Билет 19

1.Мышьяк. Его хим. И физ. Св-ва

Физ и хим св-ва. Мышьяк — серое с металлическим блеском хрупкое вещ-во с ромбоэдрической кристаллической решеткой. При нагревании до 600 °C As сублимирует. При охлаждении паров возникает новая модификация — желтый мышьяк. Выше 270 °C все формы As переходят в α-мышьяк. Расплавить мышьяк можно только в запаянных ампулах под давлением. t плавления 817 °C при дав-ии его насыщенных паров. Структура серого мышьяка похожа на структуру серой сурьмы и по строению напом-ет черный фосфор. Мышьяк химически активен. При хранении на воздухе порошкообразный мышьяк восплам-ся с образ-ем кисл-го оксида As₂O₃. Этот оксид в парах сущ-ет в виде димеров As₄O₆. При осторожном обезвоживании мышьяковой к-ты H₃AsO₄ получают высший кислотный оксид мышьяка As₂O₅, кот при нагревании легко отдает О₂, превращаясь в As₂O₃. Оксиду As₂O₃ отвечают сущест-щие только в р-рах слабые кис-ты — ортомышьяковистая H₃AsO₃ и метамышьяковистая HAsO₂. Их соли — арсенаты. Разбавл-ная азотная к-та окисляет мышьяк до H₃AsO₃, конц-ная азотная кис-та — до H₃AsO₄. Со щелочами мышьяк не реагирует, в воде раствор-ся. При нагревании мышьяка и водорода образ-ся арсин AsH₃ — очень токсичный газ с запахом чеснока. С фтором и хлором мышьяк взаимод-ет с самовоспламенением. При взаим-вии мышьяка с серой, селеном и теллуром образ-ся халькогениды: As₂S₅, As₂S₃, As₄S₄, As₂Se₃, As₂Te₃, сущест-щие в стеклообразном сост-ии. Они явл полупроводниками. Со многими ме мышьяк обр-ет арсениды. Арсенид галлия GaAs и индия InAs — полупроводники. Известно большое число орган-ких соед-ий мышьяка, в кот имеется хим связь As — C: органоарсины R_nAsH_3-n (n = 1,3), тетраорганодиарсины R₂As — AsR₂ и другие. Биолог. роль . Мышьяк и все его соед-ния ядовиты. При остром отравлении мышьяком наблюд-ся рвота, боли в животе, понос, угнетение центральной нервной сис-мы. Помощь и противоядия при отравлении мышьяком: прием водных раст-ров Na2S2O3, промывание желудка, прием молока и творога; специфич-ое противоядие — унитиол. На территориях, где в почве и воде избыток мышьяка, он накапл-ся в щитовидной железе у людей и вызывает эндемический зоб.Мышьяк в малых дозах канцерогенен, его испол-ние в кач-ве лекарства, «улучшающего кровь».

2. Раствор — гомогенная смесь(то есть каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов), состоящая из частиц растворён .в-ва, растворителя и продуктов их взаимодействия. Р-р — однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Растворитель — компонент, агрегатное состояние кот. не изменяется при образовании р-ра. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, кол-во кот.в р-ре преобладает. Образование того или иного типа р-ра обусловливается интенсивностью межмолекулярного, межатомного, межионного или др. вида взаимодействия, то есть, теми же силами, кот.определяют возникновение того или иного агрегатного состояния. Отличия: образование р-ра зависит от характера и интенсивности взаимодействия частиц разных в-в. Р-ры бывают газовыми, жидкими и твёрдыми. Чаще под р-ром подразумевается жидкое в-во, например раствор соли или спирта в воде. Существуют также растворы газов в жидкостях, газов в газах и жидкостей в жидкостях, в последнем случае растворителем считается вода, или же компонент, кот. больше. В хим практике обычно под р-рами понимают гомогенные системы, растворитель может быть жидким, твёрдым (твёрдый раствор), газообразным. Однако нередко допускается и микрогетерогенность. «Раствором» именуют и смесь цемента с водой, песком и так далее. Хотя это и не является раствором в хим смысле этого слова. Коллоидные и ионные р-ры (изучением коллоидных систем занимается коллоидная химия) отличаются главным образом размерами частиц. В ионных р-рах размер частиц менее 1·10⁻⁹ м, частицы в таких р-рах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных р-рах размер частиц 1·10⁻⁹ м — 5·10⁻⁷ м, частицы в таких р-рах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа. Электролиты – в-ва, проводящие в расплавах или водных р-рах эл. ток. В расплавах или водных р-рах они диссоциируют на ионы. Неэлектролиты – в-ва, водные р-ры и расплавы кот. не проводят эл. ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-хим взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств р-ра. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, наз. неэлектролитами. К электролитам относятся к-ты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органич. соединений, а также в-ва, в молекулах кот. имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Билет 20.

