Галогены

в) Налейте в пробирку раствор перманганата калия, подкислите его серной кислотой и добавьте пероксид водорода. Как меняется цвет раствора? Как изменилась степень окисления атома марганца? Какие свойства проявляет пероксид водорода в этой реакции?

Реакция протекает по схеме:

2KMnO₄ +H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + O₂…

 

Опыт 5. Восстановительные свойства галогеноводородов

и галогенидов

    В три пробирки  внести по 4 - 5 капель раствора FeCl₃ и по 2 - 3 капли разбавленного (одномолярного) раствора серной кислоты. Добавить по 3 - 4 капли растворов KI (первая пробирка), KBr (вторая) и KCl (третья пробирка). По изменению окраски раствора определить, в какой пробирке произошло восстановление FeCl₃ до FeCl₂ и окисление галогенид-иона. Написать уравнение реакции. Сравнивая окислительно-восстановительные потенциалы галогенид-ионов с потенциалом полуреакции:

                         Fe 3+ + е = Fe 2+ ; ϕ0 = 0,77 B,

объяснить результаты опыта.[8]

 

Опыт 6. Окислительные свойства бромной воды

Реактивы. Бромная вода Br₂(р), разбавленный водный раствор сульфата хрома(III)-калия KCr(SO₄)₂, водный (5–10%-ный) раствор гидроксида калия KOH.

Посуда и  приборы. Большая пробирка или химический стакан, коническая колба емкостью 50 мл с пришлифованной стеклянной пробкой для бромной воды, стеклянная палочка.

Описание опыта. В пробирку наливают 5 мл раствор сульфата хрома(III)-калия, добавляют по каплям раствор гидроксида калия. При этом из первоначально фиолетового раствора выпадает серо-зеленый осадок гидроксида хрома:

Cr₂(SO₄)₃ + 6 KOH = 2 Cr(OH)₃¯ + 3 K₂SO₄

который при дальнейшем добавлении гидроксида калия переходит в раствор зеленого цвета согласно реакции:

Cr(OH)₃ + 3 KOH = K₃[Cr(OH)₆]

Затем приливают бромную воду и  нагревают реакционную смесь. Наблюдают, как зеленый цвет раствора сменяется  желтым:

2 K₃[Cr(OH)₆] + 3 Br₂(р) + 4 KOH = 2 K₂CrO₄ + 6 KBr + 8 H₂O

Под действием сильного окислителя (стандартный потенциал окислительно-восстановительной  пары Br₂(р)/Br- составляет +1,087 В) в щелочной среде легко происходит окисление хрома(III) до хрома(VI) (стандартный потенциал для пары CrO₄^2- /[Cr(OH)₆]^3- равен - 0,165 В).

 

Опыт 7. Взаимодействие алюминия с иодом

Реактивы. Алюминиевая пыль Al, кристаллический иод I₂, дистиллированная вода.

Посуда и  приборы. Железная или асбестовая пластинка на треножнике или на кольце штатива, фарфоровая ступка, фарфоровая чашка, стеклянная пипетка, шпатель.

Описание опыта. Кристаллический иод растирают в ступке, смешивают с сухой алюминиевой пылью в объемном отношении 1:1, переносят полученную смесь в фарфоровую чашку, или на железную или асбестовую пластинку и укладывают ее небольшой горкой, на вершине которой делают ямку. В эту ямку пипеткой вносят 5- 6 капель дистиллированной воды, которая активирует окислительно-восстановительную реакцию

2 Al + 3 I₂ = 2 AlI₃; D H° ₂₉₈ = - 616 кДж

Взаимодействие сопровождается большим тепловыделением, так что наблюдается вспышка смеси и выделение фиолетовых паров иода.

Примечание. Опыт проводится под тягой или с использованием стеклянного колокола большого объема. Если после добавления воды реакция не начинается в течение 3–5 мин, это означает, что частицы алюминия при долгом хранении на воздухе покрылись пленкой оксида алюминия. В этом случае можно добиться начала реакции алюминия с иодом, вводя из капельницы в смесь 2–3 капли соляной кислоты. [14][11]

 

Опыт 8. Оксид иода(V) и иодноватая кислота

Реактивы. Оксид иода(V) I₂O₅, дистиллированная вода, водные (10%-ные) растворы иодида калия KI и гидроксида калия KOH, разбавленная (10%-ная) серная кислота, раствор универсального индикатора.

