Характеристика 7 а группы. Галогены (элементы VII группы главной подгруппы)

Технологический прогресс и правовая наука

Современный этап истории развития человечества нередко называют «информационным веком». Такое название получено неспроста: активное развитие средств массовой коммуникации, процессы глобализации, совершенствование техники и технологий привели к созданию технологий, позволяющих практически мгновенно передавать информацию в любую точку земного шара.

Юридическая наука и правоприменение, будучи важнейшими сферами знания и человеческой деятельности, не могли остаться в стороне от прогрессивных процессов. Существующие технологии позволяют оптимизировать правотворческую и правоприменительную деятельность , экономить материальные и временные ресурсы на получение новых знаний и сведений.

Замечание 1

Таким образом, в работе современного юриста информационные технологии играют огромную роль, поскольку благодаря им существует возможность максимально оперативно получать актуальные сведения о нормативно-правовых актах и их содержании, использовать текущие статистические данные, требуемые для решения конкретной задачи.

Говоря более детально, можно выделить конкретные группы инструментов, использование которых в современной юриспруденции стало возможным исключительно благодаря развитию информационных технологий.

Применение информационных технологий в юриспруденции

Во-первых – справочные правовые системы, работа с которыми предоставляет возможность получения доступа к актуальным редакциям нормативно-правовых актов в любое время и в любом месте. Без преувеличения, создание и массовое внедрение справочных систем можно включить в число ключевых результатов развития информационных технологий в юридической сфере, поскольку ранее систематизация источников правового регулирования многообразия существующих в обществе правовых явлений и процессов требовала колоссальных затрат ресурсов и времени, причем поиск необходимой информации, даже внутри систематизированного массива данных, зачастую, занимал немалое время.

Во-вторых – автоматизированные информационные системы. В отличие от справочных, доступ к которым неограничен, автоматизированные информационные системы обладают большей спецификой своего содержания, поскольку используются, например, для систематизации деятельности о розыскных мероприятиях, специальных экспертизах, и, таким образом, подлежат исключительно служебному пользованию. При этом их использование является важным аспектом оптимизации деятельности профильных служб, что, в конечном итоге ведет к повышению эффективности их деятельности.

Кроме того, развитие информационных технологий привело к созданию множества электронных устройств, функции которых, не предназначаясь первоначально для юридических целей, в настоящее время активно используются юристами.

Пример 1

В частности, активно применяются устройства, позволяющие фиксировать на электронном носителе необходимые сведения, имеющие, в том числе, доказательственное значение: фото- и видеокамеры, микрофоны, диктофоны и т.д.

Также, к числу рассматриваемых устройств следует отнести системы видеоконференцсвязи, использование которых на судебных стадиях рассмотрения дел позволяют, при необходимости, обойтись без непосредственного присутствия участников процесса в зале суда.

Таким образом, может быть сделан абсолютно справедливый вывод об огромной роли информационных технологий в современной юриспруденции: благодаря им совершенствуется процесс поиска и установления информации, оптимизируется деятельность правоприменительных органов, появляются новые технологии доказывания и т.д.

Информация - сведения о чём-либо, независимо от формы их представления.

Информационные технологии (ИТ, от англ. informationtechnology, IT) - широкий класс дисциплин и областей деятельности, относящихся к технологиям создания, управления и обработки данных, в том числе с применением вычислительной техники. Сами ИТ требуют сложной подготовки, больших первоначальных затрат и наукоемкой техники. Их внедрение должно начинаться с создания математического обеспечения, формирования информационных потоков в системах подготовки специалистов.

Основные черты современных ИТ:

1. компьютерная обработка информации по заданным алгоритмам;

2. хранение больших объёмов информации на машинных носителях;

3. передача информации на значительные расстояния в ограниченное время.

Применение информационных технологий в юриспруденции.

Основные возможности юридических информационных систем.

