double arrow

Соединения 1валентной ртути



Hg2Cl2+NH3=HgNH3Cl+Hg(темносер осадок)+NH4Cl

Hg2Cl2=(свет)HgCl2+Hg

(каломель) — слабительное;

хлорид ртути (II), цианид ртути (II), амидохлорид ртути и жёлтый оксид ртути(II) — антисептики (в том числе в составе мазей

сулема.йодид ртути серая ртутная мазь-наружно для лечения кожных и венерических заболеваний,слизистых оболочек

амидохлорид-мазь ртутная белая-дезинфекция,противовоспалительное

42. Общая характеристика элементов семейства платины. Химическая активность и растворимость металлов платиновой группы. Комплексные соединения платины, комплекс платины (II), обладающий противоопухолевой активностью.

1. Pt – металл серебристо-белого цвета, плотный, тяжелый, мягкий, пластичный, высокая электро- и теплопроводность. p=21,5; t=1700С. В атоме платины наблюдается f и d сжатие, которое приводит к уменьшению радиуса, снижению химической активности. При условии полного заполнения 4f на нем накапливается большой по величине отрицательный заряд. 4f сильно притягивается ядром, смещается в сторону ядра, прижимая к ядру все предыдущие уровни и подуровни. Т.к. 6s оказывается перед 4f, то для образования связи с другими атомами, атому Pt необходимо сообщить большее количество энергии, чтобы платина перешла в возбужденное состояние. Тогда s электрон сможет участвовать в образовании связи. Платина при сильном нагревании образует оксид PtO2, при менее активном – PtO.




Pt + O2 → (t°) PtO2

2Pt + O2 → (t°) 2PtO

2. Может растворяться в царской водке и в щелочи, проявляя амфотерные свойства.

3Pt + 18 HCl + 4HNO3 → 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O

Pt + 2NaOH + O2 → Na2PtO3 + H2O

Гидроксид платины растворяется как в кислоте, так и в щелочи.

Pt(OH)4 + 6HCl → H2[PtCl6] + 4H2O

Pt(OH)4 + NaOH → Na2[Pt(OH)6]

Хлориды платины могут растворяться в аммиаке, NaCl и CN.

PtCl4 + 2NaCl → Na2[PtCl6]

PtCl4 + 6NH3 → [Pt(NH3)6]Cl4

PtCl4 + 6KCN → K2[Pt(CN)6] + 4KCl

PtCl2 + 4KCN → K2[Pt(CN)4] + 2KCl

PtCl2 + 2NaCl → Na2[PtCl4]

Платина способна образовывать нейтральные комплексы, не содержащие внешних сфер. Такие комплексы могут состоять из KOH и одного лиганда, также KOH и двух лигандов.

3. [Pt(NH3)2Cl2] обладает антиканцерогенными свойствами и внедрен в клиническую практику как эффективный препарат в химиотерапии рака. Интересно, что комплекс платины(II) того же состава, но транс-строения противоопухолевой активностью не обладают.

43. Взаимодействие с простыми веществами - неметаллами.

Fe + S= FeS (при нагревании);2Fe +3Cl2 = 2FeCl3;3Fe +С = Fe3С-цементит;2Fe +N2= 2FeN



3Fe +2O2 = Fe3O4 (Fe2O3 FeO ) –раскаленное железо сгорает в кислороде с образованием железной окалины.

На воздухе железо легко окисляется – ржавеет (25% железа гибнет от коррозии)

.4Fe +6H2O + 3O2 4Fe(OH)3

С разбавленными кислотами HCl и H2SO4.Fe + 2HCl= FeCl2 + H2. Fe +H2SO4= FeSO4+ H2. Fe + 4HNO3(p) = Fe(NO3)3 + 2H2O + NO.2Fe +6H2SO4(конц. )= Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.3Fe + 10HNO3 (конц. )=3Fe(NO3)3 + NO + 3H2O

Свойства Fe2+ :3FeSO4+ 4K3(Fe(CN)6)= Fe4(Fe(CN)6)3 + 3K2SO4 + 6KCN синий синий цв.Fe(CN)2 + 4KCN=K4(Fe(CN)6). 3FeSO4 + 4HNO3(k)=Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)2 + 2NO + 2H2O. 2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 +SO3. 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O; 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O.

Железо с медицинской точки зрения – это очень важный микроэлемент, играющий решающую роль в здоровье человека. Его наиболее важной функцией является участие в структурировании белков, в синтезе кислорода, гемоглобина и миоглобина в организме, а также в обеспечении обменных процессов. Соединения железа имеют важное значение для нормального функционирования иммунной системы, в первую очередь на клеточном уровне. В сочетании с минералами, присутствующими в организме человека, при минимальных дозах железо оказывает мощный положительный эффект.

44. Свойства соединений железа (III). Комплексообразующая и окислительно-восстановительная активность. Гидролиз хлорида железа (III) и сульфида железа (III). Ферраты. Получение и окислительные свойства.

1.Железо-темно-серого, черного цвета с высокой p=7,8, высокой t плавления=1400.

Металл средней активности, во влажной среде легко подвергается коррозией, покрываясь ржавчиной.

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 +3NaCl

FeCl3+K4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 +3KCl

Fe2(SO4)3 → (t) Fe2O3 + 3SO3

Оксид железа (III) может легко сплавляться с NaOH, KOH или карбонатами калия, натрия, образовывая ферриты.

Fe2O3 + Na2CO3 → (t) 2NaFeO2 + CO2

Fe(OH)+KOH → KFeO2 + H2O

Соли железа (III) могут образовывать комплексы с водой и аммиаком.

[Fe(H2O)6]Cl3

[Fe(NH3)6]Cl3

3.Гидролиз хлорида железа (III)

FeCl3 + HOH <––> HCl + FeOHCl2

Fe3+ + 3Cl– + HOH <––> H+ + Cl– + FeOH2+ + 2Cl–

Fe3+ + HOH <––> FeOH2+ + H+

4. Ферраты — соли, содержащие феррат-анион FeO42-. Соответствуют железной кислоте H2FeO4, которая в свободном виде не существует. Как правило, имеют фиолетовый цвет.

В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:

4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O

Также ферраты медленно разлагаются в нейтральной среде:

4FeO42- + 10H2O = 4Fe(OH)3 + 3O2 + 8OH-

5. 3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2

Fe2O3 + 3H2 → (t=1000С) 2Fe + 3H2O

Fе(СО)5 = Fе + 5СО

В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe2O3) и магнетита (FeO•Fe2O3).

Соли, оксиды, гидроксиды железа (II) очень легко окисляются в степень +3.

2K4[Fe(CN)6] + Cl2 → K3[Fe(CN)6] + 2KCl

2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

45. Кобальт, химическая активность в сравнении с железом. Соединения кобальта (II) и кобальта (III). Их комплексообразующая и окислительно-восстановительная характеристика. Комплексные соединения кобальта.

