Аналитическая Химия Реферат. Литература 37 s элементы Элементы группы I а водород

• Название: Литература 37 s элементы Элементы группы I а водород
• Дата: 18.06.2018
• Размер: 428.82 Kb.
• Имя файла: Аналитическая Химия Реферат.docx
• Тип: Литература; #47277
• страница: 2 из 3

Элементы группы II А

Магний

Магний – постоянная часть растительных и животных организмов. Концентраторами магния является некоторые водоросли, накапливающие до 3% Mg. Также магний обнаружен в рибосомах всех живых организмов. Магний активирует многие ферменты, вместе с кальцием и магнием обеспечивает стабильность хромосом, участвует в поддержании тургорного давления в клетках. Животные получают магний с пищей. В организме магний накапливается в печени, затем значительная его часть переходит в кости мышцы. Недостаток с организме солей магния наришает нармальную возбудимость нервной системы, сокращение мышц.

Оксид магния

Оксид магния — химическое соединение с формулой MgO, белые кристаллы,нерастворимые в воде, пожаро- и взрывобезопасен. Основная форма — минерал периклаз.
Получение: Оксид магния получают обжигом минералов магнезита и доломита.

Гидроксид магния

 Неорганическое вещество, осно́вный гидроксид металла магния, имеет формулу Mg(OH)2. Слабое малорастворимое основание.

• 
  Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами:
  

В общем виде:
Примеры:

• 
  Взаимодействие раствора хлорида магния с обожжённым доломитом:
  

• 
  Взаимодействие металлического магния с парами воды:
  

Кальций

Кальций – один из биологических элементов, необходимый для нормального протекания жизненных организмов. Он присутствует во всех тканях и жидкостях животных. Кальций необходим для оброзования ряда клеточных структур, поддержании нормальной проницаемости наружной клеточной мембраны, для оплодотворения яйцеклеток у рыб и др. животных. Ионы Ca+2 передают возбуждение на мышечное волокно, вызывает его сокращение, увеличивает силу сердечных сокращений. В клетках почти весь кальций находиться в виде соединения с белками, нуклеиновыми кислотами, фосфолипидами.

Оксид кальция
Оксиды кальция— основные оксиды, реагируют с водой, сильными и слабыми растворами кислот и амфотерными оксидами и гидроксидами:

CaO + H2O = Ca(OH)2.

Соли кальция.
Соли кальция, как хлорид CaCl₂, бромид CaBr₂, иодид CaI₂ и нитрат Ca(NO₃)₂, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF₂, карбонат CaCO₃, сульфат CaSO₄, ортофосфат Ca₃(PO₄)₂, оксалат СаС₂О₄ и некоторые другие.

Ионы магния и кальция как комплексообразователя.
Внутри клетки ионов Mg2+ во много раз больше, чем во внеклеточном про- странствие, тогда как Са2+ преимущественно внеклеточный катион .Ион Mg2+ - более сильный комплексообразователь, чем ион Са2+. Он служит центром некоторых метало ферментов например, катализирует столь важный гидролиз АТФ. Комплекс магния с АТФ входит в субстрат фермента киназы, отвечающей за перенос фосфатных групп. Киназы управляются кальмодулином и другими белками и являются основой сигнальной системы у высших организмов. В стенках сосудов и артерий кальций присутствует в виде СаСО3 или комплекса с холестерином, а в почках в виде оксалатов или уратов (солей мочевой кислоты). Ионы Са2+ , образуя не очень прочные координационные соединения, имеют невысокие значения констант образования переменное координационное число (6 и 8), рыхлую, подвижную координационную сферу, а также высокие скорости обмена лигандами. Поэтому комплексы кальция пригодны для участия в сигнальных системах, регулируют сокращение мышечных волокон, активируют многие ферменты , определяют процесс свертывания крови. Концентрация Са2+ в организме регулируется гормоном паращитовидной железы кальцитонином, а усвоение определяется содержанием в организме витамина D. Недостаток этого витамина приводит к снижению всасывания кальция и проявляется в виде заболевания рахита. Кальций – внеклеточный элемент; его концентрация в клетке мала: 10 –7 моль/л, а вне клетки - 10-3 моль/л, причем этот градиент концентраций сохраняется благодаря кальцию насосу.

Хлорофилл

Зелёный пигмент, окрашивающий хлоропласты растений в зелёный цвет . При его участии осуществляется процесс фотосинтеза. По химическому строению хлорофиллы — магниевые комплексы различных тетрапирролов. Хлорофиллы имеют порфириновое строение и структурно близки гему. Как уже отмечалось выше, хлорофилл – особый пигмент, придающий растениям зеленую окраску и являющийся важнейшим и необходимым элементом в процессе фотосинтеза. Химический состав хлорофилла представляет собой атом магния, окруженный атомами водорода, азота, кислорода и углерода. В 1930 году Х. Фишером было сделано поразительное открытие – химическая структура гемоглобина практически повторяет структуру пигмента хлорофилла, правда, соединение строится не вокруг атома магния, а вокруг железа. С тех пор зеленый пигмент и стали называть «кровью растений», а многие ученые задались целью найти способ использования этого вещества в борьбе за здоровье человеческого организма.

Жесткость воды

Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция или магния, называется жесткой водой в противоположность мягкой воде, содержащей мало солей кальция и магния или совсем не содержащей их.Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Она подразделяется иа карбонатную и некарбонатную жесткость. Первая из них обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния, вторая — присутствием солеи сильных кислот — сульфатов или хлоридов кальция и магния. При длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жесткостью, в ней появляется осадок, состоящий главным образом из СаСОз, и одновременно выделяется СO₂. Оба эти вещества появляются вследствие разложения гпдрокарбоната кальция:
Са(НСO3)2 = СаСO3 + CO2 + Н2O
Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью.
Жесткая вода не дает пены с мылом, так как содержащиеся в мыле растворимые натриевые соли жирных кислот -пальмитиновой и стеариновой - переходят в нерастворимые кальциевые соли тех же кислот:
2C₁₇H₃₅COONa + CaSO₄ = (С₁₇Н₃₅СОО)₂Са + Na₂SO₄
При кипячении гидрокарбонаты кальция и магния превращаются в СаСОз и Mg(OH)₂
Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + CO₂+ Н₂O
Mg(HCO₂)₂ = Mg(OH)₂ + 2CO₂
в результате чего устраняется только карбонатная жесткость.

• 
  Методы устранения жесткости воды.
  Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция имагния разлагаются с образованием накипи: Ca(HCO3)2 → ↓ CaCO3 + CO2 + H2O. Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.
  

• 
  Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → ↓ 2CaCO3 + 2H2O Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения: 3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → ↓ Ca3(PO4)2 + 6NaHCO3 3MgSO4 + 2Na3PO4 → ↓ Mg3(PO4)2 + 3Na2SO4
  
• 
  Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.
  
• 
  Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки. Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдаёт ионы натрия или водорода. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается.
  
• 
  Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %. Различают нанофильтрацию и пикофильтрацию. В качестве недостатков данного метода следует отметить: - необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану; - относительно высокая стоимость 1 л получаемой воды (дорогое оборудование, дорогие мембраны); - низкуюминерализацию получаемой воды (особенно при пикофильтрации). Вода становится практически дистиллированной.
  
• 
  Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.
  

Роль кальция и магния в жизнедеятельности живых организмов.

Кальций:
Кальция в организме содержится больше, чем других минералов. Суточная потребность в кальции составляет около 1000 мг или 25 ммоль кальция. При этом в желудочно-кишечном тракте всасывается только 25-50% этого количества, определённое количество кальция выводится из организма с мочой.

Основная масса кальция находится в костях и принимает участие в образовании костной ткани, она не участвует в обменных процессах. Только примерно 1% всей массы кальция организма участвует в обмене веществ и составляет 50-70 тысяч ммоль. Это, так называемый, «обменный» кальций.

Магний:
Жизненно важный микроэлемент, щелочноземельный металл, без которого не обходятся основные этапы метаболизма. Ценными источниками магния являются продукты растительного происхождения: отруби, орехи, крупы, специи, чай, кофе, какао, овощи. Продукты животного происхождения содержат небольшие количества магния, однако из них он усваивается более активно. Суточная потребность организма в магнии составляет 0,05% от массы тела. В среднем это составляет около 400 мг. Для беременных женщин эта цифра возрастает до 450 мг.

P-элементы.

Элементы группы V A

Общая характеристика.

Все элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns2np3 и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5.

Азот

Элемент 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 7. Относится к пниктогенам. Обозначается символом N . Простое вещество азот — двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. Один из самых распространённых элементов на Земле. Азот — один из основных биогенных элементов, входящих в состав белков и нуклеиновых кислот.

Водородные соединения азота.

С водородом азот образует два соединения: аммиак NH3 и гидразин N2H4(H2N – NH2). Наибольшее значение имеет аммиак.
В лаборатории получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом натрия:NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водородаN2 + 3H2 ↔ 2NH3 ∆ Н0 = - 82,4
( Катализатор Pt; t = 450 - 5000С; Р = 250 атм)
Равновесие обратимой реакции смещается вправо действием высокого давления ≈ 30МПа.

Аммиак

Аммиак (нитрид водорода) — химическое соединение с формулой NH₃, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом. Плотность аммиака почти вдвое меньше воздуха

Характерные реакции.

• 
  Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
  

N^-3→ N⁰ → N⁺² 
NH₃ – сильный восстановитель.

• 
  с кислородом
  1. Горение аммиака (при нагревании)
  4NH₃ + 3O₃ → 2N₂ + 6H₂0
  2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)
  4NH₃ + 5O₃ → 4NO + 6H₂O
  
• 
  с сильными окислителями
  

2NH₃ + 3Cl₃ = N₂ + 6HCl (при нагревании)

• 
  аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается
  

2NH₃↔ N₃ + 3H₃

Кислородные соединения азота.

Для азота известны окислы, по составу формально отвечающие всем валентностям от . единицы до пяти. Их формулы и названия сопоставлены ниже: N₂ O – закись азота NO – окись азота N₂ O₃ – азотистый ангидрид NO₂ – двуокись азота N₂O₅– азотный ангидрид Закись азота может быть получена разложением азотнокислого аммония, протекающим около 200 °С по уравнению:
NH₄ NO₃ = 2Н₂О + N₂O взаимодействие NO2 с водой идет по уравнению:
3NO₂ + Н₂О = 2HNO₃ + NO Наиболее характерны для азотистой кислоты сильно выраженные окислительные свойства, причем восстанавливается она в большинстве случаев до NO. С другой стороны, действием сильных окислителей азотистая кислота может быть окислена до азотной. Типичные примеры характерных для нее окислительно–восстановительных процессов приводятся ниже:2HNO₂ + 2HJ = J₂ + 2NO + 2Н₂О
2НМnО₄ + 5HNO₂ = 2Mn(NO₃ )₂ + HNO₃ + ЗН₂О Обе эти реакции протекают в кислой среде. Нитриты металлов, соли азотистой кислоты HNO₂. Бесцветные кристаллические вещества; термически менее устойчивы, чем нитраты. Характер разложения зависит от катиона ,
2AgNO₂ = AgNO₃ + Ag + NO. Почти все нитриты хорошо растворимы в воде(исключение — AgNO₂). Нитриты могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Азотистая кислота

Слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Кислота высокотоксична. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны.

Нитриты
Соли азотистой кислоты HNO₂, например, нитрит натрия NaNO₂, нитрит кальция Ca(NO₂)₂. Известны нитриты щелочных, щелочноземельных, 3d-металлов, а также нитриты свинца и серебра.

Азотная кислота

Сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и t_кип120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O). Кислота ядовита.

Нитраты

Соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO₃⁻. Основное применение нитратов — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты), получение стекла, производство лекарств, пищевые добавки при производстве колбас^[1], в пиротехнике, компоненты ракетного топлива.

Биологическая роль азоты и фосфора

Азот:
является химическим элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле — около 2,5 %. В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9·10¹¹ т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра», норвежская, индийская селитры.

Фосфор:
относится к структурным (тканеобразующим) макроэлементам, его содержание в организме взрослого человека составляет около 700 г. 
Большая часть фосфора (85-90%) находится в костях и зубах, остальное – в мягких тканях и жидкостях. Около 70% общего фосфора в плазме крови входит в органические фосфолипиды, около 30% - представлено неорганическими соединениями (10% соединения с белком, 5% комплексы с кальцием или магнием, остальное – анионы ортофосфата).

Водородные и кислородные соединения фосфора.

С водородом фосфор образует газообразный фосфористый водород или фосфин, PH3. Его можно получить кипячением белого фосфора с раствором щелочи или действием соляной кислоты на фосфид кальция Ca₃P2:
Ca₃P₂ + 6HCI = 3CaCI +2PH₃
Фосфин- бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовитый. При его горении образуется фосфорный ангидрид и вода:
2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O.

Элементы группы VI A

Кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный металл полоний. Кислород и сера – неметаллы. Полоний металл серебристо белого цвета, напоминающий по физическимсвойствам свинец, селен и теллур, занимающие промежуточное положение, являются полупроводниками. Кислород, сера, селен, теллур – имеют неметаллический характер, называются «халькогены», т.е. образующие руды. На внешнем уровне атомов этих элементов содержится 6 электронов. В атомах элементов Se, Te и Po электроны внешнего уровня экранируются от ядра десятью d-электронами пред внешнего уровня, что ослабляет их связь с ядром и способствует проявлению металлических свойств этих элементов.

Кислород

Элемент 16-й группы  второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода, в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.
Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртутив герметично закрытом сосуде

Особенности электронной структуры молекулы кислорода

Отсутствие d-подуровня, поэтому ва- лентность кислорода равна 2, но за счёт не поделённых электронных пар кислород может быть донором электронных пар. У серы и остальных халькогенов возможен переход p и s-электронов в d–состояние. Поэтому валентность их может быть 2,4,6, а значение степени окисления меняется от -2 до +6.

Озо́н

Озо́н — состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.
В лаборатории озон можно получить взаимодействием охлаждённой концентрированной серной кислоты с пероксидом бария:

Биологическая роль озона.
Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Сера

Се́ра — элемент 16-й группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S . В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Биологическая роль серы.

Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы — источник энергии в хемосинтезе.В человеке содержится примерно 2 г серы на 1 кг веса.

Кислородные соединения серы

Все кислородные соединения серы являются экзотермическими.
Оксиды: известны как высшие, так и низшие оксиды серы. К последним относятся такие неустойчивые оксиды, как S₂O₃ и S₂O. Например, S₂O образуется в зоне электрического разряда, проходящего в атмосфере SO₂, и тут же разлагается:
2S₂O = 3S + SO₂,
аналогично диспропорционирует и S2O3
2S₂O₃ = S + 3SO₂.
Из высших оксидов серы наиболее изучены SO₂ - оксид серы IV (сернистый ангидрид) и SO₃ -оксид серы VI (ангидрид серной кислоты).
Диоксид серы представляет собой бесцветный газ с резким запахом, Т_пл =-75?С, Т_кип = -10?С. Он очень термически устойчив (распадается на S и O₂ при 2800?С). Диоксид серы растворим в воде причем растворимость его при переходе температуры от 0? до комнатной понижается. При растворении происходит образование гидрата SO₂ · хН₂О, нестехиометрического по составу, обладающего свойствами слабой кислоты:
SO₂ · хН₂О + Н₂О = Н₃О⁺ + НSO₃
К_а= 1,54·10^-2 
Абсолютно Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N₂, I₂, Au, Pt и инертных газов. Она горит на воздухе голубоватым пламенем:
S8 + 8O2 > 8SO2
С концентрированными растворами серной и азотной кислот сера реагирует только при нагревании:
2H₂SO₄ + S = 3SO₂ + 2H₂O
6HNO₃ + S = H₂SO₄ + 2H₂O + 6NO₂
В большинстве реакций он проявляет восстановительные свойства:
2HNO₃ + SO₂ = H₂SO₄ + 2NO₂
NO₂ + SO₂ = SO₃ + NO; Н₂О₂ + SO₂ = H₂SO₄
Окислительные свойства диоксида серы проявляются при взаимодействии его с сероводородом и оксидом углерода (II):
2Н₂S + SO₂ = 3S + 2Н₂О;
2СО + SO₂ = S+ 2CO₂

Селен

Химический элемент 16-й группы, 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se , хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета . Относится к халькогенам.
Оксиды. Кислоты. Соли.

К оксидам селена относятся: SeO2 - SeO3, Se2O3. Кислоты Селена: Селеновая кислота — неорганическая кислота, состоящая из катиона водорода и аниона селената. Химическая формула . Соли Селена: Na2SeO4 -селенат натрия (кислотобразующий неметалл), SeCl4- хлорид селена, TeCl4 - хлорид теллура, Na2Te2 - теллурид натрия.

Биологическая роль селена.

В организме человека содержится 10—14 мг селена, бо́льшая его часть сконцентрирована в печени, почках, селезенке, сердце, яичках и семенных канатиках у мужчин. Селен присутствует в ядре клетки.
Суточная потребность человека в селене составляет 70-100 мкг. Повышенное содержание селена в организме может приводить к депрессии, тошноте, рвоте, диареи, поражению ЦНС и др.
Согласно данным эпидемиологических исследований 1990-х годов^[24], более чем у 80 % россиян наблюдается дефицит селена.
Селен в организме взаимодействует с витаминами, ферментами и биологическими мембранами, участвует в регуляции обмена веществ, в обмене жиров, белков и углеводов, а также в окислительно-восстановительных процессах. Селен является составным компонентом более 30 жизненно важных биологически активных соединений организма. Селен входит в активный центр ферментов системы антиоксидантно-антирадикальной защиты организма, метаболизма нуклеиновых кислот, липидов, гормонов Селен входит в состав белков мышечной ткани, белков миокарда. Также селен способствует образованию трийодтиронина (гормонов щитовидной железы).
Селен является синергистом витамина E и иода. При дефиците селена иод плохо усваивается организмом. Согласно исследованиям, селен необходим для нормального функционирования иммунной системы. Он задействован в механизмах противодействия вирусным инфекциям, включая ВИЧ. Было доказано, что у пациентов, уже заразившихся ВИЧ, он замедляет переход заболевания в СПИД.

Элементы группы VII A

Особые свойства фтора, как наиболее электроотрицательного элемента
 Из всех галогенов у фтора наименьший радиус. Относительная электроотрицательность равна 4, это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления – 1, остальные галогены от – 1 до + 7.



Водородные соединения галогенов 

Бесцветные газы с резким запахом, дымящие во влажном воздухе. Они хорошо растворяются в воде, водные растворы их являются кислотами, носящими общее название - галогеноводородные кислоты. Соли галогеноводородных кислот ( фториды, хлориды, бромиды и йодиды) могут быть получены при непосредственном соединении металлов с галогенами. По составу они однотипны и имеют сходные свойства. Так NaF, NaCl, NaBr, NaJ - белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Наряду со сходством у галогенов наблюдаются и определенные различия как в физических, так и в химических свойствах. Однако изменение этих свойств происходит закономерно с возрастанием атомного веса галогена.  

Водородные соединения галогенов - галогеноводороды HF, НС1, НВг и HI представляют собой бесцветные газы, хорошо растворяющиеся в воде. Из них HF - слабая кислота, а остальные галогеноводороды - сильные кислоты в водном растворе. 
Соляная кислота
Соляная кислота— HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная ,«дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе, плотность такого раствора 1,19 г/см³. Молярная масса 36,46 г/моль. Соли соляной кислоты называются хлоридами. Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.
Хлориды

Группа химических соединений, соли хлороводородной (соляной) кислоты HCl.

Ионные хлориды — твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, проявляющие основные свойства; ковалентные — газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства. Хлориды с промежуточной ионно-ковалентной природой связи проявляют, соответственно, амфотерные свойства.
Основные хлориды практически не подвержены гидролизу, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо, образуя кислоты:
Хлориды разного типа также могут взаимодействовать между собой:
Хлорноватистая кислота.

Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на катион {\displaystyle H^{+}}H⁺ и гипохлорит-анион {\displaystyle ClO^{-}}CLO^-
Неустойчива, постепенно разлагается даже в разбавленных водных растворах на хлороводород и атомарный кислород^[1], благодаря которому является сильным окислителем:
Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя газообразный хлор:

Гипохлориты

Соли и эфиры хлорноватистой кислоты HClO.
Гипохлориты в свободном безводном состоянии являются неустойчивыми соединениями, многие при нагреве разлагаются со взрывом. Гипохлориты щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и образуют кристаллогидраты, разлагающиеся при хранении.
Гипохлорит-анион образуется при окислении хлорид-аниона, катализируемого миелопероксидазой нейтрофильных гранулоцитов и в качестве одного из биоцидных факторов участвует в защите организма от бактериальных и грибковых инфекций. Так, в частности, кроме прямого цитотоксического действия, взаимодействие гипохлорита с перекисью водородаприводит к выделению кислорода в высокотоксичном синглетном состоянии:

Хлорная известь
Техническая смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Альтернативное название: белильная известь. В просторечии: хлорка.

Получают взаимодействием хлора с гашёной известью  Реальный продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(OCl)₂, CaCl₂, Ca(OH)₂ и кристаллизационной воды. Если исходный гидроксид был достаточно чистым, а обработка хлором велась до полного насыщения и с соблюдением температурного режима, то состав свежеприготовленной хлорной извести может быть довольно точно выражен формулой Ca(OCl)₂·CaCl₂·Ca(OH)₂·2H₂O, которую для большего удобства можно формализовать как 3Ca(OH)₂·2Cl₂.

Бром и йод, как микроэлементы

Бром усиливает процессы торможения в центральной нервной системе. В отличие от йода, активизирующего функцию щитовидной железы, бром угнетающе действует на неё. Бромом богаты фасоль, горох. Йод входит в состав гормонов щитовидной железы. Недостаточное поступление йода с пищей приводит к угнетению её функций: развивается эндемический зоб, замедляется рост, снижается сопротивляемость организма различным инфекциям. Йод в небольшом количестве содержится в продуктах растительного и животного происхождения: фасоли, пшенице, ячмене, ржи, капусте, кукурузе, картофеле, моркови, луке, огурцах, свекле, щавеле, а также в говядине, мясе птицы, куриных яйцах. Высоко содержание йода в морской рыбе: треске, скумбрии, окуне, сельди, ставриде, хеке.