1.Упругость пара— давление, при кот. устанавливается равновесие между жидкостью и паром или между твёрдым телом и газом при данной t в замкнутом объёме. Первый закон Рауля. Пар, нах-ся в равновесии с жидкостью, наз. насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p₀) наз. давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. В 1886 (1887) году Ф. М. Рауль сформулир.закон: Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное в-во, прямо пропорц.мольной доле растворителя в данном р-ре: p = p₀ · χ_р-ль, где p — давление пара над р-ром, ПА;p₀ — давление пара над чистым растворителем; χ_р-ль — мольная доля растворителя. Для р-ров электролитов исп.несколько др.форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент:Δp = i · p₀ · χ_в-ва, где Δp — собственно изменение давления по сравн.с чистым растворителем; χ_в-ва — мольная доля в-ва в р-ре. Второй закон Рауля Тот же Рауль экспериментально доказал, что повышение t кипения р-ра по сравнению с t кипения растворителя, а равно и пониж . t замерзания р-ра по сравн.с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности р-ра, то есть, ΔT_{кип/зам}= K_эб/кр · m_в-ва, где K_эб/кр — соответственно эбулиоскопическая и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя; m_в-ва — моляльность в-ва в р-ре.

2. Хром реагирует: с кислородом: 4Cr + 3O₂ -> 2Cr₂O₃ ; с солями малоактив-х ме (PbSO₄); с солями кислородсодерж кис-т (KClO₃); с конц к-ами (серной, азотной); с галогенами.Для хрома хар-ны степ ок-ния +2, +3 и +6. (см. табл.) Практически все соед-ния хрома окрашены. Соединения Cr(+2). С.о. +2 соотв-ет основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr²⁺ (р-ры голубого цвета) получ-ся при восст-нии солей Cr³⁺ или дихроматов цинком в кислой среде:2Cr³⁺ + Zn = 2Cr²⁺ + Zn²⁺ Все эти соли Cr²⁺ — сильные восст-ли вплоть до того, что при стоянии вытесняют Н₂ из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr²⁺ окис-ся, в рез-те чего голубой р-ор быстро зеленеет. Оксид CrO получают термич-им разлож-ем карбонила хрома Cr(СО)₆. Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)₂ осаждается при добавлении щелочей к р-рам солей хрома(II).Синтезированы дигалогениды хрома CrF₂, CrCl₂, CrBr₂ и CrI_2. Соединения Cr(+3). С.о. +3 соотв-ет амфотерный оксид Cr₂O₃ и гидроксид Cr(OH)₃ (оба — зел цвета). Это — наиболее устойчивая степ окис хрома. Соед-ния хрома в этой степ окисл имеют цвет от грязно-лилового (ион [Cr(H₂O)₆]³⁺ до зелёного (в координационной сфере присутствуют анионы).Cr³⁺ склонен к образ-ию двойных сульфатов вида MICr(SO₄)₂·12H₂O (квасцов). Гидроксид хрома (III) получ, дейсвуя аммиаком на р-ры солей хрома (III):Cr³⁺ + 3NH₃ + 3H₂O = Cr(OH)₃ + 3NH₄⁺ Можно испол-ть рас-ры щелочей, но в их избытке образ-ся гидроксокомплекс:Cr³⁺ + 3OH^- = Cr(OH)₃ Cr³⁺ + 4OH^- = [Cr(OH)₄]^- Сплавляя Cr₂O₃ со щелочами получают хромиты: Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O. Непрокаленный оксид хрома(III) раствор-ся в щелочных рас-рах и в кис-тах: Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3Н₂О.