1. В химическом отношении железо и кобальт относятся к металлам средней активности. Кобальт – твердый тягучий, похожий на железо блестящий металл. Как и железо он обладает магнитными свойствами. Вода и воздух на него не действует. В разбавленных кислотах кобальт растворяется значительно труднее, чем железо. Соединения кобальта менее устойчивы, чем соединения железа и проявляют более сильно выраженную окислительную способность.

2. Соединения кобальта (II) окисляются с большим трудом, чем соединения железа (II). Так, гидроксид кобальта (II) окисляется на воздухе в темно-бурый гидроксид кобальта (III). Гораздо медленнее, чем происходит аналогичное превращение гидроксидов железа. Однако в присутствии сильных окислителей окисление Co(OH)2 в Co(OH)3.

2Co(OH)2 + NaClO + H2O = 2Co(OH)3 + NaCl

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3

2Co + 3Cl2 = 2CoCl3

Co + 2HCl = CoCl2 + H2

CoCl2 + 2NaOH = Co(OH)2 + 2NaCl

Co(OH)2 → (t) CoO + H2O

CoCl2 + Cl2 = 2CoCl3

4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + 10 H2O + O2

2Co(OH)3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2 + 6H2O

4. Для кобальта ( III) очень характерна его способность к комплексообразованию. Комплексные соединения кобальта (II) хотя и известны, но очень неустойчивы. В комплексных солях кобальт может входить как в состав катиона, так и в состав аниона, например:

[Co(NH3)6]Cl3

K3[Co(NO2)6]

Координационное число кобальта равно 6.

CoCl3 + 6NH3 → [Co(NH3)6]Cl3

K3[Co(NO2)6 + 2Na → Na2K[Co(NO2)6] + 2K

46. Никель, химическая активность в сравнении с железом. Соединения никеля (II) и никеля (III). Их комплексообразующая и окислительно-восстановительная характеристика. Комплексные соединения никеля.

1. Никель менее активен, чем железо и отличается цветом. (серебристо-белый с желтым оттенком). Обладает меньшей химической активностью, чем железо.

2. Ni + Cl2 = NiCl2

NiCl2 + 2NaOH = Ni(OH)2 + 2NaCl

Ni(OH)2 окисляется только окислителем до Ni(OH)3

Ni(OH)2 +H2O2 = 2Ni(OH)3

2Ni(OH)3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O

3Ni + 8HNO3 = 3Ni(NO3)2 + 2NO + 4H2O

2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = 2Ni(OH)3 + 2NaBr

NiO + HNO3 = NiNO3 + H2O

NiO + 2HNO3(разб.)=Ni(NO3)2 + H2O

4. NiCl2*6H2O [Ni(H2O)6]Cl2

Для никеля характерно образование комплексов. Так, катион Ni2+ с аммиаком образует гексаамминовый комплекс [Ni(NH3)6]2+ и диакватетраамминовый комплекс [Ni(NH3)4(Н2О)2]2+. Эти комплексы с анионами образуют синие или фиолетовые соединения.

При действии фтора F2 на смесь NiCl2 и КСl возникают комплексные соединения, содержащие никель в высоких степенях окисления: +3 — (K3[NiF6]) и +4 — (K2[NiF6]).

+24

47. 52 Cr IV п. VI гр В

 

1s2 2s2p6 3s2p6 4s1 3d5

 

Cr серебристо-белый металл.Очень устойчив к действию воды,воды и кислорода. Высокая tплав. +1890 С. Очень высокая плотность р=7.8г/мл.

Сплавы применяются для изготовления медицинских инструментов.

 

Химические свойства.

Cr в ряду напряжения между Zn и Fe.Проскок электрона приводит к половинчатому заполнению d –подуровня, что делает Cr достаточно устойчивым к действию внешних факторов. Это металл средней активности.

Взаимодействие с простыми в-вами

4Cr+3O2 =2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

4Cr + 3C = Cr4C3(карбид хрома)

2Сr + N2= 2CrN

Со сложными в-вами

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4 (p) = CrSO4 + H2

8Cr + 30HNO3 (p) = 8Cr(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

Cr + 6HNO3 (k) =(t) Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2SO4 (k) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

 

 

Соединения Cr(II)

Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+. Все эти соли Cr2+ — сильные восстановители. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет.

 

Коричневый или желтый гидроксид Cr(OH)2 осаждается при добавлении щелочей к растворам солей хрома(II).

CrCl2 + 2KOH = Cr(OH)2 (желтый ос.) + 2KCl

Cr(OH)2 =(t) CrO (черный) + H2O

 

2CrCl2 + Cl2 = 2CrCl3

4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3 (серо-голубой)

4CrO + O2 = 2Cr2O3

 

Соединения Cr(III)

Степени окисления +3 соответствует амфотерный оксид Cr2O3 и гидроксид Cr(OH)3 (оба — серо-голубого цвета). Это — наиболее устойчивая степень окисления хрома.

Cr(OH)3 + NaOH(p) = Na[Cr(OH)4] (зеленый)

Cr(OH)3 + 3NaOH(k) = Na3[Cr(OH)6]

2Cr + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH =(сплавление) 2NaCrO2(метахромит) + H2O

Легко сплавляется с оксидами двухвалентных металлов образуя метахромиты.

FeO + Cr2O3 =(t) Fe(CrO2)2

 

Соли Cr(III) имеют в растворе сине-фиолетовый цвет, но при нагревании окраска становится зеленой. Если из р-ра выпаривать воду, то образуются аквакомплексы с корд. числом 6 (зеленые)

[Cr(H2O)6]Cl3 сине-зеленый

[Cr(H2O)5Cl]Cl2 * H2O светло-зеленый

[Cr(H2O)4Cl2]Cl * 2H2O темно-зеленый

 

Все соединения Cr(III) проявляют свойства восстановителей и легко окисляются до Cr(VI)

Cr2O3 + 3Cl2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 5H2O

 

48. Степени окисления +6 соответствует кислотный оксид хрома (VI) CrO3 и целый ряд кислот, между которыми существует равновесие. Простейшие из них — хромовая H2CrO4 и двухромовая H2Cr2O7. Они образуют два ряда солей: желтые хроматы и оранжевые дихроматы соответственно.

Все соединения Cr(VI) проявляют окислительные свойства.

 

CrO3 Ангидрид хромовых кислот. Образует темно-красные игольчатые кристаллы.

H2CrO4. хроматы достаточно сильные окислители.

2K2CrO4 + 3Na2SO3 + 5H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 3Na2SO4 + 5H2O

Хромат может легко переходить в дихромат и наоборот.

2K2CrO4 + 2H2SO4(k) = K2Cr2O7 + 2KHSO4 + H2O

K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

Дихромат проявляет такие же окислительные св-ва.

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

K2Cr2O7 + 3H2O2 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3O2 + 7H2O

В кислых и в щелочных растворах соединения Cr(III) и Cr(VI) существуют в разных формах:

В кислой в виде ионов Cr3+ или Cr2O7 2-

А в щелочной [Cr(OH)6] 3- или CrO4 2-

Поэтому взаимопревращение соединений хрома (3) и хрома (6) протекает по-разному в зависимости от среды.

