Химические свойства оснований.

Химические свойства оснований.

Щёлочи Нерастворимые основания

1.Взаимодействие с кислотами

KOH+HCl=KCl+H₂O Cu(OH)₂+2HCl=CuCl₂+2H₂O

2.Взаимодействие с кислотными оксидами

2KOH+CO₂=K₂CO₃+ H₂O не характерны

3.Действие индикаторов

лакмус-синяя, окраска не изменяется

фенолфталеин-малиновая

4.Взаимодействие с амфотерными оксидами

2KOH+ZnO=K₂ZnO₂+H₂O не реагируют

5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

NaOH+CuCl₂=Cu(OH)₂=2NaCl не реагируют

6.При нагревании

не разлагаются (кроме LiOH) Cu(OH)2=CuO+ H₂O

Амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Fe(OH)₃ и другие.

Взаимодействуют с кислотами

Zn(OH)₂+2HCl=ZnCl₂+2 H₂O Взаимодействуют с щелочами

Al(OH)₃+NaOH=Na[Al(OH)₄

Вопрос 4 КИСЛОТЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА. Кислоты- сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков. Классификация кислот: - по основности. Число атомов водорода определяет основность кислот (одноосновные HCl, двухосновные H₂CO₃) - по наличию кислорода HNO₂, HNO₃, H₂SO₃, HF, HI, H₂S H₂SO₄, H₂SiO₃, H₃PO₄ - по силе электролита (сильные H₂SO₃, HCl, H₂S; средней силы H₃PO₄; слабые H₂CO₃ ) Формула кислоты Название HCl хлороводородная, или соляная кислота HF фтороводородная, или плавиковая кислота HI иодоводородная кислота HBr бромоводородная кислота HNO₂ азотистая кислота HNO₃ азотная кислота H₂S сероводородная кислота H₂SO₃ сернистая кислота H₂SO₄ серная кислота H₂CO₃ угольная кислота H₂SiO₃ кремниевая кислота H₃PO₄ фосфорная кислота Получение кислот

Кислородсодержащие	1.Кислотный оксид + вода SO3+H2O= H2SO4; P2O5+3H2O=2H3PO4 2.Металл+сильный окислитель P+5HNO3+2H2O =3H3PO4 +5NO 3.Cоль+менее летучая кислота NaNO3+ H2SO4=HNO3+NaHSO4
Бескислородные	1.Водород+неметалл H2+Cl2=2HCl 2.Cоль+менее летучая кислота NaCl+H2SO4=2HCl+NaHSO4

Химические свойства.

Кислородсодержащие Бескислородные

1.Изменяют окраску индикаторов

лакмус-красный, метилоранж-красный (только для растворимых кислот)

2.Взаимодействие с металлами, стоящими до водорода

H₂SO₄+Ca=CaSO₄+H₂ 2HCl+Ca=CaCl₂+H₂O

3.Взаимодействие с основными оксидами

H₂SO₄+CaO=CaSO₄+ H₂O 2HCl+CaO=CaCl₂+H₂O

4.Взаимодействие с основаниями

H₂SO₄+Ca(OH)₂=CaSO₄+2H₂O 2HCl+Ca(OH)₂=CaCl₂+2H₂O

5.Взаимодействие с амфотерными оксидами

H₂SO₄+ZnO=ZnSO₄+H₂O 2HCl+ZnO=ZnCl₂+H₂O

6.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество

H₂SO₄+BaCl₂=BaSO4+2HCl 2HCl+Na₂CO₃=2NaCl+ H₂O +CO₂

7.При нагревании

Слабые кислоты легко разлагаются H₂S=H₂+S

H₂SiO₃= H₂O +SiO₂

 

Вопрос 5

Получение солей.

1.С использованием металлов металл + неметалл 2Mg+Cl₂=MgCl₂

Металл + кислота Zn+2HCl=ZnCI₂+H₂

Металл + соль Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu

2.С использованием оксидов основной оксид + кислота CaO+2HCl=CaCl₂+H₂O

кислотный оксид + основание CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃+H₂O

кислотный + основной оксиды CaO+CO₂=CaCO₃

основной + амфотерный оксиды Al₂O₃+CaO=Ca(AlO₂)₂

3.Реакция нейтрализации кислота + основание H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂O

4.Из солей соль + соль AgNO₃+NaCl=AgCl+NaNO₃

соль+щелочь CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂+Na₂ SO₄

соль+кислота Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂

Кислые соли получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях(при избытке кислоты) NaOH+ H₂SO₄=NaHSO₄+H₂O

Основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей со щелочами (при избытке щелочи) ZnCl₂+NaOH=ZnOHCl+NaCl

Если металл имеет переменную валентность, то она указывается после химического элемента римской цифрой, заключённой в скобки. Например CuSO₄- сульфат меди (II).