При ок-нии соед-ний хрома(III) в щелочной среде образ-ся соед-ния хрома(VI):2Na₃[Cr(OH)₆] + 3H₂O₂ → 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8H₂O. То же самое происх при сплавлении оксида хрома (III) со щелочью и ок-лями, или со щелочью на воздухе: 2Cr₂O₃ + 8NaOH + 3O₂ = 4Na₂CrO₄ + 4H₂O. Соединения хрома (+4) При осторожном разлож-ии оксида хрома(VI) CrO₃ в гидротермальных усл-х получают оксид хрома(IV) CrO₂, кот явл-ся ферромагнетиком и обладает метал-кой проводимостью. Среди тетрагалогенидов хрома устойчив CrF₄, тетрахлорид хрома CrCl₄ сущ-ет только в парах. Соединения хрома (+6) С.о +6 соотв-ет кис-ый оксид хрома (VI) CrO₃ (красный) и целый ряд кис-т, м/д кот сущ-ет равновесие. Простейшие из них — хромовая H₂CrO₄ и двухромовая H₂Cr₂O₇. Они обр-ют 2 ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соотв-но. CrO₃ обр-ся при взаим-вии конц. серной к-ты с р-рами дихроматов. Типичный кислотный оксид, при взаимод-вии с водой он обр-т сильные неустойчивые хромовые к-ты: хромовую H₂CrO₄, дихромовую H₂Cr₂O₇ и др изополикислоты с общей формулой H₂Cr_nO_3n+1. Увелич-ие степени полимеризации происх с уменьш-ем рН, т.е. увелич-ем кислот-ти: 2CrO₄^2- + 2H⁺ → Cr₂O₇^2- Н₂О. Но если к оранжевому р-ру K₂Cr₂O₇ прилить р-ор щёлочи, как окраска вновь переходит в жёлтую так как снова обр-ся хромат K₂CrO₄: Cr₂O₇^2- + OH^- → CrO₄^2- + Н₂О. раствор-ть хроматов примерно соотв-ет раствор-ти сульфатов. В частности, желтый хромат бария BaCrO₄выпадает при добав-нии солей бария как к р-рам хроматов, так и к р-рам дихроматов: Ba²⁺ + CrO₄²⁻ → BaCrO₄↓. Ba²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + H₂O → BaCrO₄↓ + 2H⁺ Образ-ие кроваво-красного малораств-го хромата серебра исп-ют для обнар-ния серебра в сплавах при помощи пробирной к-ты.Известны пентафторид хрома CrF₅ и малоустойчивый гексафторид хрома CrF₆. Также известны летучие оксигалогениды хрома CrO₂F₂ и CrO₂Cl₂ (хромилхлорид). Соед-ия хрома(VI) — сильн ок--ли, напр:K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O. Добавл-ие к дихроматам перекиси водорода, серной к-ты и органич-го раств-ля (эфира) приводит к обр-ию синего пероксида хрома, кот экстрагируется в органический слой; данная р-ция исполь-ся как аналитическая. Биол.роль. Хром — один из биогенных эл-тов, постоянно входит в состав тканей раст-й и жив-х. У жив-х хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содерж-ия хрома в пище и крови приводит к уменьш-ю скорости роста, увелич-ю холестерина в крови. В чистом виде хром довольно токсичен, металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соед-ия хрома(III) вызывают дерматиты. Соед-ия хрома(VI) приводят к разным заболеваниям чел-ка, в том числе и онкологическим.

Билет 21.

