8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды.
Из оксидов водорода самым распространенным
на Земле является вода. Эмпирическая
формула – Н2О. Молекулярная
масса – 18. Строение молекулы
воды (структурная формула):
Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость.
Химические свойства: вода незначительно диссоциирует:
В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:
Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами:
С кислотными оксидами:
Вода - превосходный растворитель для полярных веществ. К ним относятся ионные соединения, такие как соли, у которых заряженные частицы (ионы) диссоцииируют в воде, когда вещество растворяется, а также некоторые неионные соединения, например сахара и простые спирты, в молекуле которых присутствуют заряженные (полярные) группы (-OH).
Биологическая роль воды:
Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время.
9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.
Сероводород (H2S) – бесцветный газ с резким запахом гниющего белка.
Получение: 1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C; 2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.
Химические свойства:
Реагирует с основаниями
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (обычная соль, при избытке NaOH)
H2S + NaOH = NaHS + H2O (кислая соль, при отношении 1:1)
Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:
2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2
при недостатке кислорода:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42−, например:
3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl
2H2S + SO2 = 2Н2О + 3S
Константы диссоциации: (вместо А – S)
H2A = H + + HA −
HA − = H + + A2
−
Сульфиды– средние соли сероводородной кислоты. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь).
10. Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение.
- H2SO4. Сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).
-Довольно сильный окислитель, окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO2, а наиболее сильными восстановителями — до S и H2S.
- Серную кислоту применяют в производстве минеральных удобрений, как электролит в свинцовых аккумуляторах, для получения различных минеральных кислот и солей, химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ, в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности.
11. Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение.
- SO2. Относится к кислотным оксидам.
- Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты
SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Со щелочами образует сульфиты:
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O.
Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr,
2SO2 + O2 → 2SO3 (требуется катализатор V2O5 и температура 450°),
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4.
В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
SO2 + 2CO → 2CO2 + S↓.
PH3 + SO2 → H(PH2O2) + S↓
12. Общая характеристика подгруппы азота.
-В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Все элементы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5. Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл.
13. Аммиак. Получение, химические свойства, применение.
- NH3
- Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота(процесс Габера):
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.
NH4NO3 + NaOH = NH3↑ + NaNO3 + H2O.
- Аммиак химически очень активен, особенно в реакциях окисления и присоединения.
Аммиак - сильный восстановитель.
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
В присутствии катализатора аммиак окисляется до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
При нагревании с хлором и пероксидом водорода образуются молекулы свободного азота:
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl
2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O
Водный раствор аммиака имеет щелочную реакцию, так как при растворении аммиака в воде образуется гидроксид аммония NH4OH, который диссоциирует:
NH4OH " NH+ + ОН-
Гидроксид аммония неустойчив и распадается на аммиак и воду:
NH4OH = NH3 + H2O
При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются соли аммония:
NH3 + HCl = NH4Cl
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
- Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.
14. Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.
- HNO3. Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за счет этого приобретает светло-бурый цвет:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот, и для нее характерны все реакции, в которые вступают кислоты, — с основаниями, основными оксидами и т. д.
Специфическим свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота обладает окислительной способностью при любой концентрации, при этом, однако, чем концентрированнее HNO3, тем менее глубоко она восстанавливается.
Большинство неметаллов и сложных веществ восстанавливают HNO3, как правило, до NO (реже до NO2):
3P + 5HNO3 = 3H3PO4 + 5 NO
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO
3C + 4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O
ZnS + 8HNO3(конц) = ZnSO4 + 8NO2 + 4 H2O
6HCl + 2HNO3(конц) = 3Cl2 + 2NO + 3H2O
-Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами, за исключением Au, Pt, W. Концентрированная HNO3 не взаимодействует при обычных условиях также с Fe, Al и Сr, которые она пассивирует, однако при очень сильном нагревании HNO3 взаимодействует и с этими металлами.
- HNO3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.
-В колбу, соединенную с холодильником, конец которого опускают в колбу с водой, помещают исследуемую жидкость и медные опилки. Колбу нагревают на бане с минеральным маслом или на песчаной бане и жидкость выпаривают почти досуха. При достаточной концентрации азотной кислоты происходит восстановление ее медью в окись азота, которая с кислородом воздуха образует двуокись азота (оранжевые пары). Последняя, растворяясь в воде, дает азотную и азотистую кислоты, которые и обнаруживаются химическими реакциями:
3Сu + 2HNO3 = ЗСuО + 2NO + Н2O
3СuО + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O
2NO + O2 = 2NO2; 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
15. Азотистая кислота и ее соли. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Применение.
