjoj mjeri od hlora i broma. Jod snažno reaguje sa metalima kada se lagano zagreva, formirajući jodide (Hg + I 2 = HgI 2). Jod reaguje sa vodonikom samo kada se zagreje, a ne u potpunosti, formirajući jodid vodonik. Jod se ne kombinuje direktno sa ugljenikom, azotom ili kiseonikom. Elementarni jod je oksidant, manje moćan od hlora i broma. Vodonik sulfid H 2 S, natrijum tiosulfat Na 2 S 2 O 3 i drugi redukcioni agensi ga redukuju na I - (I 2 + H 2 S = S + 2HI). Hlor i drugi jaki oksidanti u vodenim rastvorima ga pretvaraju u IO 3 - (5Cl 2 + I 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 H + 10HCl). Kada se rastvori u vodi, jod delimično reaguje sa njom (I 2 + H 2 O = HI + HIO); u vrućim vodenim rastvorima alkalija nastaju jodid i jodat (3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O). Kada se adsorbira na škrobu, jod postaje tamnoplav; koristi se u jodometriji i kvalitativnoj analizi za detekciju joda.

Pare joda su otrovne i iritiraju sluzokožu. Jod ima kauterizirajući i dezinfekcijski učinak na kožu. Mrlje od joda ispiru se otopinama sode ili natrijevog tiosulfata.

Dobijanje joda. Sirovina za industrijsku proizvodnju joda je voda iz bušotine; morske alge, kao i matične otopine čileanskog (natrijum) nitrata koji sadrže do 0,4% joda u obliku natrijum jodata. Za ekstrakciju joda iz naftnih voda (koji obično sadrže 20-40 mg/l joda u obliku jodida), prvo se tretiraju hlorom (2 NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2) ili azotnom kiselinom (2NaI + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2Na 2 SO 4 + 2NO + I 2 + 2H 2 O). Oslobođeni jod se ili adsorbuje aktivnim ugljem ili izduvava vazduhom. Jod adsorbovan ugljem tretira se kaustičnom alkalijom ili natrijum sulfitom (I 2 + Na 2 SO 3 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HI). Slobodni jod se izoluje iz produkta reakcije dejstvom hlora ili sumporne kiseline i oksidacionog agensa, na primer, kalijum dihromata (K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 6NaI = K 2 SO 4 + 3Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4)S + 3I 2). Kada se izduva vazduhom, jod se apsorbuje mešavinom sumpor-oksida (IV) sa vodenom parom (2H 2 O + SO 2 + I 2 = H 2 SO 4 + 2HI), a zatim se jod zamenjuje hlorom (2HI + Cl 2 = 2HCl + I 2). Sirovi kristalni jod se prečišćava sublimacijom.

Primena joda. Jod i njegovi spojevi koriste se uglavnom u medicini i analitičkoj hemiji, kao i u organskoj sintezi i fotografiji.

Jod u organizmu. Jod je mikroelement neophodan za životinje i ljude. U tlima i biljkama tajga-šumskih nečernozemskih, suhih stepskih, pustinjskih i planinskih biogeohemijskih zona jod je sadržan u nedovoljnim količinama ili nije izbalansiran sa nekim drugim mikroelementima (Co, Mn, Cu); To je povezano sa širenjem endemske strume na ovim područjima. Prosječan sadržaj joda u zemljištu je oko 3·10 -4%, u biljkama oko 2,10 -5%. U površinskim vodama za piće ima malo joda (od 10 -7 do 10 -9%). U primorskim područjima količina joda u 1 m 3 zraka može doseći 50 mcg, u kontinentalnim i planinskim područjima je 1 ili čak 0,2 mcg.

