Первый закон термодинамики, формулировки, математическое выражение. З-н Гесса и следствия из него.

Первый закон термодинамики, формулировки, математическое выражение. З-н Гесса и следствия из него.

1й з-н термодинамики (з-н сохр-я Е для теплов проц-в) определяет колич-ое соотн-е м-ду изменением внутр-й Е системы ΔU, кол-ом теплоты Q, подведенным к ней, и суммарной работой внеш-х сил А, действ-х на систему ΔU=Q+A

З-н Гесса: Тепловой эф-т хим-й р-ции, проводимой в изобарно-изохормических или изохорно-термических усл-х, зависит только от вида и сост-я исх в-в и прод-в р-ции и не зависит отпути ее протекания (1840г)

Тепловой эф-т(энтальпия)процесса зависит только отначального сост-я и не зависит от пути перехода его из одного сост-я в др.

Следств из з-на:

1Энтальп р-ции =разности сумм энтальпий образ-ия конечных и нач-х участников р-ции с учетом их стехиометрических коэф-тов: ΔН=∑_{ΔНобр.конеч} – ∑_{ΔНобр.нач}

2 Энтальпия р-ции = разности сумм энтальпий сгорания нач-х и конеч реагентов с учетом их стехиометр-х коэф-в: ΔН=∑_{ΔНсгор.нач}-∑_{ΔНсгор.нач}

3 Энтальпия р-ции =разности сумм энергий связи Е_св исх и конеч реагентов с учетом их стехиом-х коэф-в: ΔН⁰=∑_Еисх – ∑_Епрод

4 Энтальпия гидротации = разности энтальпийр-рения б/водн-й соли (ΔН⁰ _{раств б/с})и кристаллогидрата (ΔН⁰ _{раств крист})

5 Энтальпия р-ции обр-ия в-ва =энтальпии р-ции разложения его до исх в-в с обратным знаком ΔН_обр = - ΔН_разл

 

Энтальпия как мера неупорядоченности системы. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольного протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений.

Энтропия – термодинамическая ф-ция сост-я, кот служит мерой беспорядка сист-ы (S)

В кристалле индивидуального в-ва, охлажденном до абсолютного нуля температуры, энтропия=0.

S₀=0.

Любой движение нарушает порядок и, =>,увелич энтропию.

Изменение энтропии положительного ΔS>0, если, если увелич число частиц (при постоянном давлении растет V) или возможность их расположения (испарение, р-рение).Наоборот, в процессах конденсации и крисл-ии энтропия уменьш-ся и ΔS>0.

ΔS= ΔQ/Т; ΔQ= ТΔS;

ΔS⁰_р-ции = ΔS⁰_прод -- ΔS⁰_исх

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса опред-ся 2я факт-ми: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔН), и энтальпийными ТΔS, обусловленным увеличением бепорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамиц-х факторов явл ф-цией сост-я сист-ы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G,кДж) ΔG= ΔН – ТΔS

ΔН= ΔG + ТΔS

Если ΔН<0 и ΔS>0, то ΔG<0 и р-ция возможна при любой температуре

Если ΔН>0 и ΔS<0, то ΔG>0 и р-ция невозможна ни при каких условиях.

 

Определение смещения химического равновесия при изменении условий на основе принципа Ле-Шателье.

«Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее возд-ие(имз-ся конц-я, t, давл-е),то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных р-ций, кот ослабляет воздействие»

Закон действующих масс. Константа равновесия и ее расчет по энергии Гиббса.

Скорость хим р-ции пропорциональна произведению конц-ий реагирующих в-в.

V=kC_A*C_B

C_A и C_B- конц в-в А и В моль/л

k-коэф-т пропорц-ти (конст скорости р-ции)

Сост-е реагир-щей сист-ы, при кот кол-во м-л прод-в р-ции, образ-хся за какой-то момент времени, = кол-ву м-л, превратившихся за это же время обратно в исх в-ва, наз хим равнов-е

Константа равновесия = отношению произведений равновестных конц-й прод-в и исх в-в в степенях, = их стехиометрическим коэф-там. Если отнош-е произведений конц-й = К_р, то имеет место равновесие, а если не равно, то равновесия в сист-е нет К=

 

Свойства ионной связи.

