- •Вопрос№1. Предмет и методы химии как науки. Химизация сельского хозяйства.
- •Вопрос№2. Закон сохранения массы вещества м.В. Ломоносова. Закон взаимосвязи массы и энергии а. Эйнштейна. Закон постоянства состава.
- •Вопрос№3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Использование эквивалентов веществ в объемном анализе.
- •Вопрос№4. Основные положения атомно-молекулярного учения. Атом. Молекула. Относительный атомная и молекулярная массы. Моль. Молярная масса.
- •Вопрос№5. Закон Авогадро. Молярный объем газа. Относительная плотность газа.
- •Вопрос№6. Корпускулярно-волновой дуализм электрона. Электронная орбиталь.
- •Вопрос№7. Квантовые числа. Правило заполнения электронами энергетических уровней и подуровней. Принц Паули, правило Хунда, принцип наименьшей энергии.
- •Вопрос№8. Электронные структуры и электронные формулы атомов.
- •Вопрос№9. Строение атомных ядер. Изотопы. Применение изотопов в биологии.
- •Вопрос№10. Свойства атомов. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус. Их значение для характеристики свойств элементов.
- •Вопрос№11. Химическая связь, её основные характеристики: длина, валентный угол, энергия и полярность.
- •Вопрос№12. Ковалентная связь. Два способа её образования. Свойства ковалентной связи. Направленность и насыщаемость связи. Сигма и Пи связи.
- •Вопрос№13. Гибридизация атомных орбиталей и строение молекул.
- •Вопрос№14. Полярная и неполярная ковалентная связь. Дипольный момент связи молекулы.
- •Вопрос№15. Валентность и степень окисления.
- •Вопрос№16. Ионная связь. Её образование и свойства. Структура ионных соединений.
- •Вопрос№17. Водородная связь, её природа. Биологическая роль водородной связи.
- •Вопрос№18. Межмолекулярное взаимодействие. Его природа. Роль для биологических объектов.
- •Вопрос№19. Периодический закон д.И. Менделеева, его физическая сущность.
- •Вопрос№20. Периодичность в изменении радиусов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательность по периодам и группам.
- •Вопрос№21. Структура периодической системы. Период, группа, семейства элементов.
- •Вопрос№22. Общенаучное и философское значение периодического закона.
- •Вопрос№23. Комплексные соединения. Комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сферы комплекса. Константа нестойкости. Биологическая роль комплексных соединений.
- •Вопрос№25. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
- •Вопрос№26. Закон действия масс. Константа скорости. Энергия активации.
- •Вопрос№27. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие, константа равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •Вопрос№28. Катализ. Катализаторы и ингибиторы. Ферменты. Каталитические процессы в живых организмах.
- •Вопрос№29. Оксиды, гидроксиды и соли как важнейшие класса неорганических соединений. Их классификация, способы получения и химические свойства.
- •Вопрос№30. Вода. Строение молекулы. Свойства воды. Роль воды в биологических объектах.
- •Вопрос№31. Растворы. Их характеристика. Гидратная теория растворов. Сольваты и гидраты, кристаллогидраты. Роль водных растворов в биологических системах.
- •Вопрос№32. Способы выражения концентраций растворов.
- •Вопрос№33. Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.
- •Вопрос№34. Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации.
- •Вопрос№35. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.
- •Вопрос№36. Водородный показатель среды. Значение рН для работы биологических систем.
- •Вопрос№37. Произведение растворимости.
- •Вопрос№38. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза. Константа и степень гидролиза.
- •Вопрос№39. Хлор. Распространение в природе. Получение, физические и химические свойства.
- •Вопрос№40. Хлороводород. Соляная кислота. Получение и свойства. Хлориды, их роль в живом организме.
- •Вопрос№41. Фтор. Получение. Свойства. Фтороводород. Плавиковая кислота, ее свойства. Фториды. Биологическая роль фтора.
- •Вопрос№42. Кислород. Получение, свойства, биологическое значение. Применение.
- •Вопрос№43. Озон. Получение. Свойства. Применение. Перекись водорода. Применение в ветеринарии.
- •Вопрос№44. Сера. Распространение в природе, свойства. Применение в с/х.
- •Вопрос№45. Сернистый ангидрид, его получение, свойства, применение. Восстановительные свойства сернистого ангидрида. Сернистая кислота и сульфиты.
- •Вопрос№47. Азот в природе. Свойства, получение, применение. Соединения азота с металлами (нитриды). Азот как органогенный элемент.
- •Вопрос№49. Кислородные соединения азота. Общая характеристика его оксидов. Азотистая кислота и нитриты. Их физиологическая активность.
- •Вопрос№50. Свойства и методы получения азотной кислоты. Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами. Азотные удобрения – селитры.
