Галогены

 

 

 

2.2.3 Бром

35	Бром
Br 79,904
3d104s24p5

Бром (от др.-греч. βρῶμος «вонючка», «вонючий») — элемент 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), четвёртого периода, с атомным номером 35. Обозначается символом Br (лат. Bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром (CAS-номер: 7726-95-6) при нормальных условиях — тяжёлая жидкость красно-бурого цвета с сильным неприятным запахом. Молекула брома двухатомна (формула Br₂ Бром (лат. Bromum), Br - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. (2)Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos - зловоние. Природный бром состоит из 2 стабильных изотопов ⁷⁹Br (50,34%) и ⁸¹Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактивных изотопов брома наиболее интересен ⁸⁰Вr, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.[4]

Содержание брома в земной коре (1,6_*l0^-4% по массе) оценивается в 10¹⁵-10¹⁶ т. В главной своей массе бром находится в рассеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром - постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr₂) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях - сильвине и карналлите - до 0,3% Вr), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтяными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточных рассолах морских и озёрных водоёмов. Бром мигрирует в виде легко растворимых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебросодержащих месторождений, формирующихся в засушливых пустынных областях.[11]

При -7,2°С жидкий бром застывает, превращаясь  в красно-коричневые игольчатые кристаллы  со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С. Плотность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br_2*8H₂O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических растворителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твердом, жидком и газообразном состоянии состо-ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблюдается и при действии света.[10][8]

 

35 Селен ← Бром → Криптон 35Br
Внешний вид  простого вещества
Красно-бурая жидкость с сильным  неприятным запахом
Свойства атома
Имя, символ, номер	Бром / Bromum (Br), 35
Атомная масса  (молярная масса)	79,904 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 3d10 4s2 4p5
Химические  свойства
Ковалентный радиус	114 пм
Радиус иона	(+5e)47 (-1e)196 пм
Электроотрицательность	2,96 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 5, 3, 1, 0, -1
Энергия ионизации  (первый электрон)	1142,0 (11,84) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	3,102 (25 °C) г/см³
Температура плавления	265,9 K
Температура кипения	331,9 K
Теплота плавления	(Br—Br) 10,57 кДж/моль
Теплота испарения	(Br—Br) 29,56 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	75,69[1] Дж/(K·моль)
Молярный объём	23,5 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,67 b=4,48 c=8,72 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 0,005 Вт/(м·К)

При обычных условиях бром — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления (затвердевания) брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br₂/Br⁻ в водном растворе равен +1,065 В.[2][3]

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома 0,5 мг/м³. Летальная доза, при которой происходит гибель 50 % животных, при пероральном введении для крыс составляет 1700 мг/кг. Для человека смертельная доза перорально составляет 14 мг/кг. (источник — каталог фирмы MERCK). При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух (как можно в более ранней стадии показаны ингаляции кислорода); для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Рекомендуются ингаляции тиосульфата натрия в виде 2 % водного раствора, обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе. Особенно опасно отравление парами брома людей, страдающих астмой и заболеваниями лёгких, так как при вдыхании паров брома очень высока вероятность отёка лёгких. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.[5][7]

Утечкой брома из железнодорожного вагона было вызвано чрезвычайное происшествие в городе Челябинске, вызвавшее отравление сотен жителей. Более 50 человек на следующий день лежали в больницах города с острым отравлением. Большинство — жители Ленинского района.[8]

 

 

 

 

2.2.4 Иод

Иод (лат. Iodium), I - химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кристаллы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127. Иод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа. Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентрированной серной кислотой, он наблюдал выделение фиолетового пара (отсюда название иод - от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый), который конденсировался в виде темных блестящих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементарную природу иода.(7)

Среднее содержание иода в земной коре 4_*10^-5% по массе. В мантии и магмах и в образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения иода рассеяны; глубинные минералы иода неизвестны. История иода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организмами (водорослями, губками). Известны 8 гипергенных минералов иода, образующихся в биосфере, однако они очень редки. Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой океан (в 1 литре в среднем содержится 5_*10-5 грамм иода). Из океана соединения иода, растворенные в каплях морской воды, попадают в атмосферу и переносятся ветрами на континенты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских ветров горами, обеднены иодом. Иод легко адсорбируется органическими веществами почв и морских илов. При уплотнении этих илов и образовании осадочных горных пород происходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды. Так образуются используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особенно характерные для районов нефтяных месторождений (местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см³, t_пл 113,5 °С, t_кип 184,35 °С. Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов (I₂). Заметная диссоциация I₂ 2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра-зуя резко пахнущий фиолетовый пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в виде блестящих тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабораториях и в промышленности. Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо - в сероуглероде и органических растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах иодидов.

Пары иода ядовиты и раздражают слизистые оболочки. На кожу иод  оказывает прижигающее и обеззараживающее действие. Пятна от иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.[12]

2.2.5 Астат

Астат (лат. Astatium) - один из важнейших радиоактивных химических элементов в природе. Он относится к VII группе периодической системы Менделеева. Атомный номер - 85.[8]

У астата нет стабильных изотопов. Радиоактивных изотопов астата, открытых к данному времени около 20, все они очень неустойчивы. Наиболее долгоживущий ²¹⁰At имеет период полураспада T _1/2 8,3 ч. Именно по этой причине в земном поверхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится 69 мг астата-218. Это очень мало.

Как чистый металл астат обладает уникальным свойством - возгоняется  в молекулярной форме из водных растворов, такой способности нет ни у  одного из известных элементов.

Астат легко испаряется как в обычных  условиях, так и в вакууме. А также хорошо адсорбируется на металлах - Ag, Au, Pt.

Именно благодаря этим свойствам  удается выделить астат из продуктов  облучения висмута. Этого добиваются путем их вакуумной дистилляции  с поглощением астата серебром или  платиной (до 85%).[10]

 

 

 

2.2Химические свойства

 

1. Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃

Sn + Cl₂ = SnCl₂

2Fe + 3Cl₂  = 2FeCl₃

Cu + Br₂ =CuBr₂

Zn + I₂ = ZnI₂

2. Взаимодействие  с водородом:

Cl₂ + H₂  = 2HCl

3. Взаимодействие  с водой:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Хлорноватистая кислота

2Br₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

4. Взаимодействие  со щелочами:

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

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

5. Взаимодействие  с галогенидами - соединениями галогенов  с металлами:

фтор вытесняет из солей хлор, бром, йод:

F₂ - самый сильный окислитель из всех веществ: 
1.      2F₂ + 2H₂ ® 4HF 
2.      H₂ + F₂ ® 2HF (со взрывом) 
3.      Cl₂ + F₂ ® 2ClF

2NaCl + F₂ = 2NaF + Cl₂

2KBr + F₂ = 2KF + Br₂

Хлор вытесняет из солей бром, йод:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

бром вытесняет из солей йод:

2KI + Br₂ = 2KBr + I₂v.

Галогены взаимодействуют со всеми  классами органических соединений. Рассмотрим некоторые реакции:

1. С алканами:

CH₃-CH₃ + Cl₂ =CH₂Cl-CH₃ + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH₂=CH₂ + Br₂ = CH₂Br-CH₂Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CHCH + Br₂ = CHBr-CHBr

1,2-дибромэтен

2.2.1 Фтор

Изотопный состав

Фтор является моноизотопным элементом, так как в природе существует только один стабильный изотоп фтора ¹⁹F. Известны ещё 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31, и один ядерный изомер — ¹⁸F^m. Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является ¹⁸F с периодом полураспада 109,771 минуты, важный источник позитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.

Ядерные свойства изотопов фтора

Изотоп	Относительная масса, а.е.м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин	Ядерный магнитный момент
17F	17,0020952	64,5 c	β+-распад в 17O	5/2	4.722
18F	18,000938	1,83 часа	β+-распад в 18O	1
19F	18,99840322	Стабилен	—	1/2	2.629
20F	19,9999813	11 c	β−-распад в 20Ne	2	2.094
21F	20,999949	4,2 c	β−-распад в 21Ne	5/2
22F	22,00300	4,23 c	β−-распад в 22Ne	4
23F	23,00357	2,2 c	β−-распад в 23Ne	5/2