Углеводы (сахара) - одна из наиболее важных и распростра-ненных групп природных органических соединений.                                

Они составляют 80% массы сухого вещества растений и около 2% сухого вещества животных организмов.

Животные и человек не способны синтезировать сахара и получа-ют их с различными пищевыми продуктами растительного происхожде-ния.

В растениях углеводы образуются из двуокиси углерода и воды в процессе сложной реакции фотосинтеза, осуществляемой за счет солнеч-ной энергии с участием зелёного пигмента растений - хлорофилла.

В зависимости от строения углеводы (сахара) делятся на:

6СО2 + 6Н2О --------- С6Н12О6 + 6О2

 1. Моносахариды:

- глюкоза С6Н12О6

- фруктоза С6Н12О6

- рибоза С5Н10О5

 2. Дисахариды:

- сахароза С12Н22О11

 3. Полисахариды:

- крахмал (С6Н10О5)n

- целлюлоза (С6Н10О5)n

                         Моносахариды

                          Глюкоза С6Н12О6

В организме человека глюкоза содержится в мышцах, в крови и в небольших количествах во всех клетках.

Много глюкозы находится во фруктах, ягодах, нектаре цветов, осо-бенно много в винограде.

В природе глюкоза образуется в растениях в результате фотосин-теза в присутствии зелёного вещества - хлорофилла, содержащего атом магния.

6СО2 + 6Н2О ----------- С6Н12О6 + 6О2

  Различают следующие структурные формулы глюкозы:

- с открытой цепью - глюкоза является одновременно многоатом-

  ным спиртом и альдегидом.

- циклическая,которая имеет различное пространственное строе-                           

   ние:

   а - форма глюкозы - гидроксильные группы (-ОН) при первом и                                                           

   втором атомах углерода расположены по одну сторону кольца.

   б - форма глюкозы - гидроксидные группы находятся по разные                                   

   стороны кольца молекулы.

   Эти формы находятся в растворе в химическом равновесии друг

   с другом (реакция мутаротации глюкозы).

                                             Н        О

        СН2ОН                             С                    СН2ОН

Н                О     Н              Н--С--ОН         Н                О    ОН

       Н                     ==== НО--С--Н   ====       Н

       ОН      Н                      Н--С--ОН                ОН      Н

ОН                     ОН           Н--С--ОН         ОН                    Н

       Н         ОН                         СН2ОН               Н         ОН

         а - глюкоза                                                   б - глюкоза

        Получение:

1. Гидролиз крахмала в присутствии серной кислоты (промышлен-

    ный способ получения):

     (С6Н10О5)n + nН2О ----- nC6H12O6

               крахмал                                      глюкоза

2. Синтез из формальдегида в присутствии гидроксида кальция

    (предложен А. М. Бутлеровым):

                     О    са(он)2      

        6Н--С      ---------- С6Н12О6

 формальдегид   Н                  глюкоза

          Физические свойства:

Глюкоза - бесцветное кристаллическое вещество со сладким вку-сом,хорошо растворимое в воде.Из водного раствора кристализуется.

        Химические свойства:

Химические свойства обусловлены наличием альдегидной (-СНО) и гидроксильной (-ОН) групп.

1. Свойства,характерные для спиртов:

   - взаимдействие с карбоновыми кислотами с образованием слож-

     ных эфиров (реакция этерификации).

2. Свойства, характерные для альдегидов:

   -взаимодействие с оксидом серебра ( I ) в аммиачном растворе

     (реакция "серебряного зеркала"):

                                         О                                                           О               

СН2ОН--[CH(OH)]4--С   +Аg2O ----- CH2OH--[CH(OH)]4--C    +2Ag

                глюкоза                 Н                      глюконовая кислота            ОН

  -восстановление (гидрирование) - до шестиатомного спирта (сор-

    бита):

                                         О [H]                                                                   

СН2ОН--[CH(OH)]4--С   ------ СН2ОН--[CH(OH)]4--СН2ОН

        глюкоза                       Н                        сорбит

3. Специфические реакции - брожение:

    - спиртовое брожение:

    С6Н12О6 ----- 2С2Н5ОН + 2СО2

       глюкоза            этиловый спирт

    - молочнокислые брожение:

                                                      О

     С6Н12О6 ----- 2СН3--СН--С  

                                        ОН        ОН

      глюкоза                молочная кислота 

     - маслянокислое брожение:

                                            О

     С6Н12О6 ----- С3Н7--С     +2Н2 +2СО2

                                                  ОН    

      глюкоза               масляная кислота

       Применение:   

- в кондитерской промышленности,

- в медицине,

- в химическом производстве используются продукты брожения (спирт).           

                                 Фруктоза

                                                                  Н

                                                            Н--С--ОН

      НОСН2      О          ОН                       С=О

                                                         НО--С--Н

                 Н         НО            или       Н--С--ОН

            Н                       СН2ОН          Н--С--ОН

                                                            Н--С--ОН                                                                        

                 ОН         Н                                Н

Фруктоза является кетоноспиртом, т.к. содержит функциональные группы спиртов -ОН и кетонов С=О.

Фруктозу получают гидролизом сахарозы и полисахаридов.Хорошо усваивается организмом.

                                  Дисахариды .

Дисахариды - кристаллические углеводы, молекулы которых пост-роены из соединённых между собой остатков двух молекул моносахари-дов.

Они хорошо кристаллизуются, ратворимые в воде, обладают слад-ким вкусом.

При гидролизе молекула дисахарида расщепляется на две молекулы моносахаридов.

       СН2ОН

Н                     О    Н     НОСН2     О        ОН                 Н2SО4, t

       Н                                                                  +Н2О   ----------

         ОН            Н                      Н         НО             

ОН                           ---О---                       СН2ОН

       Н               ОН                   ОН         Н         

                                 сахароза 

                СН2ОН

         Н                     О    Н     НОСН2     О             ОН

                Н

------         ОН            Н           +           Н         НО

         ОН                        ОН         Н                         СН2ОН

                Н               ОН                     ОН         Н

                    глюкоза                                             фруктоза

Простейшими представителями дисахаридов являются обычный свекловичный или тростниковый сахар - сахароза, солодовый сахар - мальтоза, молочный сахар - лактоза и целлобиоза.

Все эти дисахариды имеют одну и туже формулу С12Н22О11.

                             Сахароза.

Молекула сахарозы состоит из взаимосвязанных остатков молекул глюкозы и фруктозы.

Сахароза входит в состав свекольного сока и сахарного тростняка, из которых её получают в промышленности.

Физические свойства:

Сахароза (чистая) - бесцветное кристаллическое вещество, слвдко-го вкуса, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства:

Сахароза подвергается гидролизу - разложению в присутствии ми-неральной кислоты и повышенной температуре на глюкозу и фруктозу.

С12Н22О11       +   Н2О  -------  С6Н12О6        +     С6Н12О6

  сахароза                                               фруктоза              глюкоза

             Применение:

- в качестве продукта питания,

- в кондитерской промышленности,

- для получения искусственного мёда (гидролиз сахарозы).

Азот  

Происходит от греческого слова azoos - безжизненный, по-латыни Nitrogenium. Химический знак элемента - N. Азот - химический элемент V группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 7, относительная атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.

Историческая справка.

Соединения азота - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения азота в свободном состоянии. В 1772 г. Д. Резерфорд, сжигая фосфор и другие вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им “удушливым воздухом”, не поддерживает дыхания и горения. В 1787 г. А. Лавуазье установил, что “жизненный” и “удушливый” газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название “азот”. В 1784 г. Г. Кавендиш показал, что азот входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum - селитра и греческого gennao - рождаю, произвожу), предложенное в 1790 году Ж. А. Шапталем. К началу ХIX в. были выяснены химическая инертность азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с другими элементами в качестве связанного азота.

Распространенность в природе.

Азот - один из самых распространенных элементов на Земле, причем основная его масса (около 4*10¹⁵ т.)сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный азот (в виде молекул N₂ ) составляет 78,09% по объему ( или 75,6% по массе ), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание азота в литосфере 1,9*10^-3% по массе. Природные соединения азота - хлористый аммоний NH₄CI и различные нитраты. Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата ( Чили, Средняя Азия ). Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности ( сейчас основное значение для связывания азота имеет промышленный синтез аммиака из азота воздуха и водорода ). Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле    ( 1 - 2,5% ) и нефти ( 0,02 - 1,5% ), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах      ( 0,1% ) и в живых организмах ( 0,3% ).

Хотя название “азот” означает “не поддерживающий жизни”, на самом деле это - необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека  содержится 16 - 17% азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счет потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный азот воздуха в соединения азота.

В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного азота ( особенно при интенсивном земледелии ) почвы оказываются обедненными. Дефицит азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит азота и в животноводстве ( “белковое голодание” ). На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают азот из воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли.

Азот - четвертый по распространенности элемент Солнечной системы ( после водорода, гелия и кислорода).  

Атом, молекула. 

Внешняя электронная оболочка атома азота состоит из 5 электронов ( одной неподеленной пары и трех неспаренных - конфигурация 2s²2p³ ). Чаще всего азот в соединениях 3-ковалентен за счет неспаренных электронов ( как в аммиаке NH₃ ). Наличие неподеленной пары электронов может приводить к образованию еще одной ковалентной связи, и азот становится 4-ковалентным ( как в ионе аммония NH₄⁺ ). Степени окисления азота меняются от +5 ( в N₂O₅ ) до -3  ( в NH₃ ). В обычных условиях в свободном состоянии азот образует молекулу N₂, где атомы азота связаны тремя ковалентными связями. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации ее на атомы составляет 942,9 кдж/моль, поэтому даже при температуре 3300⁰С степень диссоциации азота составляет лишь около 0,1%.

Физические и химические свойства.

Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м³ ( при 0⁰С и 101325 н/м² или 760 мм. рт. ст. ), t_пл-209,86⁰С, t_кип-195,8⁰С. Азот сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка     (-147,1⁰С), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м²                  (34,6 кгс/см²);плотность жидкого азота 808 кг/м³. В воде азот менее растворим, чем кислород: при 0⁰С в 1 м³ H₂O растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах.

Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅. Из них при непосредственном взаимодействии элементов ( 4000⁰С ) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO₂. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N₂O₃ и азотного N₂O₅ ангидридов соответственно получаются азотистая кислота НNO₂ и азотная кислота НNO₃, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH₃. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения азота с водородом, например гидразин H₂N-NH₂, диимид HN-NH, азотистоводородная кислота HN₃ (H-N=N=N), октазон N₈H₁₄ и др.; большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азота получают косвенным путем, например фтористый азот NF₃ - при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота - малостойкие соединения ( за исключением NF₃ ); более устойчивы оксигалогениды азота - NOF, NOCI, NOBr, NO₂F и NO₂CI. С серой также не происходит непосредственного соединения азота; азотистая сера N₄S₄ получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскаленного кокса с азотом образуется циан (СN)₂. Нагреванием азота с ацетиленом С₂Н₂ до 1500⁰С может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg₃N₂ ).

При действии на обычный азот электрических разрядов или при разложении нитридов бора, титана, магния и кальция, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный азот, представляющий собой смесь молекул и атомов азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений ( амины, аминокислоты, нитросоединения и др. ).

Получение и применение.

В лаборатории азот легко может быть получен при нагревании концентрированного нитрита аммония: NH₄NO₂ ®  N₂ + 2H₂O. Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке.

Основная часть добываемого свободного азота используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 1000⁰С карбид кальция (получаемый накаливанием смеси известии угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом: CaC₂ + N₂ ® CaCN₂ + C. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака: CaCN₂ + 3H₂O ® CaCO₃ + 2NH₃.

Cвободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный азот в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения азота. Производство связанного азота стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.