- •Вопрос№51. Фосфор, его природные соединения (фосфориты и апатиты). Свойства фосфора, его аллотропические видоизменения. Биологическая роль фосфора.
- •Вопрос№52. Фосфорный ангидрид. Фосфорные кислоты и их соли (фосфаты и гидрофосфаты). Значение соединений фосфора в с/х-ве. Фосфорные удобрения.
- •Вопрос№53. Углерод. Аллотропические видоизменения углерода. Поглотительные свойства угля (адсорбция). Углерод как органный элемент.
- •Вопрос№54. Кислородные соединения углерода. Угольная кислота и её соли. Карбонаты, их роль в организме.
- •Вопрос№55. Кремний распространение в природе. Важнейшие минералы и горные породы, содержащие кремний (силикаты).
- •Вопрос№56. Кремниевый ангидрид. Кремниевая кислота и её соли. Их значение.
- •Химические свойства
- •Медь и её соединения Получение
- •Химические свойства
- •Вопрос№58. Магний. Оксид и гидроксид магния. Применение солей магния в ветеринарии. Ион магния как биогенный элемент.
- •Вопрос№59. Хром. Общая характеристика. Амфотерность гидроксида. Токсичность соединений хрома. Биологическое значение хрома.
- •Вопрос№60. Марганец. Общая характеристика. Свойства оксидов и гидроксидов марганца. Перманганаты. Марганец как биогенный элемент.
- •Вопрос№61. Семейство железа. Общая характеристика, свойства простых веществ и их соединений. Комплексные соединения. Гемоглобин. Железо и кобальт как биогенные элементы.
- •Вопрос№62. Цинк. Общая характеристика. Амфотерность гидроксида. Комплексные соединения. Ферменты. Применение в животноводстве.
- •Вопрос№63. Ртуть. Свойства ртути и ее соединений. Соединения ртути как лекарственные препараты.
- •Вопрос№64. Кальций, характеристика свойств его и его важнейших соединений. Биологическая роль их в жизнедеятельности организмов. Хлорная известь как дезинфицирующее вещество.
- •Вопрос№65. Жесткость воды, ее влияние на живые организмы. Методы ее устранения.
- •Вопрос№66. Бор. Борная кислота. Биоорганические соединения. Применение соединений бора в животноводстве.
- •Вопрос№67. Алюминий. Общая характеристика свойств важнейших соединений, Квасцы. Применение в ветеринарии.
- •Вопрос№69. Щелочные металлы. Общая характеристика, свойства оксидов и гидроксидов. Роль элементов в жизнедеятельности живых организмов. Применение в сельском хозяйстве.
Вопрос№61. Семейство железа. Общая характеристика, свойства простых веществ и их соединений. Комплексные соединения. Гемоглобин. Железо и кобальт как биогенные элементы.
Металлы семейства железа имеют полиморфные видоизменения, от которых зависит структура или свойства сплавов, имеющие значение в машиностроении.
Механические свойства железа, кобальта и никеля сильно зависят от примесей, но в чистом виде эти металлы пластичны и прочны.
Восстановительная активность понижается от железа к кобальту и никелю.
При высокой температуре галогены окисляют железо до тригалогенидов (например, FeCl3), а кобальт и никель – до дигалогенидов (CoCl2, NiCl2).
Карбиды железа (Fe2C), кобальта (Co3C) и никеля (Ni3C) неустойчивы, но цементит (Fe3C) достаточно прочен и входит в состав многих сталей.
Из разнообразных силицидов железа, кобальта и никеля наиболее устойчивы соединения типа Э3Si. Силициды, а также бориды железа, кобальта и никеля (с составом Э2B и ЭB) весьма тугоплавки (1000-1540 0С).
Нитриды металлов семейства железа малоустойчивы, они образуют при азотировании – насыщении азотом поверхности стальных изделий, сообщающем им большую твердость, сопротивляемость истиранию, устойчивость к коррозии.
Фосфиды железа, кобальта и никеля могут иметь состав Э3P, Э2Р, ЭР и ЭР2.
Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 26. Обозначается символом Fe.
Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).
Простое вещество железо — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро коррозирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 %.
Химические свойства
Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑.
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа(III):
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.
Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. Оксид железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3, которое реагирует с кислотами:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:
Fe(OH)3 + 3КОН → K3[Fe(OH)6].
Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)3.
Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:
Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.
При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III):
4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.
Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2O.
Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO4)2 — железокалиевые квасцы, (NH4)Fe(SO4)2 — железоаммонийные квасцы и т. д.
При действии газообразного хлора или озона на щелочные растворы соединений железа(III) образуются соединения железа(VI) — ферраты, например, феррат(VI) калия K2FeO4. Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа(VIII).