- HNO2. Соли азотистой кислоты (нитриты) получают восстановлением нитратов:
NaNO2+HCI = NaCI+HNO2.
-Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, KMnO4) окисляется в HNO3:
2HNO2 + 2HI → 2NO↑ + I2↓ + 2H2O;
5HNO2 + 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O;
HNO2 + Cl2 + H2O → HNO3 + 2HCl.
- Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.
16. Биологическая роль азота и фосфора. Применение.
- Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др.
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит.
-В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах. Жидкий азот широко используют как хладагент. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.
Основную долю всего добываемого фосфора (~ 90%) используют для получения P2O5 и так называемой термической фосфорной кислоты, применяемой в производстве различных фосфорных удобрений и разнообразных фосфатов, в том числе для животноводства (минеральных подкормок). Используют фосфор также для получения разнообразных фосфорсодержащих неорганических и органических соединений. Белый фосфор применяют в качестве дымообразующего и зажигательного средства, для изготовления трассирующих боеприпасов.
Красный фосфор используют в спичечной промышленности как основной компонент обмазки зажигательной поверхности спичечных коробков, как компонент термопластичных композиций, в производстве ламп накаливания - как газопоглотитель.
17. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение.
- Встречается в природе в виде соединений с металлами и серой, а также как примесь в рудах различных металлов.
- Классическим методом обнаружения мышьяка при химико-токсикологическом анализе является известный метод Марша предложенный английским химиком Джемсом Маршем в 1836 г.
В основу метода Марша положены следующие реакции:
Н2SO4 + Zn = ZnSO4 + 2H H3AsO4 + 8Н = H3As + 4Н2O
- Мышьяк и все его соединения ядовиты. При остром отравлении мышьяком наблюдаются рвота, боли в животе, понос, угнетение центральной нервной системы.
-Мышьяк особой чистоты (99,9999 %) используется для синтеза полупроводниковых материалов — арсенидов и сложных алмазоподобных полупроводников.
Сульфидные соединения мышьяка — аурипигмент и реальгар — используются в живописи в качестве красок и в кожевенной отрасли промышленности в качестве средств для удаления волос с кожи.
В пиротехнике реальгар употребляется для получения «греческого», или «индийского», огня, возникающего при горении смеси реальгара с серой и селитрой (ярко-белое пламя).
Многие из мышьяковых соединений в очень малых дозах применяются в качестве лекарств для борьбы с малокровием и рядом тяжелых заболеваний, так как оказывают клинически значимое стимулирующее влияние на ряд функций организма, в частности, на кроветворение. Из неорганических соединений мышьяка мышьяковистый ангидрид может применяться в медицине для приготовления пилюль и в зубоврачебной практике в виде пасты как некротизирующее лекарственное средство.
18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм. Применение.
- Главную подгруппу IV группы образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. В связи с тем, что от углерода к свинцу радиус атома увеличивается, размеры атомов возрастают, неметаллические свойства будут ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать. Таким образом, углерод и кремний относят к неметаллам, германий причисляют как к металлам, так и к неметаллам, а олово и свинец - металлы.
- Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2(=> фотосинтез).
Соединения кремния относительно нетоксичны. Но очень опасно вдыхание высокодисперсных частиц как силикатов, так и диоксида кремния, попадая в лёгкие, кристаллизующихся в них, а возникающие кристаллики разрушают лёгочную ткань и вызывают тяжёлую болезнь — силикоз.
Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Германий нетоксичен для плесневых грибков.
Олово входит в состав желудочного фермента гастрина, оказывает влияние на активность флавиновых ферментов, способно усиливать процессы рос
Свинец и его соединения токсичны. Попадая в организм, свинец накапливается в костях, вызывая их разрушение.
- Графит используется в карандашной промышленности. Также его используют в качестве смазки. Углерод является неотъемлемой составляющей стали и чугуна. Углерод в виде ископаемого топлива — один из важнейших источников энергии для человечества.
Кремний используется для производства солнечных батарей. Чистый кремний, отходы сверхчистого кремния являются основным сырьевым материалом для солнечной энергетики. Монокристаллический кремний — помимо электроники и солнечной энергетики используется для изготовления зеркал газовых лазеров. Соединения металлов с кремнием — силициды — являются широкоупотребляемыми в промышленности (например, электронной и атомной). Силициды ряда элементов являются важными термоэлектрическими материалами. Соединения кремния служат основой для производства стекла и цемента. Получили широкое распространение силиконовые масла и силиконы — материалы на основе кремнийорганических соединений.