В кислой

Cr2O7 2- + 14H+ + 6e 2Cr3+ + 7H2O

 

В щелочной

[Cr(OH)6] 3- + 2OH- CrO4 2- + 4H2O + 3e

 

49. MnO зеленоватый Mn(OH)2 белый осадок

все соединения Mn 2+ восстановители.

В кислой среде окисляются до Mn +7

В щелочной до Mn +6

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

Соединения Mn 4+ проявляют окислительно-восстановительную двойственность свойств.

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2

MnO2 + H2O2 = H2MnO4

Окисляется

В кислой среде до Mn +7

В щелочной до Mn +6

MnO2 + Br2 + 4KOH = K2MnO4 + 2KBr + 2H2O

2MnO2 + 3PbO2 + 6 HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O

Оксид может быть восстановлен Н2 до MnO или Mn

MnO2 + H2 =(t,P) MnO + H2O

MnO2 + 2H2 =(t,P) Mn + 2H2O

 

Для марганца (II) менее характерно комплексообразование, чем для других d-элементов. В водных растворах ионы Mn2+ образуют аквакомплекс [Mn(H2О)6]2+. При действии избытка водного аммиака на растворы солей марганца (II) oсаждается гидроксид Mn(ОН)2, амминокомплексы не образуются. При действии цианидов на соли марганца (II) образуются комплексы, содержащие ионы [Mn(СN)6]4–, которые легко окисляются на воздухе.

Mn +6 H2MnO4 марганцовистая к-та

K2MnO4 манганат калия ( зеленый)

 

Получение.

MnO2 + K2CO3 + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + CO2

Если р-р манганата оставить на воздухе то произойдет реакция диспропорционирования

3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

Свойства

При действии сильных окислителей полностью превращается в перманганат

2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Mn +7. HMnO4 марганцевая

KMnO4 перманганат калия. Один из наиболее сильных окислителей.

Самые сильные окислительные свойства проявляет в кислой среде, принимает 5е и восстанавливается до Mn 2+ при этом окраска меняется с розовой на бесцветную

В нейтральной переходит в MnO2 бурый осадок

В щелочной проявляет самые слабые окислительные св-ва и переходит в Mn +6. окраска р-ра меняется с розовой на зеленую

Термическое разложение

2KMnO4 =(t) K2MnO4 + MnO2 + O2

 

+1

1H I п. I гр. А

 

1s1

 

В реакциях окисления или восстановления атом водорода может либо присоединять, либо отдавать один электрон. У атома водорода для завершения электронной оболочки не хватает всего одного электрона, поэтому при взаимодействии с активными металлами (щелочными и щелочноземельными) атом водорода стремится их внешний валентный электрон присоединить себе и тем самым он ведет себя подобно атомам галогенов. А получаемые водородные соединения (гидриды металлов - MeH) подобны соединениям галогенов со щелочными и щелочноземельными металлам.

 

H2O

Молекула воды состоит из одного атома кислорода, связанного ковалентной связью с двумя атомами водорода H2O (формула воды). В молекуле воды главное действующее лицо - атом кислорода. Два неспаренных р-электрона атома кислорода О очень реакционноспособны. Они всегда готовы образовать химические связи с двумя s-электронами атомов водорода. Таким образом, из двух атомов водорода и одного атома кислорода получается угловая молекула воды. Поскольку атомы водорода друг от друга заметно отталкиваются, угол между химическими связями (линиями, соединяющими ядра атомов) водород - кислород не прямой (90°), а немного больше - 104,5°. Химические связи эти полярные: кислород гораздо электроотрицательнее водорода и подтягивает к себе электронные облака, образующие химические связи. Вблизи атома кислорода скапливается избыточный отрицательный заряд, а у атомов водорода - положительный. Поэтому и вся молекула воды тоже попадает в отряд "химических полярников" - веществ, молекулы которых представляют собой электрические диполи.

физические свойства

при н.у. жидкость. tкип = 100 C замерзания 0 С плотность 1г/мл

легко образует водородные связи в жидком и твердом агрегатных состояниях.

 

Химические свойства.

Вступает в реакции гидратации.

СH3-CH=CH2 + HOH = CH3-CH(OH)-CH2

В реакции гидролиза частичного, полного и полного необратимого

Может создавать среду в ОВР

Вступает в реакции диспропорционирования с галогенами образуя галогеновые воды

Cl2 + H2O = HCl + HClO

2F2 + H2O = 2HF + OF2

Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид

водорода является хорошим растворителем.

Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7•10−29 Кл•м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обуславливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

Na2SO3+ H2O2 = Na2SO4 + H2O

Mn(OH)2 + H2O2 = MnO(OH)2 + H2O

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до кислорода:

2AgNO3 + H2O2 = 2Ag + O2 + 2HNO3

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H2O и O2.Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

2H2O2 = 2H2O + O2

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4•10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

H2O2 =H+ + HO2 - ; HO2 - = H+ + O2 2-

При действии концентрированного раствора Н2O2 на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li2O2, MgO2 и др.):

H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O

H2O2 + Ba(OH)2 = BaO2 + 2H2O

 

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na2O2, BaO2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H3PO5 и пероксидисерная H2S2O8 кислоты.

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород

В медицине перекись водорода нашла применение благодаря наличию у нее антисептического, дезодорирующего и кровоостанавливающего свойства.3% раствор Применяют для обработки ран, ссадин, царапин, остановки носовых и других небольших капиллярных кровотечений, более слабые растворы в виде полосканий при ангине, стоматите.

52. Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Радиус, способность отдавать электроны. мет св-ва увеличиваются, энергия ионизации, электроотрицательность уменьшаются, самые активные- Na, K- биогенные макроэлементы, у всех на внешнем уровне 1 s электрон, валентность +1 во всех соединениях, все соединения с ионной связью, серебристо-белые металлы, легко резать ножом, пластичные, легко окисляются O2, активно раств. в воде, растворимы в спиртах, фенолах, кислотах, низкие t плавления. Получение: 2NaCl электролиз=2Na + Cl2, KNO3+Na=K+NaNO3. 2Li+O2=Li2O(Li образует только оксиды), 2Na+O2=Na2O2(пероксид), 2K+2O2=K2O4(надпероскид), 2Na+Cl2=2NaCl, 2Na+2H2O=2NaOH+H2, 8Na+10HNO3(к)=8NaNO3+N2O+H2O, 8Na+9HNO3(разб)=8NaNO3+NH3+3H2O, 8Na+5H2SO4=4Na2SO4+H2S+H2O, 2Na+CH3COOH=CH3COONa+H2, 2C6H5OH+2Na=2C6H5ONa+H2(фенолят), 2CH3OH+2Na=2CH3ONa+H2(алкоголят). NaCl- создает осмотическое давление плазмы и тканевой ж, физиологический раствор(0,9%), K и Na создают трансмембранный потенциал на поверхности мембраны клетки, участвуют в проведении нервного импульса. Na2SO4*10H20-глауберова соль(слабительное), CaSO4*2H2O(Гипс)*0,5H2O(алебастр), NaHCO3-питьевая сода, Na2CO3-техническая сода, MgCl2, Mg(OH)2, MgCO3-антоциды(понижение кислотности), KCl(3,5,10%)- промывание ран, панангин(K и Mg)-сердечно-сосудистая система) MgSO4*7H20-магнезия (быстро понижает давление)

 

53.Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra. Типичные щелочно-зем. серебристо-белые металлы, 2 s электрона на внешнем уровне, активные, образуют соединения в с.о. +2, легко окисляются О2(кроме Mg), раств. в H2O, достаточно высокая t плавления, средний уровень твердости, раств. в спиртах, фенолах(кроме Mg).Сильные восстановители.Ca+O2 (t)=CaO2, 2Mg+O2(t)=2MgO. Be(OH)2- типичный амфотерный гидроксид, в воде почти неравстворим, но раств. в кислотах и щелочах: Be(OH)2+2NaOH=Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия). Mg2+ и Ca+2- образуют комплексы с аминокислотами и белками, Mg также способствует выведению холестерина из организма, усилению перистальтики кишечника и секреции желчи. Сa участвуeт в передаче нервного импульса, сокращении мышц, регуляции сердечного ритма, а также в процессе свертывания крови. Ионы кальция влияют на кислотно-основной баланс организма, действие эндокринных желез, а также обладают противовоспалительным и антиаллергическим действием. Они являются биологическими антагонистами ионов натрия, калия и магния. Жесткая вода содержит в растворе большое кол-во солей Ca и Mg. Временная жесткость- Ca(HCO3)2 (t)=CaCO3+CO2+H2O- устраняют с помощью кипячения. Постоянная жесткость- MgCl2, CaCl2, Mg(NO3)2, Ca(NO3)2. Для умягчения воды используют методы осаждения и ионного обмена. Осаждение с помощью кипячения или химически, ионный обмен- обессоливание- пропуск воды через катионит (катионы Ca и Mg меняются на Na) и анионит. Таким образом вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей.

 

54. B-простое в-во образует кристаллы с атомной крист. решеткой, твердые, прочные, плотность=2,1 г/мл, tплав=2100 С, очень устойчив к коррозии, типичный неметалл, по своим св-вам отличается от всех в группе, похож на Si. 4B+3O2=2B2O3. B2O3+3H2O=2H3BO3(борная кислота), B2O3+2KOH=2KBO2+H2O(метаборат), B2O3+6NaOH=2Na3BO3+3H2O(ортоборат),B2O3+KOH+H2O=K[B(OH)4](тетрагидроксоборат), 4H3BO3+2NaOH=Na2B4O7+7H2O(тетраборат), H3BO3(t,H2SO4(k))=HBO2+H2O,

4HBO2(t)=H2B4O7+H2O, H2B4O7(t)=2B2O3+H2O, Na2B4O7+H2SO4+5H2O=4H3BO3+Na2SO4. Mg3B2+6HCl=3MgCl2+2BH3(боран), 2BH3=B2H6(диборан). H3BO3(4-10%)- антисептик, борный вазелин, спирт, B2O3-при обезвоживании, паста Теймурова- ZnO,H3BO3,Na2B4O7-антисептик, В-примесный микроэлемент,образует соединения с белками, входит в состав костей, эмали, во многих внутр. органах, избыток угнетает активность амилаз, способствует повышению уровня глюкозы в крови.

55. Al-белый, серебристый, с мет. блеском, высокая электро и теплопроводность, мягкий, пластичный, относится к ряду амфотерных Ме переходных рядов, на воздухе покрывается оксидной пленкой. Образует сплавы с др. металлами. Плотность-2,2г/мл, tплав=800С. 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2,2Al+2NaOH(очень разб)+10H2O=2Na[Al(OH)4(H2O)2]+3H2, 2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2, 2Al+6H2SO4(k)(t)=Al2(SO4)3+6H2O+3SO2, Al+6HNO3(k)(t)=Al(NO3)3+3NO2+3H2O, 8Al+30HNO3(разб)(t)=8Al(NO3)3+3NH4NO3(NH3)+9H2O.Al2O3-аморфное белое в-во с выраженными амфотерными свойствами: Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O, Al2O3+2KOH+3H2O=2K[Al(OH)4], Al2O3+2NaOH(t)=2NaAlO2(метааллюминат)+H2O. Al(OH)3-белое студенистое в-во,слабый амфотерный гидроксид: Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4], Al(OH)3+3NaOH(k)=Na3[Al(OH)6], Al(OH)3+NaOH(t)=NaAlO2+2H2O, Al(OH)3=(обратимая)H3AlO3(ортоаллюминиевая), H3AlO3(t)(P2O5)=HAlO2+H2O(Мета).Алюминотермия-способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием:2Al + Cr2О3 = Al2О3 + 2Cr. При этой реакции выделяется большое количество теплоты, смесь нагревается до 1900—2400 °C.

 

56.Si-кристаллы серого цвета,стальной блеск,слабая электропроводность,атомная крист.решетка, прочный,низкая хим.активность: Si+2F2=SiF4, Si+2Cl2(t)=SiCl4, 3Si+4Al(t)=Al4Si3(силицид), Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2(силикат), Al4S3+12HCl=4AlCl3+3SiH4(силан: бесцветный газ, не раств.в воде, похож на метан, sp3,тетраэдр), SiH4+3O2=SiO2+2H2O+Q. SiCl4-летучая жидкость, яд, sp3, SiCl4+4H2O=H4SiO4(метакремниевая)+4HCl, SiCl4+3H2O=H2SiO3+4HCl(орто), SiCl4+2HCl=H2[SiCl6](гексахлорокремниевая кислота), SiF4-бесцветный ядовитый газ SiF4+4H2O=H4SiO4+4HF, SiF4+2HF=H2[SiF6](гексафторокремниевая кислота),

H2[SiF6]+2NaOH=SiF4+2NaF+2H2O, H2[SiF6]+2NaOH(холод)=Na2[SiF6]+2H2O. Значение: силикаты-адсорбция(энтеросгель), тальк, SiO2-стекло,песок,глина, Каолин(белая глина)-лечение кожных заболеваний(Al2O3*2SiO2*2H2O)

57.

+6

C 1s2 2s2p2

+14

Si 1s2 2s2p6 3s2p2

+32

Ge 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p2

+50

Sn 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 3s2 4d10 5p2

+82

Pb 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2

RO, RO2, RH4

R(OH)2, H2RO3

Углерод и кремний типичные неметаллы. Кремний сходен по свойствам с бором. Германий – переходный элемент, амфотерный металл. Обладает низкой хим.активностью. Намного менее активный, чем Al. Свинец и олово, типичные металлы, р-элементы, которые в степени окисления +2 – амфотерные, в +4 – кислотные. В связи с наибольшим радиусом хим. Активность уменьшается. Sn, Pb находятся перед Н+.

Водородные соединения кремния, германия, олова менее устойчивы, чем водородные соединения углерода. Чем больше атомов водорода, тем активность соединений уменьшается.

Гидроксиды олова и свинцы (2) легко образуют комплексы:

Sn(OH)2 + 2KOH = K2[Sn(OH)4]

Также и со свинцом.

И Pb(OH)2 + 4KOH = K4[Pb(OH)6]

Гидроксиды олова и свинца(2) амфотерны, могут растворяться в кислотах.

Хлорид олова(2) – восстановитель:

2FeCl3 + SnCl2 = 2FeCl2 + SnCl4

Все соединения свинца (4) – очень сильные окислители:

2MnO2 + 6HNO3 = 3PbO2 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O

Свинец и его соединения относятся к ядам, действующим преимущественно на нервно-сосудистую систему и непосредственно на кровь. Химизм токсического действия свинца весьма сложен. Ионы Рb2+ являются сильными комплексообразователями по сравнению с катионами остальных р-элементов IVA-группы. Они образуют прочные комплексы с биолигандами.

58.

+7

N 1s2 2s2p3

+15

P 1s2 2s2p6 3s2p3

+33

As 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p3

+51

Sb 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3

+83

Bi 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3

У всех элементов подгруппы на внешнем уровне 2s и 3p электрона.

Высшая степень окисления +5

Образует R2O3, R2O5, RH3

Азот и фосфор типичные неметаллы. Они образуют кислоты в степенях окисления +3 и +5, соответствующие оксидам

HRO2 HRO3

H3RO3 H3RO4

Мышьяк похож на кремний. Он образует кислотные оксиды, но в СО +3, оксид и кислота обладают амфотерными свойствами.

Сурьма и висмут – металлы, р-элементы. Сурьма и висмут относятся к переходным элементам, оба образуют амфотерные оскид и гидроксид в СО +3, в СО +5 – кислотные соединения.

Азот и фосфор очень сильно распространены в природе. Макроэлементы живых организмов. Входят в состав наиболее важных биологических активных веществ: азотистых оснований, нуклеиновых кислот, аминокислот, пептидов и белков.

В атоме азота нет d-подуровня, поэтому электроны на S-подуровне не могут распариваться, так как им некуда переходить. Эта пара электоронов участвует в образовании донорно-акцептороной связи.

+7

N 1s2 2s2p3 2период, 5А группа

 

N2 N 3 связи N

При нормальных условиях газ без цвета, запаха, очень плохо растворяется в воде и др растворителях. Не поддерживает горения дыхания. Только определённые виды бактерий используют азот в обмене веществ.

При t = - 196ºС азот становится жидким. Он применятся во врачебной косметике, хирургии для удаления с поверхности кожи новообразований. Жидким азотом замораживают биологические ткани(креометрия).

NH3 sp3 ∟107’8º

Газ со специфическим запахом, бесцветен, очень хорошо растворяется в воде. В 1 объёме воды – 700 объёмов NH3

Ядовит, при попадании в дыхательные пути растворяется и образует на поверхности – NH4OH.

При t = - 33.5 ºС аммиак становится жидким.

В реакциях аммиак является восстановителем:

2NH3 + 2KMnO4 = 2MnO2 + N2 + 2H2O + 2KOH

Все соли аммония при нагревании разлагаются:

NH4NO2 = N2 + 2H2O

NH4NO3 = N2O + 2H2O

NH4Cl = NH3 + HCl

Гидразин.

N2H4

Оба атома азота находятся в sp3 гибридизации.

Газ без цвета со специфическим запахом, но слабее, чем у аммиака. Растворяется в воде.

Проявляет основные свойства, но реагирует только с одним эквивалентом кислот:

N2H4 + HCl = N2H5Cl – хлорид гидрозина.

N2H4 + О2 = N2 + 2H2O + Q

Применяется как добавка к ракетному топливу.

При взаимодействии с водой, образуется ГИДРОКСИЛАМИН:

N2H4 + 2H2O = 2NH4OH

HN3 – азотистоводородная кислота

 

H+ [ N ] ֿ HN3 = H+ + 3Nֿ

/ о \

N – N

 

HN3 + NaOH = NaN3 + H2O

2 HN3 + 2Na = 2NaN3 + H2

59.

+15

P 1s2 2s2p6 3s2p3 3период, 5группаА

 

В атоме фосфора на внешнем уровне есть d-подуровень, поэтому электроны могут распариваться и один из них переходит на d-подуровень, поэтому фосфор может проявлять в соединениях валентность 5 и СО +5.

Фосфор существует в виде 3х аллотропных видоизменениях : белый, красный, чёрный.

Белый Р4.

Белое аморфное воскообразное вещество. Очень сильно ядовитое. В воде не растворяется, но растворяется в CS2. При освещение активно поглощает фотоны, в темноте светится. Вещество молекулярного строения При t (250-300) превращается в чёрный фосфор.

Красный фосфор.

Красно-фиолетовый цвет,состоит из нескольких разновидностей молекулярных кристаллических решёток. Не ядовит. Не растворяется в воде. При t без доступа воздуха переходит в чёрный фосфор.

Чёрный фосфор.

По внешнему виду похож на графит. Твёрдый полупроводник, слабый металлический блеск.

Химической ак5тивностью обладает белый фосфор.

Фосфин. PH3.

Sp3 гибридизация, угол 107.8, как и у аммиака.

Фосфин обладает сильным запахом чеснока, газ без цвета, ядовит.

В отличие от аммиака не растворяется в воде, но растворяется в бензине, бензоле, CS2.

Проявляет очень слабые основные свойства, слабее чем у аммиака. Реагирует только с сильными кислотами, образуя соли:

PH3 + HCl = PH4Cl.

Также как и аммиак сгорает:

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

P2O3

Обладает выраженными кислотными свойствами.

Белое кристаллическое вещество с t плавления = 23.8

Ангидрид фосфористых кислот.

P2O3 + O2 = P2O5 (при t)

P2O3 + 3H2O = 2H3PO3 (ортофосфористая кислота)

P2O3 + H2O = 2HPO2 (метафосфористая кислота)

H3PO3 = HPO2 + H2O (при t + серная кислота)

P2O3 + NaOH = NaPO2 + H2O

2P2O3 = P4O6

 

 

HPO2 метафосфористая кислота

H-O-P=O

HPO2 + NaOH = NaPO2 + H2O

H3PO3 ортофосфористая кислота

H – O \

P = O

H – O / \ H

H3PO3 + 2 NaOH = Na2HPO3 (гидрофосфит) + 2H2O

H3PO2 фосфорноватистая кислота

H – O \

P

H – O / \ H

H3PO2 + 2NaOH = Na2HPO2(фосфорноватистокислый Na) + 2H2O

60.

P2O5

Белое кристаллическое вещество, снегообразная масса, очень гигроскопичен, на воздухе дымит, очень активно растворяется, на коже вызывает ожоги.

Типичный кислотный оксид, ангидрид фосфорных кислот.

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)

H3PO4 = HPO3 + H2O ( при t, H2SO4, SO3)

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O ( при t, H2SO4, SO3)

Двуфосфорная(пирофосфорная кислота)

P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O

P2O5 + 2NaOHконц = 2NaPO3 + H2O

2P2O5 = P4O10

P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2

Способы получения P2O5:

2P + 5O2изб = P2O5

Окисление Р2О3

Горение PH3

Полная дигидратация Н3РО4

Фосфорные кислоты

Н3РО4 ортофосфорная кислота

Н – О –

Н – О – Р = О

Н – О –

 

Кислота средней силы. Образует три ряда солей, часто дигидро и гидрофосфаты

Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O

Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

3Ca(OH)2 + 2Н3РО4 = Ca3(РО4)2 + 6H2O

НРО3 метафосфорная кислота

= О

Н – О = Р = О

Sp2 гибридизация

Фосфор – макроэлемент, в живых организмах содержится в костной., мышечной, соединительной тканях. Некоторые ферменты(фосфолипаза, напр.) и молекулы АТФ содержат остатки фосфорной кислоты.

В плазме крови содержится фосфорный буфер = смесь солей (К2НРО4(КН2РО4)

(Na2НРО4(NaН2РО4), которая участвует в поддержании постоянной величины pH в плазме крови.

В основном, в организме фосфор содержится в виде Ca3(РО4)2 * СаО * Н2О,

Ca3(РО4)2 * Ca(OH)2

 

Препараты:

1)Глицерофосфат кальция ( применяется при нервных расстройствах, в послеоперационные периоды, при травмах)

2) МАП – мышечно-адениловый препарат. Применяется при стенокордии, спазмов сосудов, дистрофии, при сердечной недостаточности.

3) Фитин – смесь кальциевых и магниевых солей фосфорных кислот и органических соединений фосфора, стимулирует кроветворение.

4) Фитоферролактон – содержит лактат железа и фитин. При нервном истощении, дистрофии. Останавливает кроветворение.

5) Церебро – для лечений паталогий ЦНС

6) Липоцеребрин – это церебро + жиры, для более лёгкого встроения в структуру головного мозга веществ.

61.

+7

N 1s2 2s2p3

+15

P 1s2 2s2p6 3s2p3

+33

As 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p3

+51

Sb 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3

+83

Bi 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3

 

Мышьяк 4 период, 5А группа

As2O3 As2O5

As(OH)3 H3AsО4

Встречается в природе в виде соединений с металлами и серой.

FeAsS –железистый колчедан

Мышьяк получают при сжигании колчадана:

2FeAsS + 5O2 = As2O3 + 2SO2 + Fe2O3

2 As2O3 + 3C = 4As + 3CO2

Мышьяк и всё его соединения очень токсичны.

As2O3 – мышьяковистый ангидрид, вещество белого цвета, плохо растворимо в воде. В реакциях восстановитель.Обладает амфотерными свойствами с преобладанием кислотных свойств.

As2O3 + Н2О = Н3AsO3 – ортомышьяковистая кислота

Н3AsO3 = НAsO2 + Н2О – метамышьяковистая

As2O3 + КОН = К3AsO3 + Н2О

As2O3 + О2 = As2O5 (при t)

As2O3 +2Cl + 10KOH = 2K3AsO4 + 4KCl + 5H2O

As2O5 – белое аморфное вещество, типичный кислотный оксид.

As2O5 + 3Н2О = 2Н3AsO4 – ортомышьяковая кислота

As2O5 + 6КОН = 2К3AsO4 + 3Н2О

As2O5 + СаО = Са3(AsO4)2

Проявляет слабые окислительные свойства в реакциях с сильными восстановителями

As2O5 + 4KY + 2H2SO4 = As2O3 + 2Y2 + 2K2SO4 + 2H2O

Н3AsO4 – ортомышьяковая кислота

Существует только в водном растворе, слабее, чем фосфорная

 

 

Арсин

AsH3 sp3 угол 107.8

Арсин очень неустойчив, проявляет слбые основные свойства, только с очень сильными кислотами образует соли. В реакциях является восстановителем:

AsH3 + O2 = As2O3 + H2O

2AsH3 = 2As + 3H2 (реакция мышьякового зеркала при t)

Реакция Марша:

As2O3 + 6Zn + 12HCl = 2AsH3 + 6ZnCl2 + 3H2O

62. Соединения сурьмы в положительных степенях окисления .

Оксид сурьмы(III), или сурьмянистый ангидрид, Sb2O3 - типичный амфотерный оксид с некоторым преобладанием основных свойств. Нерастворим, образует минералы. В сильных кислотах, например серной и соляной, оксид сурьмы (III) растворяется с образоваием солей сурьмы (III), в щелочах с образованием солей сурьмянистой H3SbO3 или метасурьмянистой HSbO2 кислоты. Например:

Sb2O3 + 2NaOH = 2NaSbO2 + Н2О

Оксид сурьмы(V) или сурьмяный ангидрид, Sb2O5 обладает главным образом кислотными свойствами; желтые кристаллы, растворяется в воде, образуя сурьмяную кислоту, пигмент для керамики.

Оксид сурьмы(IV) Sb2O4 образуется при нагревании на воздухе до 800-900° оксида сурьмы(III) или (V). Белый, едва растворимый в воде порошок, при очень сильном нагревании отщепляет кислород с образованием оксида сурьмы(III). Согласно рентгеноструктурным исследованиям, соответствует двойному оксиду сурьмы(III) и (V) или ортоантнмонату трехвалентной сурьмы SbIIISbVO4. Легко восстанавливается углем до металла.

Гидроксид сурьмы(III), сурьмянистая кислота, получается в виде белого осадка при действии щелочей на соли сурьмы(III):

SbCl3 + 3NаОН = Sb (OH)3 +3NaCl

Осадок легко растворяется как в избытке щелочи, так и в кислотах. При стоянии даже в воде легко переходит в кристаллический Sb2O3.

Сурьмяная кислота, существует в растворе в нескольких формах, например гексагидроксосурьмяная: H[Sb(OH)6]. При осаждении получают гель с переменным содержанием воды, при длительном высушивании - нерастворимую метасурьмяную кислоту HSbO3. Соли сурьмяной кислоты называются антимонатами.

Соли сурьмы (III), в водном растворе подвергаются гидролизу с образованием основных солей:

SbCl3 + 2H2O = Sb(OH)2Cl

Образующаяся основная соль неустойчива и разлагается с отщеплением молекулы воды:

Sb(OH)2Cl = SbOCl + H2O

В соли SbOCl группа SbO играет роль одновалентного металла; эту группу называют антимонилом. Полученная соль называется или хлоридом антимонила, или оксохлоридом сурьмы.

SbH3 - бесцветный газ, при слабом нагревании разлагается (на холодной поверхности стекла образуется «сурьмяное зеркало»). Чувствителен к O2 воздуха (воспламеняется). Плохо растворяется в воде. Реагирует с концентрированными кислотами, щелочами. Сильный восстановитель.

Химические свойства:

1. 2SbH3 = 2Sb + 3H2

2. SbHj + 4НС1(конц.) = H[SbCI4] + 3H2T.

(150—200° С).

3. 2SbH3 + 16HNO3(KOHU.) = Sb2O5 + 16NO2 + 11H2O.

4. SbH3 + NaOH(KOHU) + 3H2O = Na[Sb(OH)4] + 3H2.

5. 4SbH3 + ЗО2 = 4Sb + 6H2O, 2SbH3(k) + O3 = 2Sb + 3H2O (от -90 до -50° С).

6. 3SbH3 + 6Cl2 —2Sb + SbCl3 + 9HCl (комн.)

7. 2SbH3 + 3H2O + 12AgNO3 = Sb2O3I + 12Ag + 12HNO3

Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта). Аммиак почти вдвое легче воздуха. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика.

Химические свойства.

Аммиак - сильный восстановитель. Например, он взаимодействует с кислородом, образуя азот и воду:

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

При нейтрализации раствора аммиака кислотами образуются соли аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

 

63. Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета. Особенности строения молекулы О2: атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 не спаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух разрыхляющих орбиталей находится по одному не спаренному электрону.

Озо́н — состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы. Обе связи O-O в молекуле озона имеют одинаковую длину 1,272 . Угол между связями составляет 116,78°[1]. Центральный атом кислорода sp²-гибридизован, имеет одну неподелённую пару электронов. Молекула полярна.

При нагревании, даже небольшом, химическая активность кислорода резко возрастает. При поджигании он реагирует с взрывом с водородом, метаном, другими горючими газами, с большим числом простых и сложных веществ. Известно, что при нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе многие простые и сложные вещества сгорают, причем образуются различные оксиды, например:

S+O2 = SO2; С + O2 = СО2

Озон химически активнее кислорода. Активность озона объясняется тем, что при его разложении образуется молекула кислорода и атомарный кислород, который активно реагирует с другими веществами. Например, озон легко реагирует с серебром, тогда как кислород не соединяется с ним даже при нагревании:

6Ag+O3=3Ag2O

Перокси́д водоро́да (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем.

Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7•10−29 Кл•м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

Оба атома кислорода находятся в промежуточной степени окисления −1, что и обуславливает способность пероксидов выступать как в роли окислителей, так и восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

Na2SO3+ H2O2 = Na2SO4 + H2O

Mn(OH)2 + H2O2 = MnO(OH)2 + H2O

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает в роли восстановителя, окисляясь до кислорода:

2AgNO3 + H2O2 = 2Ag + O2 + 2HNO3

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно диспропорционирует на H2O и O2.Реакция диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

2H2O2 = 2H2O + O2

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

Пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства (К = 1,4•10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

H2O2 =H+ + HO2 - ; HO2 - = H+ + O2 2-

При действии концентрированного раствора Н2O2 на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода (Li2O2, MgO2 и др.):

H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O

H2O2 + Ba(OH)2 = BaO2 + 2H2O

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие вещества называют пероксидами, или пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na2O2, BaO2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H3PO5 и пероксидисерная H2S2O8 кислоты.

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные свойства, выделяя свободный кислород

В медицине перекись водорода нашла применение благодаря наличию у нее антисептического, дезодорирующего и кровоостанавливающего свойства.3% раствор Применяют для обработки ран, ссадин, царапин, остановки носовых и других небольших капиллярных кровотечений, более слабые растворы в виде полосканий при ангине, стоматите.

Биологическое значение.

Перекись водорода относится к реактивным формам кислорода и при повышенном образовании в клетке вызывает оксидативный стресс. Некоторые ферменты, например глюкозоксидаза, образуют в ходе окислительно-восстановительной реакции пероксид водорода, который может играть защитную роль в качестве бактерицидного агента. В клетках млекопитающих нет ферментов, которые бы восстанавливали кислород до перекиси водорода. Однако несколько ферментных систем (ксантиноксидаза, НАД(Ф)H-оксидаза, циклоксигеназа и др.) продуцируют супероксид, который спонтанно или под действием супероксиддисмутазы превращается в перекись водорода.

64 O,S,Se,Te,Po радиус атома,энергия ионизации увелич.,электро-ть, энергия ионизации уменьш.

O,S,Sе типичные неМе, у Те признаки металличности, Ро типичный Ме. На внеш уровне 2s и 4р электрона.

O,Sмакроэлементы, Sе микроэлемент, О в составе воздуха. Сера-желто-оранж кристаллы, молекулярная крист решетка, при t расплавляется,S8тв ->s6жид->s4жид->s2газ. Кристаллы имеют спец. Слабый запах, не растворяется в воде. Cu + S = CuS; H2 + S t= H2S; S + O2 = SO2;2S + 3O2 = 2SO3;2P + 3S t= P2S3; 2P + 5S t= P2S5; 2S + C t= CS2; 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S-2 + 3H2O; S + 2HNO3р = 2NO + H2SO4; S + 6HNO3к = 6NO + H2SO4+ 2H2O; S+2H2SO4к ->2H2O+3SO2

H2S SP3 газ без цвета, сильный запах, раст-ся в воде, соединяется с гемоглобином-отравляющее в-во, токсичен. Вос-ль. 3H2S+H2SO4к=4S+4H2O; 5H2S+2KMnO4+3H2SO4=5S+MnSO4+K2SO4+8H2O ; 2H2S+3O2=2H2O+2SO2 ; 2H2S+O2=2H2O+2S ; H2S+NaOH=NaHS+H2O; H2S+2NaOH=Na2S+2H2O; сульфиды олова, алюминия подвергаются полному необратимому гидролизу Al2S+6H2O=2Al(OH)3+3H2S. сульфиды d и р элементов не растворимы Pb+S=PbSчер-кач-ная реакция на белок. Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом Na2S+2S=Na2S4. Для полисульфидов характерныокислительные и восстановительные свойства: (NH4)2S2+SnS=(NH4)2SnS3; 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2

 

65 SO3 Sp2гиб летучая жидкость без цвета, слабый запах, гигроскопичен, растворяется в щелочах, ангидрид серной к-ты, при попадании на кожу вызывает ожог SO3+H2O=H2SO4. SO3+NaOH=NaHSO4. 3SO3+2Fe(OH)3=Fe2(SO4)3+3H2O. SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O. SO3+H2SO4=H2S2O7 ; SO3+H2S=4SO2+H2O. 2SO3+S=3SO2. H2SO4 Sp3

Zn + H2SO4р = ZnSO4 + H2. H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O. H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O. H2SO4+CaO=CaSO4+H2O. 2NH3+ H2SO4=(NH4)2SO4. Конц: 1)с Ме сред активности в зависимости от степени конц Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O. до55% 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O.до85% 4ZN + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O.до 90% 2)с активными Ме=соль+H2S+H2O 3)c малоактивными=соль+SO2+H2O 4) не реагирует с Au.Pt.Pd 5)пассивирует Fe.Cr.Al но при нагревании до кипения растворяет их=соль+SO2+H2O 6)окисляет неМе до высшего оксида или кисслородосодержащей к-ты: C+2H2SO4к=CO2+2SO2+2H2O двусерная-H2S2O7по силе не уступает серной, но относится к одноосновным H2S2O7+NaOH=Na2S2O7+2H2O. H2S2O7+H2O=2H2SO4 пероксидвусерная-H2S2O8 SP3, тиосерная-H2S2O3=t H2O+SO2+S. H2S2O3+2NaOH=Na2S2O3+H2O. 2Na2S2O3+I2=2NaI+Na2S4O6 тиосульфат. HSO3Cl-хлоросульфоновая к-та HSO3Cl+NaOH=NaSO3Cl+H2O. H2SO4+PCl5=HSO3CL+PCl3+HClO. H2SO3+Cl=t HSO3Cl+HCl. SO2Cl2-сульфурилхлорид. SO2Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl. SO2Cl-сульфонилхлорид

 

66 SO2 Sp3гиб, кислотный оксид, ангидрид сернистой к-ты с сильным резким запахом, антибактериальное действие. SO2+H2O=H2SO3. SO2+NaOH=NaHSO3. SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O. SO2+Cl2=SO2Cl2 . C6H6+SO2+Cl2=C6H5-SO2Cl+HCl сульфахлорбензол. 2SO2+O2=t PV2 2SO3+Q гетерогенный катализ. Слабо выражены ок-но вос-ная двойственность, выражены преимущ-но вос-ные св-ва SO2+2H2S=t p 2H2O+3S сернистая-H2SO3 Sp2 к-та средней силы, диссоциирует ступенчато, существует только в водных р-рах H2SO3+Mg=MgSO3+H2. H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O. H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O. BaSO3,PbSO3-белые осадки. H2SO3=t H2O+SO2 cоли проявляют как правило вос-ные св-ва 3Na2SO3+K2Cr2O7+4H2SO4=3Na2SO4+k2SO4+Cr2(SO4)3+4H2O. Na2SO3+H2O2=Na2SO4+H2O. H2SO3 получают растворением SO2 в воде или вытеснением сернистой к-ты более сильными к-тами SO2+H2O=H2SO3. Na2SO3+HCl=H2SO3+2NaCl. тиосерная-H2S2O3=t H2O+SO2+S. H2S2O3+2NaOH=Na2S2O3+H2O. 2Na2S2O3+I2=2NaI+Na2S4O6 тиосульфат-вос-ные св-ва-противовоспалит, примочки, компрессы.

 

67Cl2O-HClO-хлорноватистая. CL2O-HClO2-хлористая. ClO2-HClO3-хлорноватая и HClO2. Cl2O5. ClO3неустойчив. Cl2O7-HClO4-хлорная. отHClO к HClO4 сила к-т увеличивается.Cl2O(+1)-типичный кислотный оксид, сильный ок-ль, ангидрид к-ты 2Сl2+HgO=Cl2O+HgCl2. 2Cl2O=t 2Cl2+O2. Cl2O+H2O=2HClO. SO2+Cl2O=SO3+Cl2. 2Cl2O+S=tSO2+2Cl2. Cl2O+2NaOH=2NaClO+H2O. Сl2O3(+3)-неустойчивое белое аморфное в-во, разлагается при t, ангидрид к-ты Cl2O3=tCl2O+O2. Cl2O3+H2O=2HClO2. Cl2O3+2NaOH=2NaClO2+H2O ClO2(+4) кислотный, ангидрид к-ты 2ClO2+H2O=HClO3+HClO2. ClO2+NaOH=NaClO2+NaClO3+H2O. получение-2NaClO3+SO2+H2SO4=ClO2+2NaHSO4. Cl2O5-неустойчивое соединение Cl2O5+H2O=2HClO3. Cl2O5+2NaOH=H2O+2NaClO3. Cl2O5=t2O2+Cl2O . 6ClO3=t 2ClO2+2Cl2+7O2 Cl2O7-высший оксид. Твердое крист в-во с молек крист решеткой, гигроскопичен, ангидрид к-ты Cl2O7+H2O=2ClO4. Cl2O7+2NaOH=2NaClO4+H2O. P2O5+6HClO4=2H3PO4+3Cl2O7. 2HClO3+4SO2=4H2SO4+Cl2O. 3HClO3=t HClO4+2ClO2+H2O-диспропорц. KClO4+H2SO4=HClO4+KHSO4 HCLO4и ее соли проявляют более слабые ок-ные св-ва, чем HClO3 и ее соли 2KClO3+3S=3SO2+2KCl. 55KClO3+6P=5KCl+3P2O5. KClO3+C=CO2+KCl. 2KClO3=t 2KCl+3O2. 4KClO3=t KCk+3KClO4-дисп-е. 2CaOCl2+H2O+CO2=CaCO3+CaCl2+2HClO. CaOCl2+2HCl=CaCl2+Cl2+H2O. 3KClO+4KMnO4+2H2O=4MnO2+3KClO3+4KOH Cl-микроэлемент, хлорид анионы входят в состав белков, в плазме, тканевой жидкости, самое большое кол-во в желудке в виде НСl-защитная функция, уничтожает микроорганизмы

 

68F,Cl,Br,I,At-> на внеш уровне 1неспаренный электрон. Общая ф-ла ns2np5 у всех кроме фтора d-подуровень, свободный от электронов, кроме F характерно неск возбужденных состояний и несколько степеней окисления от-1до+7. Радиус атома, способность отдавать электроны и вос-ные св-ва, длина связи, способность к диссоциации на атомы увел, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность, способность принимать электроны и ок-ные св-ва, прочность связи уменьшается, типичные неМе, образуют двухатомные молекулы с ковалентной неполярной связью. Фтор-сильный ок-ль, окисляет любые в-ва, самый электроотрицательный, газ бледно-зеленый, ядовит. 2F2+H2O=HF+OF2- вода сгорает. 2F2+O2=OF2. F2+H2=2HF. 2Al+3F2=2AlF. NaOH+2F2=2NaF+2HF+O2. NaOH+2F2=NaF+HF+OF2. Si+2F2=SiF4. SiF4+2HF=H2[SiF6]-гексафторокремниеводородная к-та. C+2F2=CF4. S+3F2=SF6. C2F4-тетрафторэтилен. nCF2=CF2->t,P,кат [-CF2-CF2-]n тефлон устойчив к действию очень высоких и низких температур, сильных к-т и щелочей. Галогноводороды отHF кHI длина связи, сила к-т увеличивается, полярность, прочность уменьшается. К-ты обладают полным общим набором кислотных св-в NaOH+HCl=NaCl+H2O. HCl+NH3=NH4Cl. HCl+NH4OH=NH4Cl+H2O. 2HCl+FeO=FeCl2+H2O. 3HCl+Fe(OH)3=FeCl3желт+H2O. HCl+CaCO3=CaCl2+CO2+H2O кислоты и их соли восстановители C2H5OH+HClC2H5Clхлорэтан +H2

 

 



Сейчас читают про: