p-элементы 17 группы периодической системы: галогены

1. p-элементы 17 группы периодической системы: галогены

Береснева Е. В.
к.п.н., профессор кафедры фундаментальной химии и
методики обучения химии ВятГУ

2. План лекции

• Введение
• 1. Общая характеристика галогенов, их
физические свойства
• 2. Нахождение в природе
• 3. Получение
• 4. Химические свойства простых веществ
• 5. Соединения галогенов в отрицательной
степени окисления
• 6. Соединения галогенов в положительной
степени окисления
• 7. История открытия галогенов
• 8. Биологическая роль и применение
(самостоятельная работа)

3. Периодическая система Д. И. Менделеева Неметаллы. Галогены

http://www.chemtable.com/indexr.htm

4. Введение

• Какие элементы относят к p-элементам?
• 17-я группа (VIIA группа) периодической системы
объединяет p-элементы, носящие общее название
галогены (от греч. halos – соль и genes –
рождающий, рождённый – рождающие соли)
(галоиды): фтор F, хлор Сl, бром Вг, иод I, астат At,
теннессин Ts (элемент № 117). Первые четыре
элемента встречаются в природе в виде различных
соединений. Астат и теннессин получены
искусственным путем, радиоактивны
• Внешняя электронная оболочка атомов имеет
конфигурацию s2p5

5. 1. Общая характеристика галогенов. Физические свойства

6. Степени окисления галогенов

– 1 (наиболее характерна для всех - НГ)
+ 1 у Сl, Вr, I (НГО и др.)
+ 3 у Сl и Вr (НГО2, ГF3), у I редко
+ 4 у Сl, Вr, I (ГO2)
+ 5 у Сl, Вr, I (НГO3, XF5 и др.)
+ 6 у Сl (Сl2О6)
+ 7 у Сl, Вr и I (HClO4, Cl2O7, НВrO4, IF7 и
др.)

7.

8. Хлор (200C), бром (200C), иод (400C)

9. 2. Нахождение в природе Минералы, содержащие фтор

Флюорит (плавиковый шпат) CaF2
«1С Химия для всех – XXI»

10. Минералы, содержащие фтор

Апатит Ca5(PO4)3F

11. Минералы, содержащие фтор

Фосфорит Ca5(PO4)3F

12. Минералы, содержащие фтор

Криолит Na3[AlF6]

13. Минералы – хлориды

Галит (каменная соль) NaCl

14. Минералы – хлориды

Сильвин KCl

15. Минералы – хлориды

Сильвинит NaCl·KCl

16. Минералы – хлориды

Карналлит KCl·MgCl2·6H2O

17. Минералы – хлориды

Каинит KCl·MgSO4·3H2O

18. Минералы – хлориды

Бишофит MgCl2·6H2O

19. 3. Получение галогенов Получение фтора

• В промышленности – электролиз
расплавов фторидов щелочных
металлов (напишите уравнение
реакции)
• В лаборатории – термолиз высших
фторидов некоторых металлов,
например: 2CeF4 = 2CeF3 + F2

20. Получение хлора

• В промышленности – электролиз
концентрированного раствора NaCl с
диафрагмой, разделяющей катодное и
анодное пространства:
• 2NaCl + 2H2O
• В лаборатории – реакция конц. HCl с
такими окислителями, как КMnO4, MnO2,
K2Cr2O7 и др.
• 16HCl + 2KMnO4=5Cl2 + 2KCl +2MnCl2 + 8H2O

21. Получение брома, иода, астата

• Получение брома и иода в лаборатории –
взаимодействие галогенидов с окислителем
(MnO2) в кислой среде, например: MnO2 +
2H2SO4 + 2KI = I2 + MnSO4 + 2H2O + K2SO4
• Получение астата: облучение висмута или
тория α-частицами
• радиоактивный распад франция:
• 22387Fr → 21985At + 42He
• обстреливание золота ядрами углерода:
197 Au + 12 C → 209 At
79
6
85

22. 4. Химические свойства простых веществ

• Невысокие энергии диссоциации молекул
галогенов (существенно меньшие, чем у О2, Н2
и N2)
• Большое сродство атомов к электрону
• Плохие доноры электронов
• Хорошие акцепторы электронов
• Высокая реакционная способность
• Сильные окислители и кислотообразователи
• Самые активные неметаллы

23. Химические свойства фтора

• Реагирует непосредственно со всеми
элементами, кроме He, Ne, Ar, N2, C (алмаз)
• В атмосфере фтора сгорают вода и
стеклянная вата:
• 2H2O + 2F2 = 4HF + O2
• SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
• Фтор реагирует со взрывом при простом
контакте с водородом (уравнение)
• Соединения фтора с другими элементами:
SiF4, BF3, CFx, BrF3, IF7, ClF, ClF3

24. Химические свойства хлора

• Непосредственно не реагирует с кислородом,
углеродом (алмаз), азотом, благородными газами
• Оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7. Все они
неустойчивы, могут быть получены только
косвенным путем и являются сильными
окислителями, как и сам хлор
• Реагирует с некоторыми Ме и неМе (уравнения с
натрием, водородом и фосфором)
• Со сложными веществами: Cl2 + H2O ↔ НCl + НClO
• Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O
• 3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O

25. Химические свойства брома

• Соединения брома с галогенами - BrF3, BrF5,
BrCl и IBr
• С кислородом, углеродом, азотом,
благородными газами непосредственно не
реагирует. Косвенно получены оксиды - Вr2О,
ВгО2, Br3O8
• С S, Se, Те, Р, As и Sb - S2Br2, РВr3, РВr5,
неустойчивые SeBr4 и Se2Br2, TeBr4, AsBr3,
SbBr3
• С бором и кремнием при t - ВВг3 и SiBr4
• С водородом при t (уравнение)

26. Растворы брома и иода

Иод в воде (слева) и в
четыреххлористом углероде
Бромная вода (уравнение)

27. Химические свойства иода

• Возгоняется при слабом нагревании
• Плохо растворим в воде, лучше в органических
растворителях и в водных растворах иодидов
• С кислородом, углеродом, азотом, серой, селеном и
благородными газами непосредственно не реагирует
• С металлами образует иодиды: Hg + I2 = HgI2
• В горячих растворах щелочей дает соли иодид и
иодат (уравнение)
• H2S, Na2S2O3 и другие восстановители
восстанавливают его до I-: I2 + H2S = S + 2НI
• Иод – единственный галоген, который реагирует с конц.
азотной кислотой:
• 3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O

28. Иодная проба в пробирках и на картофеле (C6H10O5)n · Im

29. 5. Соединения галогенов в отрицательной степени окисления

• Наиболее важные соединения
галогенов в отрицательной степени
окисления – галогеноводороды
• Это соединения с полярной
ковалентной связью, в которой общая
электронная пара сильно сдвинута в
сторону галогена

30. Сравнение свойств галогеноводородов Почему HF проявляет аномальные свойства?

31. Полимеризация фтороводорода

32. Полимеризация фтороводорода

Диссоциация плавиковой кислоты:
НFж + H2Ож ↔ H3О+водн + F-водн
Равновесие осложняется взаимодействием
фторид-ионов с НF: F-водн + НFводн ↔ НF2- водн

33. Получение галогеноводородов

• 1. Действие конц. серной кислоты на твердые
галогениды (HF, HCl, редко HBr) (уравнения)
• 2. Синтез из простых веществ (HF, HCl)
(уравнения)
• 3. Действие фосфорной кислоты на твердые
галогениды (HBr, HI): KX + H3PO4 = KH2PO4 + HX
• 4. Реакция галогена с водой с участием красного
фосфора (HBr, HI): 3Х2 + 2Р + 6Н2О = 6НХ + 2Н3РО3
• 5. Гидролиз бромида и иодида фосфора (HBr, HI):
• PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI

34. Химические свойства галогеноводородов

• 1. Все галогеноводороды – восстановители
за счет галогенид-иона: 4HI + O2 = 2H2O + 2I2
• 2. Хлороводород окисляет некоторые
металлы: 2HClгаз + Mgтв →ᵗ MgCl2 тв + Н2 газ
• 3. Реагируют с более активным галогеном:
• 2I- + Br2 = 2Br- + I2
• 4. В растворах проявляют общие свойства
кислот – реагируют с металлами, их
оксидами, гидроксидами, солями (уравнения)

35. Химические свойства галогеноводородов

• 5. Концентрированный HF (плавиковая
кислота) реагирует с оксидом кремния. Эта
реакция применяется для травления стекла:
• SiO2 + 6HF = H2SiF6 + 2H2O – матовое
травление
• SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O – прозрачное
травление
• 6. Качественные реакции на галогенид-ионы
– реакции с ионами серебра: Г- + Ag+ = AgГ↓
• Фторид серебра растворим, хлорид серебра
– белый, бромид серебра – желтоватый,
иодид серебра – ярко-желтый

36. Галогениды металлов

• Галогениды щелочных и щелочно-земельных
металлов, а также многие моно- и дигалогениды других
металлов – типичные соли, в которых преобладает
ионный характер связи
• Галогениды металлов V-VIII групп, кроме Сr и Мn,
восстанавливаются Н2 до металлов:
• WF6 + 3Н2 = W + 6HF
• Более легкие галогены могут вытеснять более
тяжелые из галогенидов
• Галогениды получают непосредственно из элементов,
реакцией галогеноводородов или галогеноводородных
кислот с металлами, оксидами, гидроксидами или
солями, а также другими обменными реакциями
(уравнения)

37. Фториды кислорода

• Дифторид кислорода OF2 (FOF – угловая
молекула). Бесцветный газ с резким неприятным
запахом. tпл. = –224°С, tкип. = –145°С. Получение:
• 2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O (0° C)
• Сравнительно легко вступает в реакции с
различными соединениями, что используется для
синтеза фторидов благородных газов:
• Xe + OF2 = XeF2 + 1/2O2 (400° C, 3 атм)
• Не является кислотным ангидридом и при
взаимодействии с водой не образует
фторноватистую кислоту HOF, а разлагается
• Диоксидифторид O2F2 (FOOF) (tпл. = –154°С, tкип. =
–57°С) неустойчив и быстро разлагается

38. 6. Соединения галогенов в положительной степени окисления Оксиды галогенов

• Оксиды галогенов: X2O (Cl2O, Br2O), XO2 (ClO2, BrO2),
X2O6 (Cl2O6), X2O5 (I2O5), X2O7 (Cl2O7)
• Оксид хлора Cl2O (хлорноватистый ангидрид) - темножелтый газ с резким запахом (tпл. = –116°С, tкип. = 2°С).
Синтезируют, пропуская ток хлора через оксид ртути:
2Cl2 + 2HgO = HgO·HgCl2 + Cl2O
• Он хорошо растворяется в воде с образованием
хлорноватистой кислоты HClO: Cl2O + H2O = 2HClO
• С растворами щелочей дает соли хлорноватистой
кислоты – гипохлориты: Cl2O + 2KOH = 2KClO + H2O
• Ядовит и взрывоопасен. При комнатной температуре
медленно диспропорционирует: 4Cl2O = 2ClO2 + 3Cl2

39. Оксиды галогенов

• Диоксид хлора ClO2 желтo-бурый газ с резким запахом
(tпл. = –59°С, tкип. = 10°С), при t ниже 10°С – бурая
жидкость. Взрывоопасен при нагревании и
соприкосновении с горючими веществами
• Получают из хлората калия:
• KClO3 + H2SO4 = HClO3 + KHSO4
• 3HClO3 = 2ClO2 + HClO4 + H2O
• В лабораторных условиях:
• 2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 + 2ClO2 + 2CO2 + 2H2O
• При взаимодействии с водой в щелочных растворах
ClO2 диспропорционирует, т.е. ангидрид двух кислот
• 2ClO2 + H2O = HClO3 + HClO2 – хорошо с холодной водой
• 2ClO2 + 2KOH = KClO3 + KClO2 + H2O – с холодным
раствором быстро

40. Оксиды галогенов

• Оксид хлора Cl2O6 (димер оксида хлора VI) – вязкая
темно-красная маслянистая жидкость (tпл. = 3,5°С, tкип.
= 203°С). Образуется при окислении ClO2 озоном:
• 2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2 (–10°C)
• Смешанный ангидрид хлорноватой и хлорной кислот,
которые образуются при реакции с водой:
• Cl2O6 + H2O = HClO4 + HClO3
• Реагирует со щелочами в растворе, при этом
происходит реакция диспропорционирования:
• 2KOH + Cl2O6 = KClO3 + KСlO4 + H2O
• В жидком состоянии уже при температуре плавления
постепенно разлагается на ClO2 и кислород:
• Cl2O6 = 2ClO2 + O2
• В газовой фазе происходит распад димера:
• Cl2O6 ↔ 2ClO3

41. Оксиды галогенов

• Хлорный ангидрид Cl2O7 – бесцветная
маслянистая жидкость (tпл. = –90°С, tкип. = 82°С).
Взрывается при нагревании до 120°C, но более
стабилен, чем другие оксиды хлора:
• 2Cl2O7 = 2Сl2 + 7O2
• Получают действием водоотнимающих средств
(P4O10, олеум) на концентрированную хлорную
кислоту с последующей перегонкой при –35°С и
пониженном (1 мм рт. ст.) давлении:
• 4HClO4 + P4O10 = 2Cl2O7 + 4HPO3
• При попадании в воду медленно образует хлорную
кислоту HClO4, а со щелочами дает перхлораты:
• Cl2O7 + H2O = 2HClO4
• Cl2O7 + 2KOH = 2KСlO4 + H2O

42. Оксиды галогенов

• Оксид брома(I) Br2O – красно-коричневая жидкость,
выдерживает температуру ниже -40°С. Получают
аналогично Cl2O (уравнение)
• При реакции с водой дает бромноватистую кислоту:
Br2O + H2O = 2HBrO
• Оксид брома(IV) BrO2 – желтые кристаллы. Очень
неустойчив, разлагается чуть выше 0°С, быстро
диспропорционирует
• Оксид брома(VI) BrO3 – бесцветные игольчатые
кристаллы. Разлагается уже при температуре ниже
-80°С. Образуется при действии озона на бром
• Оксид иода(V) I2O5 (иодноватый ангидирид) –
бесцветное кристаллическое соединение. Получают
I2O5 дегидратацией HIO3 (уравнение)
• Оксид иода(VII) I2O7 (иодный ангидрид) – оранжевое
твердое вещество. Получают обезвоживанием иодной
кислоты серной кислотой (уравнение)

43. Кислородсодержащие кислоты

• Галогены образуют:
• - галогеноватистые кислоты HOX (все слабые),
соли гипогалогениты
• - галогенистые кислоты HOXO (НХО2) (первая
средней силы, по другим данных нет), соли
галогениты
• - галогеноватые кислоты HOXO2 (НХО3) (первые
2 сильные, последняя средней силы), соли
галогенаты
• - галогеновые кислоты HOXO3 (НХО4) (первые 2
сильные, последняя слабая), соли пергалогенаты

44. Галогеноватистые кислоты HOX

• Слабые кислоты, не выделены в чистом виде, а
встречаются только в виде водных растворов
• Хлорноватистая кислота HOCl существует в
растворе зеленовато-желтого цвета, максимальная
массовая доля 20-25%, неустойчива, уже при 5-10°С
быстро разлагается
• Получение:
• 1. Хлорноватистая кислота настолько слабая, что
даже угольная кислота вытесняет ее из растворов
гипохлоритов:
• NaOCl + H2O + CO2 = NaHCO3 + HOCl

45. Хлорноватистая кислота HOCl и гипохлориты

• 2. Растворение оксида хлора(I) в воде (уравнение)
• 3. Растворение хлора в воде (уравнение). Гипохлориты
получают аналогичной реакцией хлора с раствором
щелочи (уравнение)
• Свойства:
• 1. HOCl - очень сильный окислитель, нестойкая, даже
в водном растворе распадается под действием света:
HOCl → HCl + [О]
2О → О2
Аналогичная
реакция протекает при разложение гипохлоритов в
растворе: 2CaOCl2 = 2CaCl2 + O2 (катализатор – Со2+)
• 2. Гипохлориты – сильные окислители:
• CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 + Cl2 + H2O
• NaClO + 2KI + H2SO4 = NaCl + I2 + K2SO4 + H2O

46. Галогеноватистые кислоты и их соли

• Бромноватистая кислота HOBr существует
только в растворе желтоватого цвета,
максимальная массовая доля 30%. Сильный
окислитель. Получение и свойства аналогичны
хлорноватистой кислоте
• Иодноватистая кислота HOI существует в
разбавленном растворе, окрашена в
зеленоватый цвет, неустойчива. Соединение
амфотерное, причем основные свойства
выражены сильнее, чем кислотные:
• HOI + HNO3 = INO3 + H2O

47. Галогенистые кислоты HOXO и их соли

• HClO2 и HВrO2 очень неустойчивы и в растворе быстро
диспропорционируют. Иодистая кислота HIO2 только
недавно была обнаружена в водных растворах в
качестве переходной частицы
• Получение HClO2 и хлоритов:
• кислоты: Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClO2
• хлоритов: 2ClO2 + 2KOH = KClO2 + KClO3 + H2O
• Свойства:
• разложение в разбавленном водном растворе:
• 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
• Разложение солей (более устойчивы):
• NaClO2 = NaCl + O2
• 3NaClO2 = NaCl + 2NaClO3

48. Хлорноватая кислота HClO3 и хлораты

• HClO3 в свободном виде не выделена, существует в
растворе с массовой долей 40%, сильная, при
температуре 40-90°C разлагается
• Получение:
• кислоты: аналогично хлористой (уравнение)
• соли: 6Ba(OH)2 + 6Cl2 = 5BaCl2 + Ba(ClO3)2 + 6H2O
• Свойства:
• Разложение при нагревании:
• 4KClO3 = KCl + 3KClO4 без катализатора, t < 370°C
• 2KClO3 = 2KCl + 3O2 катализатор MnO2, t = 370°C
• Реакция с кислотами:
• 3KClO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2ClO2↑ + KClO4 + H2O
• KClO3 + 6HCl = 3Cl2 + KCl + 3H2O

49. Бромноватая HBrO3 кислота и броматы

• Бромноватая кислота существует в растворе с
массовой долей до 50%, сильная, сильный
окислитель, нестабильна, разлагается на воду,
бром и кислород
• Получение:
• 1. Аналогично хлорноватой (уравнение)
• 2. Окисление бромной воды хлором:
• 5Cl2 + Br2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl
• Соли получают по реакции галогена с растворами
щелочей (уравнение)

50. Иодноватая кислота HIO3

• Иодноватая кислота HIO3 – белые кристаллы,
устойчива при комнатной температуре, при нагревании
разлагается с образованием иодноватого ангидрида и
воды. Кислота средней силы, окислитель
• Получение:
• 1. Реакция ангидрида с водой (уравнение)
• 2. Окисление иодной воды хлором (уравнение
аналогично окислению бромной воды)
• 3. Окисление иода конц. азотной кислотой (уравнение)
• Соли получают по реакции галогена с растворами
щелочей (уравнение)

51. Хлорная кислота HClO4 и перхлораты

• Хлорная кислота HClO4 известна в свободном
виде, подвижная, бесцветная, дымящая на
воздухе, гигроскопичная жидкость с tпл. = -101°C,
tк. = +110°C
• Получение:
• KClO4 + H2SO4 конц. = HClO4 + KНSO4 в вакууме
• Электрохимическое окисление хлоратов или
хлоридов на платиновом аноде
• Перхлораты щелочных металлов обычно
получают при диспропорционировании
соответствующих хлоратов (уравнение)

52. Хлорная и бромная HBrO4 кислоты

Свойства:
1. Окислительная способность:
2HClO4 + I2 + 4H2O = 2H5IO6 + Cl2
2. Реакция нейтрализации (уравнение)
3. Разложение при нагревании:
4HClO4 = 4ClO2↑ + 3O2 + 2H2O
4. Обезвоживание оксидом фосфора:
2HClO4 + P4O10 + 5H2O = Cl2O7 + 4H3PO4
Бромная кислота HBrO4 нестойкая, стабильна
только в водных растворах с концентрацией менее
55%, при более высокой концентрации разлагается.
Перброматы – чрезвычайно сильные окислители

53. Иодная кислота

• Иодная кислота – гигроскопичное
кристаллическое вещество с tпл. = 130°C,
хорошо растворимое в воде, слабая, может
образовывать средние и кислые соли
• В растворах существует в трех формах: HIO4
– метаиодная кислота, H3IO5 – мезоиодная
кислота и H5IO6 – ортоиодная кислота
• Средние соли этих кислот – NaIO4, Na3IO5,
Na5IO6

54. Иодная кислота и периодаты

• Получение:
• Получают по реакции диспропорционирования
иодата и обработки ортопериодата кислотой:
• 5Ba(IO3)2 = Ba5(IO6)2 + 4I2 + 9O2
• Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 = 5BaSO4↓ + 2H5IO6
• Соли получают окислением иодатов
электрохимически или действием хлора
• Свойства:
• Метапериодаты чувствительны к нагреванию и даже
могут при этом взрываться:
• 5NaIO4 = Na5IO6 + 2I2 + 7O2
• Ортопериодаты более устойчивы при нагревании

55. 7. История открытия галогенов Карл Вильгельм Шееле (9.12.1742 – 21.05.1786)

Первым из семейства галогенов
был открыт хлор в 1774 году
шведским аптекарем Карлом
Шееле. Он так описал свой опыт:
«Я поместил смесь черной
магнезии с муриевой кислотой в
реторту, к горлышку которой
присоединил пузырь, лишенный
воздуха, и поставил ее на
песчаную баню. Пузырь
наполнился газом, окрасившим
его в желтый цвет. Газ имел
желто-зеленый цвет,
пронзительный запах». В 1812
году французский химик ГейЛюссак дал этому газу
современное название – хлор, что
в переводе с греческого означает
желто-зеленый

56. Бернар Куртуа 8 февраля 1777 г. - 27 сентября 1838 г.

В 1811 году
французский химиктехнолог и
фармацевт Бернар
Куртуа открыл иод
«Иодэс» в переводе с
греч. Фиолетовый

57. Антуан Жером Балар 30 сентября 1802 г. – 30 марта 1876 г.

Бром был открыт в 1826
году лаборантом Антуаном
Жеромом Баларом в
возрасте 24 лет. Через
несколько лет напряженной
работы он выделил
необходимое количество
темно-бурой жидкости,
названной им муридом. В
Парижской Академии наук
Гей-Люссак и Тенар
подтвердили открытие
нового простого вещества,
но нашли название
неудачным и предложили
свое – "бром", что в
переводе с греческого
означало зловонный

58. Анри Муассан 28 сентября 1852 г. - 20 февраля 1907 г.

Только в 1886 г. франц. химику Анри
Муассану сравнительно
безболезненно удалось получить
фтор. Муассан случайно обнаружил,
что при электролизе смеси жидкого
безводного HF и гидродифторида
калия (KHF2) в платиновом сосуде на
аноде выделяется светло-желтый газ
со специфическим резким запахом.
Нобелевская премия по химии была
присуждена Муассану в 1906 г. «в
признание большого объема
исследований – получения элемента
фтора и введения в лабораторную и
промышленную практику
электрической печи, названной его
именем». Этот элемент так и назвали
«Фторос» – разрушающий

59. Получение астата (эко-иода)

Один из изотопов элемента 85 (астат-211) был получен в 1940 г. Корсоном,
Маккензи и Сегре в циклотроне. Элемент 85 получил свое название астат
(Astatium) в 1947 г. в статье авторов открытия. Название произведено от
греч. Астатос, означающего «неустойчивый, шаткий», так как все
изотопы астата оказались короткоживущими
Дэйл Раймонд Корсон
05.04.1914 – 31.03.2012
Кеннет Росс МакКензи
1912 - 2002
Эмилио Джино Сегре
01.02.1905 – 22.04.1989

60. Открытие 117-го элемента

• 117-й элемент был открыт последним в 7-м периоде
• Впервые его удалось создать в 2009 году российскоамериканской группе. Для синтеза 117-го мишень из
97-го элемента берклия-249 обстреливали ионами
кальция-48 на ускорителе У-400 Лаборатории ядерных
реакций ОИЯИ
• 30 декабря 2015 г. ИЮПАК официально признал
открытие 117-го элемента и приоритет в этом ученых
из Объединенного института ядерных исследований
(ОИЯИ, г. Дубна, Россия) и Ливерморской
национальной лаборатории
• 28 ноября 2016 года ИЮПАК утвердил название 117го элемента теннессин (Ts) в честь штата Теннесси,
где находится Окриджская лаборатория

61. 8. Биологическая роль и применение Биологическая роль фтора

• Минеральную основу зубных тканей – дентина
составляют гидроксилапатит Ca5(PO4)3(OH),
хлорапатит Ca5(PO4)3Cl и фторапатит Ca5(PO4)3F.
Фторид-ион легко замещает гидроксид-ион в
гидроксилапатите, образуя защитный эмалевый слой
более твёрдого фторапатита:
• Ca5(PO4)3OH + F- ↔ Ca5(PO4)3F + OH• Фторид-ионы способствуют осаждению фосфата
кальция, тем самым ускоряя процесс
реминерализации (образования кристаллов):
• 10Ca2+ + 6PO43- +2F- = 3Ca3(PO4)2 ∙ CaF2

62. Биологическая роль фтора

• Кариес зубов: под действием кислот,
вырабатываемых бактериями, происходит
растворение гидроксилапатитной компоненты
эмали:
• Ca5(PO4)3OH + 7H+ = 5Ca2+ + 3H2PO4- + H2O
• Применение NaF в медицинской практике в
качестве местно действующего наружного
средства основано на образовании
фторапатита:
• NaF + Ca5(PO4)3OH ↔ NaOH + Ca5(PO4)3F
• паста
зубная ткань

63. Хлорсодержащие ОВ в первую мировую войну. Атака на зараженной местности

Фотоархив "Химвойска" в 1-ю мировую войну
http://www.himvoiska.narod.ru/archivmain.html

64. Очистка воды от хлора

65. Применение галогенов

66. Применение галогенов Галогенные лампы

(30000C) (400 – 10000C)
W + 2I2 = WI4

67.

Благодарю
за внимание!