Алюминий 

Алюминий - самый распостраненный в земной коре металл. На его долю приходится 5,5-6,6 мол. доли % или 8 масс. %. Главная масса его сосредоточена в алюмосиликатах. Чрезвычайно распространенным продуктом разрушения образованных ими горных пород является глина, основной состав которой отвечает формуле Al₂O₃^.2SiO₂^.2H₂O. Из других природных форм нахождения алюминия наибольшее значение имеют боксит Al₂O₃^.xH₂O и минералы корунд Al₂O₃ и криолит AlF₃^.3NaF.

Впервые алюминий был получен Велером в 1827 году действием металлического калия на хлорид алюминия. Однако, несмотря на широкую распространенность в природе, алюминий до конца XIX века принадлежал к числу редких металлов.

В настоящее время в промышленности алюминий получают электролизом раствора глинозема Al₂O₃ в расплавленнном криолите. Al₂O₃ должен быть достаточно чистым, поскольку из выплавленного алюминия примеси удаляются с большим трудом. Температура плавления Al₂O₃ около 2050^оС, а криолита - 1100^оС. Электролизу подвергают расплавленную смесь криолита и Al₂O₃, содержащую около 10 масс.% Al₂O₃, которая плавится при 960^оС и обладает электрической проводимостью, плотностью и вязкостью, наиболее благоприятствующими проведению процесса. При добавлении AlF₃, CaF₂ и MgF₂ проведение электролиза оказывается возможным при 950^оС.

В периодической системе алюминий находится в третьем периоде, в  главной подгруппе третьей группы. Заряд ядра +13. Электронное строение атома 1s₂2s₂2p₆3s₂3p₁. Металлический атомный радиус 0,143 нм, ковалентный - 0,126 нм, условный радиус иона Al³⁺ - 0,057 нм. Энергия ионизации Al - Al⁺ 5,99 эВ.

Наиболее характерная степень окисления атома алюминия +3.Отрицательная степень окисления проявляется редко. Во внешнем электронном слое атома существуют свободные d-подуровни. Благодаря этому его координационное число в соединениях может равняться не только 4 (AlCl^4-, AlH^4-, алюмосиликаты), но и 6 (Al₂O₃,[Al(OH₂)₆]³⁺).

В виде простого вещества алюминий - серебристо-белый, довольно твердый металл с плотностью 2,7 г/см³ (т.пл. 660^оС, т. кип. ~2500^оС). Кристаллизуется в гранецентрированной кубической решетке. Характеризуется высокой тягучестью, теплопроводностью и электропроводностью (составляющей 0,6 электропроводности меди). С этим связано его использование в производстве электрических проводов. При одинаковой электрической проводимости алюминмевый провод весит вдвое меньше медного.

На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и придающей ему матовый вид. При обработке поверхности алюминия сильными окислителями (конц. HNO₃, K₂Cr₂O₇) или анодным окислением толщина защитной пленки возрастает. Устойчивость алюминмя позволяет изготавливать из него химическую аппаратуру и емкости для хранения и транспортировки азотной кислоты.

Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.

Основную массу алюминия используют для получения различных сплавов, наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей легкостью. Важнейшие из них - дуралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумин (85 - 90% Al, 10 - 14% Sk, 0,1% Na) и др. Алюминиевые сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в производстве посуды и во многих других отраслях промышленности. По широте применения сплавы алюминия занимают второе место после стали и чугуна.

Алюминий, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости.

При накаливании мелко раздробленного алюминия он энергично сгорает на воздухе. Аналогично протекает и взаимодействие его с серой. С хлором и бромом соединение происходит уже при обычной температуре, с иодом - при нагревании. При очень высоких температурах алюминий непосредственно соединяется также с азотом и углеродом. Напротив, с водородом он не взаимодействует.

По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки, то происходит энергичная реакция:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂­

Сильно разбавленные, а также очень концентрированные HNO3 и H2SO4 на алюминий почти не действуют (на холоду), тогда как при средних концентрациях этих кислот он постепенно растворяется. Чистый алюминий довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте, но обычный технический металл в ней растворяется.

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в растворе Na₂CO₃.

В ряду напряжений он располагается между Mg и Zn. Во всех своих устойчивых соединениях алюминий трехвалентен.

Соединение алюминия с кислородом сопровождается громадным выделением тепла (1676 кДж/моль Al₂O₃), значительно большим, чем у многих других металлов. В виду этого при накаливании смеси оксида соответствующего металла с порошком алюминия происходит бурная реакция, ведущая к выделению из взятого оксида свободного металла. Метод восстановления при помощи Al (алюмотермия) часто применяют для получения ряда элементов (Cr, Mn, V, W и др.) в свободном состоянии.

Алюмотермией иногда пользуются для сварки отдельных стальных частей, в часности стыков трамвайных рельсов. Применяемая смесь (“термит”) состоит обычно из тонких порошков алюминия и Fe₃O₄. Поджигается она при помощи запала из смеси Al и BaO₂. Основная реакция идет по уравнению:

8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe + 3350 кДж

Причем развивается температура около 3000^оС.

Оксид алюминия представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050^оС) и нерастворимую в воде массу. Природный Al₂O₃ (минерал корунд), а также  полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается большой твердостью и нерастворимостью в кислотах. В растворимое состояние Al₂O₃ (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами.

Обычно загрязненный оксидом железа природный корунд вследствие своей чрезвычайной твердости применяется для изготовления шлифовальных кругов, брусков и т.д. В мелко раздробленном виде он под названием наждака служит для очистки металлических поверхностей и изготовления наждачной бумаги. Для тех же целей часто пользуются Al₂O₃, получаемым сплавлением боксита (техническое название - алунд).

Прозрачные окрашеннные кристаллы корунда - красный рубин - примесь хрома - и синий сапфир - примесь титана и железа - драгоценные камни. Их получают так же искусственно и используют для технических целей, например, для изготовления деталей точных приборов, камней в часах и т.п. Кристаллы рубинов, содержащих малую примесь Cr₂O₃, применяют в качестве квантовых генераторов - лазеров, создающих направленный пучок монохроматического излучения.

Al(OH)₃ представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке NH₄OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве адсорбента.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al₂O₃ с оксидами соответствующих металлов). Образуются метаалюминаты, по своему составу производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO₂. Большинство из них в воде нерастворимо.

С кислотами Al(OH)₃ образует соли. Производные большинства сильных кислот хорошо растворимы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и поэтому растворы их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы растворимые соли алюминия и слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается.

В водной среде анион Al³⁺ непосредственно окружен шестью молекулами воды. Такой гидратированный ион несколько диссоциирован по схеме:

[Al(OH₂)₆]³⁺ + H₂O = [Al(OH)(OH₂)₅]²⁺ + OH₃⁺

Константа его диссоциации равна 1^.10^-5,т.е. он является слабой кислотой (близкой по силе к уксусной). Октаэдрическое окружение Al³⁺ шестью молекулами воды сохраняется и в кристаллогидратах ряда солей алюминия.

Алюмосиликаты можно рассматривать как силикаты, в которых часть кремниекислородных тетраэдров SiO₄^4- заменена на алюмокислородные тетраэдры AlO₄^5-. Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты, на долю которых приходится более половины массы земной коры. Главные их представители - минералы

ортоклаз K₂Al₂Si₆O₁₆ или K₂O^.Al₂O₃^.6SiO₂

альбит Na₂Al₂Si₆O₁₆ или Na₂O^.Al₂O₃^.6SiO₂

анортит CaAl₂Si₂O₈ или CaO^.Al₂O₃^.2SiO₂

Некоторые алюмосиликаты обладают рыхлой структурой и способны к ионному обмену. Такие силикаты - природные и особенно искусственные - применяются для водоумягчения. Кроме того, благодаря своей сильно развитой поверхности, они используются в качестве носителей катализаторов, т.е. как материалы, пропитываемые катализатором.

Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF₃ сильно отличается по свойствам от своих аналогов. Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически неактивен. Основной способ получения AlF₃ основан на действии безводного HF на Al₂O₃ или Al:

Al₂O₃ + 6HF = 2AlF₃ + 3H₂O

Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих органических растворителях. Взаимодействие галогенидов алюминия с водой сопровождается значительным выделением теплоты. В водном растворе все они сильно гидролизованы, но в отличие от типичных кислотных галогенидов неметаллов их гидролиз неполный и обратимый. Будучи заметно летучими уже при обычных условиях, AlCl₃, AlBr₃ и AlI₃ дымят во влажном воздухе (вследствие гидролиза). Они могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ.

Плотности паров AlCl₃, AlBr₃ и AlI₃ при сравнительно невысоких температурах более или менее точно соответствуют удвоенным формулам - Al₂Hal₆. Пространственная структура этих молекул отвечает двум тетраэдрам с общим ребром. Каждый атом алюминия связан с четырьмя атомами галогена, а каждый из центральных атомов галогена - с обоими атомами алюминия. Из двух связей центрального атома галогена одна является донорно-акцепторной, причем алюминий функционирует в качестве акцептора.

С галогенидными солями ряда одновалентных металлов галогениды алюминия образуют комплексные соединения, главным образом типов M₃[AlF₆] и M[AlHal₄] (где Hal - хлор, бром или иод). Склонность к реакциям присоединения вообще сильно выражена у рассматриваемых галогенидов. Именно с этим связано важнейшее техническое применение AlCl₃ в качестве катализатора (при переработке нефти и при органических синтезах).

Из фторалюминатов наибольшее применение (для получения Al, F₂, эмалей, стекла и пр.) имеет криолит Na₃[AlF₆]. Промышленное производство искусственного криолита основано на обработке гидроксида алюминия плавиковой кислотой и содой:

2Al(OH)₃ + 12HF + 3Na₂CO₃ = 2Na₃[AlF₆] + 3CO₂ + 9H₂O

Хлоро-, бромо- и иодоалюминаты получаются при сплавлении тригалогенидов алюминия с галогенидами соответствующих металлов.

Хотя с водородом алюминий химически не взаимодействует, гидрид алюминия можно получить косвенным путем. Он представляет собой белую аморфную массу состава (AlH₃)_n. Разлагается при нагревании выше 105^оС с выделением водорода.

При взаимодействии AlH₃ с основными гидридами в эфирном растворе образуются гидроалюминаты:

LiH + AlH₃ = Li[AlH₄]

Гидридоалюминаты - белые твердые вещества. Бурно разлагаются водой. Они - сильные восстановители. Применяются (в особенности Li[AlH₄]) в органическом синтезе.

Сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃^.18H₂O получается при действии горячей серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. Применяется для очистки воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги.

Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂^.12H₂O применяются в больших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на том, что образующиеся вследствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя краситель, прочно удерживает его на волокне.

Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат (иначе - уксуснокислую соль) Al(CH₃COO)₃, используемый при крашении тканей (в качестве протравы) и в медицине (примочки и компрессы). Нитрат алюминия легко растворим в воде. Фосфат алюминия нерастворим в воде и уксусной кислоте, но растворим в сильных кислотах и щелочах.

Несмотря на наличие громадных количеств алюминия в почках, растениях, как правило, содержат мало этого элемента. Еще значительно меньше его содержание в животных организмах. У человека оно составляет лишь десятитысячные доли процента по массе. Биологическая роль алюминия не выяснена. Токсичностью соединения его не обладают.