Посуда и  приборы. Химический стакан емкостью 250–400 мл, стеклянная палочка, шпатель, капельница для раствора индикатора, фильтровальная бумага.

Описание опыта. В стакан с водой при перемешивании добавляют с помощью шпателя немного белого порошка оксида иода(V). Растворение и взаимодействие I₂O₅ с водой приводит к образованию иодноватой кислоты HIO₃:

I₂O₅ + H₂O = 2 HIO₃

Каплю полученного раствора с помощью  стеклянной палочки наносят на полоску  фильтровальной бумаги, смоченной раствором  универсального индикатора. Иодноватая кислота в водной среде подвергается необратимому протолизу:

HIO₃ + H₂O = IO₃^- + H₃O⁺

Индикатор приобретает розовый  цвет, среда сильнокислотная.

Затем по стеклянной палочке в стакан осторожно приливают раствор  иодида калия. Если перемешать жидкость, то вся становится коричневой за счет образования растворимого полииодоиодатного комплекса:

6 HIO₃ + 8 KI = 3 K[I(I)₂] + 5 KIO₃ + 3 H₂O

При добавлении небольшого количества оксида иода(V) коричневая окраска исчезает и появляются кристаллы иода:

3 I₂O₅ + 3 H₂O + 5 K[I(I)₂] = 8 I₂ + 5 KIO₃ + 3 H₂O

После отстаивания аккуратно сливают  раствор с осадка иода, а затем  при перемешивании небольшими порциями добавляют в стакан раствор гидроксида калия до исчезновения окраски.

В результате реакции дисмутации происходит химическое растворение выделившегося иода:

3I₂ + 6KOH = KIO₃ + 5KI + 3 H₂O

Если добавить в полученный бесцветный раствор серную кислоту, то снова  появляется интенсивное коричневое окрашивание. Это результат реакции  конмутации:

8 KI + KIO₃ + 3 H₂SO₄= 3 K[I(I)₂] + 3 K₂SO₄ + 3 H₂O

В щелочной среде значения разности стандартных потенциалов D j °  электронно-ионных полуреакций дисмутации иода отвечают критерию самопроизвольного протекания ОВР:

I₂ + 2 e- = 2 I^- j ° = 0,535 B

I₂ + 12 OH^- - 1e^- = 2 IO₃^- + 6 H₂O ; j ° = 0,196 B

D j ° = 0,535 - 0,196 = 0,339 B (больше нуля)

 

Для электронно-ионных полуреакций, протекающих  в кислотной среде, значение разности стандартных окислительно-восстановительных потенциалов D j °  для реакции конмутации тоже больше нуля:

2 I^- - 2 e^- = I₂; j ° = 0,535 B

2 IO₃^- + 12 H⁺ + 10 e^- = I₂ + 6 H₂O; j ° = 1,192 B

D j ° = 1,192 - 0,535 = 0,657 B,

 

что может служить критерием  самопроизвольного протекания ОВР  в стандартных условиях .[11][14]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Заключение

В заключение несколько слов о галогенах как об элементах в клетках нашего организма.

 

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.

 

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.(6)

 

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 на состояние обмена веществ.(6)

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, используются 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.(6)(14)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Литература:

1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 2-е изд. - М.: Просвещение, 1999. - 175 с.: ил.

2. Габриелян О.С. Химия 9 класс:  учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001. - 224 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. - 4-е изд. - М.: Дрофа, 2001. - 128 с.

4. Ерошин Д.П., Шишкин Е.А. Методика  решения задач по химии: учеб. пособие. - М.: Просвещение, 1989. - 176 с.: ил.

5. Крицман В.А. Книга для чтения  по неорганической химии. - М.: Просвещение, 1986. - 273 с.

6. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.  Химия 8 класс: учеб. для общеобразоват.  учеб. заведений. - 6-е изд. - М.: Просвещение, 1998. - 158 с.: ил.