1.Донорно-акцепторный мех-м— способ обр-ия ковалент. Хим. связи м/д атомами или гр атомов, осуществ-мый за счет неподеленной пары электр-ов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора. Донорами обычно выступ-т атомы N, O₂, F₂, S и др., имеющие непод-ные электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H+, некот p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH4-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незапол-ные энергетиx ячейки в валентном электр-ом слое. Именно с позиций Д-А мех-ма описыв-ся обр-ние локализованных ковалентных связей в мол-лах и молек-ных ионах комплексных соедин-й: связь формир-ся за счёт неподелённой пары электронов лиганда и свободной орбитали атома-комплексообразователя. Д-А мех-м также описывает образ-ние промежуточных продуктов р-ции, напр, комплексов с переносом заряда. МодельД-А мех-ма сущ-ет только в рамках представлений о валентности как о локализации электр-ой плотности при образ-нии ковалентных связей.

2.Mn— металл серебристо-белого цвета. Известны 5 аллотропных модификаций марганца — 4 с кубической и одна с тетрагональной кристал-й решёткой. Марганец образует оксиды МnО, Мn₂О₃, МnО₂, МnО₃, Мn₂О₇, гидроксиды Мn(ОН)₂, Mn(ОН)₄, Н₂МnО₄, НМnО₄ и соответствующие им соед-я. МnО — это порошок зеленовато-серого цвета, обладающий основными св-ми и поэтому реагирующий с кислотами и кис-ми оксидами: МnО + 2 НCl = МnСl₂ + H₂О, МnО + SO₃ = MnSO₄ Мn(ОН)₂ — бел.в-во, кот.легко окисляется на воздухе до бурого Мn(ОН)₄ 2 Мn(ОH)₂ + O₂ + 2 Н₂О = 2 Мn(ОН)₄ Образуется Мn(ОН)₂ при взаим-вии его солей со щелочами: МnSО₄ + 2 КОН = Мn(ОН)₂ + К₂SО₄ Мn(ОН)₂обладает осн-ми св-ми. Он реагирует с кислотами и кислотн.оксидами: Мn(ОН)₂ + 2 НСl = МnСl₂ + 2 Н₂О, Мn(ОН)₂ + SО₃ = МnSО₄ + Н₂О Мn(ОН)₂обладает восстановит-ми св-ми. В присутствии сильных окислителей он может окисляться до перманганата: 2 Мn(ОН)₂ + 5 КВгО + 2 КОН = 2 КМnO₄ + 5 КВг + 3 Н₂О Мn₂О₃ в лаборатории образуется при осторожном нагревании МnО₂ при t 530-940 °С: 4 МnО₂ = 2 Мn₂О₃ + O₂ При более высокой t разложение диоксида сопровождается образованием оксида Мn₃O₄. 3 МnО₂ = Мn₃О₄ + O₂ МnО₂ –в-во темно -серого цв . При нагревании на воздухе до 530 'С Мn(ОН)₄ разлагается, выделяя кислород . При кипячении МnО₂с концентр-ой НNО₃ образуется соль марганца (II) и выделяется кислород: 2 МnО₂ + 4 НNО₃ = 2 Мn(NО₃)₂ + 2 Н₂О + O₂ Диоксид марганца в кислой среде проявляет окислительные св-ва: МnО₂ + 4 НСl = МnСl₂ + Сl₂­ + 2 Н₂О, МnО₂ + 2 FеSO₄ + 2 Н₂SO₄ = МnSO₄ + Fе₂(SO₄)₃ + 3 Н₂О KMnO₄-кристаллич вещ-во темно-фиолет цв, умеренно раствор в воде. в кислой среде: 2KMnO₄ + 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O; в нейтральной среде: 2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 3K₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH; в щелочной среде: 2KMnO₄ + K₂SO₃ + 2KOH → K₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O; Биологическая роль марганца: Марганец относится к важнейшим из жизненно необходимых микроэлементов и участвует в регуляции важнейших биохим. процессов. Установлено, что небольшие кол-ва элемента № 25 есть во всех живых организмах. Марганец участвует в основных нейрохим.процессах в центр.нервной системе, в образовании костной и соединит-й тканей, регуляции жирового и углевод.обмена, обмене витаминов С, Е, холина и вит. группы В.

