Галогены в природе

Природные круговороты галогенов изучены меньше чем круговороты других биогенных элементов. Одна из причин этого в том, что хлор, фтор и иод обычно в почвах не дефицитны.

Круговороты галогенов охватывают литосферу, гидро-, атмо- и биосферу. Об их интенсивности можно судить по годовым речным стокам:

Элемент	F	Cl	Br	I
Годовой речной сток, т/год	10^6	10^8	10^5	10^4

Подвижные, не образующие нерастворимых солей хлор, бром и иод быстро выносятся с атмосферными осадками, а прочно связанный фтор выносится в малой мере.

Интенсивность круговорота хлора значительно больше, чем у других галогенов.

Биомасса суши вносит в круговорот хлора довольно малый вклад. Ежегодный прирост содержания хлора в биомассе составляет около 10 млн т, что в 10 раз меньше речного выноса хлора. Атмосферные осадки в виде пыли и аэрозолей обеспечивают такое поступление хлора в почвы, что его содержание в них в большинстве случаев почти постоянно.

В засоленных почвах содержание хлорида натрия столь велико, что его угнетающее растительность действие делает не возможным эффективное земледелие.

Применение галогеносодержащих в сельском хозяйстве: в виде удобрений, хлор-, фторсодержащих пластмасс, консервантов древесины (NaА1F₄, Na₂[SiF₆]), хлорзамещенных пестицидов.

Применение удобрений NH₄Cl, KCl, NaСl, KCl·MgCl₂·6H₂O не приводит к засолению почв ввиду высокой подвижности Cl^–. Экологически вредной формой хлора является хлороводород. Он выделяется многими производствами, использующими хлороводородную кислоту, а также при сжигании хлорсодержащих пластмасс. HCl является агентом, закисляющим почвы, но при достаточном содержании карбонатов он не опасен.

Наибольшую экологическую опасность представляют разнообразные хлорсодержащие пестициды. Фтор- и хлорзамещенные вещества часто оказываются неспецифичными смертельными ядами, блокирующими метаболические клеточные процессы не только вредных, но и полезных обитателей экосистем. Некоторые пестициды, обладающие способностью накапливаться из-за медленного разложения в естественных условиях, запрещены. Нужен контроль за их содержанием в почвах.

Значительную экологическую опасность представляют фторид-ионы, содержащиеся в необесфторенных фосфорных удобрениях.

Хлор применяют для получения хлористого водорода и соляной кислоты, используют для отбеливания тканей и бумажной массы, обеззараживания питьевой воды (1,5 г на 1 м³ воды), в производстве хлорной извести, в производстве хлорорганических соединений, инсектицидов (гексахлоран применяется при протравлении семян, при борьбе с вредителями овощных и плодовых культур). Хлороводород применяют в производстве синтетических смол, каучуков. Соляную кислоту используют для получения хлоридов цинка, марганца, железа и других металлов, для очистки поверхностей металлов и скважин от загрязнений.

Хлорид натрия – в пищу, для получения NaOH, в красильном, мыловаренном деле.

Соли хлоратов и перхлоратов являются компонентами ядерного ракетного топлива.

Области применения галогенов и их производных безгранично разнообразны.

Фтор и его соединения (OF₂) являются сильными окислителями. В атмосфере фтора горят кварц, асбест и т.д.

Фторорганические соединения инертны, не горючи. Их применяют в качестве высокотемпературных смазочных материалов, огнебезопасных растворителей и хладогентов.
CF₂Cl₂ – фреон.

Тефлон или фторопласт получают полимеризацией тетрафторэтилена:

Кислородные соединения галогенов используются как газообразные, жидкие и твердые окислители.

Для дезинфекции используется Cl₂, CaOCl₂, органические галогеносодержащие соединения, NaF и др.

NaCl – сырье в промышленности и в пище.

Br₂, I₂ – фармацевтическая промышленность.

HCl – химическая промышленность, химический реагент.

Соединения галогенов для химических лабораторий, анализа, синтеза и т.д.

AgBr, AgI – фотография, производство красок.

Астат.

Астат – наименее распространенный элемент на нашей планете, если конечно не считать трансурановые элементы. Приблизительно во всей земной коре содержится около 30 г астата.

Стабильных изотопов нет, а самый долгоживущий радиоактивный изотоп ²¹⁰At имеет период полураспада 8,3 часа. «Астатос» - «неустойчивый».

В 1940 г. при облучении α-частицами висмута ученые Калифорнийского университета Д. Корсон, К. Мак-Кензи и Э. Сегре искусственно получили элемент №85.

Астат в природе первыми нашли австрийские химики Б. Кармик и Т. Бернет. Изучая радиоактивность дочерних продуктов радона, они обнаружили, что незначительная часть радия А (это изотоп ²¹⁸Pо) распадается двояко.

Другой способ синтеза астата состоит в облучении ускоренными ионами углерода мишени из золота:

Сейчас известно уже 20 изотопов астата с массовыми числами от 200 до 219, самый короткоживущий ²¹⁴At, Т½ = 2·10^–6 сек.

Астат – галоген. Очень трудно изучать его свойства, так как время жизни его не велико.

Вычислено: t_пл = 244º С, t_кип = 309º С, сродство к электрону 2,9 эВ, I_{потенц. ион.} = 9,5 эВ.

То есть астат, так же как и иод, должен легче возгоняться, чем плавиться.

Установлено, что астат может существовать в шести валентных состояниях и иметь степени окисления от –1 до +7, и проявляет себя как аналог иода.

Как и иод, он хорошо растворяется в большинстве органических растворителей. Астат может взаимодействовать с кислотами:

At + HCl → AtCl + H₂↑

Ни одно соединение его не описано в кристаллическом виде.

Установлено, что ²¹¹At лучше использовать для лечения заболеваний щитовидной железы, чем радиоактивный ¹³¹I.

Найдено и надежное средство выведения At из организма: роданид-ион образует с ним прочный комплекс.

Дата добавления: 2015-07-21