Состав ядра атома записывают с помощью условных обозначений

Где p—число протонов, n– число нейтронов. p+n – сумма числа протонов и нейтронов.

 

Вопрос 9

Классификация растворов

По агрегатному состоянию

дисперсная среда	дисперсная фаза
газообразная	Газ Жидкость твердая	-воздух - туман - дым
жидкость	Газ Жидкость твердая	- Минеральн. вода - спирт - сладк. чай, глюкоза, хлорист. кальций
твердая	Газ Жидкость твердая	- любые пористые в-ва (пенопласт) - почва, свежий хлеб сплавы

2. Истинные р-ры (диаметр р-ра менее 1 нм) – глюкоза, сахар, р-ры солей

3. Грубодисперсные р-ры (диаметр р-ра 100 нм, термодинамически неустойчивы) – гашеная известь Ca(OH)₂, -еще их называют суспензиям.

Эмульсии (жидкость в жидкости) – крем

4. Калоидные р-ры (образуют высокополимерные в-ва) – крахмал, белки. Присущ эффект Пендаля –опалесценция

 

Вопрос 23

Энергия Гиббса

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы свободной энергией Гиббса (G, кДж): ΔG = ΔH (энтальпия реакции) – TΔS(энтропийный фактор)

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Модель Энергия Гиббса.

- При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса;

- ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен

- Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

C₂H₅–O–C₂H₅+ 6O₂ = 4CO₂ + 5H₂O

- Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

- Если ΔH < 0 и ΔS < 0, то ΔG > 0, ΔG < 0

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (возможна при низкой температуре)

- Если ΔH > 0 и ΔS > 0, тоΔG > 0, ΔG < 0

N₂O₄(г) = 2NO₂(г) (возможна при высокой температуре).

Для оценки знака ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔS наиболее типичных процессов. ΔH образования сложных веществ и ΔH реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции Δ – десятки кДж∙, Δ и Δ равны 5–25 кДж∙. Зависимость ΔH от температуры выражается соотношением ΔH T = ΔH ° + ΔC p · ΔT, где ΔC p – изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – Т реагенты не претерпевают фазовых превращений, то ΔC p = 0, и для расчетов можно пользоваться значениями ΔH °.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж∙моль –1K. Знак ΔG определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса ΔG.

 

Вопрос 33

Основные положения ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы:

- электролиты –это вещ-ва растворы и расплавы которых проводят электрический ток (это вещ-ва с ковалентной полярной и ионной связью – соли, щелочи, кислоты)

- неэлектролиты -проводниками не являются. (О₂, азот, Н₂, металл бензол, глюкоза, сахароза)

Электролитическая диссоациация -это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г. шведский химик Аррениус.

1. В растворе или расплаве электролиты диссоциируют на (+)катионы и (-) анионы

2. В электрическом поле ионы принимают направленное движение, катионы двигаются к катоду, а анионы — к аноду;

3. Процесс диссоциации – обратим

4. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато. Ba(OH)₂ ˂—˃BaOH⁺+OH^- H₂SO₄ ˂—˃ H⁺ + HSO₄^-

BaOH˂—˃ Ba²⁺+ OH^- HSO₄˂—˃ H⁺ + SO₄^2-

Соли диссоциируют сразу, а не ступенчато NaHCO₃˂—˃Na+ + HCO₃^-

5. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов;

Вопрос 34

Применение соединений хлора

Хлор элемент входит в состав желудочного сока, препаратов для лечения ряда желудочно-кишечных заболеваний. В медицине широко используются бактерицидные свойства хлорсодержащих препаратов

Фосфор в виде фосфатов входит в состав нуклеиновых кислот и нуклеотидов (ДНК, РНК), участвует в процессах кодирования и хранения генетической информации. Соединения фосфора принимают участие в важнейших процессах обмена энергии. Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ) и креатинфосфат являются аккумуляторами энергии, с их превращениями связаны мышление и умственная деятельность, энергетическая жизнеобеспеченность организма.