Apsorpcija joda u biljkama zavisi od sadržaja njegovih spojeva u tlu i od vrste biljke. Neki organizmi (tzv. koncentratori joda), na primjer, morske alge - fukus, kelp, filofora, akumuliraju do 1% joda, neke spužve - do 8,5% (u skeletnoj tvari spongin). Za njegovu industrijsku proizvodnju koriste se alge koje koncentrišu jod. Jod ulazi u organizam životinje sa hranom, vodom i vazduhom. Glavni izvor joda su biljni proizvodi i hrana za životinje. Apsorpcija joda se javlja u prednjim dijelovima tankog crijeva. Ljudsko tijelo akumulira od 20 do 50 mg joda, uključujući oko 10-25 mg u mišićima i 6-15 mg u štitnoj žlijezdi. Korištenjem radioaktivnog joda (131 I i 125 I) pokazano je da se u štitnoj žlijezdi jod akumulira u mitohondrijima epitelnih stanica i da je dio dijodo- i monojodotirozina koji se u njima formiraju, koji kondenziraju u hormon tetrajodtironin (tiroksin). Jod se iz organizma izlučuje uglavnom putem bubrega (do 70-80%), mliječnih, pljuvačnih i znojnih žlijezda, dijelom i žuči.

U različitim biogeohemijskim provincijama sadržaj joda u dnevnoj ishrani varira (za ljude od 20 do 240 mcg, za ovce od 20 do 400 mcg). Potreba životinje za jodom zavisi od njenog fiziološkog stanja, doba godine, temperature i prilagođavanja organizma sadržaju joda u okolini. Dnevna potreba za jodom kod ljudi i životinja je oko 3 mcg na 1 kg tjelesne težine (povećava se tokom trudnoće, pojačan rast i hlađenje). Unošenje joda u organizam povećava bazalni metabolizam, pojačava oksidativne procese, tonizira mišiće i stimulira seksualnu funkciju.

Zbog većeg ili manjeg nedostatka joda u hrani i vodi, koristi se jodiranje kuhinjske soli koja obično sadrži 10-25 g kalijum jodida na 1 tonu soli. Upotreba gnojiva koja sadrže jod može udvostručiti ili utrostručiti njegov sadržaj u usjevima.

Jod u medicini. Preparati koji sadrže jod imaju antibakterijska i antifungalna svojstva, imaju i protuupalni i ometajući učinak; Koriste se spolja za dezinfekciju rana i pripremu hirurškog polja. Kada se uzimaju oralno, preparati joda utiču na metabolizam i poboljšavaju funkciju štitnjače. Male doze joda (mikrojoda) inhibiraju funkciju štitne žlijezde, utičući na stvaranje tireostimulirajućeg hormona u prednjoj hipofizi. Pošto jod utiče na metabolizam proteina i masti (lipida), našao je primenu u lečenju ateroskleroze, jer smanjuje holesterol u krvi; također povećava fibrinolitičku aktivnost krvi. U dijagnostičke svrhe koriste se radionepropusna sredstva koja sadrže jod.

Uz produženu primjenu preparata joda i povećanu osjetljivost na njih, može se pojaviti jodizam - curenje iz nosa, urtikarija, Quinckeov edem, salivacija i suzenje, osip nalik aknama (jododerma) itd. Preparati joda se ne smiju uzimati u slučaju plućne tuberkuloze. , trudnoća, bolest bubrega, hronična pioderma, hemoragijska dijateza, urtikarija.

Jod je radioaktivan. Vještački radioaktivni izotopi joda - 125 I, 131 I, 132 I i drugi se široko koriste u biologiji, a posebno u medicini za određivanje funkcionalnog stanja štitne žlijezde i liječenje niza njenih bolesti. Upotreba radioaktivnog joda u dijagnostici povezana je sa sposobnošću joda da se selektivno akumulira u štitnoj žlijezdi; upotreba u medicinske svrhe zasniva se na sposobnosti beta-zračenja jodnih radioizotopa da unište sekretorne ćelije žlezde. Kada je okolina kontaminirana produktima nuklearne fisije, radioaktivni izotopi joda se brzo uključuju u biološki ciklus i na kraju završavaju u mlijeku i, posljedično, u ljudskom tijelu. Posebno je opasan njihov prodor u organizam djece, čija je štitna žlijezda 10 puta manja od one kod odraslih, a ima i veću radioosjetljivost. Kako bi se smanjilo taloženje radioaktivnih izotopa joda u štitnoj žlijezdi, preporučuje se upotreba stabilnih preparata joda (100-200 mg po dozi). Radioaktivni jod se brzo i potpuno apsorbira iz gastrointestinalnog trakta i selektivno se taloži u štitnoj žlijezdi. Njegova apsorpcija ovisi o funkcionalnom stanju žlijezde. Relativno visoke koncentracije radioizotopa joda također se nalaze u pljuvačnim i mliječnim žlijezdama i sluznici gastrointestinalnog trakta. Radioaktivni jod koji štitna žlijezda ne apsorbira gotovo se u potpunosti i relativno brzo izlučuje urinom.