Билет 22.

1. Fe-типичный ме, серебр-белого цв, пластичен , различ помеси повыш его твердость и хрупкость. Облад магнит св-вами. Для железа характерны степени окисления железа — +2 и +3, +6. Fe реагир-т с: Cl_2, O₂, S, HCl, H₂SO₄(р-р, конц), СuSO₄. Кач-ые р-ции на Fe⁺³: 1.Желтая кров-ая соль: 4FeCl₃+ 3K₄[Fe(CN)₆]-> Fe₄[Fe(CN)₆]₃+12KCl 2.роданид аммония: FeCl₃+3NH₄CNS<-> Fe(CNS)₃+3NH₄Cl FeO (Fe(OH)₂)-амфотерн оксид с преобл. Осн. Св-в, черного цв. Про прогрев разлог-ся, затем обр вновь, не реагир с водой. Разлог к-ами, сплавл-ся щелочами. Реагир с HCl, HNO₃, NaOH (обр-я Na₄FeO₃ и воду), CO, C. Fe₂O₃ (Fe(OH)₃)-амфотер оксид с преобл осн св-в, красно-корич цв. Термич-ки устойчив до высоких t. Р-ции: Fe₂O₃+6HCl-> 2FeCl₃+3H₂O, Fe₂O₃+ Na₂CO₃->2NaFeO₂+CO₂, Fe₂O₃+2NaOH-> 2NaFeO₂+H₂O, 3Fe₂O₃+CO-> 2Fe₃O₄+CO₂ Биологич. роль: В жив.организмах железо явл.важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого чел.содержится около 3,5 грамма железа, из кот. 78 явл. главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов др.клеток, катализируя процессы дыхания в кл-х. Недостаток железа проявляется как болезнь орг-ма (хлороз у растений и анемия у животных). Обычно железо входит в ферменты в виде комплекса, наз. гемом. В частности, этот комплекс присутствует в гемоглобине — важнейшем белке, обеспечивающем транспорт кислорода с кровью ко всем органам чел.и жив-х. И именно он окрашивает кровь в красн. цвет. Комплексы железа, отличные от гема, встречаются, напр., в ферменте метан-моноксигеназе, окисляющем метан в метанол, в важном ферменте рибонуклеотид-редуктазе, кот.участвует в синтезе ДНК. Неорг-ие соединения железа встреч. в некоторых бактериях, иногда исп-ся ими для связывания азота воздуха.

2. Водородный показатель (рН) величина, хар-щая актив­ность или концентрацию ионов водорода в р-рах. Водородный показатель обозначается рН. Вода явл.оч.слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:H₂O  ↔  H⁺ +  OH¯ Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H⁺ и OH¯ в воде и разбав-х вод.р-рах электролитов явл.величиной постоянной и наз.ионным произведением воды (K_w) K_w = [H⁺]  +  [OH¯] = 10^-14, [H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л. Для удобства условились выражать кислотность р-ра как отрицат.логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину наз.водородным показателем и обознач.pH. pH = -lg[H⁺]. Аналогично, отрицат-й логарифм концентрации гидроксильных ионов обознач. pOH, но пользуются этим показателем значит.реже. pH + pOH = 14. В зависимости от соотношения концентраций ионов H⁺ и OH¯ различают 3 вида реакции среды: кислая среда: [H⁺] > [OH¯]; [H⁺] > 10^-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7; нейтральная : [H⁺] = [OH¯] = 10^-7 моль/л; pH = pOH = 7; щелочная : [H⁺] < [OH¯]; [H⁺] < 10^-7 моль/л; pH > pOH; pH >7; т.о., значения pH всех водных р-ров электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.