Неорганический фосфат входит в состав буферной системы крови и регулирует ее кислотно-основное равновесие. Этот показатель является очень важным, даже незначительные его изменения могут привести к тяжелым нарушениям в организме. Большая часть фосфора, содержащегося в крови, входит в состав эритроцитов. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Постоянную концентрацию фосфора в организме обеспечивают витамин D и гормон паращитовидных желез. Невсосавшийся в тонком кишечнике фосфор выводится с мочой (до 60%) и калом.

При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Избыточное поступление фосфора приводит к развитию повышенного содержания фосфора в крови, что провоцирует развитие мочекаменной болезни. Этот факт имеет большое значение у детей младшего возраста, у них органы еще не сформированы до конца и не могут обеспечить его полноценное выведение. При нарушениях обмена фосфора возникает размягчение костной ткани у взрослых и развивается рахит у детей

Вопрос 51

УГЛЕРОД

Нахождение в природе

Содержание углерода в земной коре 0,1 % по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Виде соединений: нефть, природный газ, каменный угль, гранит, мрамор, магнезит. В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО₂, в воздухе 0,046 % СО₂ по массе, в водах рек, морей и океанов. Углерод входит в состав растений и животных (~18 %). В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки). Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21 % (15 кг на 70 кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина)

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ УГЛЕРОДА.

алмаз	графит	карбин
sp3-гибридизация, форма тетраэдрические Ϭ -связи прочные, ковалентные, поэтому очень твердый. Бесцветное прозрачное кристаллическое вещ -во	sp2-гибридизация, слоистая структура, большое расстояние и непрочные связи между слоями, поэтому мягкий Темно-серые кристаллы, с металл. блеском. Хорошо проводит эл. ток	sp-гибридизация линейный полимер, твердое вещество, обладает полупроволниковыми св-ми.

Получение углерода Получают нагреванием без доступа воздуха из древесины и каменног угля, а также при крекинге метана: CH₄=C+₂H₂

Химические свойства

восстановитель

1. Взаимодействие с кислородом: C+O₂=CO₂

2. Взаимодействие с водой: С+H₂O=CO+H₂

3.Восстанавливает металлы из их оксидов: CuO+C=Cu+CO -при нагревании

4. С конц. серной и азотной кислотой: 4HNO₃+3C=3CO₂+4NO+2H₂O

окислитель

1С металлами при нагревании с образованием карбидов Ca+2C=CaC₂

2 С водородом с образованием углеводородов: H₂+C=CH₄

Вопрос 53

АЛЮМИНИЙ

По распространенности в природе алюминий занимает 3 место среди химических элементов (после кислорода и кремния) и первое место среди металлов, составляет более 9% массы земной коры. Он входит в состав силикатов и глин. Из соединений наибольшее значение имеют: Оксид алюминия Al₂O₃- корунд, сапфир, рубин; бокситы и алюмосиликаты. Получают алюминий путем электролиза Al₂O₃

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1.С кислородом 4Al+3O₂=2Al₂O₃

2.С галогенами 2Al+3Cl₂=2AlCl₃

3.С серой и углеродом при нагревании 2Al+3S=Al₂S₃ 4Al+3C=Al₄C₃

4.Алюминотермия- получение металлов стоящ. В ряду напряжения после Al: 8Al+3Fe₃O₄=4Al₂O₃+9Fe

5. С водой (после разрушения оксидной пленки) 2Al+6H₂O=2Al(OH)₃+3H₂

6. Растворяется в щелочах 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂

7. Реагирует с кислотами 2Al+6HCl=2AlCl₃+3H₂

8. С азотной и концентрированной серной кислотами на холоду не реагируют. При нагревании: Al+6H₂SO₄(конц.)=Al₂(SO₄)₃+3SO₂+6H₂O Al+6HNO3=Al(NO₃)₃+3NO₂+3H₂O

СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ

Оксид алюминия Al2O3 - очень твердый (корунд, рубин), тугоплавкий Не растворяется в воде. Получение: 2Al(OH)3=Al2O3+3H2O Свойства: амфотерный оксид Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4] Для перевода в растворимое состояние используют сплавление с сухими щелочами с образованием(метаалюминатов): Al2O3+2NaOH=2NaAlO2

Гидроксид Al(OH)3 Получение: AlCl3+3(NH3·H2O)=Al(OH)3+NHCl Свойства: амфотерное основание Al(OH)3+HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]

Амфотерность (двойственность свойств) гидроксидов и оксидов многих элементов проявляется в образовании ими двух типов солей. Например, для гидроксида и оксида алюминия: а) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O (в расплаве)

Al₂O₃ + 2NaOH(т) = 2NaAlO₂ + H₂O (в расплаве)

В реакциях (а) Al(OH)₃ и Al₂О₃ проявляют свойства оснóвных гидроксидов и оксидов, то есть они подобно щелочам реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является катионом Al^3+., а с щелочами аллюминаты

Напротив, в реакциях (б) Al(OH)₃ и Al₂О₃ выполняют функцию кислотных гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом алюминия Al III входит в состав аниона (кислотного остатка) AlО₂⁻.

Сам элемент алюминий проявляет в этих соединениях свойства металла и неметалла. Следовательно, алюминий - амфотерный элемент.

Если амфотерный элемент имеет в соединениях несколько степеней окисления, то амфотерные свойства наиболее ярко проявляются для промежуточной степени окисления.

Нахождение в природе

Встречаются в природе только в виде соединений - силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, фосфатов, сульфатов и т.д.. Важнейшие минералы: MgCO₃ - магнезит, CaCO₃ - мел, мрамор, известняк, CaSO₄·2H₂O - гипс, CaF₂ -флюорит, 3Ca₃(PO₄)₂·CaF₂ - фторапатит.

Физические свойства металлов

	Бериллий	Магний Mg	Кальций Ca	Стронций Sr	Барий Ba	Радий Ra
Степени окисления	+2	+2	+2	+2	+2	+2
Окраска пламнеи			тёмно-оранжевая	тёмно-красная	светло-зелёная	Тёмно красная

на внешнем энергетич. уровне находится два электрона s². При растворении в воде образуют щелочи.

 

эритроцитов в депо. Эти изменения происходят при анемиях, кроме тех, которые являются железодефицитными. Истинное увеличение количества общего железа в организме наблюдается у пациентов с гемохроматозом, трансфузионным гемосидерозом или, редко, после чрезмерного длительного приема препаратов железа.

МАРГАНЕЦ.

Распространённость в природе

Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре. Марганец, рассеянный в горных породах вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно, а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % (в нижних слоях океана, формируя так называемые железо-марганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности.

Получение: Алюмотермия: 3MnO₂ + 4Al = 2Al₂O₃ + 3Mn

Химические свойства

Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7

1. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах Mn + 2HCl → MnCl₂⁺ + H₂↑

2. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде (Mn + O₂ → MnO₂).

3. Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород (Mn+2H₂O→(t) Mn(OH)₂ + H₂↑),

4. С разбавленной азотной кислотой: 3Mn + 8HNO₃ → 3Mn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

5. С концентрированной серной кислотой: Mn + 2H₂SO₄ → MnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

6 Реагирует с неметаллами: Mn + S = MnS

В щелочном растворе марганец устойчив.

Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, MnO₃ (не выделен в свободном состоянии) и марганцевый ангидрид. Mn₂O₇

Биологическая роль и содержание в живых организмах

Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом. Марганец оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем листья свёклы - до 0,03 %, а также большие его количества содержатся в организмах рыжих муравьёв — до 0,05 %. Некоторые бактерии содержат до нескольких процентов марганца.

Кобальт

Нахождение в природе

Кобальт входит в состав более 30 минералов. Как правило, кобальту в природе сопутствуют его соседи по 4-му периоду - никель, железо, медь и марганец. В морской воде приблизительно -10 % кобальта.

Химические свойства: В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных – +3.

1. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HCl = CoCl₂ + H₂

2. При нагревании кобальт реагирует с галогенами. фтором с хлором и бромом

Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)

1. Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + Co(OH)₂

2. На воздухе розовый осадок Co(OH)₂ постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III): 4Co(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Co(OH)₃

Сo(OH)₂ - слабое основание, растворимое в сильных кислотах: Co(OH)2 + 2HCl = CoCl₂ + 2H₂O

При прокаливании Co(OH)₂ образует оксид кобальта (II) CoO: Co(OH)₂ = CoO + H₂O

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)₂ + 6NH₃=[Co(NH₃)](OH)₂

Биологическая роль

Кобальт относится к числу микроэлементов, то есть постоянно присутствует в тканях растений и животных. Входя в молекулу витамина В₁₂ (кобаламина), кобальт участвует в важнейших процессах животного организма кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 14 мг кобальта. Суточная потребность составляет 0,007-0,015 мг, ежедневное поступление с пищей 0,005-1,8 мг. Однако избыток кобальта для человека вреден. ПДК пыли кобальта в воздухе 0,5 мг/м3, в питьевой воде допустимое содержание солей кобальта 0,01 мг/л. Токсическая доза 500 мг.

Кобальт входит в состав инсулина.

Кобальт способен избирательно угнетать дыхание клеток злокачественных опухолей и тем самым, конечно, их размножение.

Специфическим достоинством кобальта считают его способность в два-четыре раза интенсифицировать противомикробные свойства пенициллина.

ЦИНК.

Цинк - металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления +2; соединения цинка неокрашены.

-Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы

-Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).

Химические свойства

1. цинк растворяется в разбавленных кислотах и щелочах

Zn + 2НCl = ZnCl₂ + H₂

Zn + H₂SO₄(разб) = ZnSO₄ + H₂

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.

2. Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящиедо до H₂ в ряду напряжений) из растворов их солей Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

3.Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)_4]

Сульфат цинка ZnSO₄ как антисептическое средство входит в состав глазных капель.

Оксид цинка применяют как вяжущее, подсушивающее и дезинфицирующее средство при кожных заболеваниях

Получение оксидов.

Окисление кислородом	простых веществ 2MgO +O2=2MgO сложных веществ 2H2S+3O2=2H2O+2SO2
Разложение	Солей(гнитратов и корбанатов) СaCO3=CaO+CO2 нагреванием оснований Cu (OH)2=CuO+H2О нагреванием кислородсодержащих кислот H2SO3=H2O+SO2 нагреванием высших оксидов 4CrO3=Cr2O3+3O2
Окисление низших оксидов	4FeO+O2=2Fe2O3

Вопрос 7

Химические свойства солей

CaCO3=CaO+CO2

Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑

 

Разложение при прокаливании

Cоль + металл (каждый предыдущий металл вытесняет последующий)

Соль + соль→ одна нерастворим соль

Соль + щелочь, если образ нерастворимое основание

Соль + кислота, если образуется газ или остаток

Вопрос 6

Вопрос 12

Вопрос 20

КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕМЕНТОВ.

- Макроэлементы - элементы слагают плоть живых организмов. Элементы, содержание которых в живых организмах составляет больше 0,001%. Это кислород, водород, углерод, азот, фосфор, калий, кальций, сера, магний, натрий, хлор, железо и др.

- Микроэлементами - химические элементы, содержащиеся в следовых количествах в водах, почвах, горных породах. По современным данным более 30 микроэлементов считаются необходимыми для жизнедеятельности растений и животных. Среди них алюминий, цинк, кобальт, железо, йод, селен, медь, молибден, бром, фтор.

Ультрамикроэлементы: Селен, кобальт, ванадий, хром, никель, литий, барий, титан, серебро, бериллий, галлий, германий, скандий, ртуть, теллур, рубидий и др

Zn⁰ + 2HCl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

Zn - восстановитель; HСl - окислитель

Внутримолекулярные - окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле.

2KCl+5O₃^-2 = 2KCl^-1 + 3O₂⁰

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 - восстановитель

Разложение дихромата аммония (N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇^– = Cr₂⁺³O₃ + N₂⁰ + 4H₂O

Cr⁺⁶ - окислитель; N^-3 - восстановитель.

Диспропорционирование - реакция, при которой в качестве окислителя и восстановителя выступает один и тот же элемент Cl₂⁰ + 2KOH = KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄ + 2H₂O = 2KMn⁺⁷O₄ + Mn⁺⁴O₂ + 4KOH

3HN⁺³O₂ = HN⁺⁵O3 + 2N⁺²O + H₂O

Важнейшие восстановители и окислители.