Астат   

АСТАТ (лат. Astatium), астатин, Аt - радиоактивный химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 85. Стабильных изотопов у астата нет; известно не менее 20 радиоактивных изотопов астата, из которых наиболее долгоживущий ²¹⁰At имеет период полураспада T_1/2 8,3 ч. Многократные попытки ученых разных стран открыть элемент № 85 всевозмож­ными химическими и физическими способами в природных объектах были неудачны. В 1940 Э. Сегре, Т. Корсон и У. Мак-Кензи получили на циклотроне в Беркли (США) первый изотоп ²¹¹At, бомбардируя висмут a-ча­стицами. Название "астат" дано от греческого astatos - неустойчивый. Лишь после этого искусственного получения астата было показано, что 4 его изотопа (²¹⁵At, ²¹⁶At, ²¹⁸At и ²¹⁹At) образуются в очень маловероятных (5_*10^-5 - 0,02%) ответвлениях трех при­родных рядов радиоактивного распада урана и тория. Астат хорошо адсорбируется на металлах (Ag, Au, Pt), легко испаряется в обычных условиях и в вакууме. Благодаря этому удается выделить астат (до 85%) из продук­тов облучения висмута путем их вакуум­ной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной. Химические свойства астата очень интересны и своеобразны; он близок как к иоду, так и к полонию, т. е. проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств обусловлено положением астата в периодической системе: он является наиболее тяжелым (и следовательно, наиболее "металлическим") элементом группы галогенов. Подобно галогенам астат дает нерастворимую соль AgAt; подобно иоду окисляется до 5-валентного состояния (соль AgAtO₃ аналогична AgJO₃). Однако, как и типичные металлы, астат осаждается сероводородом даже из силь­но кислых растворов, вытесняется цинком из сернокислых растворов, а при электролизе осаждается на катоде. Присутствие астата определяют по характер­ному a-излучению.

Бром 

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. 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.

Нахождение в природе.

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 серебро-содержащих месторождений, формирую­щихся в засушливых пустынных облас­тях.

Физические и химические свойства.

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 состо­ит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация наблю­дается и при действии света.

Конфигурация внешних электронов ато­ма брома 4s² 4p⁵. Валентность брома в соединени­ях переменна, степень окисления равна -1 (в бромидах, напр. КВr), +1 (в гипобромитах, NaBrO), +3 (в бромитах, NaBrO₂), +5 (в броматах, КВrО₃) и + 7 (в пербромагах, NaBrO₄). Химически бром весьма активен, занимая по реакционной способности место между хлором и иодом. Взаимодействие брома с серой, селеном, тел­луром, фосфором, мышьяком и сурьмой сопровождается сильным разогреванием, иногда даже появлением пламени. Так же энергично бром реагирует с некоторыми ме­таллами, например калием и алюминием. Однако многие металлы реагируют с без­водным бромом с трудом из-за образования на их поверхности защитной плёнки бро­мида, нерастворимого в броме. Из металлов наиболее устойчивы к действию брома, даже при повышенных температурах и в присут­ствии влаги, серебро, свинец, платина и тантал (золото, в отличие от платины, энергично реагирует с бромом). С кислородом, азотом и углеродом бром непосредственно не соединяется даже при повышенных температурах. Соединения брома с этими элемен­тами получают косвенным путём. Тако­вы крайне непрочные окислы Br₂O,BrO₂ и Вr₃О₈.

Бром - сильный окислитель. Так, он окисляет сульфиты и тиосульфаты в вод­ных растворах до сульфатов, нитриты до нитратов, аммиак до свободного азота. Бром вытесняет иод из его соединений, но сам вытесняется хлором и фтором. Свободный бром выделяется из водных растворов бро­мидов также под действием сильных окислителей в кислой среде. При растворении в воде бром частич­но реагирует с ней с образованием бромистоводо-родной кислоты НВr и неустойчивой бромноватистой кислоты НВrО. Раствор брома в воде называют бромной водой. Из реакций брома с орга­ническими соединениями наиболее характерны присоединение по двойной связи С=С, а также замещение водорода (обычно при действии катализаторов или света).

Получение и применение.

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

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

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

Бром в организме.

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

Вода

1. Вода в природе. Вода — весьма распространенное на Земле вещество. Почти 3/4 поверхности земного шара покрыты водой, образующей океаны, моря, реки и озера. Много воды находится в газообразном состоянии в виде паров в атмосфере; в виде огромных масс снега и льда лежит она круглый год на вершинах высоких гор и в полярных странах. В недрах земли также находитcя вода, пропитывающая почву и горные породы.

Природная вода не бывает совершенно чистой. Наиболее чи­стой является дождевая вода, но и она содержит незначительные количества различных примесей, которые захватывает из воздуха.

Количество примесей в пресных водах обычно лежит в преде­лах от 0,01 до 0,1% (масс.). Морская вода содержит 3,5% (масс.) растворенных веществ, главную массу которых составляет хлорид натрия (поваренная соль).

Вода, содержащая значительное количество солей кальция и магния, называется жесткой в отличие от мягкой воды, на­пример дождевой. Жесткая вода дает мало пены с мылом, а на стенках котлов образует накипь.

Чтобы освободить природную воду от взвешенных в ней частиц, ее фильтруют сквозь слой пористого вещества, например, угля, обожженной глины и т. п. При фильтровании больших количеств воды пользуются фильтрами из песка и гравия. Фильтры задер­живают также большую часть бактерий. Кроме того, для обезза­раживания питьевой воды ее хлорируют; для полной стерилизации воды требуется не более 0,7 г хлора на 1 т воды.

Фильтрованием можно удалить из воды только нерастворимые примеси. Растворенные вещества удаляют из нее путем перегонки (дистилляции) или ионного обмена.

Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно современным представлениям, само происхождение жизни связывается с морем. Во всяком организме вода представляет собой среду, в которой протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма; кроме того, она сама принимает участие в целом ряде биохимических реакций.

2. Физические свойства воды. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость. Плотность воды при переходе ее из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как почти у всех других веществ, а возрастает. При нагревании воды от 0 до 4°С плотность ее также увеличивается. При 4°С вода имеет максимальную плотность, и лишь при дальнейшем нагревании ее плотность уменьшается.

Если бы при понижении температуры и при переходе из жид­кого состояния в твердое плотность воды изменялась так же, как это происходит у подавляющего большинства веществ, то при приближении зимы поверхностные слои природных вод охлаждались. бы до 0°С и опускались на дно, освобождая место более теплым слоям, и так продолжалось бы до тех пор, пока вся масса водоема не приобрела бы температуру 0°С. Далее вода начинала бы замерзать, образующиеся льдины погружались бы на дно и водоем промерзал бы на всю его глубину. При этом многие формы жизни в воде были бы невозможны. Но так как наибольшей плотность вода достигает при 4 °С, то перемещение ее слоев, вызываемое охлаждением, заканчивается при достижении этой температуры. При дальнейшем понижении температуры охлажденный слой, обладающий меньшей плотностью, остается на поверхности, замерзает и тем самым защищает лежащие ниже слои от дальнейшего охлаждения и замерзания.

Большое значение в жизни природы имеет и тот факт, что вода. обладает аномально высокой теплоемкостью [4,18 Дж/(гК)], Поэтому .в ночное время, а также при переходе от лета к зиме вода остывает медленно, а днем или при переходе от зимы к лету так же медленно нагревается, являясь, таким образом, регулято­ром температуры на земном шаре.

В связи с тем, что при плавлении льда объем, занимаемый водой, уменьшается, давление понижает температуру плавления льда. Эта вытекает из принципа Ле Шателье. Действительно, пусть. лед и жидкая вода находятся в равновесии при О°С. При увеличе­нии давления равновесие, согласно принципу Ле Шателье, сме­стится в сторону образования той фазы, которая при той же темпе­ратуре занимает меньший объем. Этой фазой является в данном случае жидкость. Таким образом, возрастание давления при О°С вызывает превращение льда в жидкость, а это и означает, что тем­пература плавления льда снижается.

Молекула воды имеет угловое строение; входящие в ее состав ядра образуют равнобедренный треугольник, в основании которого находятся два протона, а в вершине — ядро атома кислорода, Межъядерные расстояния О—Н близки к 0,1 нм, расстояние ме­жду ядрами атомов водорода равно примерно 0,15 нм. Из восьми электронов, составляющих внешний электронный слой атома кислорода в молекуле воды

две электронные пары образуют ковалентные связи О—Н,  а остальные четыре электрона представляют собой две неподеленных электронных пары.

Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии -ãèáðèäèçàöèè. Поэтому валентный угол НОН (104,3°) близок к тетраэдрическому (109,5°). Электро­ны, образующие связи О—Н, смещены к более электроотрицательному атому кислорода. В результате атомы водорода приобретают эффективные положительные заряды, так что на этих атомах создаются два положительных полюса. Центры отрицательных зарядов неподеленных электронных пар атома кислорода, находящиеся на гибридных - орбиталях, смещены относительно ядра атома и создают два отрицательных полюса

Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкой воды, определяемая путем изучения ее растворов в других растворителях оказывается более, высокой. Это свидетельствует о том, что в жидкой воде происходит ассоциация молекул, т. е. соединение их в более сложные агрегаты. Такой вывод подтверждается и аномально высокими значениями температур плавления и кипения воды. Ассоциация молекул воды вызвана образованием между ними водородных связей.

В твердой воде (лед) атом кислорода каждой молекулы уча­ствует в образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды согласно схеме,

в которой водородные связи показаны пунктиром. Схема объемной структуры льда изображена на рисунке. Образование водо­родных связей приводит к такому расположению молекул воды, при котором они соприкасаются друг с другом своими разноимен­ными полюсами. Молекулы образуют слои, причем каждая из них связана с тремя молекулами, принадлежащими к тому же слою, и с одной — из соседнего слоя. Структура льда принадлежит к наименее плотным структурам, в ней существуют пустоты, раз­меры наименее плотным структурам, в ней существуют пустоты, раз­меры которых несколько превышают размеры молекулы .

При плавлении льда его структура разрушается. Но и в жид­кой воде сохраняются водородные связи между молекулами: обра­зуются ассоциаты — как бы обломки структуры льда, — состоящих из большего или меньшего числа молекул воды. Однако в отличит от льда каждый ассоциат существует очень короткое время: по­стоянно происходит разрушение одних и образование других агре­гатов. В пустотах таких «ледяных» агрегатов могут размещаться одиночные молекулы воды; при этом упаковка молекул воды ста­новится более плотной. Именно поэтому при плавлении льда объем, занимаемый водой, уменьшается, а ее плотность возрастает.

По мере нагревания воды обломков структуры льда в ней становится все меньше, что приводит к дальнейшему повышению плотности воды. В интервале температур от 0 до 4°С этот эффект преобладает над тепловым расширением, так что плотность воды продолжает возрастать. Однако при нагревании выше 4°С преобладает влияние усиления теплового движения молекул и плотность воды уменьшается. Поэтому при 4°С вода обладает максимальной плотностью.

При нагревании воды часть теплоты затрачивается на разрыв водородных связей (энергия разрыва водородной связи в воде составляет примерно 25 кДж/моль). Этим объясняется высокая теплоемкость воды.

Водородные связи между молекулами воды полностью разры­ваются только при переходе воды в пар.

3. Диаграмма состояния воды. Диаграмма состояния (или фазовая диаграмма) представляет собой графическое изображение зависимости между величинами, характеризующими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе (переход из твердого состояния в жидкое, из жидкого в газообразной и т. д.). Диаграммы состояния широко применяются в химии. Для однокомпонентных систем обычно используются диаграммы состояния, показывающие зависимость фазовых превращений от температуры и давления; они называются диаграммами состояния в координатах Р—Т.

На рисунке приведена в схематической форме (без строгого соблюдения масштаба) диаграмма состояния воды. Любой точке на диаграмме отвечают определенные значения температуры и давления.

Диаграмма показывает те состояния воды, которые термодинамически устойчивы при определенных значениях температуры и давления. Она состоит из трех кривых, разграничивающих все возможные температуры и давления на три области, отвечающие льду, жидкости и пару.

Рассмотрим каждую из кривых более подробно. Начнем с кривой ОА (рис. 73), отделяющей область пара от области жидкого состояния. Представим себе цилиндр, из которого удален воздух, после чего в него введено некоторое количество чистой, свободной от растворенных веществ, в том числе от газов, воды; цилиндр снабжен поршнем, который закреплен в некотором положении. Через некоторое время часть воды испарится и над ее поверхностью будет находиться насыщенный пар. Можно измерить его давление и убедиться в том, что оно не изменяется с течением времени и не зависит от положения поршня. Если увеличить температуру всей системы и вновь измерить давление насыщенного пара, то окажется, что оно возросло. Повторяя такие измерения при различных температурах, найдем зависимость давления насыщенного водяного пара от температуры. Кривая ОА представ­ляет собой график этой зависимости: точки кривой показывают те пары значений температуры и давления, при которых жидкая вода и водяной пар находятся в равновесии друг с другом — сосуществуют. Кривая ОА называется кривой равновесия жидкость—пар или кривой кипения. В таблице приведены значения давления насыщенного водяного пара при нескольких температурах.

Попытаемся осуществить в цилиндре давление, отличное от равновесного, например, меньшее, чем равновесное. Для этого осво­бодим поршень и поднимем его. В первый момент давление в ци­линдре, действительно, упадет, но вскоре равновесие восстановится: испарится добавочно некоторое количество воды и давление вновь достигнет равновесного значения. Только тогда, когда вся вода испарится, можно осуществить давление, меньшее, чем равновес­ное. Отсюда следует, что точкам, лежащим на диаграмме состоя­ния ниже или правее кривой ОА, отвечает область пара. Если пытаться создать давление, превышающее равновесное, то этого можно достичь, лишь опустив поршень до поверхности воды. Иначе говоря, точкам диаграммы, лежащим выше или левее кривой ОА, отвечает область жидкого состояния.

До каких пор простираются влево области жидкого и парооб­разного состояния? Наметим по одной точке в обеих областях и будем двигаться от них горизонтально влево. Этому движению точек на диаграмме отвечает охлаждение жидкости или пара при постоянном давлении. Известно, что если охлаждать воду при нормальном атмосферном давлении, то при достижении 0°С вода начнет замерзать. Проводя аналогичные опыты при других давлениях, придем к кривой ОС, отделяющей область жидкой воды от области льда. Эта кривая — кривая равновесия твердое состояние — жидкость, или кривая плавления,— показывает те пары значений температуры и давления, при которых лед и жид­кая вода находятся в равновесии.

Двигаясь по горизонтали влево в области пара (в нижнею части диаграммы), аналогичным образом придем к кривой 0В. Это—кривая равновесия твердое состояние—пар, или кривая сублимации. Ей отвечают те пары значений температуры к давления, при которых в равновесии находятся лед и водяной пар.

Все три кривые пересекаются в точке О. Координаты этой точки—это единственная пара значений температуры и давления,. при которых в равновесии могут находиться все три фазы: лед, жидкая вода и пар. Она носит название тройной точки.

Кривая плавления исследована до весьма высоких давлений, В этой области обнаружено несколько модификаций льда (на диаграмме не показаны).

Справа кривая кипения оканчивается в критической точке. При температуре, отвечающей этой точке,—критической температуре— величины, характеризующие физические свойства жидкости и пара, становятся одинаковыми, так что различие между жидким и парообразным состоянием исчезает.

Существование критической температуры установил в 1860 г. Д. И. Менделеев, изучая свойства жидкостей. Он показал, что при температурах, лежащих выше критической, вещество не может находиться в жидком состоянии. В 1869 г. Эндрьюс, изучая свойства газов, пришел к аналогичному выводу.

Критические температура и давление для различных веществ различны. Так, для водорода  = —239,9 °Ñ, = 1,30 МПа, для хлора =144°С, =7,71 МПа, для воды = 374,2 °С,    =22,12 МПа.

Одной из особенностей воды, отличающих ее от других веществ, является понижение температуры плавления льда с ростом давления. Это обстоятельство отражается на диаграм­ме. Кривая плавления ОС на диаграмме состояния воды идет вверх влево, тогда как почти для всех других веществ она идет вверх вправо.

Превращения, происходящие с водой при атмосферном давле­нии, отражаются на диаграмме точками или отрезками, располо­женными на горизонтали, отвечающей 101,3 кПа (760 мм рт. ст.). Так, плавление льда или кристаллизация воды отвечает точке D, кипение воды—точке Е, нагревание или охлаждение воды — отрезку DE и т. п.

Диаграммы состояния изучены для ряда веществ, имеющих научное или практическое значение. В принципе они подобны рассмотренной диаграмме со­стояния воды. Однако на диаграммах состояния различных веществ могут быть особенности. Так, известны вещества, тройная точка которых лежит при давле­нии, превышающем атмосферное. В этом случае нагревание кристаллов при ат­мосферном давлении приводит не к плавлению этого вещества, а к его сублимации - превращению твердой фазы непосредственно в газообразную.

4. Химические свойства воды. Молекулы воды отличаются большой устойчивостью к нагреванию. Однако при температурах выше 1000 °Ñ водяной пар начинает разлагаться на водород и кислород:

2НО 2Н+О

Процесс разложения вещества в результате его нагревания называется термической диссоциацией. Термическая диссоциация воды протекает с поглощением теплоты. Поэтому, согласно принципу Ле Шателье, чем выше температура, тем в большей степени разлагается вода. Однако даже при 2000 °Ñ степень термической диссоциации воды не превышает 2%, т.е. равновесие между газообразной водой и продуктами ее диссоциации — водородом и кислородом — все еще остается сдвинутым в сторону воды. При охлаждении же ниже 1000 °Ñ равновесие практически полностью сдвигается в этом направлении.

Вода — весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты; некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты; наиболее активные металлы взаимодействуют с водой с выделением водорода.

Вода обладает также каталитической способностью. В отсутствие следов влаги практически не протекают некоторые обычные реакции; например, хлор не взаимодействует с металлами, фтороводород не разъедает стекло, натрий не окисляется в атмосферы воздуха.

Вода способна соединяться с рядом веществ, находящихся при обычных условиях в газообразном состоянии, образуя при этом так: называемые гидраты газов. Примерами могут служить соединения Хе6НО, CI8HO, СН6НО, СН17НО, которые выпадают в виде кристаллов при температурах от 0 до 24 °С (обычно при повышенном давлении соответствующего газа). Подобные соединения возникают в результате заполнения молекулами газа («гостя») межмолекулярных полостей, имеющихся в структуре воды («хозяина»); они называются соединениями включения или клатратами.

В клатратных соединениях между молекулами «гостя» и «хозяина» образуются лишь слабые межмолекулярные связи; включенная молекула не может покинуть своего места в полости кристалла преимущественно из-за пространственных затруднений Поэтому клатраты — неустойчивые соединения, которые могут существовать лишь при сравнительно низких температурах.

Клатраты используют для разделения углеводородов и благо­родных газов. В последнее время образование и разрушение клатратов газов (пропана и некоторых других) успешно применяется для обессоливания воды. Нагнетая в соленую воду при повышенном давлении соответствующий газ, получают льдоподобные кристаллы клатратов, а соли остаются в растворе. Похожую на снег массу кристаллов отделяют от маточного раствора и промывают, Затем при некотором повышении температуры или уменьшении давления клатраты разлагаются, образуя пресную воду и исход­ный газ, который вновь используется для получения клатрата. Высокая экономичность и сравнительно мягкие условия осуществления этого процесса делают его перспективным в качестве промышленного метода опреснения морской воды.

5. Тяжелая вода. При электролизе обычной воды, содержащей наряду с молекулами НО также незначительное количество молекул DO, образованных тяжелым изотопом водорода, разложению подвергаются преимущественно молекулы НО. Поэтому при длительном электролизе воды остаток постепенно обогащается молекулами DO. Из такого остатка после многократного повторения электролиза в 1933 г. впервые удалось выделить небольшое количество воды

состоящей почти на 100% из молекул DО и получившей название тяжелой воды.

По своим свойствам тяжелая вода заметно отличается от обычной воды (таблица). Реакции с тяжелой водой протекают медленнее, чем с обычной. Тяжелую воду применяют в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

Глюкоза 

          Формула глюкозы   C₆H₁₂O₆.

        Глюкоза — моносахарид, одна из восьми изомерных альдогексоз. Молярная масса 180 г/моль. Глюкоза в виде D-формы (декстоза, виноградный сахар) является самым распространённым углеводом. D-глюкоза (обычно её называют просто глюкозой) встречается в свободном виде и в виде олигосахаридов (тростниковый сахар, молочный сахар), полисахаридов (крахмал, гликоген, целлюлоза, декстран), гликозидов и других производных. В свободном виде D-глюкоза содержится в плодах, цветах и других органах растений, а также в животных тканях (в крови, мозгу и др.). D-глюкоза является важнейшим источником энергии в организмах животных и микроорганизмов. Как и другие моносахариды D-глюкоза образует несколько форм. Кристаллическая D-глюкоза получена в 2-х формах: a-D-глюкоза (рисунок 1) и b-D-глюкоза (рисунок 2). 

  Рисунок 1 (a-D-глюкопираноза)                        Рисунок 2 (b-D-глюкопираноза)

   a-D-глюкоза

  t_пл 146°С   [a]_D= + 112,2° (в воде), кристаллизируется из воды в виде моногидрата с t_пл 83°С.

 b-D-глюкоза

   Получают кристаллизацией D-глюкозы из пиридина и некоторых других растворов. t_пл 148-150°С, [a]_D= + 18,9° (в воде).

    В водном растворе устанавливается равновесие между несколькими взаимопревращающимися формами D-глюкозы: a- и b-пиранозными ,   a-   и   b-фуранозными,   открытой    альдегидной

(рисунок 3) и гидратной формой. В равновесной системе в воде [a]^D= + 52,7°.

       CHO

       ½

   HCOH

       ½

HOCH

       ½

   HCOH

       ½   

   HCOH

       ½

      CH₂OH

    Рисунок 3 (альдегидо-D-глюкоза)

 L-глюкоза

 L-глюкоза получена синтетически, восстановлением лактона L-глюконовой кислоты. a-L-глюкоза — кристаллы t_пл 142-143°С [a]_D= - 95,5° (в воде) и - 51,4° (равновесная система в воде). Химические свойства L-глюкозы такие же, как у D-глюкозы.

 Нахождение в природе

 В особом виде глюкоза содержится почти во всех органах зелёных растений. Особенно её много в виноградном соке, поэтому глюкозу иногда называют виноградным сахаром. Мёд в основном состоит из смеси глюкозы с фруктозой.

 В организме человека глюкоза содержится в мышцах, в крови (0.1 - 0.12 %) и служит основным источником энергии для клеток и тканей организма. Повышение концентрации глюкозы в крови приводит к усилению выработки гормона поджелудочной железы — инсулина, уменьшающего содержание этого углевода в крови. Химическая энергия питательных веществ, поступающих в организм, заключена в ковалентных связях между атомами. В глюкозе количество потенциальной энергии составляет 2800 кДж на 1 моль (то есть на 180 грамм).

 Получение

 Первый синтез глюкозы из формальдегида в присутствии гидроксида кальция был произведён А. М. Бутлеровым в 1861 году:

           O

          //       Ca(OH)₂

6H—C       ¾¾® C₆H₁₂O₆

          \\

          H

 Глюкоза может быть получена гидролизом природных веществ, в состав которых она входит. В производстве её получают гидролизом картофельного и кукурузного крахмала кислотами.

                                  H₂SO₄, t

(C₆H₁₀O₅)n + nH₂O ¾¾® nC₆H₁₂O₆

 Полные синтезы глюкозы, осуществлённые, исходя из диброма кролеина, а также из глицеринового альдегида и диоксиацетона, имеют лишь теоретический интерес.

 В природе глюкоза наряду с другими углеводами образуется в результате реакции фотосинтеза:

                                       хлорофилл

6CO₂ + 6H₂O ¾¾¾® C₆H₁₂O₆ + 6O₂ - Q

 В процессе этой реакции аккумулируется энергия Солнца.

  Применение

 Глюкоза является ценным питательным продуктом. В организме она подвергается сложным биохимическим превращениям в результате которых образуется диоксид углерода и вода, при это выделяется энергия согласно итоговому уравнению:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ ¾® 6H₂O + 6CO₂ + 2800 кДж

 Этот процесс протекает ступенчато, и поэтому энергия выделяется медленно.

 Глюкоза также участвует во втором этапе энергетического обмена животной клетки (расщепление глюкозы). Суммарное уравнение выглядит так:

C₆H₁₂O₆ + 2H₃PO₄ + 2АДФ ¾® 2C₃H₆O₃ + 2АТФ + 2H₂O

 Так как глюкоза легко усваивается организмом, её используют в медицине в качестве укрепляющего лечебного средства при явлениях сердечной слабости, шоке , она входит в состав кровозаменяющих и противошоковых жидкостей. Широко применяют глюкозу в кондитерском деле (изготовление мармелада, карамели, пряников и т. д.), в текстильной промышленности в качестве восстановителя, в качестве исходного продукта при производстве аскорбиновых и гликоновых кислот, для синтеза ряда производных сахаров и т.д.

 Большое значение имеют процессы брожения глюкозы. Так, например, при квашении капусты, огурцов, молока происходит молочнокислое брожение глюкозы, так же как и при силосовании кормов. Если подвергаемая силосованию масса недостаточно уплотнена, то под влиянием проникшего воздуха происходит маслянокислое брожение и корм становится непригоден к применению.

 На практике используется также спиртовое брожение глюкозы, например при производстве пива.

 Физические свойства

 Глюкоза — бесцветное кристаллическое вещество со сладким вкусом, хорошо растворимое в воде. Из водного раствора она выделяется в виде кристаллогидрата C₆H₁₂O₆ · H₂O. По сравнению со свекловичным сахаром она менее сладкая.

 Химические свойства

 Глюкоза обладает химическими свойствами, характерными для спиртов и альдегидов. Кроме того, она обладает и некоторыми специфическими свойствами:

 D-глюкоза даёт общие реакции на альдозы, она является восстанавливающим сахаром, образует ряд производных за счёт альдегидной группы (фенилгидразон, n-бромфенилгидразон и др.). Озазон глюкозы идентичен озанону маннозы, которая является эпимером глюкозы, и озазону фруктозы. При восстановлении глюкозы образуется шестиатомный спирт сорбит; при окислении альдегидной группы глюкозы — одноосновная D-глюконовая кислота, при дальнейшем окислении — двухосновная D-сахарная кислота. При окислении только вторичной спиртовой группы глюкозы (при условии защиты альдегидной группы) образуется D-глюкуроновая кислота. Образование D-глюкуроновой кислоты из D-глюкозы может происходить при действии ферментов оксидаз или дегидрогеназ глюкозы. При пиролизе D-глюкозы образуются гликозаны: a-гликозан и левоглюкозан (b-глюкозан).

 Для количественного определения глюкозы применяются калориметрические, иодометрические и другие методы.

 Рибоза и дезоксирибоза

 Из пентоз большой интерес представляют рибоза и дезоксирибоза, ибо они входят в состав нуклеиновых кислот. Структурные формулы рибозы и дезоксирибозы с открытой цепью следующие:

              H   H    H   H        O           H   H    H    H      O

              ½    ½     ½    ½        //              ½    ½     ½    ½      //

      H - C - C - C - C - C       H - C - C - C - C - C

              ½    ½     ½    ½        \               ½    ½     ½    ½      \

             OH OH OH OH   H           OH OH OH H     H

                            рибоза                                         дезоксирибоза

 Некоторые интересные факты

 Некоторые лягушки нашли применение глюкозе в своём организме — любопытное, хотя и гораздо менее важное. В зимние время иногда можно найти лягушек, вмёрзших в ледяные глыбы, но после оттаивания земноводные оживают. Как же они ухитряются не замёрзнуть насмерть? Оказывается, с наступлением холодов в крови лягушки в 60 раз увеличивается количество глюкозы. Это мешает образованию внутри организма кристалликов льда.

 Гликолиз

 Герои романа Жюля Верна “Дети капитана Гранта” только собирались поужинать мясом подстреленной ими дикой ламы (гуанако), как вдруг выяснилось, что оно совершенно не съедобно.

 “Быть может, оно слишком долго лежало?” - озадаченно спросил один из них.

 “Нет, оно, к сожалению, слишком долго бежало! - ответил учёный-географ Паганель - Мясо гуанако вкусно только тогда, когда животное убито во время отдыха, но если за ним долго охотиться и животное долго бежало, тогда его мясо несъедобно.”

 Вряд ли Паганель сумел бы объяснить причину описанного им явления. Но, пользуясь данными современной науки, сделать это совсем нетрудно. Начать придётся, правда, несколько издалека.

 Когда клетка дышит кислородом, глюкоза “сгорает” в ней, превращаясь в воду и углекислый газ, и выделяет энергию. Но, предположим, животное долго бежит, или человек быстро выполняет какую-то тяжёлую физическую работу, например, колет дрова. Кислород не успевает попасть в клетки мышц. Тем не менее клетки “задыхаются” не сразу. Начинается любопытный процесс — гликолиз (что в переводе означает “расщепление сахара”). При распаде глюкозы образуется не вода и углекислота, а более сложное вещество — молочная кислота. Каждый, кто пробовал кислое молоко или кефир, знаком с её вкусом.

 Энергии при гликолизе выделяется в 13 раз меньше, чем при дыхании. Чем больше молочной кислоты накопилось в мышцах, тем сильнее человек или животное чувствует их усталость. Наконец, все запасы глюкозы в мышцах истощаются. Необходим отдых. Поэтому, перестав колоть дрова или взбежав по длинной лестнице, человек обычно “переводит дух”, восполняя недостаток кислорода в крови. Именно молочная кислота сделала невкусным мясо животного, подстреленного героями Жюля Верна.

Йод  

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.

Распространение в природе.

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).

Физические и химические свойства.

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 Û 2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при обычной температуре иод испаряется, обра­зуя 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.

Конфигурация внешних электронов атома иода 5s² 5p⁵. В соответствии с этим про­являет в соединениях переменную валентность (степень окисления): -1 (в HI, КI); +1 (в НIO, КIO); +3 (в IСl₃); +5 (в НIO₃, КIO₃);  и +7 (в HIO₄, KIO₄). Химически иод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром. С металлами иод при легком нагревании  энергич­но взаимодействует, образуя иодиды (Hg + I₂ = HgI₂). С водородом иод реа­гирует только при нагревании и не пол­ностью, образуя  йодистый  водород. С углеродом, азотом, кислородом иод непосредственно не соединяется. Элемен­тарный иод - окислитель, менее сильный, чем хлор и бром. Сероводород H₂S, тио­сульфат натрия Na₂S₂O₃ и другие восстано­вители восстанавливают его до I^- (I₂ + H₂S = S + 2НI). Хлор и другие сильные окислители в водных растворах переводят его в IO₃^-. При растворении в воде иода частично реагирует с ней; в горячих водных растворах щелочей образуются иодид и иодат. Адсорбируясь на крахмале, иод окра­шивает его в темно-синий цвет; это используется в иодометрии и качествен­ном анализе для обнаружения иода.

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

Получение и применение.

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

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

Иод в организме.

Иод - необходимый для животных и человека микроэлемент. В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и горных биогеохимических зон. Иод содержится в недостаточном количестве или не сбалансирован с некоторыми другими микроэлементами (Со, Мn, Сu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического зоба. Среднее со­держание иода в почвах около 3_*10^-4%, в растениях около 2_*10^-5%. В поверхност­ных питьевых водах иода мало (от 10^-7 до 10^-9%). В приморских областях количество иода в 1 м³ воздуха может достигать 50 мкг, в континентальных и горных - состав­ляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение иода растениями зависит от содержания в почвах его соединений и от вида растений. Некоторые организмы (так называемые концентраторы иода, например морские водо­росли - фукус, ламинария, филлофора, накапливают до 1% иода, некоторые губки - до 8,5% (в скелетном веществе спонгине). Водоросли, концентрирующие иод, ис­используются для его промышленного получения. В животный организм иод поступает с пи­щей, водой, воздухом. Основной источник иода - растительные продукты и корма. Всасы­вание иода происходит в передних отделах тонкого кишечника. В организме чело­века накапливается от 20 до 50 мг иода, в том числе в мышцах около 10 - 25 мг, в щито­видной железе в норме 6 - 15 мг. С по­мощью радиоактивного иода (¹³¹I и ¹²⁵I) по­казано, что в щитовидной железе иод на­капливается в митохондриях эпителиальных клеток и входит в состав образующих­ся в них дииод- и моноиодтирозинов, которые конденсируются в гормон тетраиодтиронин (тироксин). Выделяется иод из организма преимущественно через почки (до 70 -  80% ), молочные, слюнные и потовые же­лезы, частично с жёлчью.

В различных биогеохимических про­винциях содержание иода в суточном ра­ционе колеблется (для человека от 20 до 240 мкг, для овцы от 20 до 400 мкг). Потребность животного в иода зависит от его физиологического состояния, времени года, температуры, адаптации организма к содер­жанию иода в среде. Суточная потребность в иоде человека и животных - около 3 мкг на 1 кг массы (возрастает при беремен­ности, усиленном росте, охлаждении). Введение в организм иода повышает основ­ной обмен, усиливает окислительные процессы, тонизирует мышцы, стимулирует поло­вую функцию.

В связи с большим или меньшим недо­статком иода в пище и воде применяют иодирование поваренной соли, содержа­щей обычно 10 - 25 г йодистого калия на 1 тонну соли. Применение удобрений, содер­жащих иод, может удвоить и утроить его содержание в сельскохозяйственных культурах.

Иод в медицине.

Препараты, содер­жащие иод, обладают антибактериальны­ми и противогрибковыми свойствами, они оказывают также противовоспалительное и отвлекающее действие; их применяют наружно для обеззараживания ран, подготовки операционного поля. При приеме внутрь препараты иода оказывают влияние на обмен веществ, усиливают функцию щитовидной железы. Малые дозы иода (микроиод) тормозят функцию щитовидной железы, действуя на образование тиреотропного гормона передних долей гипофиза. Поскольку иод влияет на белковый и жировой (липидный) обмен, он нашел применение при лечении атеросклероза, так как снижает содержание холестерина в кро­ви; повышает также фибринолитическую активность крови.

Для диагностических целей используют рент геноконтрастные вещества, содержащие иод. При длительном применении препаратов иода и при повышенной чувствительности к ним возможно появление иодизма -  насморк, крапивница, отек Квинке, слюно- и слезотечение, угревидная сыпь (иододерма). Препараты иода нельзя принимать при туберкулезе легких, бе­ременности, при заболеваниях почек, хронической пиодермии, геморрагических диатезах, крапивнице.

Иод радиоактивный.

Искус­ственно радиоактивные изотопы иода - ¹²⁵I, ¹³¹I, ¹³²I и другие широко используются в биологии и особенно в медицине для опре­деления функционального состояния щи­товидной железы и лечения ряда её забо­леваний. Применение радиоактивного иода в диагностике связано со способностью иода избирательно накапливаться в щитовид­ной железе; использование в лечебных це­лях основано на способности b-излучения радиоизотопов иода разрушать секретор­ные клетки железы. При загрязнениях окружающей среды продуктами ядер­ного деления радиоактивные изотопы иода быстро включаются в биологический круго­ворот, попадая, в конечном счете, в моло­ко и, следовательно, в организм человека. Особенно опасно их проникновение в ор­ганизм детей, щитовидная железа ктотрых в 10 раз меньше, чем у взрослых людей и к тому же обладает большей радио­чувствительностью. С целью уменьше­ния отложения радиоактивных изотопов иода в щитовидной железе рекомендуется применять препараты стабильного И. (по 100 - 200 мг на прием). Радиоактив­ный иод быстро и полностью всасывается в желудочно-кишечном тракте и избира­тельно откладывается в щитовидной же­лезе. Его поглощение зависит от функ­ционального состояния железы. Отно­сительно высокие концентрации радио­изотопов иода обнаруживаются также в слюнных и молочной железах и слизис­той желудочно-кишечного тракта.  Не поглощенный щитовидной железой ра­диоактивный иод почти полностью и срав­нительно быстро выделяется с мочой.

Кобальт

Свойства кобальта. Общие сведения.

    Кобальт (лат. Cobaltum), Со, химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 27, атомная масса 58,9332. Название металла произошло от немецкого Kobold - домовой, гном. Соединения кобальта были известны и применялись в глубокой древности. Сохранился египетский стеклянный кувшин, относящийся к ХV в. до н.э., окрашенный солями кобальта, а также голубые стекловидные кирпичи, содержащие кобальт. В древней Ассирии, а также в Вавилоне из кобальта изготовляли лазурит - голубую краску, которой обливали керамические изделия. Вероятно, исходным материалом для получения кобальтовых соединений служил тогда цаффер (Zaffer) - сапфир, содержащий висмут и кобальт; откуда, по-видимому, и произошли названия красок - сафлор, шафран и др. В средние века горняки находили вместе с другими рудами кобальтовую "землю", но не знали, что с ней делать. Иногда эта земля была похожа на серебряную руду, но не содержала никакого серебра. Примесь кобальтовой земли к другим рудам мешала выплавке металлов: с образующимся густым дымом (сульфидов и арсенидов) терялась часть выплавляемого металла. Еще в IV в. у Псевдодемокрита и других авторов встречаются слова, означающие дым, образующийся при обжигании руд, содержащих сульфиды мышьяка. В средние века немецкие горняки, очевидно, желая подчеркнуть свойства кобальтовых земель, называли их коб-ольд (или кобельт), что означало подземный гном, насмешливый дух, бессовестный плут. В древнерусском языке имеются близкие по смыслу слова кобение (гадание), кобь (гадание по птичьему полету); последнее слово интересно сравнить с современным названием птицы - кобчик.

Кобальт упоминается у Бирингуччо, Василия Валентина, Парацельса и других авторов XV - XVII вв. В "Алхимическом лексиконе" Руланда (1612) о кобальте говорится: "Кобол кобальт (Koboltum, Kobaltum) или коллет (Colletum) -- металлическая материя, чернее свинца и железа, растягивающаяся при нагревании. Кобальт - черная, немного похожая по цвету на золу материя, которую можно ковать и лить, но она не обладает металлическим блеском, и которая представляет собой вредную взвесь, уводящую (при плавке) вместе с дымом хорошую руду". Очевидно, здесь говорится о металлическом кобальте. Тем не менее в истории химии принято считать, что металлический кобальт был впервые описан в 1735 г. упсальским профессором Брандтом. В диссертации "О полуметаллах" Брандт указывает, в частности, что получаемый из руд металлический висмут не представляет собой чистого металла, а содержит "кобальтовый королек" (металлический кобальт). Он же выяснил, что соли кобальта окрашивают стекла в синий цвет. В чистом виде металлический кобальт был получен Верцелиусом.

В русской литературе XVIII и начала XIX в. встречаются названия кобольт, коболт (Соловьев и Страхов, 1824 и в более ранних сочинениях по химии). Двигубский (1824) употребляет название кобальт; в дальнейшем оно становится общепринятым.

 В зависимости от способа получения кобальт может представлять собой блестящий серебристо-белый металл с красноватым оттенком, во многом похожий на железо, либо черно – синий порошок, или же серую губчатую и хрупкую массу. Его плотность составляет 8,9 г/см3, температура плавления - 1494 °С, он обладает ферромагнитными свойствами (точка Кюри 1121 °С). При обычной температуре на воздухе химически стоек.

Получение кобальта.

Сырьем для получения кобальта служат кобальтовые руды. В состав руд входят такие минералы, как кобальтин («кобальтовый блеск» - белые, розовые зернистые агрегаты, кристаллы, CoAsS, ),  так называемые «кобальтовые цветы»   (минералы малинового цвета твердостью 1,5 – 2,5 и плотностью 3,1 подкласса арсенатов - Co3[AsO4]2·8H2O, крайний член изоморфного ряда эритрин - аннабергит, Ni3[AsO4]2·8H2O, являющиеся продуктом выветривания кобальтина и арсенидов кобальта и никеля) , а также линнеит, скуттерудит, шмальтинхлоантит, пентландит. В качестве сырья для получения кобальта может служить пирит (серный колчедан, железный колчедан), самый распространенный минерал класса сульфидов, FeS2, содержащий примеси Cu, Au, Fe, Ni, Co и др. Пирит представляет собой латунно-желтые кубические кристаллы полигенного происхождения, твердостью 6-6,5 и плотностью 5,0 г/см3. Главные промышленные месторождения пирита — гидротермальные и метасоматические.

По концентрации данных минералов в почве можно судить о масштабах залежей кобальтовых руд. В зависимости от химического состава, различают три основных типа кобальтовых руд: мышьяковые руды, сернистые и окисленные. Промышленные концентрации Со встречаются в месторождениях никеля, меди и железа. Как правило, из 1 тонны руды получают от 1 до 30 кг кобальта. Среди металлов подгруппы железа кобальт самый редкий; содержание его в земной коре не превышает тысячной доли процента. Общие мировые запасы оценивают в 6 млн. т, причем большая их часть сосредоточена в зарубежных странах: Заире, Марокко, Замбии, Австралии, Канаде, Индонезии и на Кубе. В России крупнейшим месторождением кобальтовых руд является Норильское, а из республик бывшего СССР значительными запасами также обладает  Азербайджан ( Дашкесанское месторождение ) .

Применение кобальта.

В чистом виде кобальт не применяют, но он является важнейшим компонентом сплавов и специальных сталей. Это прежде всего магнитотвердые ( магнитожесткие ) материалы - соединения  редкоземельных элементов ( главным образом самария и эрбия )  с кобальтом. Магнитотвердые материалы обладают очень важным свойством: они способны  намагничиваются до насыщения и перемагничиваются в сравнительно сильных магнитных полях напряженностью в тысячи и десятки тысяч А/м, и характеризуются высокими значениями коэрцитивной силы, остаточной магнитной индукции, магнитной энергии на участке размагничивания («спинка» петли гистерезиса), в связи с чем широко применяются  для изготовления специальных постоянных магнитов, обладающих сильным магнитным полем. Также кобальт входит в состав жаропрочных, сверхтвердых коррозионностойких сплавов. Стали для изготовления режущих инструментов  часто содержат кобальт. В ряде случаев этот металл используют в качестве гальванических покрытий, поскольку они являются более устойчивыми к воздействию слабых кислот, чем хромовые или никелевые. По этой же причине тонким слоем кобальта  иногда покрывают столовые ножи для защиты от воздействия агрессивных сред. Хлорид кобальта придает стекломассе синюю окраску, поэтому он применяется для производства синего и голубого декоративного стекла. Окиси кобальта нашли свое применение при изготовлении  так называемых стразов. Стразами (нем. Strass, по имени изобретателя, стекловара и ювелира кон. 18 в. Ж. Страсса), называют искусственные камни, изготовляемые из хрусталя с примесью оксидов тяжелых металлов, по блеску и игре похожие на драгоценные камни; подделка под драгоценный камень. Наибольшую известность получили стразы из бесцветного стекла — под «бриллианты». «Изумруды» создавались примесью во время плавления окиси хрома, «топазы» — окиси железа, «аметисты» — окиси кобальта.

 При облучении нейтронами в атомном реакторе кобальт переходит в радиоактивный изотоп 60Со . Это радиоактивное вещество обладает очень интенсивным гамма – излучением; период его полураспада 5,2 года. Радиоактивный кобальт применяется как источник гамма – лучей при лечении рака и в исследовательских работах.

В химической промышленности металл, его соли и соединения применяются главным образом в качестве катализаторов различных химических процессов. Со2(СО)8 - карбонил кобальта применяют для получения чистых металлов, нанесения металлических покрытий, в качестве антидетонаторных добавок. Соли кобальта добавляют в краски и лаки для ускорения процесса их высыхания (т.н. сиккативы ).

Говоря о техническом применении кобальта, следует заметить, что он имеет также и значительное биологическое значение в природе. Кобальт относится к числу биологически активных элементов и всегда содержится в организме животных и в растениях. С недостаточным содержанием его в почвах связано недостаточное содержание кобальта в растениях, что способствует развитию малокровия у животных (таежно-лесная нечерноземная зона). Входя в состав водорастворимого витамина В₁₂  (цианкобаламин), кобальт весьма активно влияет на поступление азотистых веществ, увеличение содержания хлорофилла и аскорбиновой кислоты.  Этот витамин влияет на углеводный и жировой обмен; участвует в кроветворении. Кобальт является компонентом ряда ферментов, которые активизируют  биосинтез метионина, нуклеиновых кислот и повышают содержание белкового азота . В микродозах кобальт является необходимым элементом для нормальной жизнедеятельности многих растений и животных.  Вместе с тем повышенные концентрации соединений кобальта являются токсичными. В настоящее время остро стоит проблема загрязнения окружающей среды солями тяжелых металлов. Более всего пострадали водные экосистемы. В природные воды соединения кобальта попадают в результате процессов выщелачивания их из медноколчедановых и других руд, из почв при разложении организмов и растений, а также со сточными водами металлургических, металлообрабатывающих и химических заводов. Некоторые количества кобальта поступают из почв в результате разложения растительных и животных организмов. Соединения кобальта в природных водах находятся в растворенном и взвешенном состоянии, количественное соотношение между которыми определяется химическим составом воды, температурой и значениями рН. Растворенные формы представлены в основном комплексными соединениями, в т.ч. с органическими веществами природных вод. Соединения двухвалентного кобальта наиболее характерны для поверхностных вод. В присутствии окислителей возможно существование в заметных концентрациях трехвалентного кобальта. Предельно допустимая концентрация солей металла составляет порядка 0,05 - 0,1 мг/дм. куб. Чистой считается вода, в которой содержание металла не превышает тысячных долей миллиграмма на кубический дециметр.

Химические свойства кобальта, реакции обнаружения.

Задача обнаружения кобальта заключается прежде всего в выявлении содержания его солей в исследуемой среде. Типичным примером качественной реакции является реакция с хлоридом кобальта (II) CoCl2 , растворенным в воде. При добавлении гидроксида натрия NaOH в осадок выпадает голубой гидроксид кобальта (II); если пробирку с содержимым нагреть, то голубой осадок приобретет розовую окраску, перейдя в устойчивую форму. При простаивании на открытом воздухе постепенно образуется коричневатый гидроксид кобальта (III). Простые соли трехвалентного кобальта в основном нестойки в растворе. Если вместо гидроксида натрия в качестве реагента использовать сульфид аммония, то будет наблюдаться выпадение черного осадка сульфида кобальта, который не растворяется в разбавленных кислотах.

Важнейшей реакцией определения солей кобальта является реакция, в которой исследуемая среда помещается в раствор, представляющий собой смесь нитрита калия KNO2 , хлорида калия и уксусной кислоты ( уксусной эссенции). При нагревании данной системы в случае наличия хлорида кобальта в исследуемой среде произойдет выпадение желтого осадка комплексного соединения гексанитрокобальтата – (III) калия K3[Co(NO2)6].

Еще одна реакция – это реакция хлорида кобальта с небольшим количеством кристаллического роданида аммония NH4SCN. В процессе данной реакции образуется темно – синий раствор тетраиоцианатокобальта – (II) аммония:

CoCl2 + 4NH4SCN = 2NH4Cl + (NH4)2[Co(SCN)4]

К особенностям этой реакции следует отнести прежде всего то, что с ее помощью можно обнаруживать очень малые концентрации солей кобальта, что очень важно при проведении химических анализов в ходе геолого – разведочных работ.

 Медь

Медь (лат. Cuprum) - химический элемент. Один из семи металлов, известных с глубокой древности. По некоторым археологическим данным - медь была хорошо известна египтянам еще за 4000 лет до Р. Хр. Знакомство человечества с медью относится к более ранней эпохе, чем с железом; это объясняется с одной стороны более частым нахождением меди в свободном состаянии на поверхности земли, а с другой - сравнительной легкостью получения ее из соединений. Древняя Греция и Рим получали медь с острова Кипра (Cyprum), откуда и название ее Cuprum. Особенно важна медь для электротехники.

По электропроводности медь занимает второе место среди всех металлов, после серебра. Однако в наши дни во всем мире электрические провода, на которые раньше уходила почти половина выплавляемой меди, все чаще делают из аллюминия. Он хуже проводит ток, но легче и доступнее. Медь же, как и многие другие цветные металлы, становится все дефицитнее. Если в 19 в. медь добывалась из руд, где содержалось 6-9% этого элемента, то сейчас 5%-ные медные руды считаются очень богатыми, а промышленность многих стран перерабатывает руды, в которых всего 0,5% меди.

Медь входит в число жизненно важных микроэлементов. Она участвует в процессе фотосинтеза и усвоении растениями азота, способствует синтезу сахара, белков, крахмала, витаминов. Чаще всего медь вносят в почву в виде пятиводного сульфата - медного купороса. В значительных количествах он ядовит, как и многие другие соединения меди, особенно для низших организмов. В малых же дозах медь совершенно необходима всему живому.

Химические и физические свойства элемента.

Медь - химический элемент I группы периодической системы Менделеева; атомный номер 29, атомная масса 63,546. Температура плавления- 1083° C; температура кипения - 2595° C; плотность - 8,98 г/см³. По геохимической классификации В.М. Гольдшмидта, медь относится к халькофильным элементам с высоким сродством к S, Se, Te, занимающим восходящие части на кривой атомных объемов; они сосредоточены в нижней мантии, образуют сульфиднооксидную оболочку.

Вернадским в первой половине 1930 г были проведены исследования изменения изотопного состава воды, входящего в состав разных минералов, и опыты по разделению изотопов под влиянием биогеохимических процессов, что и было подтверждено последующими тщательными исследованиями. Как элемент нечетный состоит из двух нечетных изотопов 63 и 65 На долю изотопа Cu (63) приходится 69,09%, процентное содержание изотопа Cu (65) - 30,91%. В соединениях медь проявляет валентность +1 и +2, известны также немногочисленные соединения трехвалентной меди.

К валентности 1 относятся лишь глубинные соединения, первичные сульфиды и минерал куприт - Cu2O. Все остальные минералы, около сотни отвечают валентности два. Радиус одноволентной меди +0.96, этому отвечает и эк - 0,70. Величина атомного радиуса двухвалентной меди - 1,28; ионного радиуса 0,80.

Очень интересна величена потенциалов ионизации: для одного электрона - 7,69, для двух - 20,2. Обе цифры очень велики, особенно вторая, показывающая большую трудность отрыва наружных электронов. Одновалентная медь является равноквантовой и потому ведет к бесцветным солям и слабо окрашенным комплексам, тогда как разноквантовя двух валентная медь характеризуется окрашенностью солей в соединении с водой.

Медь - металл сравнительно мало активный. В сухом воздухе и кислороде при нормальных условиях медь не окисляется. Она достаточно легко вступает в реакции с галогенами, серой, селеном. А вот с водородом, углеродом и азотом медь не взаимодействует даже при высоких температурах. Кислоты, не обладающие окислительными свойствами, на медь не действуют.

Электроотрицательность атомов - способность при вступлении в соединения притягивать электроны. Электроотрицательность Cu²⁺ - 984 кДЖ/моль, Cu⁺ - 753 кДж/моль. Элементы с резко различной ЭО образуют ионную связь, а элементы с близкой ЭО - ковалентую. Сульфиды тяжелых металлов имеют промежуточную связь, с большей долей ковалентной связи ( ЭО у S-1571, Cu-984, Pb-733). Медь является амфотерным элементом - образует в земной коре катионы и анионы.

Минералы.

Медь входит более чем в 198 минералов, из которых для промышленности важны только 17, преимущественно сульфидов, фосфатов, силикатов, карбонатов, сульфатов. Главными рудными минералами являются халькопирит CuFeS₂, ковеллин CuS, борнит Cu₅FeS₄, халькозин Cu₂S.

Окислы: тенорит, куприт. Карбонаты: малахит, азурит. Сульфаты: халькантит, брошантит. Сульфиды: ковеллин, халькозин, халькопирит, борнит.

Чистая медь - тягучии, вязкий металл красного, в изломе розового цвета, в очень тонких слоях на просвет медь выглядит зеленовато-голубой. Эти же цвета, характерны и для многих соединений меди, как в твердом состаянии, так и в растворах.

Понижение окраски при повышении валентности видно из следующих двух примеров:

CuCl - белый, Cu₂O - красный, CuCl₂+H₂O - голубой, CuO - черный

Карбонаты характеризуются синим и зеленым цветом при условии содержания воды, чем намечается интересный практический признак для поисков.

Практическое значение имеют: самородная медь, сульфиды, сульфосоли и карбонаты (силикаты).

Метан

Метан-газ без цвета и запаха,легче воздуха,малорастворим в воде.Предельные углеводороды способны гореть,образуя оксид углерода (IV) и воду.Метан горит бледным синеватым пламенем: CH4+2O2=2H2O

При сильном нагревании метан распадается по уравнению:CH4=C+2H2

2CH4=C2H 2+3H2

CH3Cl-хлорметана (хлористого метила),CH2Cl2-дихлорметана,CHCl3-трихлорметана,CCl4-тетрахлорметана

Образование галогенопроизводных метана протекают по цепному свободнорадикальному механизму.Под действием света молекулы хлора распадаются на неорганические радикалы:Cl2=2Cl

Неорганический радикал Cl отрывает от молекулы метана атом водорода с одним электроном,образуя HCl и свободный радикал CH3 H H

H:C_| H+Cl=H:C +HCl

H| H

Cвободный радикал взаимодействует с молекулой хлора Cl2 ,образуя галогенопроизводное и радикал хлора:

CH3+Cl_| Cl=CH3-Cl+Cl

|

CH4+HNO3=CH3NO2 +H2O

нитрометан

Приведенные реакции замещения сопровождаются разрывом связей C-H.Однако известны процессы,при которых происходит не только расщепление связей C-H,но и разрыв цепи углеродных атомов ( у гомологов метана).Эти реакции протекают при высоких температурах и в присутствии катализаторов.Например:

C4H10+H2 -процесс дегидрогенизации

C4H10-|

C2H6 + C2H4-крекинг

200 *C

CH3|COONa +NaO|H=Na2CO3 + CH4|

Al4C3 +12H2O=4Al(OH)3 +3CH4|

Метан может быть получен из простых веществ при нагревании в присутствии катализатора: Ni

C+2H2=CH4

А также синтезом на основе водяного газа

Ni

CO+3H2 =CH4 +H2O

Гомологи метана,как и метан ,в лабораторных условиях получают прокаливанием солей соответствующих органических кислот с щелочами.Другой способ-реакция Вюрца , т.е. нагревание моногалогенопроизводных с металлическим натрием,например

C2H5 |Br+2Na+Br|C2H5= C2H5-C2H5+2NaBr

nCO+(2n+1)H2=CnH2n+2+nH2O

Фосфор

Распространенность в природе. Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,08%. Важнейшими минералами фосфора, встречающимися в природе, являются фторапатит Ca5(PO4)3F и фосфорит Ca3(PO4)2.

     Свойства. Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые заметно различаются по свойствам. Белый фосфор - мягкое кристаллическое вещество. Состоит из молекул P4. Плавится при температуре 44,1°С. Очень хорошо растворим в сероуглероде CS2. Черезвычайно ядовит и легко загорается.

     При нагревании белого фосфора образуется Красный фосфор. Он представляет собой смесь нескольких модификаций, которые имеют различную длину молекул. Цвет красного фосфора в зависимости от способа  и условий получения может меняться от светло-красного до фиолетового и темно-коричневого. Температура его плавления 585-600°.

     Черный фосфор - наиболее устойчивая модификация. По внешнему виду он похож на графит. В отличие от белого фосфора красный и черный фосфор не растворяются в сероуглероде, они не ядовиты и не огнеопасны.

     Фосфор химически более активен, чем азот. Химическая активность фосфора зависит от аллотропной модификации, в которой он находится. Так, наиболее активен белый фосфор, а наимнее активен черный фосфор.

     В уравнениях химических реакций белый фосфор обычно записывают формулой P4, которая соответствует составу его молекул. Красная и черная модификации фосфора обычно записываются формулой P. Этот же символ используют, если модификация неизвестна или может быть любой.

     1. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами. Фосфор может реагировать со многими неметаллами: кислородом, серой, галогенами,  с водородом фосфор не реагирует. В зависимости от того, находится фосфор в избытке или недостатке, образуются соединения фосфора (III) и (V), например:

2P + 3Br2 = 2PBr3  или  2P + 5Br2 = 2PBr5

     2. Взаимодействие с металлами. При нагревании фосфора с металлами образуются фосфиды:

3Mg + 2P = Mg3P2

Фосфиды некоторых металлов могут разлагаться водой с образованием газообразного фосфина PH3:

Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3

Фосфин PH3 по химическим свойствам похож на аммиак NH3.

     3. Взаимодействие со щелочами. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует:

                    0                            -3              +1

P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2

     Получение. Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция Ca3(PO4)2, который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод получения основан на реакции восстановления Ca3(PO4)2 до фосфора.

     В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок SiO2. Процесс проводят в электопечах (производство относят к электротермическим). Реакция протекает по уравнению:

2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C = 6CaSiO3 + P4 + 10CO

Продукт реакции - белый фосфор. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет желтый цвет, поэтому в промышленности его называют желтым фосфором.

     Фосфорные удобрения. Фосфор, так же как и азот, является важным элементом для обеспечения роста и жизнедеятельности растений. Растения извлекают фосфор из почвы, поэтому его запасы необходимо восполнять, периодически добавляя фосфорные удобрения. Фосфорные удобрения производят из фосфата кальция, который входит в состав природных фосфоритов и фторапатитов.

     Простейшее фосфорное удобрение - фосфоритная мука представляет собой перемолотый фосфорит Ca3(PO4)2. Это удобрение труднорастворимо,  оно может усваиваться растениями только на кислых почвах.

     Действием серной кислоты на фосфат кальция получают простой суперфосфат, основным компонентом которого является дигидрофосфат кальция Ca(H2PO4)2. Это - растворимое вещество, и оно хорошо усваивается растениями. Метод получения простого суперфосфата основан на реакции

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4

     Кроме основного компонента суперфосфат содержит до 50% сульфата кальция, который является балластом. Для повышения содержания фосфора в удобрении проводят обработку фосфорита фосфорной кислотой:

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2

     Получаемое удобрение называется двойным суперфосфатом. Еще одно фосфорное удобрение с высоким содержанием фосфора - преципитат CaHPO4·2H2O.

     Высококонцентрированные фосфорные удобрения приготавливают на основе суперфосфорной кислоты - смеси полифосфорных кислот H4P2O7, H5P3O10, H6P4O13 и др. Эти кислоты образуются при нагреавнии фосфорной кислоты H3PO4 в вакууме.

     При взаимодействии полифосфорных кислот с аммиаком образуются полифосфаты аммония, которые используются как комплексные азотно-фосфорные удобрения.

     Вместе с азотом фосфор входит в состав некоторых других комплексных удобрений, например аммофоса NH4H2PO4 и диаммофоса (NH4)2HPO4.

Фтор

ФТОР (лат. Fluorum), F - химический элемент VII группы периодической си­стемы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормаль­ных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²) - газ бледно-желтого цвета с резким запахом.

Природный фтор состоит из одного ста­бильного изотопа ¹⁹F. Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶F с периодом полураспада Т_1/2 < 1 сек, ¹⁷F(Т_1/2 = 70 сек), ¹⁸F (Т_1/2 = 111 мин), ²⁰F (Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹F(Т_1/2 = 5 сек).

Историческая справка.

Первое соединение фтора - флюорит (плави­ковый шпат) CaF₂ - описано в конце 15 века под названием "флюор" (от латинского fluo - теку, по свойству СаF₂ делать жидкотекучими вязкие шлаки металлургических произ­водств). В 1771 К. Шееле получил плавиковую кислоту. Свободный фтор выделил А. Муассан в 1886 электролизом жидко­го безводного фтористого водорода, содер­жащего примесь кислого фторида ка­лия KHF₂.

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

Распространение в природе.

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

Физические и химические свойства.

Газообразный ФТОР имеет плотность 1,693 г/л (0 °С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²), жидкий - 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энер­гия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость 2,5_*10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_*10^-3 г при -20 °С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵. В соеди­нениях проявляет степень окисления -1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ион­ный радиус 1,33А. Сродство к электрону 3,62 эв, энергия ионизации (F ® F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объяс­няется сильная электроотрицательность атома фтора, наибольшая среди всех других элементов. Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами. Прямое фторирование имеет цепной механизм и легко может перейти в горение и взрыв. Фтор реагирует се всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температурах фториды кислорода О₂Р₃, О₃F₂ и др. Реакции фтора с другими галогенами экзотермичны, в резуль­тате образуются межгалогенные соедине­ния. Хлор взаимодействует с фтором при нагревании до 200-250 °С, давая монофто­ристый хлор СlF и трехфтористый хлор СlF₃. Известен также СlF₃, получаемый фторированием СlF₃ при высокой температуре и давлении 25 Мн/м² (250 кгс/см²). Бром и иод воспламеняются в атмосфере фтора при обычной темпере, при этом могут быть получены BrF₃, BrF₅, IF₅, IF₇. Фтор непосредственно реалирует с криптоном, ксеноном и радоном, образуя соответ­ствующие фториды (например, ХeF₄, ХеF₆, КrF₂). Известны также оксифторид и ксенона.

Взаимодействие фтора с серой сопровож­дается выделением тепла и приводит к образованию многочисленных фторидов серы Селен и теллур образуют высшие фториды SеF₆ и ТеF₆. Фтор с водоро­дом реагируют с воспламенением; при этом образуется фтористый водород. Фтор с азотом реагирует лишь в электрическом разряде. Древесный уголь при взаи­модействии с фтором воспламеняется при обычной температуре; графит реагирует с ним при сильном нагревании, при этом воз­можно образование твердого фтористого графита или газообразных перфторуглеродов CF₄ и C₂F₆. С бромом, кремнием, фосфором, мышьяком фтор взаимо­действует на холоду, образуя соответст­вующие фториды.

Фтор энергично соединяется с большинством металлов; щелочные и щелочно-земельные металлы воспламеняются в атмосфере фтора на холоду, Bi, Sn, Ti, Мо, W - при незначительном нагревании. Hg, Pb, U, V реагируют с фтором при комнат­ной температуре, Pt - при температуре тёмно-красного каления. При взаимодействии металлов с фтором образуются, как правило, высшие фториды, например UF₆, MoF₆, HgF₂. Некоторые металлы (Fe, Сu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с фтором с образованием защитной плёнки фторидов, препятствую­щей дальнейшей реакции.

При взаимодействии фтора с окисла­ми металлов на холоду образуются фто­риды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов метал­лов (например, MoO₂F₂). Окислы неме­таллов либо присоединяют фтор, например SO₂ + F₂ = SO₂F₂, либо кислород в них замещается на фтор, например SiO₂ + 2F₂ = SiF₄ + О₂. Стекло очень медлен­но реагирует с фтором; в присутствии воды реакция идёт быстро. Вода взаимодейст­вует с фтором: 2Н₂О + 2F₂ = 4HF + О₂; при этом образуется также OF₂ и пере­кись водорода Н₂О₂. Окислы азота NO и NО₂ легко присоединяют фтор с образованием соответственно фтористого нит-розила FNO и фтористого нитрила FNО₂. Окись углерода присоединяет фтор при нагревании с образованием фтористого карбонила: СО + F₂ = COF₂.

Гидроокиси металлов реагируют с фтором, образуя фторид металла и кислород, например 2Ва(ОН)₂ + 2F₂ = 2ВаF₂ + 2Н₂О + О₂. Водные растворы NaOH и КОН реагиру­ют с фтором при О °С с образованием OF₂.

Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют с фтором на холоду, причем фтор замешает все галогены.

Легко фторируются сульфиды, нит­риды и карбиды. Гидриды металлов образуют с фтором на холоду фторид металла и HF; аммиак (в парах) - N₂ и HF. Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например НNО₃ (или NaNO₃) + F₂ ® FNO₃ + HF (или NaF); в более жестких условиях фтор вытесняет кисло­род из этих соединений, образуя сульфурилфторид. Карбонаты ще­лочных и щелочноземельных металлов реагируют с фтором при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фто­рид, СО₂ и О₂.

Фтор энергично реагирует с органическими веществами.

Получение.

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

Применение.

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

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

Техника безопасности.

Фтор токсичен, предельно допустимая концент­рация его в воздухе примерно 2_*10^-4 мг/л, а предельно допустимая концентрация при экспозиции не более 1 ч составляет 1,5_*10^-3 мг/л.

Фтор в организме.

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

Отравления фтором возможны у работающих в химической промышленности, при синте­зе фторосодержащих соединений и производстве фосфорных удобрений. Фтор раздражает дыхательные пути, вызывает ожоги кожи. При остром отравлении возникают раздражение слизистых оболочек горта­ни и бронхов, глаз, слюнотечение, носовые кровотечения; в тяжелых случаях - отек легких, поражение центр, нервной системы и др.; при хроническом - конъ­юнктивит, бронхит, пневмония, пневмо-склероз, флюороз. Характерно пораже­ние кожи типа экземы. Первая по­мощь: промывание глаз водой, при ожо­гах кожи - орошение 70%-ным спиртом; при ингаляционном отравлении - вды­хание кислорода. Профилактика: соблюдение правил техники безопасно­сти, ношение специальной одежды, регу­лярные медицинские осмотры, включе­ние в пищевой рацион кальция, вита­минов.

Препараты, содержащие фтор, применяют в медицинской практике в качестве противоопу­холевых (5-фторурацил, фторафур, фтор-бензотэф), нейролептических (трифлу-перидол, или триседил, фторфеназин, трифтазин и др.), антидепрессивных (фторацизин), наркотическиз (фторотан) и других средств.

Хлор

ХЛОР (лат. Chlorum), Cl - химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: ³⁵Cl (75,77%) и ³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис­лами 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада Т_1/2 соответственно 0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105 лет; 37,3; 55,5 и 1,4 мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl используются как изотопные индикаторы.

Историческая справка.

Xлор получен впервые в 1774 К. Шееле взаимо­действием соляной кислоты с пиролюзитом МnO₂. Однако, только в 1810 Г. Дэви установил, что хлор - элемент и назвал его chlorine (от греческого chloros - жёлто-зе­лёный). В 1813 Ж.Л. Гей-Люссак пред­ложил для этого элемента название хлор.

Распространение в природе.

Xлор встречается в природе только в виде соединений. Среднее содержание хлора в земной коре 1,7_*10^-2% по массе, в кислых изверженных поро­дах - гранитах 2,4_*10^-2, в основ­ных и ультраосновных 5_*10^-3. Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция. В виде иона Cl^- он содер­жится в Мировом океане (1,93%), под­земных рассолах и соляных озерах. Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из них - галит NаCl. Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О, бишофит МgCl_2*6Н₂О. В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры.

Физические и химические свойства.

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

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs² 3р⁵. В соответствии с этим хлор в соединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^- 1,82А, сродство атома хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически хлор очень активен, непосред­ственно соединяется почти со всеми ме­таллами (с некоторыми только в присут­ствии влаги или при нагревании) и с не­металлами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соеди­нениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные ме­таллы в присутствии следов влаги взаи­модействуют с хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с су­хим хлором только при нагревании. Сталь, а также некоторые металлы стойки в атмо­сфере сухого хлора в условиях невысоких температур, поэтому их используют для изго­товления аппаратуры и хранилищ для сухого хлора. Фосфор воспламеняется в ат­мосфере хлора, образуя РСl₃, а при даль­нейшем хлорировании - РСl₅; сера с хлором при нагревании дает S₂Сl₂, SСl₂ и другие S_nCl_m. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с хлором. Смесь хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с обра­зованием хлористого водорода (это цеп­ная реакция).

Максимальная температура водородно-хлор­ного пламени 2200 °С. Смеси хлора с во­дородом, содержащие от 5,8 до 88,3% Н₂, взрывоопасны.

С кислородом хлор образует окислы: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇, Cl₂O₈, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хло­риты, хлораты и перхлораты. Все кис­лородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляю­щимися веществами. Окислы хлора мало­стойки и могут самопроизвольно взры­ваться, гипохлориты при хранении мед­ленно разлагаются, хлораты и перхло­раты могут взрываться под влиянием инициаторов.

Xлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Сl₂ + Н₂О Û НСlО + НСl. При хлорировании водных растворов щелочей на холоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NаОН + Сl₂ = NаСlO + NаСl + Н₂О, а при нагревании - хлораты. Хлориро­ванием сухой гидроокиси кальция полу­чают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с хлором образуется трёххлористый азот. При хлорировании ограниченных соединений хлор либо замещает водород: R—Н + Сl₂ = RСl + НСl, либо присоединяется по кратным связям:

С=С + Сl2 ® СlС—ССl

образуя различные хлорсодержащие органические сое­динения.

Xлор образует с другими галогенами межгалогенные соединения. Фториды СlF, СlF₃, СlF₅ очень реакционноспособны; например, в атмосфере СlF₃ стеклянная вата самовоспламеняется. Известны со­единения хлора с кислородом к фтором - оксифториды хлора: СlО₃F, СlО₂F₃, СlOF, СlОF₃ и перхлорат фтора FСlO₄.

Получение.

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

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

Применение.

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

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

Хлор в организме.

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

Отравления хлором возможны в химической, целлюлозно-бумажной, текстильной, фармацевтичой промышленности. Xлор раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. К первич­ным воспалительным изменениям обыч­но присоединяется вторичная инфекция. Острое отравление развивается почти немедленно. При вдыхании средних и низких концентраций хлора отмечаются стеснение и боль в груди, сухой кашель, учащён­ное дыхание, резь в глазах, слезотече­ние, повышение содержания лейкоцитов в крови, температуры тела и т. п. Возможны бронхопневмония, токсический отёк лёгких, депрессивные состояния, судороги. В лёгких случаях выздоровление насту­пает через 3 - 7 суток. Как отдалённые последствия наблюдаются катары верх­них дыхательных путей, рецидивирующий броихит, пневмосклероз; возможна активизация туберкулёза лёг­ких. При длительном вдыхании небольших концентраций хлора наблюдаются аналогич­ные, но медленно развивающиеся фор­мы заболевания. Профилактика отравле­ний, герметизация производств, оборудования, эффективная вентиляция, при необходимости использование противо­газа. Предельно допустимая концентра­ция хлора в воздухе производств, помеще­ний 1 мг/м³. Производство хлора, хлорной изве­сти и других хлорсодержащих соединений относится к производствам с вредными усло­виями труда.