Для обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe3+ с тиоцианат-ионами SCN−. При взаимодействии ионов Fe3+ с анионами SCN− образуется ярко-красный роданид железа Fe(SCN)3. Другим реактивом на ионы Fe3+ служит гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe3+ и [Fe(CN)6]4− выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури:
4K4[Fe(CN)6] + 4Fe3+ → 4KFeIII[FeII(CN)6]↓ + 12K+.
Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe2+ и [Fe(CN)6]3− выпадает осадок турнбулевой сини:
3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+ → 3KFeII[FeIII(CN)6]↓ + 6K+.
Интересно, что берлинская лазурь и турнбулева синь — две формы одного и того же вещества, так как в растворе устанавливается равновесие:
KFeIII[FeII(CN)6] ↔ KFeII[FeIII(CN)6].
Ко́бальт — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 27. Обозначается символом Co.
Простое вещество кобальт — серебристо-белый, слегка желтоватый металл с розоватым или синеватым отливом.
Химические свойства
Оксиды
На воздухе кобальт окисляется при температуре выше 300 °C.
Устойчивый при комнатной температуре оксид кобальта представляет собой сложный оксид Co3O4, имеющий структуру шпинели, в кристаллической структуре которого одна часть узлов занята ионами Co2+, а другая — ионами Co3+; разлагается с образованием CoO выше 900 °C.
При высоких температурах можно получить α-форму или β-форму оксида CoO.
Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом. Со3О4 + 4Н2 → 3Со + 4Н2О.
Оксид кобальта (III) можно получить, прокаливая соединения кобальта (II), например: 2Со(ОН)2 + O2 → Co2O3 + Н2O.
Гемоглоби́н (от др.-греч. αἷμα — кровь и лат. globus — шар) — сложный железосодержащий белок животных и человека, способный обратимо связываться с кислородом, обеспечивая его перенос в ткани. У позвоночных животных содержится в эритроцитах, у большинства беспозвоночных растворён в плазме крови (эритрокруорин) и может присутствовать в других тканях.
Главная функция гемоглобина состоит в переносе дыхательных газов. У человека в капиллярах лёгких в условиях избытка кислорода последний соединяется с гемоглобином. Током крови эритроциты, содержащие молекулы гемоглобина со связанным кислородом, доставляются к органам и тканям, где кислорода мало; здесь необходимый для протекания окислительных процессов кислород освобождается из связи с гемоглобином. Кроме того, гемоглобин способен связывать в тканях небольшое количество диоксида углерода (CO2) и освобождать его в лёгких. Монооксид углерода (CO) связывается с гемоглобином крови прочнее, чем кислород, образуя карбоксигемоглобин (HbCO). Некоторые процессы приводят к окислению иона железа в геме до степени окисления +3. В результате образуется форма гемоглобина, известная как метгемоглобин (HbOH) (metHb, от мета… и гемоглобин, иначе гемиглобин или ферригемоглобин, см. Метгемоглобинемия). В обоих случаях блокируются процессы транспортировки кислорода. Впрочем, монооксид углерода может быть частично вытеснен из гема при повышении парциального давления кислорода в легких.
Биологическая роль железа, кобальта и никеля
Железо
В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (около 0,02 %), из которых 75 % являются главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыхания в клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).
Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса, называемого гемом. В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине — важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам человека и животных. И именно он окрашивает кровь в характерный красный цвет.
Комплексы железа, отличные от гема, встречаются, например, в ферменте метан-моноксигеназе, окисляющем метан в метанол, в важном ферменте рибонуклеотид-редуктазе, который участвует в синтезе ДНК.
Неорганические соединения железа встречается в некоторых бактериях, иногда используется ими для связывания азота воздуха.
Кобальт
Кобальт, один из микроэлементов, жизненно важных организму. Он входит в состав витамина В12 (кобаламин). Кобальт задействован при кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Потребность человека в кобальте 0,007-0,015 мг, ежедневно. В теле человека содержится 0,2 мг кобальта на каждый килограмм массы человека. При отсутствии кобальта развивается акобальтоз.
Никель
Биологическая роль: никель относится к числу микроэлементов, необходимых для нормального развития живых организмов. Однако о его роли в живых организмах известно немного. Известно, что никель принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений. В организме животных он накапливается в ороговевших тканях, особенно в перьях. Повышенное содержание никеля в почвах приводят к эндемическим заболеваниям — у растений появляются уродливые формы, у животных — заболевания глаз, связанные с накоплением никеля в роговице. Токсическая доза (для крыс) — 50 мг. Особенно вредны летучие соединения никеля, в частности, его тетракарбонил Ni(CO)4. ПДК соединений никеля в воздухе составляет от 0,0002 до 0,001 мг/м3 (для различных соединений).