$AlexLat$

Галогены (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый) находятся в главной подгруппеVII группы периодической системы химических элементов.К галогенам относят фтор, хлор, бром, иод и астат.

На наружном энергетическом уровне атомов галогенов находятся семь электронов:

До восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до
устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов
недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по
сравнению с атомами металлов того же периода обладают бόльшим зарядом ядра,
меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону.
Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. 

Например,

Cl⁰ + ē
→ Cl^–.

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для
не­го характерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять и
восстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательными
элементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать
значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой­ства галогенов усиливаются
от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомы хлора примерно
вдвое меньше, чем у йода.

Глава I.
Свойства галогенов

1.1. Физические свойства

А) Фтор

Фтор (лат. Fluorum), F – химический элемент VII группы периодической си­стемы Менделеева,
относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормаль­ных
условиях (0 °С; 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²) - газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный фтор состоит из одного ста­бильного изотопа ¹⁹F.
Искусственно полу­чены пять радиоактивных изотопов: ¹⁶F с
периодом полураспада Т_1/2 < 1 сек, ¹⁷F(Т_1/2 = 70 сек), ¹⁸F (Т_1/2 = 111 мин), ²⁰F
(Т_1/2 = 11,4 сек), ²¹F(Т_1/2 = 5 сек).

Среднее содержание фтора в земной коре 6,25_*10^-2% по массе; в кислых изверженных 

породах (гра­нитах) оно составляет
8_*10^-2%,
в ос­новных
- 3,7_*10^-2%, в ультраоснов­ных
– 10^-2%.
Фтор присутствует в вулка­нических газах и термальных водах. Важ­нейшие соединения фтора - флюорит, крио­лит и топаз. Всего известно 86 фторсодержащих мине­ралов.
Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и других. Фтор - важный биогенный
элемент. В истории Земли источником поступления фтора в био­сферу были продукты
извержения вулка­нов (газы и др.).

Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0 °С и 0,1 Мн/м², или 1 кгс/см²),
жидкий - 1,5127 г/см³ (при температуре кипения); t_пл -219,61 °С; t_кип -188,13 °С. Молекула
фтора состоит из двух атомов (F₂); при 1000 °С 50% молекул диссоциирует, энер­гия диссоциации около 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Фтор плохо раство­рим в жидком фтористом водороде; раст­воримость
2,5_*10^-3 г в 100 г НF при -70 °С и 0,4_*10^-3 г при -20 °С;
в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация
внешних электронов атома фтора 2s² 2р⁵. В соеди­нениях проявляет степень окисления
-1. Ковалентный радиус атома 0,72А, ион­ный радиус 1,33А. Сродство к электрону
3,62 эв, энергия ионизации (F ® F+) 17,418 эв. Высокими значениями сродства к
электрону и энергии ионизации объяс­няется сильная электроотрицательность
атома фтора, наибольшая среди всех других элементов.
Высокая реакционная спо­собность фтора обусловливает экзотермичность фторирования,
которая, в свою очередь, определяется аномально малой ве­личиной энергии диссоциации
молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с другими атомами.

Б) Хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl - химический элемент VII группы периодической системы Менде­леева,
атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0 °С, 0,1 Мн/м²) жёлто-зелёный газ с резким раздражающим запахом. Природный хлор состоит из двух стабильных изотопов: 

³⁵Cl (75,77%) и
³⁷Cl (24,23%). Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми чис­лами
32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 и периодами полураспада
Т_1/2 соответственно
0,31; 2,5; 1,56 сек; 3,1_*105
лет; 37,3; 55,5 и 1,4
мин. ³⁶Cl и ³⁸Cl
используются как изотопные индикаторы.

Xлор встречается в природе только в виде соединений.
Среднее содержание хлора в земной коре
1,7_*10^-2%
по массе, в кислых изверженных поро­дах - гранитах
2,4_*10^-2, в основ­ных и ультраосновных 5_*10^-3.
Основную роль в истории хлора в земной коре играет вод­ная миграция.
В виде иона Cl^- он содер­жится в Мировом океане (1,93%), под­земных
рассолах и соляных озерах.
Число собственных минералов (преимущественно природных хлоридов) 97, главный из
них - галит NаCl.
Изве­стны также крупные месторождения хлоридов калия и магния и смешанных
хлоридов: сильвин КCl, сильвинит (Nа, К) Cl, карналлит КCl_*МgCl_2*6Н₂О, 

каинит КCl_*МgSO_4*ЗН₂О, бишофит МgCl_2*6Н₂О. 

В истории Земли большое значение имело поступление содержаще­гося
в вулканических газах НCl в верхние ча­сти земной коры.

Xлор имеет t_кип - 34,05 °С, t_пл - 101 °С. Плотность газообразного хлора при
нормальных условиях 3,214 г/л; насыщенного пара при 0 °С 12,21 г/л; жид­кого
хлора при температуре кипения 1,557 г/см³; твёрдого хлора при -102 °С 1,9 г/см³. Давление
насыщенных паров хлора при 0 °С 0,369; при 25 °С 0,772; при 100 °С 3,814 Мн/м²
или соответственно 3,69; 7,72; 38,14 кгс/см². Те­плота плавления 90,3 кдж/кг (21,5
кал/г); теплота испарения 288 кдж/кг (68,8 кал/г); теплоёмкость газа при постоянном
давле­нии 0,48 кдж/(кг_*К) [0,11 кал/(г_*°С)].
Xлор хорошо растворяется в ТiСl₄, SiCl₄, SnCl₄ и некоторых органических
растворителях (особенно в гексане и четырёххлористом углероде). Мо­лекула
хлора двухатомна (Cl₂).
Степень термической диссоциации Cl₂+243 кдж Ы 2Cl при 1000 К равна 2,07_*10^-4%,
при 2500 К 0.909%.

Внешняя электронная конфигурация атома Сl Зs² 3р⁵. В соответствии с этим хлор
в соединениях проявляет степени окис­ления -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный
радиус атома 0,99А, ионный радиус Сl^- 1,82А, сродство атома хлора
к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 в.

В) Бром

Бром (лат. Bromum), Br - химический эле­мент
VII группы периодической системы Мен­делеева, относится к галогенам,
атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жид­кость с
сильным неприятным запа­хом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж.
Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого
bromos – зловоние.
При­родный бром состоит из 2 стабильных изо­топов ⁷⁹Br (50,34%) и ⁸¹Br (49,46%). Из искусственно полученных радиоактив­ных изотопов брома наиболее интересен ⁸⁰Вr, на примере
которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер.

Содержание брома в земной коре (1,6_*l0^-4% по массе) оценивается в 10¹⁵-10¹⁶ т. В главной
своей массе бром находится в рас­сеянном состоянии в магматических породах, а также
в широко распространённых галогенидах. Бром - постоянный спутник хлора.
Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr₂) встречаются в отложениях хлористых солей
(в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях - сильвине и карналлите - до 0,3% Вr), а
также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных
рассолах, обычно связанных с соляными и нефтя­ными месторождениями
(до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются
в остаточ­ных рассолах морских и озёрных водоё­мов.
Бром мигрирует в виде легко раство­римых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представ­ленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Сl, Br) и
иодэмболитом Ag (Сl, Вr, I).
Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебро-содержащих
месторождений, формирую­щихся в засушливых пустынных
облас­тях.

При -7,2°С жид­кий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые
кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tкип 58,78°С.
Плот­ность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г Н2О при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются
гранатово-красные кристаллы Br_2*8H₂O. Особенно хорошо растворим бром во многих
органических раство­рителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром
в твердом, жидком и газообразном состоянии состо­ит из 2-атомных молекул.
Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800°С; диссоциация
наблю­дается и при действии света.

Г) Иод

Иод (лат. Iodium), I - химический элемент VII группы периодической системы Менделе­ева,
относится к галогенам (в литературе встречается также символ J); атомный номер 53, атомная масса 126,9045; кри­сталлы черно-серого цвета с металлическим блеском. Природный
иод состоит из одного стабильного изотопа с массовым числом 127.
Иод открыл в 1811 французский химик Б. Куртуа.
Нагревая маточный рассол золы морских водорослей с концентриро­ванной
серной кислотой, он наблюдал выде­ление фиолетового пара (отсюда название иод
- от греческого iodes, ioeides - похожий цветом на фиалку, фиолетовый),
который конденсировался в виде темных блестя­щих пластинчатых кристаллов. В 1813 - 1814 французский химик Ж.Л. Гей-Люссак и английский химик Г. Дэви доказали элементар­ную
природу иода.