Германий широко применяется в ядерной физике в качестве материала для детекторов гамма-излучения. Германий используется в производстве полупроводниковых приборов: транзисторов и диодов. Благодаря прозрачности в инфракрасной области спектра металлический германий имеет значение в производстве линз, призм, оптических окон датчиков.
Свинец применяется для производства мощных смесевых взрывчатых веществ. Арсенат Pb3(AsO4)2 и арсенит свинца Pb3(AsO3)2 применяют в технологии инсектицидов для уничтожения насекомых — вредителей сельского хозяйства. Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности. Используется только Pb(CH3COO)2·3H2O, или свинцовая вода, для примочек от ссадин
Олово используется в смазках и сплавах, а также в качестве добавки к полимерам.
В настоящее время олово в медицине не используется.
19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды.
- Соединения, содержащие в молекуле связи углерод — водород и углерод — кислород. К кислородсодержащим относится большая часть органических соединений.
- Соли цианистоводородной (синильной) кислоты. (Неорг. соединения, содержащие группу CN).
20. Кремний¸ строение атома. Важнейшие соединения, их свойства, применение.
-Si +14 )2 )8 )4.
- Диоксид Кремния
Природный диоксид кремния встречается преимущественно в форме кварца, хотя существуют и другие минералы - кристобалит, тридимит, китит, коусит.
Кремнивые кислоты. Две оксокислоты кремния H4SiO4 (ортокремниевая) и H2SiO3 (метакремниевая, или кремниевая) существуют только в растворе и необратимо превращаются в SiO2, если выпарить воду. Другие кремниевые кислоты получаются за счет различного количества воды в их составе: H6Si2O7 (пирокремниевая кислота из двух молекул ортокремниевой кислоты), H2Si2O5 и H4Si3O8 (ди- и трикремниевая кислоты из двух и соответственно трех молекул метакремниевой кислоты). Все кислоты кремния слабые
Силикаты (соли кремниевых кислот). Природными силикатами считаются полевые шпаты, слюды, глины, асбест и др. Силикаты входят в состав горных пород: гранита, гнейса, базальта, различных сланцев и т.д. Многие драгоценные камни (изумруд, топаз, аквамарин и др.) - это прозрачные кристаллы силикатов. Силикаты в большинстве своем (кроме силикатов натрия и калия) нерастворимы в воде.
Гидриды. Подобно углероду кремний образует ковалентные связи Si-Si и Si-H. Соединения, в которых атомы кремния соединены одинарной связью, называются силанами, а если атомы кремния соединены двойной связью, -силенами. Все силаны могут самовозгораться, образуют взрывчатые смеси с воздухом и легко реагируют с водой.
- Монокристаллический кремний — помимо электроники и солнечной энергетики используется для изготовления зеркал газовых лазеров. Соединения металлов с кремнием — силициды — являются широкоупотребляемыми в промышленности (например, электронной и атомной). Силициды ряда элементов являются важными термоэлектрическими материалами. Соединения кремния служат основой для производства стекла и цемента. Получили широкое распространение силиконовые масла и силиконы — материалы на основе кремнийорганических соединений.
21. Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы. Применение.
- К III группе главной подгруппе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий. На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по 3 электрона (s2р1). Они легко отдают эти электроны или образуют 3 неспаренных электрона за счет перехода 1 электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3.
- Соединения бора с металлами (б о р и д ы ) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами. Жидким галлием наполняют высокотемпературные термометры.
22. Бор. Строение атома, валентность. Важнейшие соединения. Применение
- B +5)2)3. Валентность равна 4.
- Бор относительно легко взаимодействует с кислородом при температурах ниже 700 0С. При этом образуется оксид бора В2О3. Это бесцветные кристаллы. При понижении температуры образуется полимер (В2О3)n, представляющий собой стеклообразную массу. Оксид бора В2О3 обладает кислотным характером, химически активен.
Ортоборная кислота. Ортоборная – слабая кислота, ее соли легко гидролизуются. Она обладает некоторой амфотерностью.
Тетраборат натрия – Na2[B4O5(OH)4]*8H2O. Это соль сильной тетраборной кислоты
Используется для получения стекол, эмалей, как протрава при окрашивании тканей, в медицине при лечении эпилепсии и как дезинфицирующее средство, в сельском хозяйстве как удобрение и т. д.
- Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния. Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей. Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей)
23. Алюминий и его соединения. Применение.
- При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие
алюминаты:
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
С кислотами Al(OH)3 образует соли
Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические
вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам
от своих аналогов
Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O
Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма
реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих
органических растворителях
AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе (вследствие гидролиза
- Широко применяется как конструкционный материал. Iироко используется в криогенной технике. Mатериалом для изготовления зеркал. В производстве строительных материалов как газообразующий агент. Aцетат алюминия (по крайней мере в 2003 году использовался) антисептик, оказывает вяжущее и местное противовоспалительное действие.
24. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы. Применение.
- Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона. В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2. Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.
- Металлический бериллий применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, так как поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Нитрат стронция применяют в пиротехнике, а его карбонат и оксид — в сахарной промышленности. Гидроксид и хлорид бария используются в лабораторной практике, пероксид бария — для получения пероксида водорода, нитрат и хлорат — в пиротехнике, сульфат бария — в рентгеноскопии органов пищеварения. Соединения бария ядовиты. Соли радия применяются в исследовательских целях, а также для получения радона, обладающего целебными свойствами.
25. Жесткость воды и способы ее устранения.
- Жёсткость воды - свойство воды (не мылиться, давать накипь в паровых
котлах), связанное с содержанием растворимых в ней соединений кальция и
магния, это параметр, показывающий содержание катионов кальция, магния в
воде.
- Существует два типа жесткости: временная и постоянная.
Чтобы избавиться от временной жесткости необходимо просто вскипятить
воду. При кипячении воды, гидрокарбонатные анионы вступают в реакцию с
катионами и образуют с ними очень мало растворимые карбонатные соли,
которые выпадают в осадок.
Ca2 + 2HCO3- = CaCO3v + H2O + CO2^
С последствием постоянной жесткости воды - накипью, с точки зрения химии бороться очень просто. Нужно на соль слабой кислоты воздействовать кислотой
более сильной. Последняя и занимает место угольной, которая, будучи
неустойчивой, разлагается на воду и углекислый газ. В состав накипи могут
входить и силикаты, и сульфаты, и фосфаты. Но если разрушить карбонатный
“скелет”, то и эти соединения не удержатся на поверхности.
26. Щелочные металлы. Изменение потенциала ионизации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Важнейшие соединения, биологическая роль, применение.
- Это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами..
- Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.
Атомный номер,название
|
Потенциал ионизации, эВ |
3 Литий Li |
5,32 |
11 Натрий Na |
5,14 |
19 Калий K |
4,34 |
37 Рубидий Rb |
4,18 |
55 Цезий Cs |
3,89 |
- Для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства.
- Гидроксиды(Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы), Карбонаты(Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой).
- По содержанию в организме человека натрий (0,08%) и калий (0,23%) относятся к макроэлементам, остальные – литий (10 -4%), рубидий (10-5 %) и цезий (10-4%) – микроэлементам. Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей животных и человека. Натрий и калий – жизненно необходимые элементы, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Литий, рубидий, цезий – также постоянно содержатся в организме, однако физиологическая и биохимическая роль их мало выяснена.
- Литий используется в специальных легких сплавах, литийорганические производные широко применяются при синтезе различных классов органических соединений. Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только цезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для создания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах.
27. Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.
-Cr +24)2)8)13)1
- Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6.
-C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (например, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.солей.
- Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.
28. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления.
- Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов.
Хроматы и дихроматы
Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами:
СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О
Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот:
2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О
Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции.
Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легкоокисляются
4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О
Для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:
в хроматы - в щелочной среде,
в дихроматы - в кислой среде.
2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О
5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4
Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:
3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
29. Амфотерность гидроксида хрома (III). Хромиты, их восстановительные свойства.
- Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O
- Хроматы(III) (устар. назв. хромиты).
Для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят:
в хроматы - в щелочной среде,
в дихроматы - в кислой среде.
2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О
5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4
Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители:
3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
30. Хромовая и дихромовая кислоты, их соли, роль в окислительно-восстановительных реакциях.
-Хромовая кислота Н2CrO4, дихромовая кислота Н2Cr2О7
- Соли - хроматы и дихроматы
- Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей — Cl2, Br2, H2O2, КмnO4 и др. — они переходят в соединения хрома (IV) — хроматы
Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Cr (III) в дихроматы:
Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ Cr3+ Cr6+ . Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI).
31. Марганец. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства.
-Схема строения атома: Mn +25 )2 )8 )13 )2.
- Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны)
-
32. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления.
-Марганец — элемент VIIB (7) группы имеет валентную конфигурацию 3d54s2. В соединениях
марганец проявляет степени окисления от 0 до +7, наиболее устойчивые из них +2, +4, +6 и +7.
Соединения марганца (II) в реакциях проявляют восстановительные свойства, и в кислой и в
щелочной среде:
2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = HMnO4 + 3Pb(NO3)3 + 2PbSO4 + 2H2O
MnSO4 + H2O2 + 2NaOH = Mn(OH)4↓ + Na2SO4
Осадок MnS при стоянии на воздухе окисляется:
MnS + O2 + 2H2O = Mn(OH)4↓ + S↓
Соединения марганца (IV) могут выступать как в качестве окислителя, так и в качестве
восстановителя. Восстановительные свойства марганец (IV) проявляет, например, при
получении перманганата калия сплавлением бертолетовой соли с оксидом марганца (IV) и
щелочью.
3MnO2 + KClO3+ 6KOH = 3K2MnO4 + KCL + 3H2O
Примером окислительных свойств соединений марганца (IV) может служить реакция диоксида
марганца с сульфатом железа (II):
MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O
Соединения марганца (VI) обладают окислительными свойствами, но при действии более
сильных окислителей могут выступать и в роли восстановителя:
K2MnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnO2↓ + Na2SO4 + K2SO4+ H2O
2K2MnO4+ Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl
Соединения марганца (VII), соли марганцевой кислоты, перманганаты, являются одними из
самых сильных окислителей. В зависимости от рН среды перманганат – ион восстанавливается
в разной степени:
Кислая среда: MnO4 + 8H + 5е→ Mn2 + 4H20
Нейтральная среда: MnO4 + 2H2O + 3е→ MnO2 + 4OH
Щелочная среда: MnO4 + 1е→ MnO42
33. Поведение перманганата калия в различных средах (примеры). Применение.
-Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца(II), в нейтральной — до соединений марганца(IV), в сильно щелочной — до соединений марганца(VI).
Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:
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;
-Разбавленные растворы (около 0,1 %) перманганата калия нашли широчайшее применение в медицине как антисептическое средство, для полоскания горла, промывания ран, обработки ожогов. В качестве рвотного средства для приёма внутрь при некоторых отравлениях используют разбавленный раствор.
34. Общая характеристика триады железа. Роль в живом организме.
-Элементы триады железа (железо, кобальт, никель) находятся в побочной подгруппе VIII группы. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. В своих устойчивых соединениях эти элементы проявляют степени окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2O3. Им соответствуют гидроксиды состава RОН)2 и R(ОН)3.
В обычном состоянии железо, кобальт, никель представляют собой тяжелые серебристо-белые металлы с высокими температурами. Все эти металлы обладают превосходными механическими свойствами.
-В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (окол, катализируя процессы дыхания в клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).
Кобальт участвует в ферментативных процессах фиксации атмосферного азота клубеньковыми бактериями. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 14 мг кобальта.
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.
35. Железо, строение атома, степени окисления. Изменение свойств соединений с изменением степени окисления железа. Роль в живом организме. Применение.
-Схема строения атома: Fe +26 )2 )8 )14 )2.
-Для железа характерны степени окисления железа — +2 и +3, реже — +6. (соответствующего оксида и гидроксида с свободном виде не существует). Ферраты — сильнейшие окислители.
- Соединения железа (II)-восстановительные свойства. Соединения железа (III) проявляет амфотерные свойства.
- 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 78 % являются главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).
- Железо — один из самых используемых металлов, на него приходится до 95 % мирового металлургического производства. Железо может входить в состав сплавов на основе других металлов — например, никелевых. Уникальные ферромагнитные свойства ряда сплавов на основе железа способствовуют их широкому применению в электротехнике для магнитопроводов трансформаторов и электродвигателей. Десятиводный сульфат железа (железный купорос) в смеси с медным купоросом используется для борьбы с вредными грибками в садоводстве и строительстве. Железо применяется в качестве анода в железо-никелевых аккумуляторах, железо-воздушных аккумуляторах.