Восстановители	Окислители
Металлы, водород, уголь	Фтор, хлор, бром, иод
Оксид углерода (II) CO	Перманганат калия KMnO4, манганат калия K2MnO4, оксид марганца (IV) MnO2
Сероводород H2S оксид серы (IV)SO2	дихромат калия K2Cr2O7, хромат калия K2CrO4
HI, HBr, HCl	Азотная кислота HNO3
Хлорид олова (II) SnCl2	Кислород O2, озон O3, перекись водорода H2O2
Азотистая кислота HNO2	Серная кислота (конц.) H2SO4
Фосфористая кислота H3PO3	Оксид меди (II) CuO, оксид серебраAg2O
	Хлорид железа (III) FeCl3 Царская водка (смесь конц. соляной и азотной кислот)

Вопрос 38

Вопрос 50

Фосфор

Распространенность в природе. Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,08%. В природе встречается виде соединений - фторапатит Ca5(PO4)3F и фосфорит Ca3(PO4)2.

Свойства. Фосфор образует несколько аллотропных модификаций:

- Белый фосфор –бесцветное кристаллическое вещество, светящийся в темноте. Не растворим в воде. Черезвычайно ядовит и легко загорается.

- При нагревании белого фосфора образуется Красный фосфор – порошкообразное вещ-во темно- красного цвета, без запаха, не растворим в воде. Не ядовит.

- Черный фосфор - похож на графит, жирный на ощупь, не ядовит и не огнеопасны.

Химические свойства

1. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами (кислородом, серой, галогенами) зависимости от того, находится фосфор в избытке или недостатке, образуются соединения фосфора (III) и (V), например: 2P + 3S₂ = P₂S₃

2. Взаимодействие с металлами (образуются фосфиды): 3Mg + 2P = Mg₃P₂

3. Взаимодействие со щелочами. При нагревании белого фосфора в растворе щелочи он диспропорционирует: 0 -3 +1

P4 + 3NaOH + 3H₂O = PH₃ + 3NaH₂PO₂

Получение. Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция

Ca₃(PO₄)₂, который выделяют из фосфоритов и фторапатитов.

Кислород

Применение соединений серы

Для медицинских целей люди издавна использовали дезинфицирующие свойства серы, которую применяли при лечении кожных болезней, а также бактерицидное действие сернистого газа, образующегося при горении серы.

При приеме внутрь элементарная сера действует как слабительное. Порошок очищенной серы используют в качестве противоглистного средства при энтеробиозе. Соединения серы в виде сульфаниламидных препаратов (бисептол, сульфацил-натрия, сульгин и др.) обладают противомикробной активностью.

- Стерильный раствор 1-2% серы в персиковом масле применяют для пирогенной терапии при лечении сифилиса.

- Сера и ее неорганические соединения применяются при хронических артропатиях, при заболеваниях сердечной мышцы (кардиосклероз), при многих хронических кожных и гинекологических заболеваниях, при профессиональных отравлениях тяжелыми металлами (ртуть, свинец) - Тиосульфат натрия.

- Очищенную и осажденную серу применяют наружно в мазях и присыпках при кожных заболеваниях (себорея, сикоз); при лечении себореи волосистой части головы используют селена дисульфид. Тиосульфат натрия также применяется как наружное средство при лечении больных чесоткой и некоторыми грибковыми заболеваниями кожи.

 

Вопрос 56

Железо.

Нахождение в природе.

Железо - самый раср. металл.. содержание железа в земной коре - 4%. Встречается виде соединений:Fe₃O₄- магнитный железняк, Fe₂O₃ – красный железняк, FeS₂-пирит.

Химические свойства

Проявляет восстановительные св-ва

1. На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

2. На воздухе образуется защитная оксидная пленка, препятствующая ржавлению:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

3. Железо реагирует с неметаллами при нагревании: 2Fe + 3Br₂ = 2FeBr₃

Fe + S = FeS

4. Железо вытесняет из растворов их солей металлы, в ряду напряжений после него:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

5. Железо вытесняет водоод из разбавленных кислот: Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂↑

6. В концентрированных кислотах железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6 H₂SO₄ (конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

Fe + 6 HNO₃ (конц.) = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

Биологическая роль железа

Железо незаменимо в процессах кроветворения и внутриклеточного обмена. Этот элемент входит в состав гемоглобина крови, отвечающего за транспорт кислорода и принимает участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Из 4 г железа, содержащегося в организме взрослого человека, большая часть приходится на гемоглобин, около 0,4 г - активное железо, входящее в состав различных гемопротеидов, участвует в формировании красящего вещества мышц (миоглобина). Остальная часть железа находится в депонированном состоянии, то есть откладывается "про запас" в печени и селезенке.

Железо играет важную роль в процессах выделения энергии, в ферментативных реакциях, в обеспечении иммунных функций, в метаболизме холестерина.

Насыщение клеток и тканей железом происходит с помощью белка трансферрина, который способен переносить ионы трехвалентного железа.

Дефицит, так же как и избыток железа, отрицательно влияют на здоровье человека.

Недостаток железа вызывает развитие железодефицитной анемии.

Увеличение количества запасов железа может наблюдаться при перемещении железа из

ПОЛУЧЕНИЕ

Т.к. металлы данной подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. CaCl₂= Ca + Cl₂

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Сa и Mg

1.С кислородом 2Mg +O₂=2Mg O

2.С галогенами Mg +Cl₂=MgCl₂

3.С серой, азотом, водородом при нагревании: Mg +S=MgS (сульфид);

3Mg +N₂=Mg₃N₂ (нитрид) Mg +H₂=MgH₂ (гидрид)

4.С водой: Mg +2H₂O=Mg(OH)₂+H₂ Ca+ 2H₂O= Ca(OH)₂+H₂ Ca(OH)₂ – сильное основание

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ

Жесткость воды обусловлена наличием в воде растворимых солей Ca²⁺, Mg²⁺.

Обусловливает образование накипи. В жесткой воде плохо мылится мыло.

Жесткость воды

карбонатная - временная некарбонатная - непостоянная

наличие в воде гидрокорбанатов Ca, Mg наличие в воде хлоридов, сульфитов Ca, Mg

Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂, CaCl₂, CaSO₄, MgCl₂, MgSO₄ и др.

Устранение жесткости:

Кипячением Ca(HCO₃)₂=CaCO₃↓+CO₂↑+H₂O

добавлением соды

Ca(HCO₃)₂+Na₂CO₃=CaCO₃+2NaHCO₃ CaCl₂+Na₂CO₃=CaCO₃+2NaCl

MgSO₄+Na₂CO₃=MgCO₃+Na₂SO₄

Применение соединений кальция

В медицине широко применяют многие соли кальция (Хлорид кальция, Глюконат кальция, лактат кальция, глутаминат кальция). Лечебный эффект этих препаратов иллюстрирует многообразное действие кальция на организм:

- Хлорид кальция, Глюконат кальция, Лактат кальция применяют при состояниях, связанных с усиленным выведением кальция из организма (так например, при длительной иммобилизации больных), при аллергических заболеваниях, при осложнениях, связанных с приемом некоторых лекарств (сывороточная болезнь, крапивница, сенная лихорадка, ангионевротический отек), при васкулитах (в качестве средства, уменьшающего проницаемость сосудистой стенки), при отравлениях солями магния, фтористой кислоты, токсических поражениях печени.

- Глутаминат кальция применяется при различных психических расстройствах.

При изготовлении кальцийсодержащих лекарственных препаратов и биологически активных добавок к пище используются такие соединения как кальция цитрат, аспартат, доломит, комбинация солей кальция с витамином D.

Осажденный карбонат кальция (Гевискон, Ренни) обладает выраженной антацидной активностью, усиливает секрецию желудочного сока, входит в состав зубных порошков.

- Глицерофосфат кальция применяют как общеукрепляющее средство при недостаточном питании, переутомлении, истощении нервной системы, рахите.

- Пангамат кальция, витамин В ₁₅ благоприятно влияет на метаболизм, улучшает липидный обмен, увеличивает усвоение кислорода тканями, повышает содержание креатинфосфата в мышцах, гликогена в мышцах и печени. Применяется как одно из средств в комплексной терапии атеросклероза, хронического гепатита, хронической алкогольной интоксикации, зудящего дерматита.

- Окись кальция применяется в санитарии и гигиене как дезинфицирующее средство.

- Гипс - при наложении гипсовых повязок.

Применение соединений бария В медицине используется способность сульфата бария поглощать рентгеновские лучи, его используют как контрастное вещество при рентгенологических исследованиях желудочно-кишечного тракта.

Применение соединений стронция В медицине радиоактивные изотопы применяют в лучевой терапии костных опухолей.

Применение соединений магния

- В медицине карбонат магния и окись магния применяют в качестве средств нейтрализующих соляную кислоту желудка и как легкие слабительные (Гастал, Ренни, Алмагель).

- Перекись магния назначают в качестве дезинфицирующего средства при диспепсии, брожении в желудке и при поносах.

- Сульфат магния применяется в качестве слабительного, желчегонного (при этом введение пре