Среднее содержание иода в зем­ной коре 4_*10^-5% по массе. В мантии и магмах и в
образовавшихся из них породах (гранитах, базальтах) соединения иода рассеяны;
глубинные минералы иода неизвестны.
История иода в земной коре тесно связана с живым веществом и биогенной миграцией. В
биосфере наблюдаются процессы его концентрации, особенно морскими организма­ми
(водорослями, губками). Изве­стны 8 гипергенных минералов иода, обра­зующихся
в биосфере, однако они очень редки.
Основным резервуаром иода для биосферы служит Мировой
океан (в 1 литре в среднем содержится 5_*10-5 грамм иода). Из океана соединения
иода, растворенные в каплях морской воды, попадают в ат­мосферу и переносятся
ветрами на конти­ненты. Местности, удаленные от океана или отгороженные от морских
ветров горами, обеднены иодом. Иод легко адсорбируется органическими веществами
почв и морских илов. При уплотнении этих илов и обра­зовании осадочных горных пород
проис­ходит десорбция, часть соединений иода переходит в подземные воды. Так обра­зуются
используемые для добычи иода иодо-бромные воды, особенно характер­ные для районов
нефтяных месторожде­ний (местами 1 литр этих вод содержит свыше 100 мг иода).

Плотность иода 4,94 г/см³,
t_пл 113,5 °С,
t_кип 184,35 °С.
Молекула жидкого и газообразного иода состоит из двух атомов (I₂).
Заметная диссоциация
I₂ Ы 2I наблюдается выше 700 °С, а также при действии света. Уже при
обычной температуре иод испаряется, обра­зуя резко пахнущий фиолетовый
пар. При слабом нагревании иод возгоняется, оседая в виде блестящих
тонких пластинок; этот процесс служит для очистки иода в лабора­ториях и в промышленности.
Иод плохо растворим в воде (0,33 г/л при 25 °С), хорошо - в сероуглероде и органических
растворителях (бензоле, спирте), а также в водных растворах иодидов.

Пары иода ядовиты и раздражают сли­зистые оболочки. На кожу иод оказывает
прижигающее и обеззараживающее дей­ствие. Пятна от иода смывают растворами соды или тиосульфата натрия.

Д) Астат

Астат (лат. Astatium) - один из важнейших радиоактивных химических элементов в природе. Он
относится к VII группе периодической системы Менделеева. Атомный номер – 85.

У астата нет стабильных изотопов.
Радиоактивных изотопов астата, открытых к данному времени около 20, все они
очень неустойчивы.
Наиболее долгоживущий ²¹⁰At имеет период полураспада T _1/2 8,3 ч. Именно по этой причине
в земном поверхностном слое (1,6 км), как показали расчеты, содержится 69 мг астата-218. Это
очень мало.

Как чистый металл астат обладает уникальным свойством – возгоняется в молекулярной
форме из водных растворов, такой способности нет ни у одного из известных элементов.

Астат легко испаряется как в обычных условиях, так и в вакууме. А также хорошоадсорбируется
на металлах - Ag, Au, Pt.

Именно благодаря этим свойствам удается выделить астат из продуктов облучения висмута. Этого добиваются путем их вакуумной дистилляции с поглощением астата серебром или платиной (до 85%).

1.2. Химические свойства

I. Взаимодействие с неорганическими веществами:

1. 
   Взаимодействие с металлами:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃Sn + Cl₂

  SnCl₂

2Fe
+ 3Cl₂   2FeCl₃

Cu
+ Br₂   CuBr₂

Zn + I₂ = ZnI₂

2. 
   Взаимодействие с водородом:

Cl₂
+ H₂   2HCl

3. 
   Взаимодействие с водой:

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Хлорноватистая кислота

2Br₂ + 2H₂O = 4HF + O₂.

4. Взаимодействие со щелочами:

Cl₂ + 2KOH = KClO + KCl + H₂O
(без нагревания)

3Cl₂
+ 6KOH  KClO₃
+ 5KCl
+ 3H₂O
(с нагреванием)

5. Взаимодействие с галогенидами – соединениями галогенов с металлами:фтор 

вытесняет из солей хлор, бром, йод:

2NaCl + F₂ = 2NaF + Cl₂

2KBr + F₂ = 2KF + Br₂

хлор вытесняет из солей бром, йод:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

бром вытесняет из солей йод:

2KI + Br₂ = 2KBr + I₂↓.