Как уже отмечалось, возможность компактного хранения большого объема информации - одно из важнейших преимуществ любых компьютерных технологий. Правовая информация действительно характеризуется большими объемами.Только информационный правовой комплекс КонсультантПлюс: Эксперт ежемесячно в систему поступает более двух тысяч актов. Ежемесячное введение в базу данных двух тысяч документов не представляет особого труда. Но если при этом вводимые документы связываются сотнями и тысячами ссылок как с документами, введенными ранее, так и между собой, если для них готовятся новые редакции, примечания, комментарии и т.д., то процесс параллельной обработки такого количества документов становится серьезной проблемой. Для ее решения программная технология должна быть хорошо продуманной и увязанной с организацией работы десятков людей в информационном отделе компании-разработчика.

Основные поисковые и сервисные возможности

Можно выделить три основных вида поиска в компьютерных справочных системах:

поиск по реквизитам документов,

полнотекстовый поиск,

поиск по специализированным классификаторам.

Под поиском по реквизитам понимается поиск по номеру, виду документа, принявшему органу, дате принятия и т.д. Однако он применим только в тех ситуациях, когда точно известны реквизиты конкретного документа

Полнотекстовый поиск (автоматический поиск по словам из текста документа)

Этот вид поиска основан на автоматической обработке текста. При запросе на поиск тех документов, где встречается конкретное слово, автоматически происходит перебор всего массива документов и выбор всех тех документов, где это слово встречается. Существуют быстрые алгоритмы такого поиска, когда при первоначальном вводе каждого документа все встречающиеся в нем слова вносятся в общий словарь, и в дальнейшем при поиске по любому слову из словаря можно мгновенно получить список всех документов, где оно встречается.

Компьютерные деловые игры -Умело построенная компьютерная деловая игра является прекрасным обучающим средством и тренажером для начинающих юристов, в первую очередь для студентов, и приводит к усвоению материала намного быстрее, чем штудирование сотен страниц текста за письменным столом.

Но для того, чтобы любой студент юридического факультета мог в режиме диалога (интерактивном) участвовать в деловой игре, да еще получать дельные замечания и подсказки, обучающие по ходу игры, как и при проектировании экспертных систем, должны были как следует потрудиться опытные юристы, программисты, системщики.

Библиотека компьютерных деловых игр разработана межвузовским научным коллективом на базе объединения УППИКС (Учебные промышленные правовые информационные компьютерные системы) Центра ЮрИнфоР юридического факультета МГУ им. Ломоносова!] Такое «движение навстречу» позволит подготовить новое поколение юристов, способное к применению компьютеров и компьютерных технологий в своей работе.

На практике обычно применяются информационные комплексы, которые включают в себя не одно программное средство, а набор программных средств, объединенных в систему как программно, так и аппаратно. Но главная роль всегда остается за человеком.

Характерным примером могут служить информационные комплексы для нотариусов, которые обязательно включают следующие программные средства:

СПС по законодательству;

Текстовые редакторы;

Базы данных для хранения и поиска документов;

Программные средства (СУБД) для ведения журналов, реестров, книг, архивов, составления статистической отчетности;

Электронно-коммуникационные системы (факс-модем, электронная почта).

Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на 2 подгруппы: главную — подгруппу галогенов — и побочную — подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу.

Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы — щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы — медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.

К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые 4 элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово "галоген" означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.

Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s 2 p 5 . Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s 2 р 6). Наименьший радиус атома в подгруппе — у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 нм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону.

Галогены — очень активные элементы. Они могут отнимать электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например фтор вытесняет хлор из хлоридов, бром из бромидов, а иод из иодидов.

Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше 1-го неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода.

К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего 2 электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.

Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.

Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые — Э. Сегре и К. Перрье, 1937 г.) Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых.

Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения сплавам увеличивает их механическую прочность.

Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

Cl

		↓	↓	↓
↓	↓	↓	↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 3s 3p 3d ↓ 1s 2s 2p Валентность в данном состоянии = VII Таким образом, для хлора характерны валентности: I, III, V, VII Аналогичные валентности и степени окисления характерны для Br и I. Для F, в отличие от остальных галогенов, характерны только степени окисления -1, 0 и валентность I, так как у него самая высокая электроотрицательность среди всех элементов и нет свободных орбиталей на последнем уровне. Физические свойства простых веществ: В качестве простых веществ все галогены встречаются в виде молекул Э 2 (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2). В молекуле атомы соединены ковалентной неполярной химической связью. Образуют молекулярные кристаллические решетки. Встречаемость в природе: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 практически не встречаются из-за своей высокой химической активности. В основном галогены в природе встречаются в составе солей: NaCl – каменная соль (после очистки – поваренная соль) KCl ∙ NaCl - сильвинит KCl ∙ MgCl 2 - карналлит Cl входит в состав хлорофилла растений. Получение (на примере хлора): 1. В промышленности – электролизом раствора или расплава NaCl. а). Расплав: 2NaCl → 2Na + Cl 2 на катоде: Na + +1e → Na 0 на аноде: 2Cl - - 2e → Cl 2 0 б). Раствор: 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH на катоде: 2H 2 O + 2e → H 2 0 + 2OH - на аноде: 2Cl - - 2e → Cl 2 0 2. В лаборатории – реакцией соляной кислоты с сильными окислителями: а). MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O б). 2KMnO 4(крист.) + 16HCl (конц.) = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O в). KClO 3 + 6HCl (конц.) = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O бертолетова соль Химические свойства галогенов (на примере хлора): Все галогены являются сильными окислителями! 1). Взаимодействие с простыми веществами: а). С металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Cu + Cl 2 = CuCl 2 б). С неметаллами: H 2 + Cl 2 = 2HCl (реакция идет на свету) 2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (реакция идет при нагревании) хлорид фосфора (III) 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5 (реакция идет при нагревании) хлорид фосфора (V) Si + 2Cl 2 = SiCl 4 (реакция идет при нагревании) хлорид кремния (IV) С азотом и кислородом хлор и другие галогены не взаимодействуют, так как и те, и другие в реакциях проявляют окислительные свойства, поэтому оксиды галогенов можно получить только косвенным путем. 2). Взаимодействие со сложными веществами: а). С водой: В направлении F 2 → Cl 2 → Br 2 → I 2 растворимость в воде падает. Хлор растворим в воде, но плохо (2,5 объема в 1 объеме воды при 20ºС). Раствор хлора в воде называется «хлорная вода». При этом идет реакция: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования) HClO → HCl + атомарный кислород За счет образования атомарного кислорода растворенный в воде хлор обладает высоким окисляющим, отбеливающим (в том числе обесцвечивает органические красители) и обеззараживающим действием. Фтор не может иметь положительных степеней окисления, поэтому с водой не диспропорционирует: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 I 2 плохо растворим в воде и практически не взаимодействует с ней, но хорошо растворим в органических растворителях (спирте, хлороформе), а также KI. Раствор I 2 в KI называется «раствор Люголя». б). С щелочами диспропорционируют: на холоду: Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O при нагревании: 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O в). С растворами солей галогеноводородных кислот (находящихся ниже по группе): Cl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2 Cl 2 + 2NaI = 2NaCl + I 2 Но! F 2 + NaCl ≠ , так как F 2 в первую очередь взаимодействует с водой. Подобным образом идут реакции с галогеноводородами: Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl Качественная реакция на I 2: I 2 + крахмал = темно синее окрашивание Образующееся соединение при нагревании разрушается и происходит обесцвечивание реакционной смеси. После охлаждения темно синяя окраска снова возвращается, так как соединение образуется заново. Галогеноводороды Получение (на примере HCl): 1. В промышленности – из простых веществ: H 2 + Cl 2 = 2HCl 2. В лаборатории – из солей: NaCl (крист.) + H 2 SO 4(конц.) = HCl + NaHSO 4 (аналогично HF) Но: 2NaBr (тв.) + H 2 SO 4(конц.) = Br 2 + 2NaHSO 4 (аналогично HI, так как HBr и HI сильные восстановители) Химические свойства (на примере HCl): Галогеноводороды в обычных условиях мало реакционноспособны, зато их растворы в воде (кислоты) химически очень активны. Соляная, бромоводородная и йодоводородная кислоты – сильные электролиты, а фтороводородная – слабый электролит. Соляная кислота HCl – бесцветная жидкость, летучая, максимальная концентрация 35 – 39%, во влажном воздухе дымит. 1. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода!: Fe + HCl = FeCl 2 + H 2 а). 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 б). NaOH + HCl = NaCl + H 2 O 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами: MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (при нагревании) ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O 3. Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами: NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O 4. Взаимодействие с солями (если образуется осадок, газ или слабый электролит): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S Качественные реакции на хлорид-, бромид- и йодид-ионы: а). NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3 белый творожистый Осадок растворяется в растворе аммиака: AgCl + 2NH 4 OH = Cl + 2H 2 O При добавлении кислоты снова выпадает белый творожистый осадок: Cl + 2HNO 3 = AgCl↓ + 2NH 4 NO 3 б). NaBr + AgNO 3 = AgBr↓ + HNO 3 (осадок плохо растворим в аммиаке) бледно-желтый осадок в). NaI + AgNO 3 = AgI↓ + HNO 3 (осадок не растворим в аммиаке) светло-желтый осадок

10221 0

В 17 группу входят F, Cl, Br, I, At (табл. 1 и 2). Слово галоген («гало» + «ген») означает «образующий соль». Все элементы — неметаллы. Во внешней оболочке имеют 7 электронов. Из-за высокой электроотрицательности и реакционной способности в свободном виде в природе не встречаются. Благодаря легкому присоединению электрона образуют галогенид-ионы, поэтому существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в молекулах связаны ковалентной связью в результате обобществления пары электронов, по одному от атома. Молекулы галогенов удерживаются вместе слабыми вандерваальсовыми силами, что объясняет их высокую летучесть.

Таблица 1 . Некоторые физические и химические свойства металлов 17 группы

	Название		Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	Основные изотопы (%)
	Фтор Fluorine [от лат. fluere — течь]				ковалентный 58
	Хлор Chlorine [от греч. chloros — зеленоватый]				ковалентный 99
	Бром Bromine [от греч. bromos — зловоние]			3d 10 4s 2 4p 5	Ковалентный 114,2	79 Вг* (50,69)
	Йод Iodine [от греч. iodes — фиолетовый]			4d 10 5s 2 5p 5	Ковалентный 133
	Астат Astatine [от греч. Astatos — неустойчивый]			4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

Все галогены токсичны, имеют характерные резкий запах и окраску, интенсивность которой возрастает к нижней части группы. Эта группа состоит из наиболее реакционноспособных элементов Периодической системы. Атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в молекулах возрастают к нижней части группы в Периодической системе. Напротив, энергии диссоциации связи и ее прочность при этом уменьшаются, за исключением фтора.

Галогениды щелочных металлов (1 группа) являются соединениями ионного типа. У галогенидов щелочноземельных металлов (2 группа), кроме ионных, встречаются соединения частично ковалентного типа. При перемещении слева направо вдоль периода галогениды элементов становятся более ковалентными. Ковалентный характер галогенидов возрастает также при перемещении по группе вниз. При этом, если металл может существовать в нескольких состояниях окисления, то его связь с галогенидом в низшем из них имеет ионный характер, а в высшем — ковалентный. Как ионные, так и ковалентные галогениды двухвалентных металлов, как правило, кристаллизуются в слоистые решетки. Исключением является СиСl 2 , имеющий полимерное строение. Галогенид-ионы являются лигандами во многих комплексных ионах, вытесняя при этом менее сильные лиганды, например, воду.

Галогениды серебра неустойчивы на солнечном свету, разлагаясь на металл и галоген. Это свойство использовано в черно-белой фотографии. Наиболее светочувствительными оказались бромиды Ag . Широкое применение имеют галогеноводороды, являющиеся одними из самых известных сильных кислот. Кислотность их водных растворов увеличивается к нижней части группы. Исключением является фтороводород. Его водный раствор (плавиковая кислота ) имеет небольшую кислотность, благодаря прочности связи Н - F и малой константе диссоциации кислоты.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 17 группы

	В земной коре (%)	В океане (%)	В человеческом организме
			Среднее (при массе тела 70 кг)			Кровь (мг/л)
							ТД - 20 мг, ЛД - 2 г
							Токсичен
							ТД - 3 г, ЛД - >35 г
		(0,43-0,58)x10 -5			(0,05-5) х10 -5		ТД - 2 мг, ЛД - 35-350 г
	Следы в некоторых минералах						Токсичен из-за радиоактивности

Фтор (F) — по распространенности занимает 13 место среди элементов земной коры, наиболее реакционноспособный элемент, наиболее мощный из промышленно получаемых окислителей. В газообразном виде имеет бледно-желтый цвет. В промышленности используют его органические соединения, полимеры и все соли, особенно CaF 2 — в качестве флюса в металлургии, и AlF 3 — при производстве Аl . Большие количества F 2 производили в атомной промышленности для получения UF 6 в процессах обогащения ядерного топлива.

Близкое расположение атомов в молекуле F приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что объясняет ослабление связи в молекуле. Поэтому фтор в элементном состоянии в форме F 2 не встречается, но присутствует в виде фторид-иона в криолите Na 3 AlF 6 и плавиковом шпате (флюорите ) CaF 2 .

F всегда имеет степень окисления -1. Малый ковалентный радиус позволяет ему образовывать соединения с высокими координационными числами; например, SF 6 существует, a SJ 6 образоваться не может. В ионах фторидов металлов небольшой размер иона F - обусловливает высокие значения энтальпий решетки и термодинамическую стабильность.

Вследствие высокой окислительной способности фтора галогены могут реагировать между собой, образуя межгалогенные соединения («интергалогениды») ClF, ClF 3 , BrF 5 , IF 7 , в которых степень окисления других галогенов изменяется от +1 до +7.

После инкубации печени крыс с NaF поглощенный фтор концентрируется в митохондриях и ядрах гепатоцитов. Костной тканью (зубы, кости, хрящи) он поглощается в 3 раза активней, чем кровью. Выводится F в основном почками. Токсическое действие фторид-ионов связано с тем, что они связывают и тем самым инактивируют ионы-активаторы ферментных систем Са 2+ , Mg 2+ с образованием малорастворимых фторидов. Комплексные ионы PF - , BF 4 - , SiF 6 2- , вследствие прочности ковалентных связей в их молекулах, биологически неактивны. F - ингибирует металлопротеины.

Хлор (Сl) — в природе встречается преимущественно в виде каменной соли NaCl . Из нее электролизом получают Сl 2 — тяжелый желто-зеленый газ с резким запахом. В промышленности его используют в качестве отбеливающего агента и при производстве хлорорганических растворителей и полимеров. Кроме того, его широко применяют для стерилизации воды на водопроводных станциях в концентрациях (0,6-6)х10 -5 моль/кг. Однако при загрязнении воды органическими азотсодержащими веществами хлорирование воды опасно, поскольку атомы Сl могут замещать атомы Н в молекулах алканов и алкенов в фотолитических реакциях, то есть при облучении видимым светом с длиной волны 200-800 нм. При этом образуются хлорорганические токсичные соединения — производные диоксина , в частности, высокоядовитый 2,3,7,8-тетрахлордибензо-n -диоксин (рис. 1). «Диоксинами» в целом называют полихлорированные дибензо-и-диоксины. Все они даже в очень низких концентрациях резко снижают иммунитет человека к вирусным инфекциям и влияют на генетический аппарат.

Рис. 1. Диоксины (2,3,7,8-тетрахлордибензо-п-диоксин)

Соединения с O 2 (хлорноватистая НСlO , соли «гипохлориты»; хлористая НСlO 2 , соли «хлориты»; хлорноватая HСlO 3 , соли «хлораты»; хлорная НСlO 4 кислоты, соли «перхлораты», а также их анионы и оксиды) являются окислителями; их применяют в качестве дезинфицирующих средств.

Содержание хлора в тканях млекопитающих близко к его содержанию в морской воде. Хлорид-ионы Сl - почти равномерно распределяются в организме живых существ в заметных количествах (от 70 до 103 ммоль/л). Их выделение осуществляется почками. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи, а газообразный — сильно раздражает глаза и легкие, образуя с тканевой жидкостью соляную и хлорноватистую кислоты. В легких при этом может развиться пневмония.

Бром (Вr) — густая темно-красная жидкость с резким запахом и тяжелыми парами коричневого цвета. Это единственный неметалл, находящийся в жидком состоянии при комнатной температуре. Его используют в составе добавок к топливу, как ингибитор горения в огнестойких материалах, в красках и пестицидах, в фотографии. Биологическая роль изучена слабо, хотя Вr 2 ядовит. Соотношение Br/Cl в крови равно примерно 0,01, причем Вr - содержится в основном в плазме. Сопутствует хлору в процессах обмена веществ, выводится с мочой.

Йод (I) — твердый черный блестящий неметалл. Легко возгоняется. Применяется в качестве дезинфицирующего спиртового раствора, в пищевых добавках, красителях, катализаторах, в фотографии. Относится к биологически необходимым («эссенциальным») элементам, входит в состав тиреоид-ных гормонов. Его дефицит считают фактором, предрасполагающим к развитию рака щитовидной и молочной желез.

I избирательно накапливается в щитовидной железе (более 80%). Йодид I - , поступивший в организм, быстро концентрируется в железе, где его концентрация выше, чем в крови, в 25-500 раз. В щитовидной железе йодид окисляется до йода, который под влиянием специфичного фермента йодирует ароматические кольца тирозина в молекулах тиреоглобулина с образованием липофильных гормонов роста — тироксина , йодтиронина , трийодтиронина . Йод в концентрации 5x10 -5 М разобщает окислительное фосфорилирование в митохондриях, легко образует нерастворимые хелаты с двухзарядными ионами металлов, особенно с Mg 2+ и Мп 2+ . Деятельность щитовидной железы активируется йодсодержащим тиреотропным гормоном гипофиза .

Недостаток йода в пище человека приводит к гипотиреозу и базедовой болезни (зобу). Йод в заметных количествах содержится в составе морской капусты (бурых водорослей рода Laminaria ) в виде моно- и дийодтирозина, а также моно- и дийодтиронина, что позволяет использовать эти водоросли при заболеваниях щитовидной железы в качестве природного источника готовых предшественников гормона роста.

В биогеохимических провинциях с недостатком йода его соли добавляют в пищевую соль, однако это не приносит положительных результатов. Установлено, что значительно эффективнее с дефицитом йода можно бороться добавлением природных йодсодержащих продуктов, в частности, морской капусты, в пищевые продукты, например, в хлеб. Раньше йод извлекали из золы бурых водорослей, в настоящее время — из нефти и солевых источников. Отметим, что один из ключевых ферментов обмена йода (дейодиназа ), обеспечивающий гомеостаз тироксина, относится к селенопротеинам. Следовательно, борьба с йоддефицитом на фоне дефицита Se бессмысленна, а с учетом механизма обратных связей — вредна.

Астат (At) — радиоактивный неметалл, получаемый при нейтронной бомбардировке изотопа 209 Bi . Из-за малого времени полураспада почти не изучен.

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков