химия элементов

7.7. ПОДГРУППА VIIA (ВОДОРОД, ФТОР, ХЛОР, БРОМ, ИОД, АСТАТ)

7.7.1. Водород

Водород занимает особое положение в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Его условно размещают в 1А или VIIA подгруппе, поскольку он проявляет сходство и с щелочными металлами, и с галогенами. Рассмотрение свойств водорода в данном разделе обусловлено тем, что общее число признаков, объединяющих его с галогенами, больше (см. ниже).

1.Характерные степени окисления. Принято считать, что в соединениях с более

электроотрицательными элементами водород имеет степень окисления +1; в гидридах активных металлов содержатся катионы Н-.

2.Природные ресурсы. Содержание водорода в земной коре составляет 1,0% (масс.) или

16% (ат.). Водород в основном находится в виде H2O. В свободном состоянии, в виде атомов и в виде молекул Н2, он содержится в ничтожном количестве в верхних слоях атмосферы. Немного водорода входит в состав вулканических и природных газов.

Водород - самый распространенный элемент во Вселенной, в атмосфере Солнца его содержание составляет 84%. Он входит в состав всех живых существ. 3начительные количества связанного водорода содержат нефть и природный газ.

3.Получение. В промышленности водород получают, главным образом, из природного метана. При нагревании (обычно в присутствии катализатора) смеси природного газа, воздуха и водяного пара происходят реакции

СН4 + H2O Æ СО + 3Н2

2СН4 + O2 Æ 2CO + 4H2

Указанные процессы называют пароводяной и кислородной конверсией метана. Далее каталитически окисляют СО водяным паром (конверсия оксида углерода):

СО + H2O Æ CO2 + Н2

Катализатором служит оксид железа Fе2O3 с активирующими добавками (Сr2O3, Аl2O3, К2O и др.). Диоксид углерода удаляют промывкой газовой смеси водой под давлением и окончательно поглощением растворами щелочей.

Помимо метана для получения Н2 конверсией используют генераторный (CO + N2) и водяной (СО + Н2) газы. Водород высокой чистоты получают электролизом воды (см. разд. 7.6.1).

В лаборатории водород поставляют с производства в стальных баллонах. Небольшие количества водорода получают в аппарате Киппа действием НCl или H2SO4 на Zn. Цинк обычно содержит примеси As, Sb и др., поэтому выходящий из аппарата водород немного загрязнен AsH3 и другими газами. Очень чистый водород можно получить в лаборатории электролизом раствора КОН.

4. Свойства. В свободном состоянии водород существует в виде простого вещества Н2 (возможно получение атомного водорода, см. ниже). В соответствии с электронной конфигурацией атома водорода 1s1 для него возможен сдвиг его электрона к более электроотрицательному атому и, наоборот, смещение электрона другого атома к атому водорода (стремление образовать замкнутую оболочку 1s2). Таким образом, для водорода возможны степени окисления -1, 0, +1, т. е. он может вести себя аналогично и элементам подгруппы IA, и элементам подгруппы VIIA. С щелочными элементами его объединяет

сходство атомного спектра, тенденция к образованию в растворе ионов H+ (отсюда восстановительная активность, в частности, способность вытеснять неактивные металлы из различных соединений, в том числе, обычно под давлением из растворов их солей), а также способность взаимодействовать с неметаллами..

С галогенами водород связывает гораздо большее число признаков: газообразное состояние (при обычных условиях), двухатомность молекул простого вещества, ковалентность связи в молекуле Н2, наличие в большинстве соединений полярных связей, например, НCl в отличие от NaCl неэлектропроводен (как в газообразном, так и в жидком и твердом состояниях), близость значений энергий ионизации. К перечисленным признакам можно прибавить и другие, в частности, сходство гидридов с галогенидами, а также закономерное изменение свойств в ряду водород-галогены (рис. 3.56). Можно привести много других аналогичных примеров линейной взаимосвязи свойств в ряду Н2-Г2. В ряду водород-щелочные металлы подобные зависимости обычно не наблюдаются.

Рис. 3.56. Взаимосвязь между температурами и теплотами диссоциации газообразных простых веществ Н2, Cl2, Br2, I2 (а) и между температурами кипения и теплотами парообразования жидких соединений Н2, НCl, HBr, HI (б)

Сказанное не означает абсолютного подобия Н2 и Г2; речь идет лишь о неполной аналогии. Нельзя забывать об уникальности Н2, обусловленной его особенностьюположением водорода в периодической системе элементов Д. И. Менделеева, одноэлектронностью атома и отсутствием электронов у положительного иона.

Таким образом, хотя водород является элементом, не имеющим себе подобных, он отчасти сходен с щелочными металлами, однако более всего он похож на галогены.

Водород - бесцветный газ, без вкуса и запаха, т. пл. -259° С, т. кип.-253° С. Мало растворим в воде (0,02 об. ч. Н2 на 1 об. ч. H2O при 0° С). Плотность твердого водорода равна 0,08 г/см3, это самое легкое твердое вещество. Смесь водорода с кислородом (гремучий газ) весьма опасна, при поджигании она взрывает с большой силой.

Молекулы Н2 - наиболее легкие, и при одной и той же температуре их средняя скорость движения выше, чем молекул других газов. Поэтому водород является наименее вязким, наиболее теплопроводным и легко диффундирующим газом.

Характерной особенностью водорода является способность растворяться в металлах, особенно в Pd, Ni, Pt. При этом происходит распад молекул Н2 на атомы и ионизация последних. В результате образуются твердые фазы с металлической проводимостью, содержащие Н+ (электроны атомов водорода, подобно валентным электронам металла, делокализованы).

При действии на Н2 при пониженном давлении тлеющего электрического разряда образуется атомный водород. Он существует около секунды. Сравнительная устойчивость атомного водорода обусловлена тем, что двойные столкновения атомов Н не приводят к образованию молекул Н2, для этого необходимы столкновения трех атомов, чтобы выделяющаяся при образовании Н2 энергия была сообщена в виде кинетической энергии третьему атому, который уходит из сферы реакции. Поэтому атомы Н обычно претерпевают миллионы столкновений прежде, чем прореагируют.

Атомный водород проявляет большую химическую активность. При обычных условиях он соединяется с N2, S, P, As, например:

As(к) + 3Н(г) = АsH3(г); ∆G° = -541 кДж

Для водорода известны три изотопа 11Н, 21Н и 31Н. Им даны специальные названия и обозначения: 11Н - протий Н, 21Н - дейтерий D, 31Н - тритий Т. Первые два изотопа встречаются в природе, третий получен искусственно. Обычно различия в химических свойствах изотопов ничтожно малы, но так как отношение масс у изотопов водорода больше, чем у изотопов других элементов, изотопы водорода химически заметно отличаются.

Содержание дейтерия в природном водороде составляет 0,02%. Впервые он был получен в значительных количествах в виде тяжелой воды D2O путем электролиза природной воды. При электролизе воды разряд Н+ происходит значительно быстрее, чем D+, поэтому в остатке после разложения электролизом большого количества воды накапливается D2O.

В настоящее время дейтерий получают ректификацией жидкого водорода и по так называемому двухтемпературному сероводородному методу, в основе которого лежит реакция изотопного обмена

HDS + H2O ÅÆ HDO + H2S

константа равновесия которой при 30 и 120° С равна соответственно 2,31 и 1,86.

Тяжелая вода D2O по физико-химическим свойствам отличается от H2O: т. пл. 3,82° С, т. кип. 101,42° С, плотность 1,1050 г/см3 (20° С). 3аметно различаются также энтальпия растворения солей в H2O и D2O, константа диссоциации кислот и другие характеристики растворов.

Тритий синтезируют, действуя на литий нейтронами, получаемыми в атомном реакторе:

63Li + 10n Æ 42Не + 31Н

Тритий радиоактивен, подвергается β-распаду:

31Н Æ 32Не + e-

Период полураспада трития составляет 12,5 лет.

Для водорода характерен особый вид аллотропии (орто- и пара-формы), связанный с различной ориентацией ядерных спинов в молекуле Н2. В молекулах ортоводорода (т. пл. - 259,20° С, т. кип. -252,76° С) ядерные спины направлены одинаково, у параводорода (т. пл. - 259,32° С, т. кип. -252,89° С) - противоположно друг другу.

При комнатной температуре водород представляет собой равновесную смесь орто- (≈75%) и пара-формы (≈25%). Разделить их можно путем адсорбции на активном угле при температуре жидкого азота. Активный уголь катализирует превращение ортоводорода в параводород. При низких температурах равновесие орто-водород ÅÆ пара-водород сдвинуто в сторону образования пара-водорода. Десорбированный параводород при комнатной температуре превращается в ортоводород до тех пор, пока не образуется указанная равновесная смесь. Однако это превращение без катализатора идет очень медленно, что дает возможность изучить отдельно свойства орто- и параводорода.

Квантово-механическим расчетом показано, что при очень высоком давлении водород должен переходить в металлическое состояние, это предсказание несколько десятилетий не имело экспериментального подтверждения. Возможность такого перехода была доказана получением металлической формы водо0рода при давлении ≈250 ГПа.

5. Соединения. Реакции с водородом и образующиеся соединения рассматриваются при описании каждого элемента, поэтому здесь дан только краткий обзор соединений водорода. Соединения водорода с металлами и неметаллами могут быть подразделены на три большие группы: солеподобные гидриды активных металлов (LiH, CaH2 и др.), ковалентные водородные соединения p-элементов (В2Н6, СН4, NH3, H2O, HF и др.) и металлоподобные фазы, образуемые d- и f-элементами; последние обычно являются нестехиометрическими соединениями, и часто трудно решить, относить ли их к индивидуальным соединениям или к твердым растворам (например, гидрид титана состава TiH1,607÷2,00). Известны также соединения, занимающие промежуточное положение между указанными тремя группами.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов - это твердые соединения, связь в которых близка к ионной. Летучие водородные соединения бора и элементов подгрупп IVA - VIIA газообразны; в них связь близка к ковалентной. Многие гидриды элементов II и III групп (Be, Mg, Al) образуют за счет водородных связей полимеры: (MgH2)n, (InH3)n.

Известны и комплексные гидриды, например Li[BH4], Al[ВН4]3. Oни могут быть получены взаимодействием простых гидридов.

Рассматривая водородные соединения р-элементов, можно сделать следующее обобщение: в пределах каждой подгруппы элементов прочность водородных соединений обычно уменьшается; в пределах каждого периода их прочность и кислотность возрастают. Эти выводы соответствуют закономерностям изменения электроотрицательности соответствующих элементов и радиуса их атомов (ионов) в пределах групп и периодов.

Кислотно-основные свойства водородных соединений р-элементов в водном растворе определяются тем, какое из направлений ионизации преобладает

| ÅÆ Hn-1Э- + H3O+

HnЭ + H2O Æ |

| ÅÆ Hn+1Э+ + OH-

Так, для НCl имеет место кислотная ионизация: взаимодействие протона с О-2 сильнее, чем с Сl-, поэтому молекулы H2O оттягивают Н+ от молекулы НCl. Наоборот, молекула NH3 может отнять протон у молекулы H2O и превратиться в NH4+. Чем менее прочно удерживает молекула НnЭ частицы Н, тем труднее присоединить ей дополнительный протон. Поэтому, например, основаниями являются NH3 по отношению к H2O и РH3 по отношению к сильным кислотам, а АsH3 не является основанием даже по отношению к самым сильным кислотам.

Водородные соединения s- и p-элементов по их отношению к H2O (при комнатной температуре) можно разделить на шесть типов.

1. Солеобразные гидриды, они отличаются высокой прочностью (для СаН2 ∆G° = -136 кДж/моль). Это кристаллические соединения, содержащие легкополяризуемые анионы Н-, отличающиеся высокой активностью (сказывается небольшое сродство атома водорода к электрону). Они быстро взаимодействуют с водой:

СаН2(к) + 2H2O(ж) = Са(ОН)2(к) + 2Н2(г); ∆G° =-288 кДж

2. Водородные соединения элементов подгруппы бора и некоторые другие, медленно реагирующие с водой:

SiH4(г) + 4H2O(ж) = H4SiO4(к) + 4Н2(г); ∆G° = -832 кДж

3. Водородные соединения С, Ge, Sn, P, As, Sb, не реагирующие с водой: CH4(г) + 3H2O(ж) = Н2СO3(р) + 4Н2(г); AG° = 139 кДж

(сказывается электроположительность Н в ЭНn и в H2O).

4.Водородное соединение азота - аммиак NH3; взаимодействие с H2O протекает незначительно, так как знаки эффективных зарядов Н в NH3 и H2O совпадают.

5.Водородные соединения элементов подгруппы серы, в водном растворе они являются слабыми кислотами.

6.Водородные соединения элементов подгруппы хлора, в водном растворе они являются сильными кислотами.

6. Применение. Водород в больших количествах применяется в химической промышленности (синтез аммиака, метанола и других веществ), в пищевой промышленности (производство маргарина), в металлургии для получения железа прямым восстановлением железной руды.

Водород обладает наибольшей теплотворной способностью из всех известных топлив. Жидкий водород используется в ракетной технике. Атомный водород применяют при обработке тугоплавких металлов, в атомно-водородных горелках. Гидрид лития используют как компонент ракетного топлива и в органических синтезах.

Жидким водородом наполняют пузырьковые камеры, регистрирующие элементарные частицы и их превращения. Для работы этих устройств требуются в год десятки тонн жидкого Н2.

Тяжелая вода является весьма эффективным замедлителем нейтронов в ядерных реакторах. Дейтерий широко применяют в научных исследованиях. В дейтериево-тритиевой смеси проводят управляемую термоядерную реакцию.

Использование водорода имеет большие перспективы. Водород может служить универсальным источником энергии, получаемой как при непосредственном его сжигании, так и в топливных элементах. Подсчитано, что энергетические затраты на перекачивание водорода по трубопроводам меньше, чем потери энергии в линиях электропередачи. При сгорании водорода образуется только вода и атмосфера остается чистой. Водород с успехом может быть использован как топливо для автотранспорта и в авиации. Разрабатываются различные варианты «водородной энергетики», которая должна получить широкое развитие в будущем. Может быть значительно расширено применение водорода как восстановителя в металлургии.

7.7.2. Фтор

1.Характерные степени окисления и важнейшие соединения. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях он проявляет (степень окисления -1.

Наибольшее значение имеют его соединения: фтороводород HF и фториды 3Са3(PO4)2*CaF2, CaF2, NaF, KF, KHF2, Na3[AlF6], UF6.

2.Природные ресурсы. Содержание фтора в земной коре составляет 6,0*10-2. В свободном состоянии он не встречается. Важнейшими минералами, содержащими фтор, являются флюорит (плавиковый шпат) CaF2 и фторапатит 3Са3(PO4)2*CaF2.

3.Получение. Фтор получают электролизом расплава KF*HF (при 250° С) или KF*2HF (при 100° С). Процесс проводят в медных или стальных электролизерах, катоды - медные или стальные, аноды - угольные (эти материалы не разрушаются фтором при температуре электролиза).

Аппараты и коммуникации для работы со фтором обычно изготавливают из меди или никеля. Никель - наиболее стойкий по отношению к фтору металл (он покрывается очень прочной пленкой фторида, предотвращающей дальнейшее взаимодействие).

4. Свойства. Фтор - светло-желтый газ с резким, очень неприятным запахом, т. пл. -219°С, т. кип. -183° С. Фтор и его соединения сильно ядовиты (исключение составляют CF4, SF6 и некоторые другие химически инертные вещества).

Вместе с хлором, бромом и иодом фтор образует семейство галогенов. Электронное строение атома фтора: 1s22s22p5.

Атом фтора не имеет свободных d-орбиталей. Поэтому он образует только одну ковалентную связь.

Все соединения фтора, в том числе кислородные, содержат F-1. Катион F+ существовать не может: значение первой энергии ионизации атома фтора (1735 кДж/моль) меньше лишь, чем у атомов гелия и неона. Это означает, что если получить катион F+ (химическим путем это неосуществимо, так как фтор наиболее электроотрицательный элемент), то при столкновении с любой частицей, кроме атомов Не или Ne, он превратится в атом F.

Исключительная химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей с атомами других элементов, так, энергия связи E(H-F) = 566, E(Si-F) = 582 кДж/моль, с другой стороны, низкой энергией связи в молекуле F2, E(F-F) = 151 кДж/моль (ср. для Cl2 E = 238 кДж/моль). Большая энергия связей Э-F является следствием высокой электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи F-F в молекуле F2, по-видимому, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π-орбиталях, что обусловлено малой длиной связи F-F.

Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F2 протекают очень быстро. Известно много прочных фторидных комплексов ([BF4]-, [SiF6]2-, [AlF6]3- и др.). Большое значение ∆G°f - обусловливает малую реакционную способность координационно насыщенных соединений фтора (SF6, CF4, перфторалканы и др.).

Фтор - сильнейший окислитель. Он энергично реагирует со всеми простыми веществами (за исключением O2, N2, Не, Ne, Ar) с образованием фторидов. Криптон взаимодействует с фтором под действием электрического разряда. Ксенон горит в атмосфере фтора ярким пламенем, при этом образуется XeF4 и другие фториды ксенона. В атмосфере фтора горят даже такие негорючие в обычном понимании вещества, как асбест и вода. В соединениях с фтором элементы часто проявляют высшие степени окисления.

Реакции со фтором водородсодержащих веществ (H2O, Н2, NH3, В2Н6, SiH4, AlH3 и т. д.) сопровождаются образованием фтороводорода HF (сказывается большое значение энергии связи H-F):

2NH3(г) + 3F2(г) = 6HF(г) + N2(г); ∆G° = -1604 кДж 2NH3(г) + 6F2(г) = 6HF(г) + 2NF3(г); ∆G°f = -1772 кДж

Первая реакция протекает при высоких температурах (∆S > 0), вторая - при более низких температурах (∆S < 0).

Большой энергией связи F-Si обусловлена возможность процесса:

SiO2(α-кварц) + 2F2(г) = SiF4(г) + O2(г); ∆G° = -716 кДж

Катализатором этой реакции является H2O; с совершенно сухим кварцем (или стеклом) фтор не взаимодействует.

С водой фтор взаимодействует очень энергично. Реакция в основном протекает по уравнению

2H2O + 2F2 Æ 4HF + O2

Кроме кислорода образуются также озон и дифторид кислорода OF2.

5. Соединения. Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образованием фтороводорода:

Н2 + F2 Æ 2HF

В промышленности фтороводород получают по реакции:

CaF2 + H2SO4 Æ CaSO4 + 2HF

Фтороводород HF - бесцветный газ, т. пл. -83° С, т. кип. 19,5° С. Очень ядовит. Опасность работы с HF усугубляется тем, что он имеет сравнительно слабый и не такой резкий, как у НCl, запах. Попадание жидкого HF на кожу вызывает тяжелейшее поражение, так как жидкий HF растворяет белки и проникает глубоко внутрь тканей.

Фтороводород и его водные растворы (фтороводородная кислота, или плавиковая кислота - техническое название) разрушают кварц и стекло:

SiO2 +4HF Æ SiF4 + 2H2O

S1F4 + 2HF Æ H2[SiF6]

Поэтому их хранят в полиэтиленовой посуде.

Фтороводород в жидком и газообразном состояниях значительно ассоциирован вследствие образования сильных водородных связей (см. разд. 2.8). Энергия водородных связей FH FН составляет ≈42 кДж/моль, средняя степень полимеризации в газовой фазе (при температуре кипения) ≈4.

В кристаллическом состоянии HF имеет цепеобразную структуру:

HFH = 120 °, d(F-H) = 100 пм, d(F H) = 155 пм. Аналогичные зигзагообразные цепиHFH = 140°) имеют и полимеры HF, существующие в газовой фазе.

Жидкий HF - сильный ионизирующий растворитель; растворенные в нем электролиты, за исключением хлорной кислоты НClO4, являются основаниями (см. разд. 6.6). С водой HF смешивается в любых соотношениях. Раствор, содержащий 35,4% HF, является азеотропной смесью.

В разбавленных водных растворах HF устанавливаются равновесия:

Известно несколько соединений фтора с кислородом. Устойчивым при комнатной температуре является только дифторид кислорода OF2. Он образуется (наряду с кислородом и озоном) при взаимодействии фтора с водой. Обычно для получения OF2 обрабатывают фтором разбавленный раствор NaOH:

2NaOH + 2F2 Æ 2NaF + OF2 + H2O

Дифторид кислорода OF2 - светло-желтый газ (в жидком состоянии желтый), т. пл. - 224° С, т. кип. -145° С. В воде мало растворим и не реагирует с ней. Поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород, последний в OF2 несет положительный заряд. В этом соединении степень окисления кислорода равна +2. Молекула OF2 имеет угловое строение,FOF = 103°, d(F-O) = 141 пм. Это очень сильный окислитель (за счет О+2):

2Н2(г) + OF2(г) = 2HF(p) + H2O(ж); ∆H° = -991 кДж 4NH3(г) + 3OF2(г) = 2N2(г) + 6HF(p) + 3H2O(ж); ∆H° = -282 кДж

Соединения фтора с другими галогенами и с благородными газами рассмотрены в следующих разделах.

6. Применение. Фтор используют для фторирования органических соединений, синтеза различных хладоагентов (фреонов), получения фторопластов, в частности, тефлона, образующегося при полимеризации тетрафторэтилена. Тефлон характеризуется небольшой плотностью, низкой влагопроницаемостью, большой термической и химической стойкостью, высокими электроизоляционными характеристиками. На тефлон не действуют щелочи и кислоты, даже царская водка. Это незаменимый материал при лабораторных исследованиях, для изготовления аппаратуры в производстве особо чистых веществ, применяется в химической, электронной и других отраслях промышленности. В технике используют также фторсодержащие смазки.

Фтороводородная кислота применяется для травления стекла и удаления песка с металлического литья, для разложения силикатов в химическом анализе, в атомной технике для производства UF4, из которого далее получают металлический уран и UF6 (используемый для выделения изотопа 233592U), a также для получения различных фторидов в технологии редких элементов (Nb, Та и др.).

Фтор (а также смесь F2 + O2) и его соединения OF2, ClF3, BrF5, FСlO3 и другие служат окислителями ракетных топлив.

Различные фторсодержащие соединения применяют как средства химической борьбы с вредителями сельского хозяйства.

Трифторид бора ВF3 (активная кислота Льюиса) применяется как катализатор во многих органических синтезах.

Фторапатит в большом количестве идет на производство удобрений, при этом в качестве побочного продукта образуется HF. В настоящее время усиленно разрабатывают способы его утилизации.

В больших количествах производят криолит Na3[AlF6], используемый в производстве алюминия.

7.7.3. Хлор, бром, иод, астат

1.Характерные степени окисления и важнейшие соединения. Для хлора характерны следующие степени окисления: -1 (хлороводород НCl и хлориды NaCl, KCl и многие др.); +1

(гипохлорит натрия NaClO, хлорная известь CaOCl2); +5 (хлорат калия КСO3); +7 (хлорная кислота НClO4 и перхлораты КClO4, NaClO4, NH4ClO4 и др.).

Бром проявляет характерные степени окисления -1 (бромоводород НВr и бромиды, в

частности, NaBr, KBr); +5 (бромат калия КВrO3).

Для иода характерны степени окисления: -1 (иодоводород HI и иодиды, в частности,

KI, KI*I2); +5 (иодат калия КIO3, йодноватый ангидрид I2O5), +7 [йодная кислота H5IO6, ортопериодат бария Ва5(IO6)2, метапериодаты натрия и калия NaIO4, KIO4].

2.Природные ресурсы. Содержание в земной коре составляет Cl 1,7 *10-2, Br 1,6*10-4 %, I 4*10-4 %. Хотя указанное содержание галогенов незначительно, их не причисляют к редким элементам, так как в большей концентрации эти элементы находятся в воде морей и океанов.

Хлор входит в состав многих минералов, важнейшие из них галит (каменная соль)

NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl*MgCl2*6H2O. Содержание хлора в океанской воде составляет 1,93%.

Соединения иода и брома также растворены в морской воде, но в меньших количествах. Иод содержится в некоторых водорослях, в частности, в ламинарии («морская

капуста»), из золы которых иногда получают I2. Промышленным источником брома и иода в нашей стране служат воды ряда соленых озер и нефтеносных скважин.

Хлор и иод - жизненно важные элементы для всех организмов. Хлорид натрия содержится в плазме крови, состав которой близок к составу морской воды, что, видимо, связано с происхождением наземных животных от морских; хлороводород - составная часть желудочного сока, иод необходим для нормального функционирования щитовидной железы и других органов.

3.Получение. В промышленности хлор получают электролизом водного раствора хлорида натрия (см. разд. 7.1). В лаборатории хлор поставляется с производства в баллонах. Небольшие количества хлора удобно получать по реакции конц. НCl с оксидом марганца МnO2 или с перманганатом калия КМnO4:

МnO2 + 4НCl Æ Cl2 + MnCl2 + 2H2O 2КМnO4 + 16НCl Æ 5Cl2 + 2MnCl2 + 2КCl + 8H2O

Особо чистый хлор получают нагреванием хлорида золота:

2АuCl3 ÆАu + 3Сl2

Из образовавшегося золота можно снова получить AuCl3 действием хлора при низкой температуре. Таким образом, взятое для получения чистого хлора золото можно использовать много раз.

Как уже указывалось, бром получают из природных вод. Для этого сначала из воды выделяют NaCl (75%), затем ее обрабатывают хлором, который вытесняет Br2 из растворенных в воде бромидов. Бром выдувают потоком воздуха и поглощают железными стружками или другими поглотителями, в частности, растворами SO2, NaOH, Ca(OH)2, Nа2СO3. Так, при использовании Na2CO3 образуется смесь NaBrO3 и NaBr; при подкислении этой смеси разб. H2SO4 выделяется Br2, который затем очищают.

Иод получают из содержащегося в природной воде иодида натрия действием окислителей (обычно Cl2). Выделившийся I2 извлекают из раствора адсорбцией на активном угле, с помощью ионитов или экстракцией.