Ионной связью называется связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением. Она образуется между атомами типичных Ме и атомами типичных неМе. При отдаче электронов атомы Ме превращаются в положительно заряженные ионы, кот наз катионами. При присоединении электронов атомы неМе превращаются в отрицательно заряженные ионы, кот наз анионами.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов: А•+•В→А⁺[:B^-]

Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и тд.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

 

 

Основные положения квантовой механики: квантовый характер поглощения и излучения энергии (Планк), корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц (уравнение Де-Бройля), принцип неопределенности, волновая функция и представление о ее расчете на основании уравнения Шредингера.

Квантовый характер излучения и поглощения энергии электромагнитного поля был постулирован Планком в 1900 году для объяснения свойств теплового излучения.

Квантовый характер явлений излучения и поглощения доказывает наличие у микросистем, в том числе у электромагнитного поля, отдельных энергетических уровней и невозможность микросистемы обладать произвольной величиной энергии.

В 1924 г французский физик Луи де Бройль выдвинул смелую гипотезу, согласно которой корпускулярно-волновой дуализм имеет универсальный характер. Согласно гипотезе де Бройля каждая материальная частица обладает волновыми свойствами, причем соотношения, связывающие волновые и корпускулярные характеристики частицы остаются такими же, как и в случае электромагнитного излучения. Напомним, что энергия E и импульс p фотона связаны с круговой частотой и длиной волны 𝜆соотношениями: E=h𝜔, p=kh=

Стационарное уравнение Шрёдингера

Пусть амплитуда вероятности нахождения частицы в точке М. Стационарное уравнение Шрёдингера позволяет ее определить. Функция удовлетворяет ур-ие:

где —оператор Лапласа, а U=U — потенциальная энергия частицы как функция .

Решение стационарного уравнения

Пусть E и U две постоянные, независимые от .Записав стационарное уравнение как:

Если E-U>0, то:

Решение стационарного ур-ия в случае, когда E-U>0

где: — модуль волнового вектора; A и B — две постоянные, определяющиеся граничными условиями.

Если E-U<0, то:

где — — модуль волнового вектора; C и D — две постоянные, также определяющиеся граничными условиями.

 

Пероксид водорода. Природа связей и хм св-ва. Окислительно- восстановительная двойственность. XbcnsqРадикально-ионный механизм разложения в присутствии ионов железа(2). Прменение в медицине и фармации.

Н₂О₂-бецветная жидкость, прозрачная. При попадании на кожу и слизистые вызывает жжение. Молекула Н₂О₂ поляна. Наличие неподеленных пар у атома О₂ делает возможным образование донорно-акцепторных связей Н₂О₂ с лигандами- акцепторами -ов. Степень окисления О₂ в Н₂О₂ равно -1,=> Н₂О₂ может проявлять как св-ва окисл-ля, так и св-ва восст-ля.

Окислитель: NiS^-2+Н₂О₂^-1+2CH₃COOH=Ni(CH₃COO)₂+Sº+2H₂O^-2

Sº+2 = S^-2

Н₂О₂+2H⁺+2 =2H₂O

Восстановитель:⁺⁴PbO₂+Н₂О₂^-1+2CH₃COOH=⁺²Pb(CH₃COO)₂+O₂º+2H₂O

PbO₂+4H⁺+2 =⁺²Pb+2H₂O

O₂+2H⁺+2 =Н₂О₂

Чистый Н₂О₂ нестабилен и при стоянии разлагается со взрывом на О₂ и Н₂О с выделением большого кол-ва теплоты(р-ция диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления): 2Н₂О_2(ж)=2 Н₂О+O₂º.

Процесс разложения Н₂О₂ ускоряется в присутствии солей тяжелых Ме(Fe²⁺): Fe²⁺+Н₂О₂→•ОН+ОН^-+Fe³⁺ Гидроксильный радикал •ОН затем реагирует с биоорганическим в-вом RH: RH+•ОН→R•+H₂O; Образовавшийся радикал R• окисляется до RОН:

R•+Fe³⁺→R⁺+ Fe²⁺

R⁺+H₂O→ RОН+H⁺

Дальнейшее протекания р-ции замещения приводит к образованию продуктов с более высокой степень окисления.

В мед. практике Н₂О₂ применяют как бактерицидное средство. В фармации используется 3% водный р-р и 6% для обесцвечивания волос. В виде 30% р-ра исп-ют для лечения бородавчатой формы красного плоского лишая и для удаления юношеских бородавок.

 

Общая хар-ка элементов V А группы. Химические св-ва. Окислительно-восстановительные и кислотно-основные св-ва азота, фосфора, мышьяка. Биологическая роль N,F,As. Химические основы применения в мед и фарм аммиака, оксида азота (1), нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, Sb и Bi.

Подгруппу азота составляют элементы: N,F,Sb,As,Bi. Это р-элементы. На внешнем энергетическом уровне имеют по 5 ns²np³. Поэтому высшая СО +5, низшая -3, хар-на и +3. В возбужденном состоянии у всех элементов валентность равна 3, в возбужденном состоянии, кроме азота, 5. С водородом образуют соединения типа RH₃. В этих соединения связи элементов с водородом более прочные, поэтому водородные соединения в водных р-рах не образуют ионов водорода. С кислородом эти элементы образуют оксиды общей формулой R₂О₃ и R₂О₅. Кислотные св-ва оксидов ум-ся с ростом порядкового № и убывают неМе св-ва, а Ме усил-ся.

В хим соединениях азот м.б. и окислителем и восстановителем.

Как окисл-ль: с водородом и Ме: N₂+3H₂↔2NH₃ N₂+3Ca=Ca₃N₂

Как восст-ль: с килородом и фтором: N₂+О₂↔2NO N₂+3F₂=2NF₃

В хим соединениях фосфор м.б. и окислителем и восст-ем:

Как окисл-ль: с Ме с образованием фосфидов: 2Р+3Са=Са₃Р₂

Как восст-ль: с О₂, S, галогенами; при этом в зависимости от условий могут образовываться соединения фосфора (3) и(5). При медленном окислении: 4Р+3О₂=2Р₂О₃; при сгорании: 4Р+5О₂=2Р₂О₅

2Р+5Cl_2(изб)=2РCl₅ 2Р+3Cl_{2(недост)}=2РCl₃

2Р+5S_(изб)=Р₂S₅ 2Р+3S_{(недост)}=Р₂S₃

С йодом образует только PI₃.

Азот-составная часть аминок-т, белко, витаминов, гормонов.

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. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.Мышьяк в малых дозах канцерогенен, его использование в качестве лекарства, улучшающего кровь.Сурьма и висмут относятся к микроэлементам. Постоянно присутствуют в живых организмах, физиологическая и биохимическая роль не выяснена.

 

 

Общая хар-ка элементов VI А группы. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства. Биологическая роль кислорода. Химические основы применения озона и кислорода, а также соединений кислорода в мед и фармации.

В главной подгруппе 6 группы находятся элементы: О,S,Se,Te,Po. Эти элементы имеют общее название «халькогены». Первые 4 из них имеют неМе хар-ер.Халькогены при обычных условиях образуют простые в-ва: О₂-безцв. газ, S-тв кристалл в-во желтого цвета, Se,Te,Po-тв в-ва с метал блеском. В подгруппе сверху вниз с увеличением заряда ядра закономерно изменяются св-ва элементов: уменьшается их неМе хар-ер и усил-ся Ме св-ва. На внешнем электронном слое содержат 6 (ns²np⁴). Имеются 2 неспаренных поэтому хар-на валентность 2.

Кислород-элемент с порядковым № 8, относительной атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы. В большинстве своих соединений имеет СО -2. В пероксидах водорода и Ме -1. +2 проявляет в единственном соединении с F (тк ЭО фтора>ЭО кислорода).

Химические св-ва кислорода:

Сильный окислитель, взаим-ет, практически, со всеми элементами, образуя оксиды соСО −2: 4Li + O₂ → 2Li₂O2Sr + O₂ → 2SrO

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной СО:2NO + O₂ → 2NO₂

Окисляет многие орг соединений:CH₃CH₂OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды со СО −1.2Na + O₂ → Na₂O₂

Некоторые оксиды поглощают кислород:2BaO + O₂ → 2BaO₂

K, Rb и Cs реагируют с О₂ с обр надпероксидов:K + O₂ → KO₂

Фториды кислорода: Дифторид кислорода, OF₂ степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F₂ + 2NaOH → OF₂ + 2NaF + H₂O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 C.Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂.

В медицине кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.

При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

 

Сера. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений серы. Химические основы применения соединений S её соединения в мед и фарм.

Сера-элемент, находящийся в главной подгруппе 6 группы, в з периоде.Порядковый №16,заряд атома=+16.Отн-ная атомная m=32.

Физические свойства: Известны 3 аллотропные модификации серы: ромбическая,моноклиничекая, пластичекая. Наиболее устойчивая ромбическая S₈. Именно в таком виде она встречается в природе. Ромбическая сера- тв кристалл в-во, желтого цвета, не раств-ся в воде. Хорошо раст-ся в сероуглероде СS₂ и некоторых др орг р-лях.

Химические свойства: Сера- типичный активный неМе. Реагирует с простыми и сложными в-вами. В хим р-ях может быть окисл-ем (S^2-) и восст-ем (S²⁺,S⁴⁺,S⁶⁺).

1.С простыми в-вами:

Какокислитель (сМе, C,Р,Н):2Na+S=Na₂S

C+2S=CS₂ 2Р+3S=P₂S₃ H₂+S↔H₂S

Каквосстановитель (сО₂,Сl,F): S+O₂=SO₂

2S+Cl₂=S₂Cl₂ S+3F₂=SF₆

2.Со сложными в-вами:

Как восстановитель (с кислотами-оксислителями: HNO₃,H₂SO₄):S+6HNO_3(конц.)=H₂SO₄+6NO₂ ↑+2H₂O

S+2H₂SO_4(конц.)= 3SO₂ ↑ + 2H₂O

Проявляя свойства и окислителя и восстановителя, вступает в р-ции дипропорционирования ср-рами щелочей при t: 3S+6KOH=K₂SO₃+2K₂S+3H₂O Sº+2 →S^-2 Sº-4 →S⁺⁴

Сероводород Н₂S: безцветный газ с неприятным запахом, ядовит.

В воде Н₂S мало растворим, водный р-р H₂S является очень сл- к-той:H₂S→HS⁻+H⁺

Реагирует с основаниями:

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (обычная соль, при избытке NaOH)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1)

Н₂S- сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

2H₂S + ЗО₂ = 2Н₂О + 2SO₂

при недостатке кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O (промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в р-ах обр0ся свободная S или SO₄^2-, например:

3H₂S + 4HClO₃ = 3H₂SO₄ + 4HCl

2H₂S + SO₂ = 2Н₂О + 3S H₂S + I₂ = 2HI + S

Сера входит в состав белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Содержится в каротине волос, костях, нервной ткани.

 

Галогены

Галогены-химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Сl⁻, Вr⁻, I⁻ уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

Фтор-зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционоспособен.

Хлор- зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром- красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Йод- фиолетово-чёрные кристаллы. как пушинка возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат- очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.

Физические свойства галогенов:энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно.От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с ув. атомного радиуса.

Химические свойства галогенов:Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми Ме без исключения, выделяя большое количество теплоты:

2Аl + 3F₂ = 2АlF₃ + 2989 кДж,

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р): Н₂ + F₂ = 2НF

при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F₂ = ХеF₂ + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F₂ + ЗН₂О = F₂О↑ + 4НF + Н₂О₂.

Свободный хлор реагирует со всеми простыми в-вами, за исключением О₂, N и благородных газов: Н₂ + Сl₂ = 2НСl(г)

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами:

СН₃-СН₃ + Сl₂ → СН₃-СН₂Сl + НСl

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:Сl₂ + 2НВr = 2НСl + Вr₂,

Обратимо реагирует с водой:Сl₂ + Н₂О = НСl + НСlO — 25 кДж.

По содержанию в организме хлор относится к макроэлементам, остальные галогены являются микроэлементами.

 

 

Общая хар-ка элементов VII в группы. Марганец. Химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Использование перманганата калия как антисептического средства и в фарм анализе.

Входят Mn,Tc,Re. Из элементов этой группы наиболее распространен в природе Mn. Тс- практически не встречается, получен искусственным путем. Re в земной коре содержится в незначительном количестве. Для Mn хар-ны СО:+2,+3,+4,+6,+7. Для остальных +4 и +7. Подобно другим d-элементам, соединенияVII в группы в низших СО проявляют восстановительные св-ва, в высших проявляют окислительные св-ва, в промежуточных амфотерные. Реакционная способность уменьшается в ряду Mn-Tc-Re.

Марганец. При окислении на воздухе пассивируется. Порошкообразный марганец сгорает в кислороде: Mn+O₂→MnO₂. Марганец при нагревании разлагает воду, вытесняя водород: Mn+2H₂O→Mn(OH)₂+H₂↑, обр-ся Mn(OH)₂замедляет реакцию.

Марганец поглощает водород, с повышением температуры его растворимость в марганце увеличивается. При t выше 1200 C взаимодействует с N, образуя различные по составу нитриды.

Углерод реагирует с расплавленным марганцем образуя карбиды Mn₃C и другие. Образует также силициды, бориды, фосфиды.

C HCl и H₂SO₄ к-ми реагирует по уравнению: Mn+2H⁺→Mn²⁺+H₂↑

С конц H₂SO₄ реакция идёт по ур-ию: Mn+2H₂SO_4(конц.)→MnSO₄+SO₂↑+2H₂O

С разб HNO₃ реакция идёт по ур-ию: 3Mn+8HNO_3(разб.)→3Mn(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O

В щелочном растворе марганец устойчив.

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

При сплавлении оксида марганца (IV) (пиролюзит) со щелочами в присутствии кислорода образуются манганаты: 2MnO₂+4KOH+O₂→2K₂MnO₄+2H₂O

Под действием сильных окислителей ион Mn²⁺ переходит в ион MnO₄⁻: 2MnSO₄+5PbO₂+6HNO₃→2HMnO₄+2PbSO₄+3Pb(NO₃)₂+2H₂O

При прокаливании перманганаты разлагаются с выделением кислорода: 2KMnO₄→K₂MnO₄+MnO₂+O₂↑

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. KMnO₄- наиболее известное соединение марганца, применяемое в медицине. Используют 5% в качестве кровоостанавливающего средства. Р-ры KMnO₄ обладаю антисептическим св-ом, которое определяется его высокой окислительной способностью.

 

Общая характеристика элементов IB группы. Химическая активность. Кислотно-основные и окислительно -востиновительные свойства. Комплексные соединения. Химические основы применения серебра в качестве лекарственных препаратов(«серебряная марля», колларгол, протаргол) и в фармацевтическом анализе.

В IB гр нах-ся Cu, Ag, Au. Переход одного s- на внешний уровень приводит к стабилизации d-подуровня. Поэтому могут отдавать от 1 до 3 . Для Cu наиболее устойчивы степени окисления +1 и +2, для Ag +1, Au +1 и +3. Эл-ты этой гр относительно инертны. В электрохим-м ряду стоят после H₂, что проявляется в слабой восстановительной способности. Восстан-е и основные св-ва убывают то Cu к Au.

Химические свойства Cu:

Вз-ет с неМе при высоких t: 2Cu+O₂→2CuO

не реагирует с разб HCl и H₂SO₄, но раств-ся в к-тах – окислителях:

3Cu+8HNO_3(разб.)→3Cu(NO₃)₂+2NO+2H₂O

Cu+4HNO_3(конц.)→Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O

Cu+2H₂SO_4(конц.)→CuSO₄+SO₂+2H₂O

Не образует р-римые галогены. Эти соли р-ряются в NH₃ и образуют комплексы: СuCl+2NH₃→[Cu(NH₃)₂]Cl

Химические свойства Ag:

потускнении Ag происходит р-ция Гепара: 4Ag+2H₂S+O₂→2Ag₂S+2H₂O

В ряду напряжений находится правее H₂, поэтому р-ряется только в кислотах - окислителях:

3Ag+4HNO_3(разб.)→3AgNO₃+NO+2H₂O

Ag+2HNO_3(конц.)→AgNO₃+NO₂+H₂O

2Ag+2H₂SO_4(конц.)→Ag₂SO₄+SO₂+2H₂O

Металлическое Ag реагирует только с окисляющими конц HNO₃ и H₂SO₄ к-тами: 2Ag+2H₂SO₄→Ag₂SO₄+SO₂+2H₂O

Химические свойства Au:

Р-рим только в смеси конц HCl и HNO₃ кислот ("царской водке"): Au+HNO₃+4HCl→H[AuCl₄]+NO+2H₂O

Реагирует с галогенами при t: 2Au+3Cl₂→2AuCl₃

Применение Ag в медицине:

Препараты коллоидного мет-го серебра протаргол(8%) и колларгол (70%), предст содой мелкодисперсные порошки с металлическим блеском, С белковой оболочкой из альбумина (протаргол) или коллагена (колларгол). Оболочка защищает кристаллики от слипания и обеспечивают их переход в водную среду. Преп-ы серебра прим как противовосп, антинепт и вяжущие ср-ва.

КС меди:

Для ионов Сu₂+ хар-но образ-ие КС, напр К₂[Сu(СN)₄]-тетрациано-купрат (II) калия:СuСl₂+4КСN=К₂[Сu(СN)₄]+2КСl

Аммиачный комплекс: Сu(ОН)₂+4NH₃=[Сu(NH₃)₄](ОН)₂ - темно-синей

Р-римость Cu(OH)₂ в щелочах также связана с обр-ем КС: Cu(OH)₂+2NaOH=Na₂[Cu(OH)₄]

При растворении образуются аквакомплексы меди: CuSO₄+6H₂O=[Cu(H₂O)₆SO₄] – голубого цв

 

Кобальт и никель. Важнейшие соединения кобальта II, кобальта III, и никеля II. Образование КС. Кофермент В₁₂.

Ко́бальт — элементVIIIB группы 4 периода ПС.Серебристо-белый.

Оксид кобальта(II), CoO - амфотерный оксид, вытесняет аммиак из теплых р-ров солей аммония; при сплавлении с избытком щелочи обр-тся кобальтиты ярко-синего цв, в р-рах - гидроксокобальтаты. Можно получить, прокаливая соединения кобальта (II) 2Со(ОН)₂ + O₂ → Co₂O₃ + Н₂O

Гидроксид кобальта(II) Co(OH)₂,- сущ-ет в 2х модификациях, слабо р-рим в воде, р-ряется в теплых конц р-рах щелочей, мин-х к-тах и большинстве органич-х к-т. Co(OH)₂ катализирует окисление Na₂SO4 кислородом воздуха.
Соли кобальта(II) получают при обработке CoO или Co(OH)₂ разл-ми к-тами. Соли сил к-т в большинстве р-римы, р-ры имеют кислую реакцию благодаря гидролизу. Разб р-ры солей содержат катион [Co(H₂O)₆]²⁺ розового цвета. Такова же окраска кристаллогидратов, безводные соли - синего цвета.

Соединения кобальта (III) образуются только с фтором. 2Co + 3F₂ → CoF₃, но, Co + Cl₂ → CoCl₂

КС кобальта: Знач-о стабильнее амминные комплексы трехвалентного кобальта, кот можно получить действием аммиака на р-ры солей кобальта в присутствии окисл-й. Так, известны гексамминные комплексы с катионом [Co(NH₃)₆]³⁺ (эти комплексы желтого или коричневого цв получили название лутеосолей), аквапентамминные комплексы красного или розового цв с катионом [Co(NH₃)₅H₂O]³⁺ (так наз розеосоли).

Оксид никеля (II) NiO.Мало р-рим в воде. Обладает основными св-вами. Р-ряется в к-тах. Восст-ся H₂ при t. Получают прокаливанием нитрата, карбоната, сульфата никеля (II) или оксидов Ni₂О₃, Ni₃О₄, NiО₂. Прим в кач-ве катализатора и зеленого пигмента в керамической промышленности.

Гидроксид никеля (II) Ni(OH) ₂ Мало р-рим в воде и щелочах. При нагревании превращ в NiO. Обладает основными св-вами. Устойчив на воздухе и окисляется только энергичными окислителями.

Сульфид никеля (II) NiS. Мало р-рим в воде и HCl. Превращ в NiO при прокаливании на воздухе. Восст-ся H или C при нагревании. Получают взаимодействием элементов при нагревании. Применяют как катализатор.

Сульфат никеля (II) NiSO₄. Р-ряется в воде. Разлагается при высокой t. Восст-ся H, Al и Mg при t.

КС никеля: Для никеля хар-о обр-ие 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 КС, содержащие никель в высоких степенях окисления: +3 - (K₃[NiF₆]) и +4-(K₂[NiF₆]).

Кофермент В₁₂

Кофермент В12 явл коферментом ферментов, участвующих в переносе одноуглеродных фрагментах, обмене метионина и др соед-ий. Недостаток в рационе вит В12, вызывающий в орг-ме дефицит кофермента В12, клинически проявляется анемией.

 

 

Первый закон термодинамики, формулировки, математическое выражение. З-н Гесса и следствия из него.

1й з-н термодинамики (з-н сохр-я Е для теплов проц-в) определяет колич-ое соотн-е м-ду изменением внутр-й Е системы ΔU, кол-ом теплоты Q, подведенным к ней, и суммарной работой внеш-х сил А, действ-х на систему ΔU=Q+A

З-н Гесса: Тепловой эф-т хим-й р-ции, проводимой в изобарно-изохормических или изохорно-термических усл-х, зависит только от вида и сост-я исх в-в и прод-в р-ции и не зависит отпути ее протекания (1840г)

Тепловой эф-т(энтальпия)процесса зависит только отначального сост-я и не зависит от пути перехода его из одного сост-я в др.

Следств из з-на:

1Энтальп р-ции =разности сумм энтальпий образ-ия конечных и нач-х участников р-ции с учетом их стехиометрических коэф-тов: ΔН=∑_{ΔНобр.конеч} – ∑_{ΔНобр.нач}

2 Энтальпия р-ции = разности сумм энтальпий сгорания нач-х и конеч реагентов с учетом их стехиометр-х коэф-в: ΔН=∑_{ΔНсгор.нач}-∑_{ΔНсгор.нач}

3 Энтальпия р-ции =разности сумм энергий связи Е_св исх и конеч реагентов с учетом их стехиом-х коэф-в: ΔН⁰=∑_Еисх – ∑_Епрод

4 Энтальпия гидротации = разности энтальпийр-рения б/водн-й соли (ΔН⁰ _{раств б/с})и кристаллогидрата (ΔН⁰ _{раств крист})

5 Энтальпия р-ции обр-ия в-ва =энтальпии р-ции разложения его до исх в-в с обратным знаком ΔН_обр = - ΔН_разл