II. Взаимодействие органическими веществами (галогенирование - присоединение галогена). Галогены взаимодействуют со всеми классами органических соединений. Рассмотрим
некоторые реакции:

1. С алканами:

CH₃–CH₃ + Cl₂ → CH₂Cl–CH₃ + HCl

хлорэтан

2. С алкенами:

CH₂=CH₂ + Br₂ → CH₂Br–CH₂Br

1,2-дибромэтан

3. С алкинами:

CH≡CH + Br₂ → CHBr=CHBr

1,2-дибромэтен

Глава II.
Получение и применение

Фтор. Источником для производства фтора служит фтористый водород, получающийся
в основном либо при действии серной кислоты H₂SO₄ на флюо­рит CaF₂, либо при переработке
апати­тов и фосфоритов.
Производство фтора осу­ществляется электролизом расплава кис­лого фторида калия,
который образуется при насыщении распла­ва KF_*HF фтористым
водородом до со­держания 40-41% HF. Материалом для электролизера обычно служит
сталь; электроды - угольный анод и стальной катод. Электролиз ведется при 95-100 °С и напряжении 9-11 в; выход фтора по току достигает 90-95%. Получающийся фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим погло­щением фторидом натрия.
Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жид­ким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе, из меди, алюминия и его сплавов, латуни нержавеющей стали.

Газообразный фтор служит для фторирования UF₄ в UF₆, применяемого для изотопов разделения
урана, а также для получения трех-фтористого хлора СlF₃ (фторирующий агент), шестифтористой серы SF₆ (газо­образный изолятор в электротехнической промышленности),
фторидов металлов (например, W и V). Жидкий фтор - окислитель ракет­ных топлив.

Широкое применение получили много­численные соединения фтора - фтористый
водород, алюминия фторис), кремне-фториды, фторсульфоновая кислота (рас­творитель,
катализатор, реагент для по­лучения органических соединений, содержа­щих группу - SO₂F),
ВF₃ (катализатор), фторорганические соединения и др.

Хлор. Xлор начали произво­дить в промышленности в 1785 взаимодействием соляной кислоты с двуокисью марганца или пиролюзитом. В 1867 английский химик Г. Дикон разработал способ получения хлора оки­слением НСl кислородом воздуха п при­сутствии катализатора.
С конца 19 - начала 20 веков хлор получают электролизом вод­ных растворов хлоридов щелочных
ме­таллов. По этим методам в 70-х годах 20 века производится 90 - 95% хлора в мире.
Не­большие количества хлора получаются попутно при производстве магния, кальция, натрия и лития электролизом расплавленных хло ридов. В 1975 году мировое
производство хлора составляло около 23 млн. тонн. Применяются два основных метода электролиза водных растворов NаСl: 1) в электролизёрах с твёрдым катодом и пористой фильтрую­щей диафрагмой;
2) в электролизёрах с ртутным катодом. По обоим методам на графитовом или окисном титано-рутениевом аноде выделяется газообразный хлор. По первому методу на катоде выделяет­ся
водород и образуется раствор NаОН и NаСl, из которого последующей перера­боткой
выделяют товарную каустическую соду. По второму методу на катоде обра­зуется
амальгама натрия, при её разло­жении чистой водой в отдельном аппа­рате получаются
раствор NаОН, водород и чистая ртуть, которая вновь идёт в про­изводство.
Оба метода дают на 1 тонну хлора 1,125 тонны NаОН.

Электролиз с диафрагмой требует меньших капиталовложений для органи­зации производства хлора, дает более дешёвый NаОН. Метод с ртутным катодом позво­ляет получать очень
чистый NаОН, но потери ртути загрязняют окружающую среду. В 1970 по методу с ртутным като­дом производилось 62,2% мировой вы­работки хлора, с твёрдым катодом 33,6% и прочими способами 4,3%. После 1970 начали применять электролиз с твёрдым катодом и ионообменной
мембраной, позволяю­щий получать чистый NаОН без использо­вания ртути.

Одной из важных отраслей химической промышленности является хлорная промышленность.
Основные количества хлора перерабаты­ваются на месте его производства в хлорсодер
жащие соединения. Хранят и перевозят хлор в жидком виде в баллонах, бочках, железнодорожных цистернах или в специально обору­дованных судах. Для индустриальных
стран характерно следующее примерное потребление хлора: на производство хлорсодержа
щих органических соединений - 60 - 75%; неорганических соединений, содержащих
хлор, -10 - 20%; на отбелку целлюлозы и тка­ней - 5 - 15%; на санитарные нужды и хлорирование воды - 2 - 6% от общей выраобтки.

Xлор применяется также для хлорирова­ния некоторых руд с целью извлечения титана, ниобия,
циркония и других.

Бром. Исходным сырьём для получения брома слу­жат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного произва, содержащие бром в виде бромид-иона Вг^-. Бром выделяют
при помощи хло­ра и отго­няют из раствора водяным паром или воздухом.
Отгонку паром ведут в колон­нах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого
к брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу - хлор и водяной
пар. Пары брома, выходящие из колонны, кон­денсируют в керамиковых холодильни­ках.
Далее бром отделяют от воды и очища­ют от примеси хлора дистилляцией.
Отгонка воздухом позволяет использо­вать для получения брома рассолы с его низ­ким
содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большо­го расхода
пара невыгодно. Из получае­мой бромовоздушной смеси бром улав­ливают химическими
поглотителями.
Для этого применяют растворы бромистого железа, которое, в свою очередь, получают восстановлением FеВг₃ железными стружками, а акже раство­ры гидроокисей или карбонатов
натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии
паров воды с образованием оромистоводородной и серной кислот.
Из полученных полу­продуктов бром выделяют действием хлора или кислоты.
В случае необходимости полу­продукты перерабатывают на бромистые
соединения, не выделяя элементарного брома.

Вдыхание паров брома при содержании их в воздухе 1 мг/м³ и более вызывает кашель,
насморк, носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высоких
концентрациях - удушье, брон­хит, иногда смерть. 

Предельно допусти­мые концентрации паров брома в воздухе 2 мг/м³. Жидкий бром действует
на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги, Работы с бромом следует проводить в вытяж­ных шкафах. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак, исполь­зуя для этой цели
сплыю разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте.
Боль в горле, вызванную вдыханием паров брома, устраняют приёмом внутрь горячего молока.
Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдувают сильной струей
воздуха. Обож­жённые места смазывают ланолином.

Бром применяют довольно широко. Он - исходный продукт для получения ряда бромистых солей
и органических производ­ных.
Большие количества брома расходуют для получения бромистого этила и дибромэтана
- составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам для повышения их детонационной стойкости.
Соединения брома применяют в фотографии, при производстве ряда красителей,
бромистый метил и некоторые другие соединения брома - как ин­сектициды. Некоторые органические соединения брома служат эффективными огнетушащими средствами.
Бром и бромную воду ис­пользуют при химических анализах для опре­деления многих веществ.
В медицине исполь­зуют бромиды натрия, калия, аммония, а также органичанические
соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повы­шенной раздражительности,
бессоннице, гипертонические болезни, эпилепсии и хорее.

Иод. Сырьем для промышленного получения иода в России служат нефтяные буровые
воды; за рубежом - морские водоросли, а также маточные растворы чилийской (натриевой)селитры, содержащие до 0,4% иода в виде иодата натрия. Для из­влечения
иода из нефтяных вод (содержа­щих обычно 20 - 40 мг/л иода в виде иодилов) на них
сначала действуют хлором или азотистой кислотой.
Выде­лившийся иод либо адсорбируют активным углем, либо выдувают воздухом. На иод, адсорбированный углем, действуют ед­кой щелочью или сульфитом натрия. Из продуктов
реакции свободный иод выделяют действием хлора или серной кислоты и окислителя,
например дихромата калия. При выдувании воздухом иод по­глощают смесью двуокиси
серы с водя­ным паром и затем вытесняют иод хлором. Сырой кристаллический иод очищают
возгонкой.

Иод и его соединения применяют главным образом в медицине и в аналитической
химии, а также в органическом синтезе и фотографии.
В промышленности применение иода пока незначительно по объему, но весьма перспективно.
Так, на термическом разложении иодидов основано получение высокочистых металлов.

Астат широкого применения не имеет.

Заключение

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

Фтор по­стоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлементов. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека - 100-300 мг/кг; особенно много фтора в зу­бах. Кости морских животных богаче фтором
по сравнению с костями наземных.
Посту­пает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное
содержание фтора в которой 1-1,5 мг/л. При недостатке фтора у человека развивается
кариес зубов, при повышенном поступ­лении - флюороз. Высокие концентра­ции ионов фтора
опасны ввиду их способ­ности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также
к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, Са, Мg и др.), нарушающему их ба­ланс в организме.
Органические производные фтора обнаружены только в некоторых расте­ниях (например, в
южноафриканском Dicha petalum cymosum). Основные из них - производные фторуксусной кислоты, токсич­ные как для других растений, так и для жи­вотных.
Биологическая роль изучена недостаточно. Установлена связь об­мена фтора с образованием
костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора для растений
не доказана.

Xлор - один из биогенных элементов, постоянный ком­понент тканей растений и животных.
Содержание хлора в растениях (много хлора в галофитах) - от тысячных долей про­цента
до целых процентов, у животных - десятые и сотые доли процента. Су­точная
потребность взрослого человека в хлоре, (2 - 4 г) покрывается за счёт пищевых
продуктов. С пищей хлор поступает обыч­но в избытке в виде хлорида натрия и хлорида
калия. Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме животных хлор - основное осмотически активное вещество плазмы крови, лимфы, спинномозговой
жидкости и некоторых тканей. Играет роль в водно-со­левом обмене, способствуя
удержанию тканями воды.
Регуляция кислотно-ще­лочного равновесия в тканях осуществля­ется наряду с другими
процессами путём изменения в распределении хлора между кровью и другими тканями,
хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя как окислительное
фосфорилирование, так и фотофосфорилирование.
Xлор положи­тельно влияет на поглощение корнями кислорода.
Xлор необходим для образо­вания кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами. В состав большинства питательных сред для искусственного
культивирования растений хлор не входит.
Возможно, для развития растений достаточны весьма малые концентрации хлора.

Бром - постоянная составная часть тканей животных и растений.
Наземные растения содержат в среднем 7_*10^-4% брома на сырое вещество, животные ~10^-4%. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи).
В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощью
радиоактивного брома (⁸²Br) установлено избирательное погло­щение его щитовидной
железой, мозго­вым слоем почек и гипофизом.
Введён­ные в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию
про­цессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации
состояния нервной системы, пострадавшей от пере­напряжения тормозного
процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные
отно­шения с иодом, что влияет на деятель­ность железы, а в связи с этим - и на состояние
обмена веществ.

Иод - необходимый для животных и человека микроэлемент.
В почвах и растениях таежно-лесной нечерноземной, сухостепной, пустынной и
горных биогеохимических зон. Иод содержится в недостаточном
количестве или не сбалансирован с некоторыми другими микроэлементами
(Со, Мn, Сu); с этим связано распространение в этих зонах эндемического
зоба. Среднее со­держание иода в почвах около 3_*10^-4%, в растениях около 2_*10^-5%.
В поверхност­ных питьевых водах иода мало (от 10^-7 до 10^-9%).
В приморских областях количество иода в 1 м³ воздуха может
достигать 50 мкг, в континентальных и горных - состав­ляет 1 или даже 0,2 мкг.

Поглощение иода растениями зависит от содержания в почвах его соединений
и от вида растений.
Некоторые организмы (так называемые концентраторы иода, например морские водо­росли - фукус, ламинария, филлофора, накапливают до 1% иода, некоторые губки - до 8,5% (в скелетном веществе спонгине).
Водоросли, концентрирующие иод, ис­используются для его промышленного получения. В
животный организм иод поступает с пи­щей, водой, воздухом. Основной источник иода
- растительные продукты и корма. Всасы­вание иода происходит в передних
отделах тонкого кишечника. В организме чело­века
накапливается от 20 до 50 мг иода, в том числе в мышцах около 10 - 25 мг,
в щито­видной железе в норме 6 - 15 мг. С по­мощью радиоактивного
иода (¹³¹I и ¹²⁵I) по­казано, что в щитовидной железе иод на­капливается в митохондриях
эпителиальных клеток и входит в состав образующих­ся в них дииод- и моноиодтирозинов,
которые конденсируются в гормон тетраиодтиронин (тироксин).
Выделяется иод из организма реимущественно через почки (до 70 - 80%), молочные, слюнные и потовые же­лезы, частично с жёлчью.

В различных биогеохимических про­винциях содержание иода в суточном ра­ционе колеблется
(для человека от 20 до 240 мкг, для овцы от 20 до 400 мкг). Потребность животного в иода зависит от его физиологического состояния, времени года, температуры, адаптации
организма к содер­жанию иода в среде.
Суточная потребность в иоде человека и животных - около 3 мкг на 1 кг массы (возрастает
при беремен­ности, усиленном росте, охлаждении).
Введение в организм иода повышает основ­ной обмен, усиливает окислительные
процессы, тонизирует мышцы, стимулирует поло­вую функцию.

В связи с большим или меньшим недо­статком иода в пище и воде применяют
иодирование поваренной соли, содержа­щей обычно 10 - 25 г йодистого калия на 1
тонну соли. Применение удобрений, содер­жащих иод, может удвоить
и утроить его содержание в сельскохозяйственных культурах.