Slični dokumenti

Proučavanje pojma i osnovnih svojstava halogena – hemijskih elemenata (fluor, hlor, brom, jod i astat), koji čine glavnu podgrupu VII grupe periodnog sistema D.I. Mendeljejev. Pozitivni i negativni efekti halogena na ljudski organizam.

prezentacija, dodano 20.10.2011


Istorija otkrića i mesto u periodnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeljejevljevi halogeni: fluor, hlor, brom, jod i astat. Hemijska i fizička svojstva elemenata, njihova primjena. Rasprostranjenost elemenata i proizvodnja jednostavnih supstanci.

prezentacija, dodano 13.03.2014


Hemijski elementi koji se odnose na halogene: fluor, hlor, brom, jod i astat. Hemijske karakteristike, atomski brojevi elemenata, njihova fizička svojstva, energija jonizacije i elektronegativnost. Oksidacijska stanja halogena, energija disocijacije.

prezentacija, dodano 16.12.2013


Pojam i praktični značaj halogena, njihova fizička i hemijska svojstva, karakteristične karakteristike. Karakteristike i načini proizvodnje halogena: jod, brom, hlor, fluor, astat. Reakcije karakteristične za ove halogene, područja njihove upotrebe.

prezentacija, dodano 03.11.2011


Opšte karakteristike hemijskih elemenata IV grupe periodnog sistema, njihova pojava u prirodi i jedinjenja sa drugim nemetalima. Priprema germanijuma, kalaja i olova. Fizičko-hemijska svojstva metala podgrupe titanijuma. Područja primjene cirkonija.

prezentacija, dodano 23.04.2014


Halogeni su hemijski elementi koji pripadaju glavnoj podgrupi grupe VII periodnog sistema Mendeljejeva. Halogeni uključuju fluor, hlor, brom, jod i astatin. Svi halogeni su energetski oksidanti i stoga se u prirodi nalaze samo u obliku spojeva.

sažetak, dodan 20.03.2009


Hlor je 17. element periodnog sistema hemijskih elemenata trećeg perioda, sa atomskim brojem 17. Hemijski aktivan nemetal, deo halogene grupe. Fizička svojstva hlora, interakcija sa metalima i nemetalima, oksidativne reakcije.

prezentacija, dodano 26.12.2011


Osobine elemenata azotne podgrupe, struktura i karakteristike atoma. Povećanje metalnih svojstava pri pomicanju elemenata od vrha do dna u periodnom sistemu. Rasprostranjenost dušika, fosfora, arsena, antimona i bizmuta u prirodi, njihova primjena.

sažetak, dodan 15.06.2009


Fizička i hemijska svojstva halogena, njihov položaj u Mendeljejevom periodnom sistemu elemenata. Glavni izvori i biološki značaj hlora, broma, joda, fluora. Pronalaženje halogena u prirodi, njihova proizvodnja i industrijska upotreba.

prezentacija, dodano 01.12.2014


Opće karakteristike metala. Definicija, struktura. Opća fizička svojstva. Metode dobijanja metala. Hemijska svojstva metala. Metalne legure. Karakteristike elemenata glavnih podgrupa. Karakteristike prelaznih metala.

Elementi uključeni u VII grupu periodnog sistema podijeljeni su u dvije podgrupe: glavnu - halogenu podgrupu - i sekundarnu - podgrupu mangana. U ovu grupu spada i vodonik, iako njegov atom ima jedan elektron na vanjskom, valentnom nivou i treba ga smjestiti u grupu I. Međutim, vodonik ima vrlo malo zajedničkog sa elementima glavne podgrupe - alkalnim metalima, i elementima sekundarne podgrupe - bakrom, srebrom i zlatom. Istovremeno, kao i halogeni, dodaje elektron u reakcijama s aktivnim metalima i formira hidride koji imaju neke sličnosti s halogenidima.

Podgrupa halogena uključuje fluor, hlor, brom, jod i astatin. Prva četiri elementa nalaze se u prirodi, posljednji je dobiven umjetno i stoga je mnogo manje proučavan od ostalih halogena. Riječ halogen znači stvaranje soli. Elementi podgrupe su dobili ovo ime zbog lakoće sa kojom reaguju sa mnogim metalima, formirajući soli.Svi halogeni imaju strukturu spoljašnje elektronske ljuske s 2 p 5. Zbog toga oni lako prihvataju elektron, formirajući stabilnu elektronsku ljusku plemenitog gasa (s 2 p 6). Fluor ima najmanji atomski radijus u podgrupi; za ostatak se povećava u seriji F< 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 .

Karakteristična karakteristika nemetala je veći (u poređenju sa metalima) broj elektrona na vanjskom energetskom nivou njihovih atoma. Ovo određuje njihovu veću sposobnost da pridruže dodatne elektrone i pokažu veću oksidativnu aktivnost od metala. Posebno jaka oksidaciona svojstva, odnosno sposobnost dodavanja elektrona, pokazuju nemetali koji se nalaze u 2. i 3. periodu grupa VI-VII. Ako uporedimo raspored elektrona u orbitalama u atomima fluora, hlora i drugih halogena, onda možemo suditi o njihovim karakterističnim svojstvima. Atom fluora nema slobodne orbitale. Stoga, atomi fluora mogu pokazati samo valenciju I i oksidacijsko stanje 1. Najjači oksidant je fluor. U atomima drugih halogena, na primjer u atomu hlora, postoje slobodne d-orbitale na istom energetskom nivou. Zahvaljujući tome, uparivanje elektrona može se dogoditi na tri različita načina. U prvom slučaju, hlor može pokazati oksidaciono stanje +3 i formirati hlornu kiselinu HClO2, što odgovara solima - hloritima, na primer kalijum hlorit KClO2. U drugom slučaju, hlor može formirati jedinjenja u kojima je oksidaciono stanje hlora +5. Takva jedinjenja uključuju hipohlornu kiselinu HClO3 i njene soli - hlorate, na primer kalijum hlorat KClO3 (Bertholletova so). U trećem slučaju, hlor pokazuje oksidaciono stanje od +7, na primer u perhlornoj kiselini HClO4 i njenim solima, perhloratima (u kalijum perhloratu KClO4).

Posebne analitičke reakcije jona Mn 2+

1.5.5. Oksidacija natrijum bizmutatom NaBiO 3 odvija se prema jednačini:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.

Reakcija se javlja na hladnoći. Izvođenje reakcije: u 1-2 kapi rastvora soli mangana dodati 3-4 kapi rastvora 6 M HNO 3 i 5-6 kapi H 2 O, nakon čega se lopaticom dodaje malo praha NaBiO 3. Nakon miješanja sadržaja epruvete ostavite da odstoji 1-2 minute, a zatim centrifugirajte da se odvoji višak natrijum bizmutata. U prisustvu Mn 2+, otopina postaje ljubičasta kao rezultat stvaranja manganske kiseline, koja je jedno od najjačih oksidacijskih sredstava.

1.5.6. Oksidacija PbO 2 olovnim dioksidom u mediju dušične kiseline kada se zagrijava:

2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Izvođenje reakcije: Uzmite malo praha PbO 2 i stavite u epruvetu, dodajte 4-5 kapi 6 M HNO 3 i zagrijte uz miješanje. Pojava ljubičaste boje ukazuje na prisustvo Mn 2+.

1.5.7. U analizi su od značaja reakcije Mn 2+ sa karbonatima alkalnih metala, natrijum hidrogen fosfatom, reakcije oksidacije sa amonijum persulfatom, oksidacija benzidina sa jedinjenjima Mn 4+, redukcija AgCl u metalno srebro sa ionima Mn 2+.

88. Elementi grupe VIII B. Tipična svojstva najvažnijih spojeva. Biološka uloga. Analitičke reakcije na Fe 3+ i Fe 2+ jone.

Gvozdena podgrupa- hemijski elementi grupe 8 periodnog sistema hemijskih elemenata (prema zastareloj klasifikaciji - elementi sekundarne podgrupe grupe VIII). Grupa uključuje gvožđe Fe, rutenijum Ru and osmijum Os. Na osnovu elektronske konfiguracije atoma, istoj grupi pripada i umjetno sintetizirani element Hassiy Hs, koji je otkriven 1984. u Centru za istraživanje teških jona (njemački). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Njemačka kao rezultat bombardiranja olovne (208 Pb) mete snopom jona željeza-58 iz UNILAC akceleratora. Kao rezultat eksperimenta, sintetizirano je 3 265 Hs jezgara, koje su pouzdano identificirane parametrima lanca α-raspada. Istovremeno i nezavisno, ista reakcija je proučavana u JINR (Dubna, Rusija), gde je na osnovu posmatranja 3 događaja α-raspada jezgra 253 Es takođe zaključeno da je u ovoj reakciji jezgro 265 Hs, predmet do α-raspada, je sintetizovan. Svi elementi grupe 8 sadrže 8 elektrona u svojim valentnim omotačima. Dva elementa grupe - rutenijum i osmijum - pripadaju porodici metala platine. Kao iu drugim grupama, članovi grupe 8 elemenata pokazuju obrasce elektronske konfiguracije, posebno u svojim vanjskim omotačima, iako, začudo, rutenij ne prati ovaj trend. Međutim, elementi ove grupe takođe pokazuju sličnosti u fizičkim svojstvima i hemijskom ponašanju: gvožđe se retko nalazi u prirodi u svom čistom obliku; najčešće se nalazi u meteoritima gvožđe-nikl. Prevalencija gvožđa u zemljinoj kori iznosi 4,65% (4. mesto posle kiseonika, silicijuma i aluminijuma). Također se vjeruje da željezo čini većinu Zemljinog jezgra.

Rutenijum je jedini metal platine koji se nalazi u živim organizmima. (Prema nekim izvorima - također platina). Koncentrisan uglavnom u mišićnom tkivu. Viši rutenijum oksid je izuzetno toksičan i, kao jako oksidaciono sredstvo, može izazvati sagorevanje zapaljivih materija.

Analitičke reakcije

Kalijum heksacijanoferat(III) K 3 sa katjonom Fe 2+ formira plavi talog "Turnboole blue":

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Talog se ne rastvara u kiselinama, već se razlaže sa alkalijama dajući Fe(OH)2. Ako postoji višak reagensa, talog postaje zelen. Reakciju ometaju ioni Fe 3+, koji pri visokim koncentracijama daju reagensu smeđu boju otopini, te ioni Mn 2+ i Bi 3+ koji daju reagensu slabo obojene taloge, rastvorljive u kiselinama. Izvođenje reakcija. Stavite 1-2 kapi rastvora FeSO 4 u epruvetu i dodajte 1 kap reagensa. Dobijeni talog podeliti na dva dela, u prvi dodati 1-2 kapi 2 M rastvora HC1, a u drugi 1-2 kapi 2 M rastvora alkalije. Reakcioni uslovi su sa razblaženim rastvorima u kiseloj sredini, pH = 3.

1.5.2.> Oksidacija Fe 2+ u Fe 3+. Fe 2+ jon je prilično jak redukcijski agens i može se oksidirati pod djelovanjem brojnih oksidacijskih sredstava, na primjer, H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 u kiseloj sredini, itd.

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

Prilikom sistematske analize Fe 2+ treba otkriti u preliminarnim ispitivanjima, jer u procesu razdvajanja grupa, Fe 2+ može se oksidirati u Fe 3+.

Posebne analitičke reakcije Fe 3+ jona

1.5.3. Kalijum heksacijanoferat(II) K 4 sa Fe 3+ kationima formira tamnoplavi talog „pruskog plavog”:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Talog je praktički nerastvorljiv u kiselinama, ali se razlaže alkalijama i formira Fe(OH) 3 . U višku reagensa, talog se primjetno otapa. Izvođenje reakcije. Dodajte 1 kap reagensa u 1-2 kapi rastvora FeCl 3. Dobijeni talog podijelite na dva dijela. Dodajte 2-3 kapi 2 M rastvora HC1 u jedan deo, 1-2 kapi 2 M rastvora NaOH u drugi, promešajte.

1.5.4. Kalijum tiocijanat (rodanid) KNCS sa Fe 3+ jonima formira krvnocrveni kompleks. Ovisno o koncentraciji tiocijanata mogu se formirati kompleksi različitih sastava:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,

itd. do Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Reakcija je reverzibilna, pa se reagens uzima u višku. Određivanje ometaju joni koji formiraju stabilne komplekse sa Fe 3+, na primjer, joni fluora, soli fosforne, oksalne i limunske kiseline.

89. Elementi grupe I B. Tipična svojstva najvažnijih jedinjenja, biološka uloga. Baktericidno dejstvo Ag+ i Cu 2+ jona. Analitičke reakcije na jone srebra i bakra.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, eksterni nivo - 1 ē,

predspoljašnji - 18 ē

n = 5 Ag Neuparen ē - jedan(neuspjeh, klizanje), ali

n = 6 Au 18 - elektronski sloj, stabilan u podgrupi

cink, ovdje se još nije u potpunosti stabilizirao i

sposoban da izgubi ē, tako da su CO mogući

Samo d-elementi IB grupe formiraju jedinjenja u kojima CO prevazilazi N grupu, a stabilniji je za Cu2+, Ag+, Au+3

Karakteristično svojstvo dvostruko naelektrisanih jona bakra je njihova sposobnost da se kombinuju sa molekulima amonijaka i formiraju kompleksne jone.Bakar je jedan od elemenata u tragovima. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co su dobili ovaj naziv zbog činjenice da su male količine njih neophodne za normalno funkcioniranje biljaka. Mikroelementi povećavaju aktivnost enzima, potiču sintezu šećera, škroba, proteina, nukleinskih kiselina, vitamina i enzima. Srebro je niskoaktivan metal. U zračnoj atmosferi ne oksidira ni na sobnoj temperaturi ni pri zagrijavanju. Često uočeno pocrnjenje srebrnih predmeta rezultat je formiranja crnog srebrnog sulfida - AgS 2 - na njihovoj površini. Ovo se dešava pod uticajem sumporovodika koji se nalazi u vazduhu, kao i kada srebrni predmeti dođu u kontakt sa prehrambenim proizvodima koji sadrže jedinjenja sumpora 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV U naponskom opsegu , srebro se nalazi mnogo dalje od vodonikove ode. Dakle, hlorovodonična i razrijeđena sumporna kiselina nemaju utjecaja na njega. Srebro je obično otopljeno u dušičnoj kiselini, koja s njim stupa u interakciju prema jednačini: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Srebro formira jednu seriju soli čiji rastvori sadrže bezbojne Ag + katjone. djeluju na rastvore soli srebra, moguće je očekivati ​​dobijanje AgOH, ali umjesto toga se taloži smeđi talog srebro(I) oksida: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Pored srebra(I ) oksida, poznati su oksidi AgO i Ag 2 O 3. Srebrni nitrat (lapis) - AgNO 3 - formira bezbojne prozirne kristale, visoko rastvorljive u vodi. Koristi se u proizvodnji fotografskih materijala, u proizvodnji ogledala, u galvanizaciji i u medicini. Kao i bakar, srebro ima tendenciju stvaranja kompleksnih jedinjenja. Mnoga jedinjenja srebra nerastvorljiva u vodi (na primjer: srebro(I) oksid - Ag 2 O i srebrni hlorid - Ag Cl) , lako se rastvaraju u vodenom rastvoru amonijaka. Za galvansko srebro se koriste kompleksna jedinjenja cijanida srebra, jer se prilikom elektrolize rastvora ovih soli na njih taloži gust sloj finokristalnog srebra. površine proizvoda Sva jedinjenja srebra se lako redukuju oslobađanjem metalnog srebra pa. Ako se malo glukoze ili formalina doda kao redukciono sredstvo amonijačnom rastvoru srebro(I) oksida u staklenoj posudi, tada se oslobađa metalno srebro u obliku gustog sjajnog zrcalnog sloja na površini stakla. Ioni srebra suzbijaju razvoj bakterija i, čak iu vrlo niskim koncentracijama, steriliziraju vodu za piće. U medicini se za dezinfekciju sluzokože koriste koloidni rastvori srebra stabilizovani specijalnim aditivima (protargol, kolargol i dr.) Srebro (zajedno sa drugim teškim metalima kao što su bakar, kositar, živa) ima baktericidno dejstvo. efekat u malim koncentracijama (tzv. oligodinamički efekat). Izražen baktericidni učinak (sposobnost pouzdanog ubijanja određenih bakterija) uočen je pri koncentracijama iona srebra iznad 0,15 mg/l. U količini od 0,05 - 0,1 mg/l, joni srebra imaju samo bakteriostatski učinak (sposobnost da inhibiraju rast i razmnožavanje bakterija).Iako stopa dezinfekcije srebra nije tako visoka kao kod ozona ili UV zraka, joni srebra mogu ostati u vodi dugo vremena, osiguravajući dugotrajnu dezinfekciju. Mehanizam djelovanja srebra još nije u potpunosti shvaćen. Naučnici vjeruju da se dezinfekcijski učinak opaža kada pozitivno nabijeni ioni srebra i bakra formiraju elektrostatičke veze s negativno nabijenom površinom ćelija mikroorganizama. Ove elektrostatičke veze stvaraju napetost koja može narušiti propusnost stanica i smanjiti prodiranje vitalnih količina hranjivih tvari u njih. Prodirući u ćelije, joni srebra i bakra stupaju u interakciju s aminokiselinama, koje su dio proteina i koriste se u procesu fotosinteze. Kao rezultat, poremećen je proces pretvaranja sunčevog zračenja u hranu i energiju za mikroorganizme, što dovodi do njihove smrti.Rezultat brojnih istraživanja je efikasan baktericidni efekat jona srebra na većinu patogenih mikroorganizama, kao i virusa. potvrđeno. Međutim, vrste mikroorganizama koje stvaraju spore su praktički neosjetljive na srebro.Obogaćivanje vode jonima srebra može se izvesti na nekoliko načina: direktnim kontaktom vode sa površinom srebra, tretmanom vode rastvorom soli srebra i elektrolitičkim metoda.

Kvalitativna reakcija na jone bakra
Kalijum heksacijanoferat (2) K 4 sa rastvorom soli bakra formira crveno-smeđi talog Cu 2, nerastvorljiv u razblaženim kiselinama, ali rastvorljiv u rastvoru amonijaka.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯U 3 kapi rastvora CuSO 4 dodati 2 kapi rastvora K 4 soli. Posmatrajte stvaranje crvenog taloga. Centrifugirajte talog i dodajte mu 3-5 kapi rastvora amonijaka.

Reakcije za detekciju jona bakra Cu2+

Djelovanje grupnog reagensa H2S. Vodonik sulfid stvara crni talog bakar (II) sulfida u zakiseljenim rastvorima soli bakra: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Djelovanje amonijum hidroksida NH4OH. Amonijum hidroksid NH4OH, uzet u višku, sa solima bakra formira kompleksni katjon tetraamin bakra (II) intenzivno plave boje:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,

Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.

Reakcije detekcije Ag+ jona srebra

Djelovanje grupnog reagensa HC1. Hlorovodonična kiselina stvara, sa rastvorima Ag+ soli, beli talog srebrnog hlorida AgCl, koji je praktično nerastvorljiv u vodi:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Detekcija katjona srebra. Hlorovodonična kiselina i rastvori njenih soli (tj. Cl-hlorid joni) formiraju, sa rastvorima Ag+ soli, praktično u vodi nerastvorljiv beli talog srebrnog hlorida AgCl, koji se dobro rastvara u višku rastvora NH4OH; u ovom slučaju nastaje kompleksna sol srebra topiva u vodi, diamin srebro hlorid. Uz naknadno djelovanje dušične kiseline, kompleksni ion se uništava i srebrni klorid se ponovo taloži (ova svojstva soli srebra se koriste za njegovo otkrivanje):

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. Elementi II B grupe. Tipična svojstva najvažnijih jedinjenja, biološka uloga. Složena priroda enzima koji sadrže bakar i cink. Analitičke reakcije za jone Zn 2+.

Enzimi su prirodni proteinski katalizatori. Neki enzimi imaju čisto proteinski sastav i ne zahtijevaju nikakve druge tvari da bi pokazali svoju aktivnost. Međutim, postoji velika grupa enzima čija se aktivnost javlja samo u prisustvu određenih neproteinskih spojeva. Ova jedinjenja se nazivaju kofaktori. Kofaktori mogu biti, na primjer, metalni joni ili organska jedinjenja složene strukture – obično se nazivaju koenzimi. Utvrđeno je da su za normalno funkcioniranje enzima ponekad potrebni i koenzim i ion metala, koji zajedno sa molekulom supstrata formiraju ternarni kompleks. Dakle, metali su dio bioloških mašina kao nezamjenjivi dio. Za rad na prijenosu ostataka fosforne kiseline potrebni su joni magnezija, a za iste svrhe potrebni su i joni kalija; Za hidrolizu proteina potrebni su joni cinka itd. U nastavku ćemo detaljno ispitati ove probleme. Enzimi po pravilu ubrzavaju istu vrstu reakcija, a samo nekoliko njih djeluje samo na jednu specifičnu i jednu reakciju. Takvi enzimi, koji imaju apsolutnu specifičnost, uključuju, posebno, ureazu, koja razgrađuje ureu. Većina enzima nije tako stroga u izboru supstrata. Ista hidrolaza, na primjer, sposobna je katalizirati hidrolitičku razgradnju nekoliko različitih estera.Kako se hemijska strana bioloških istraživanja produbljivala i hemičari sve više postajali asistenti i saradnici biologa, broj novootkrivenih enzima se stalno povećavao; uskoro ih je trebalo brojati ne desetinama, već stotinama. Ovo proširenje spektra bioloških katalizatora izazvalo je određene poteškoće u klasifikaciji i nomenklaturi enzima.Ranije su enzimi nazivani prema supstratu na koji su djelovali, uz dodatak završetka „aza“. Dakle, ako enzim djeluje na šećer maltozu, onda se zvao “maltaza”, ako na laktozu – “laktaza” itd. Trenutno je usvojena nomenklatura u kojoj naziv odražava i hemijsku funkciju enzima. "aza" čestica je rezervisana za jednostavne enzime. Ako je u reakciji uključen kompleks enzima, koristi se izraz "sistem".

Enzimi su podijeljeni u šest klasa:

Oksidoreduktaze. To su enzimi koji katalizuju redoks reakcije. Primjeri oksidoreduktaza uključuju piruvat dehidrogenazu, koja uklanja vodonik iz pirogrožđane kiseline, katalazu, koja razgrađuje vodikov peroksid, itd.