Приклади п елементів. P-елементи (хімічні)

Елементи в періодичній системі Менделєєва поділяються на s-, p-, d-елементи. Цей підрозділ складає основі того, скільки рівнів має електронна оболонка атома елемента і яким рівнем закінчується заповнення оболонки електронами.

До s-елементіввідносять елементи IA-групи – лужні метали. Електронна формула валентної оболонки атомів лужних металів ns1. Стійкий ступінь окислення дорівнює +1. Елементи ІА-групимають подібні властивості через подібну будову електронної оболонки. При збільшенні радіусу групи Li-Fr зв'язок валентного електрона з ядром слабшає і зменшується енергія іонізації. Атоми лужних елементів легко віддають свій валентний електрон, що характеризують як сильні відновники.

Відновлювальні властивості посилюються зі зростанням порядкового номера.

До p-елементіввідносяться 30 елементів IIIA-VIIIA-групперіодичної системи; p-елементи розташовані у другому та третьому малих періодах, а також у четвертому-шостому великих періодах. Елементи IIIА-групимають один електрон на p-орбіталі. У IVА-VIIIА-групахспостерігається заповнення p-підрівня до 6 електронів. Загальна електронна формула p-елементів ns2np6. У періодах при збільшенні заряду ядра атомні радіуси та іонні радіуси p-елементів зменшуються, енергія іонізації та спорідненість до електрона зростають, електронегативність збільшується, окисна активність сполук та неметалічні властивості елементів посилюються. У групах радіуси атомів зростають. Від 2p-елементів до 6p-елементів енергія іонізації зменшується. Посилюються металеві властивості p-елемента групи зі збільшенням порядкового номера.

До d-елементіввідносяться 32 елементи періодичної системи IV-VII великих періодів. У IIIБ-групіу атомів з'являється перший електрон на d-орбіталі, у наступних Б-групах d-підрівень заповнюється до 10 електронів. Загальна формула зовнішньої електронної оболонки (n-1) dansb, де a=1?10, b=1?2. Зі збільшенням порядкового номера властивості d-елементів незначно змінюються. У d-елементів повільно відбувається зростання атомного радіусу, також вони мають змінну валентність, пов'язану з незавершеністю переднього d-електронного підрівня. У нижчих ступенях окиснення d-елементи виявляють металеві властивості, при збільшенні порядкового номера групи Б вони зменшуються. У розчинах d-елементи з вищим ступенем окиснення виявляють кислотні та окисні властивості, при нижчих ступенях окиснення – навпаки. Елементи з проміжним ступенем окиснення виявляють амфотерні властивості.

8. Ковалентний зв'язок. Метод валентних зв'язків

Хімічний зв'язок, що здійснюється загальними електронними парами, що виникають в оболонках зв'язуваних атомів, що мають антипаралельні спини, називається атомним, або ковалентним зв'язком.Ковалентний зв'язок двоелектронний та двоцентровий (утримує ядра). Вона утворюється атомами одного виду – ковалентна неполярна- Нова електронна пара, що виникла з двох неспарених електронів, стає спільною для двох атомів хлору; та атомами різного виду, подібних за хімічним характером – ковалентна полярна.Елементи з більшою електронегативністю (Cl) відтягуватимуть загальні електрони від елементів із меншою електронегативністю (Н). Атоми з непарними електронами, які мають паралельні спини, відштовхуються – хімічна зв'язок немає. Спосіб утворення ковалентного зв'язку називається обмінним механізмом.

Властивості ковалентного зв'язку. Довжина зв'язкуміжядерна відстань. Чим ця відстань коротша, ніж міцніший хімічний зв'язок. Енергія зв'язкукількість енергії, яка потрібна для розриву зв'язку. Величина кратності зв'язку прямо пропорційна енергії зв'язку і обернено пропорційна довжині зв'язку. Спрямованість зв'язку –певне розташування електронних хмар у молекулі. Насичуваність- Здатність атома утворювати певну кількість ковалентних зв'язків. Хімічний зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар уздовж осі, що з'єднує центри атомів, називається ?-зв'язком.Зв'язок, утворений перекриттям електронних хмар перпендикулярно до осі, що з'єднує центри атомів, називається ?-зв'язком. Просторова спрямованість ковалентного зв'язку характеризується кутами між зв'язками. Ці кути називаються валентними кутами. Гібридизація –процес перебудови нерівноцінних за формою та енергії електронних хмар, що ведуть до утворення однакових за тими ж параметрами гібридних хмар. Валентність- Число хімічних зв'язків (ковалентних ), з яких атом з'єднаний коїться з іншими. Електрони, що беруть участь в утворенні хімічних зв'язків, називаються валентними. Число зв'язків між атомами дорівнює числу його неспарених електронів, що беруть участь у освіті загальних електронних пар, тому валентність не враховує полярність і не має знака. У з'єднаннях, у яких відсутній ковалентний зв'язок, має місце ступінь окислення -умовний заряд атома, вихідний з припущення, що складається з позитивно чи негативно заряджених іонів. До більшості неорганічних сполук застосовується поняття ступінь окислення.

р- ЕЛЕМЕНТИІЇХЗ'ЄДНАННЯ

1. Загальна характеристика релементів (р-блок).

Кр-блоку відносять 30 елементів IIIА-VIIIА-груп періодичної системи. р-елементи входять у другий і третій малі періоди, а також у четвертий - шостий великі періоди. У елементів III-групи з'являється перший електрон на р-орбіталі. В інших групах IVА-VIIIА відбувається послідовне заповнення р-підрівня до 6 електронів (звідси назва р-елементи).

Будова зовнішніх електронних оболонок атомів елементів р-блоку (загальна формула пs 2 np aде а = 1-6).

У періодах зліва направо атомні та іонні радіуси р-елементів у міру збільшення заряду ядра зменшуються, енергія іонізації та спорідненість до електрона загалом зростають, електронегативність збільшується, окисна активність елементних речовин та неметалічні властивості посилюються.

У групах радіуси атомів та однотипних іонів загалом збільшуються. Енергія іонізації при переході від 2р-елементів до 6р-елементів зменшується, оскільки в міру зростання числа електронних оболонок посилюється екранування заряду ядер електронами, що передують зовнішнім електронам.

Зі збільшенням порядкового номера р-елемента групи неметалічні властивості слабшають, а металеві посилюються.

На властивості р-елементів та їх сполук впливає як поява нових підрівнів на зовнішній електронній оболонці, і заповнення підрівнів внутрішніх електронних оболонок. р-Елементи другого періоду - В, С, N, О, F - різко відрізняються від елементів нижченаведених періодів Так, починаючи з р-елементів третього періоду, з'являється вільний низько-легкий d-підрівень, на який можуть переводити електрони з р-підрівня при збудженні атомів Повністю заповнений 3d-напівурон у d-елементів четвертого періоду - Gа, Gе, Аs, Sе, Вr - обумовлює відмінність їх властивостей від елементів третього періоду Максимальне заповнення 4f-підрівня в шостому періоді аналогічно позначається на відмінності властивостей р-елементів шостого періоду.

Уздовж періоду релементів падає здатність до утворення позитивно заряджених іонів з зарядом, що відповідає номеру групи. Навпаки, здатність до утворення негативних іонів із зарядом, рівним різниці (8 - № групи), зростає під час руху вздовж періоду.

р
-Елементи утворюють двоатомні молекули Е2, що відрізняються за стійкістю. Найбільш стійкі молекули Е2 елементів другого періоду - N2, О2 і F2. При переході від IIIА- до IVА- і VА-груп стійкість молекул зростає, а потім при переході до VIIIА-групи знижується. У групах під час руху вниз міцність зв'язку Е-Е зменшується.

р-елементи другого періоду - азот, кисень і фтор - мають яскраво виражену здатність брати участь в утворенні водневих зв'язків. Елементи третього та наступних періодів цю здатність втрачають.

Подібність р-елементів другого періоду з р-елементами наступних періодів полягає в основному тільки в будові зовнішніх електронних оболонок і валентних станів, які виникають за рахунок неспарених електронів у незбуджених атомах. Бор, вуглець і особливо азот сильно відрізняються від інших елементів своїх груп (наявність d - та f-підрівнів).

При переході від р-елементів другого періоду до р-елементів третього та наступних періодів зберігаються всі типи зв'язків, характерні для елементів другого періоду, і з'являються нові типи хімічного зв'язку. У цьому напрямі збільшується схильність елементів утворювати комплексні сполуки та підвищуються координаційні числа.

Т
ак, якщо р-елементи другого періоду мають у сполуках координаційні числа 2, 3, 4, то р-елементи наступних періодів можуть мати координаційні числа 5, 6, 7, 8 і навіть 12.

При переході вниз по групі стійкість максимального позитивного ступеня окиснення у р-елементів зменшується і зростає стійкість нижчих ступенів окиснення. Так, наприклад, для вуглецю стійкий ступінь окиснення +4, а для свинцю +2, для алюмінію +3, а для талію +1.

Фізичні властивості простих речовин р-елементів дуже різняться. Одні речовини - кисень, азот (гази) - киплять і плавляться за дуже низьких температур, інші - бор, вуглець - за дуже високих. За групами та періодами фізичні властивості змінюються немонотонно, і не характер змін легко пов'язати з будовою електронних оболонок атомів, типом хімічного зв'язку, координаційним числом атома.

Таким чином, у p-елементів відмінності у властивостях сусідніх елементів як усередині групи, так і за періодом виражені значно сильніше, ніж у s-елементів.

Всі р-елементи і особливо р-елементи другого та третього періодів (С, N. Р, О, S, Si, Сl) утворюють численні сполуки між собою та s-, d - та f-елементами. Більшість відомих на Землі з'єднань - це сполуки р-елементів.

Таким чином, вивчення р-елементів особливо важливе для медиків, тому що п'ять з них - С, N. Р, О та S - є органогенами і становлять основу живих систем, а ряд інших – Р, Сl, I – незамінні мікроелементи.

Загальна характеристика р-елементів

Загальна електронна формула p-елементів ns 2 np 1 ?6 , де n - головне квантове число. Більшість p-елементів відносяться до неметалів. Такі елементи як Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Sb, Bi, Po умовно розглядаються як металеві, хоча вони зберігають багато властивостей неметалів. Усі валентні електрони p-елементів знаходяться на зовнішньому рівні, тому вони відносяться до головних підгруп.

Атоми p-елементів здатні виявляти як позитивні, і негативні ступеня окислення. Як правило, атоми p-елементів виявляють змінну валентність, причому у парних групах вона парна, а в непарних – непарна.

У період, у міру збільшення числа p-електронів на зовнішньому рівні в атомах елементів, зменшується радіус атомів, зростає енергія іонізації та енергія спорідненості до електрона, тобто. посилюються окисні властивості (здатність приймати електрони) атома. p-елементи, будучи окислювачами, можуть виявляти і відновлювальні властивості, тому більшість p-елементів здатні до реакцій диспропорціонування. Наприклад:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

2As + 3NaOH = AsH 3 + Na 3 AsO 3

3S + 6KOH = 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O

У межах підгрупи зверху вниз зі зростанням порядкового номера елемента неметалеві властивості p-елементів послаблюються і посилюються металеві, тому найбільш характерна позитивна ступінь окислення зменшується. Наприклад, характерний ступінь окислення елементів:

у III періоді Al 3+ , Si 4+ , ​​Р 5+ , S 6+

у VI періоді Tl 1+ , Pb 2+ , Bi 3+ , Po 4+

звідси можна дійти невтішного висновку, що сполуки Tl 3+ , Pb 4+ , ​​Bi 5+ – сильні окислювачі, а сполуки Ga 1+ , Ge 2+ , As 3+ – відновники.

Міцність водневих сполук у головних підгрупах зверху донизу зменшується внаслідок збільшення радіусу атома. Наприклад:

CH 4 ® SiH 4 ® GeH 4 ® SnH 4 ® PbH 4; NH 3 ® PH 3 ® SbH 3 ® BiH 3 .

Майже всі p-елементи - кислотоутворювачі, причому, стійкість і сила кисневмісних кислот зростає в міру збільшення ступеня окислення p-елемента. Наприклад, сила кислот збільшується в рядах:

HClO ® HClO 2 ® HClO 3 ® HClO 4 ; H 2 SO 3 ® H 2 SO 4; HNO 2 ® HNO 3 .

Окисно-відновні властивості сполук p-елементів залежать, як правило, від ступеня окислення їх атомів, що входять до складу цих сполук. З'єднання, в яких атом p-елемента знаходиться в проміжному ступені окислення, можуть проявляти як окислювальні, так і відновлювальні властивості (H 2 O 2 , N 2 H 4 , NH 2 OH, HNO 2 , H 3 PO 2 , H 2 SO 3 і т.п.).

p-елементиVII групи (галогени)

План роботи на тему:

1. Загальна характеристика властивостей p-елементів VII групи, перебування у природі, одержання. Фізичні та хімічні властивості простих речовин.

2. Сполуки в нижчому ступені окислення: галогеноводороди, галогеноводородні кислоти та їх солі. Отримання. Відновлювальні властивості.

3. З'єднання в позитивних ступенях окиснення: кислоти, що містять кисень, їх отримання, стійкість, сила кислот і окисно-відновні властивості. Солі кисневмісних кислот, одержання, хімічні властивості.

Завдання 1

1. Чому галогенів більш характерні непарні валентності, ніж парні? Відповідь обґрунтуйте з погляду теорії будови атома.

2. Як пояснити існування гідрофторидів? Чому хлор, бром та йод не утворюють аналогічних сполук? Відповідь обґрунтуйте.

3. З якими речовинами взаємодіє йодоводородна кислота: а) Ca; б) P 2 O 3; в) NaOH. Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

4. Як слід змінити концентрації реагуючих речовин, щоб збільшити вихід хлору: O 2 + 4HCl 2Cl 2 + 2H 2 O? Відповідь обґрунтуйте на підставі принципу Ле-Шательє.

5. Визначте окислювач у таких реакціях: а) I 2 +H 2 O 2 →HIO 3 +H 2 O

б) HIO 3 + H 2 O 2 → O 2 + I 2 + H 2 O.

Розставте коефіцієнти за допомогою електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент окислювача та розрахуйте молярну масу еквівалента окислювача.

Завдання 2

1. Чому молекули галогенів не можуть містити понад два атоми? Відповідь обґрунтуйте з погляду методу валентних зв'язків (МВС).

2. Чому молекулу плавикової кислоти записують H2F2? Відповідь обґрунтуйте.

3. Скільки σ-зв'язків у молекулах кисневмісних кислот хлору? Відповідь обґрунтуйте з погляду методу валентних зв'язків (МВС).

4. Чи можна приготувати розчини, що містять такі солі: а) NaCl та KNO 3 ; б) NaCl та AgNO 3 ; в) NaCl та AgF. Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

5. Напишіть рівняння реакції взаємодії броміду калію з дихроматом калію при рН< 7. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент восстановителя, рассчитайте его молярную массу.

Завдання 4

1. Молекула якого з перерахованих сполук більш полярна: а) HF; б) HCl; в) HI; г) HBr? Чому? Відповідь обґрунтуйте з погляду методу валентних зв'язків.

2. Які з перерахованих речовин переводять у розчинний стан бром: а) H 2 O; б) розчин H 2 SO 4; в) розчин NaOH; г) бензол. Відповідь обґрунтуйте.

3. З якими з наведених речовин взаємодіятиме соляна кислота: а) Cu; б) P; в) MgO; г) NaOH. Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних хімічних реакцій.

4. Напишіть математичний вираз константи хімічної рівноваги для реакції: H 2(г.) + I 2(г.) ¢ 2HI (г.) . Як змінити концентрації реагуючих речовин, щоб зменшити вихід йодоводороду? Відповідь обґрунтуйте з погляду принципу Ле-Шательє.

5. Закінчіть рівняння наступної окисно-відновної реакції: NaHSO 3 + NaIO 3 +Н 2 Про → NaHSO 4 + I 2 + . . . Розставте коефіцієнти за допомогою електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент окислювача та відновника, розрахуйте молярну масу еквівалента окислювача та відновника.

Завдання 5

1. Який із галогеноводородів у водному розчині має найвищий ступінь дисоціації: а) HF; б) HCl; в) HI; г) HBr. Чому? Відповідь обґрунтуйте.

2. Складіть електронні формули атома хлору та іону Cl – . Поясніть з точки зору теорії будови атома, чому за звичайних умов атом хлору у вільному стані не існує, а іон Cl – існує (у водному розчині, у кристалічній решітці)?

3. У яких із перелічених перетворень зазначений процес окислення: а) Cl - → Cl 0; б) Cl 5+ → Cl; в) I 0 → I 5+? Відповідь обґрунтуйте, написавши електронні рівняння реакцій.

4. Як реагують між собою такі речовини: а) Cu та F 2 ; б) Fe та Cl 2 ; в) Ca та Br 2 ; г) Zn та I 2 . Напишіть рівняння відповідних реакцій та дайте назви продуктів реакцій.

5. Закінчіть рівняння хімічної реакції: Na 2 S + NaBrO + H 2 SO 4 → . . . Розставте коефіцієнти рівняння методом електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент окислювача та відновника, розрахуйте молярну масу еквівалента окислювача та відновника.

Завдання 6

1. Чому фтор ніколи не виявляє позитивного ступеня окиснення? Відповідь обґрунтуйте.

2. Скільки σ-зв'язків у молекулах кисневмісних кислот галогенів у ступені окислення +5?

3. У яких із перелічених перетворень зазначений процес відновлення: а) I → → 0; б) Cl 3+ → Cl 5+; в) Cl 3+ → Cl־. Відповідь обґрунтуйте, написавши електронні рівняння реакцій.

4. Які з наведених прикладів хімічних реакцій відповідають короткому іонному рівнянню Ag + + Cl = = AgCl:

а) AgNO 3 + HCl → …; б) Ag 2 SO 4 + NaCl → …; в) Ag 2 O + HCl → ….

5. Закінчіть рівняння реакції при pH > 7: MnCl 2 + KClO + . . . →

Якщо відомо, що в результаті реакції забарвлення стає зеленим. Розставте коефіцієнти рівняння методом електронно-іонного балансу. Розрахуйте масу хлориду марганцю (II), необхідну реакції з 5 моль еквівалентами KClO в цих умовах.

p-елементиVI групи

План роботи на тему:

1. Загальна характеристика властивостей p-елементів VI групи.

2.Кисень. Алотропні модифікації. Будова молекул кисню та озону. Оксиди, пероксиди, надпероксиди, озоніди. Отримання та властивості.

3. Вода. Аномалія фізичних властивостей води. Хімічні властивості води. Пероксид водню, методи одержання, будова молекули, хімічні властивості (кислотно-основні та окислювально-відновні).

4.Сірка. Алотропні модифікації, фізичні та хімічні властивості простої речовини.

5.Сіроводень. Будова молекул, отримання, фізичні та хімічні властивості. Сірководнева кислота, сульфіди та персульфіди, їх властивості, отримання та застосування. Відновлювальні властивості сполук сірки в нижчому ступені окислення.

6.Оксиди, галогеніди та оксогалогеніди сірки. Кисневмісні кислоти сірки, характеристика кислотних та окислювально-відновних властивостей кислот та їх похідних. Сірчана кислота: одержання, будова молекули, хімічні властивості. Взаємодія сірчаної кислоти із металами. Сульфати. Політіонові кислоти та їх солі. Тіосерна кислота та тіосульфат натрію: одержання, будова молекул, хімічні властивості. Пероксокислоти (надкислоти) сірки, пероксосульфати: одержання, будова молекул, властивості.

7. Елементи підгрупи селену. Знаходження у природі. Властивості простих речовин. Порівняльна характеристика сполук елементів підгрупи селену: кислотно-основні, окислювально-відновлювальні властивості.

Індивідуальні завдання

Завдання 1

1. Скільки мілілітрів (н.у.) діоксиду сірки потрібно для реакції з 50 мл 0,1 н розчину їдкого калі?

2. У яких із перелічених перетворень зазначений процес окислення: а) S +4 → S 2 ־; б) S 2 ־ → S 0; в) Se +4 → Se 0 . Відповідь обґрунтуйте, написавши електронні рівняння відповідних реакцій.

3. Елементарний селен може бути отриманий із селенової кислоти при відновленні сильними відновниками. Складіть електронно-іонні та молекулярні рівняння реакції селенової кислоти з гідразином, що окислюється до азоту.

4. Однією з найпоширеніших природних сполук сірки є мінерал пірит, основним компонентом якого є сульфід FeS 2 , а також містяться інші домішки. Визначте, який обсяг оксиду сірки (IV) можна одержати (н.у.) при випаленні 600 г піриту, якщо масова частка домішок у ньому становить 20%.

5. Обчисліть масову частку солі в розчині, отриманому після повної нейтралізації 40% розчину сірчаної кислоти 15% розчином гідроксиду натрію.

Завдання 2

1. Які обсяги (н.у.) сірководню і оксиду сірки (IV) повинні прореагувати один з одним, щоб маса сірки, що утворилася, склала 100 кг?

2. Яка просторова конфігурація (геометрія) сульфат-іона: а) квадрат; б) чотирикутна піраміда; в) тетраедр. Чому? Відповідь обґрунтуйте з погляду теорії будови атома.

3. Чому пероксид водню може виявляти як окисні, так і відновлювальні властивості? Складіть електронно-іонні та молекулярні рівняння реакцій пероксиду водню: а) з підкисленою сірчаною кислотою розчином перманганату калію; б) із розчином йодиду калію.

4. Яку масу розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 70% можна отримати з піриту масою 200 кг, що містить FeS 2 та сторонні домішки? Масова частка домішок у піриті становить 10%, а вихід сірчаної кислоти – 80%.

5. Через розчин, що містить 10 г гідроксиду натрію, пропустили 30 г сірководню. Яка сіль утворилася у своїй? Визначте її масу.

Завдання 3

1. Скільки літрів діоксиду сірки (н.у.) можна одержати при взаємодії 6,5 г міді з концентрованою сірчаною кислотою?

2. Які солі піддаються гідролізу у водному розчині: а) K 2 SO 4; б) Al 2 (SO 4) 3; в) Al 2 S 3; г) K 2 S. Відповідь обґрунтуйте, написавши молекулярні та іонно-молекулярні рівняння реакцій.

3. Чому дорівнює ступінь окислення кисню в сполуках: O 2; O 3; Na 2 O; H 2 O 2; KO 2; KO 3? Пероксид натрію поглинає аміак, максимально окислюючи. Складіть молекулярне та електронні рівняння реакції.

4. Масова частка озону у суміші з киснем становить 10%. Розрахуйте масу водню, який необхідний реакції з 8 р такої суміші. Врахуйте, що при взаємодії водню з обома алотропічними модифікаціями кисню утворюється вода.

5. Розрахуйте масу розчину сірчаної кислоти з масовою часткою H 2 SO 4 96%, яку можна одержати з піриту масою 3,6 кг.

Завдання 4

1. Скільки 10% (за масою) розчину сірчаної кислоти потрібно для отримання 33,6 л водню (н.у.) при взаємодії її з цинком?

2. Які солі піддаються гідролізу у водному розчині: а) Na 2 SO 4 ; б) Na 2 S 2 O 3; в) Na 2 S; г) Na 2 SO 3 . Напишіть молекулярні та іонно-молекулярні рівняння реакцій та визначте pH середовища.

3. Які властивості пероксиду водню виражені сильніше: окислювальні чи відновлювальні? Відповідь мотивуйте значеннями відповідних потенціалів. Пероксид натрію поглинає сірководень, максимально окислюючи його. Складіть молекулярне та електронно-іонні рівняння цієї реакції.

4. Який об'єм повітря та яку масу води треба взяти для перетворення оксиду сірки (IV) об'ємом 10 л (нормальні умови) на сірчану кислоту? Об'ємна частка кисню повітря становить 20,95%.

5. У якому разі буде одержано більше кисню: при розкладанні 5 г перманганату калію або при розкладанні 5 г хлорату калію? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій та провівши необхідні розрахунки.

Завдання 5

1. Визначте масу SeO 2 при гідратації якої виходить 3 моля відповідної кислоти.

2. Які сполуки можуть виявляти окислювальні властивості: а) H 2 S; б) H 2 SO 3; в) H 2 SO 4(розб); г) H 2 SO 4(конц)? Чому? Відповідь обґрунтуйте з погляду теорії ОВР.

3. Елементарний телур може бути отриманий H 6 TeO 6 при відновленні сильними відновниками. Складіть електронні та молекулярне рівняння реакції ортотелурової кислоти з оксидом сірки (IV).

4. З перманганату калію масою 7,9 г було отримано кисень, який прореагував з магнієм. Яка маса оксиду магнію буде отримана?

5. Виходячи з будови атома кисню, вкажіть його валентні можливості. Які ступені окислення виявляє кисень у сполуках? Відповідь обґрунтуйте, навівши відповідні приклади.

Завдання 6

1. Скільки молей селеніту натрію необхідно для реакції з 33,6 л хлору (н.у.) відповідно до рівняння: Na 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 O → . . . ?

2. Які сполуки можуть виявляти відновлювальні властивості: а) H 2 S; б) H 2 SO 3; в) H 2 SO 4(розб); г) H 2 SO 4(конц). Чому? Відповідь обґрунтуйте з погляду теорії ОВР.

3. Складіть електронні формули атомів сірки та селену. Чи є вони повними електронними аналогами? Відповідь обґрунтуйте з погляду теорії будови атома.

4. Перерахуйте лабораторні та промислові способи одержання кисню, наведіть рівняння відповідних реакцій. Назвіть найважливіші галузі практичного застосування кисню.

5. Як і чому змінюються кислотні властивості в ряду: H2S, H2Se, H2Te?

p-елементиV групи

План роботи на тему:

1. Загальна характеристика властивостей р-елементів V групи, перебування у природі, одержання. Фізичні та хімічні властивості простих речовин.

2. Азот. Отримання, властивості та застосування азоту в техніці. Аміак, гідразин, гідроксиламін, азотистоводнева кислота. Їхнє одержання, властивості, застосування. Рідкий аміак як іонізуючий розчинник. Аміак як ліганд. Нітриди металів. Солі амонію, одержання, властивості.

3. Оксиди азоту. Отримання, будова молекул, властивості. Кисневмісні кислоти азоту, властивості. Солі цих кислот, поведінка в розчині та при нагріванні, в окисно-відновних реакціях. Взаємодія азотної кислоти з металами та неметалами. Царська горілка.

4. Фосфор, одержання, властивості, застосування. Фосфіди та фосфіни. Фосфорноватиста кислота та гіпофосфіти. Фосфористий ангідрид та фосфориста кислота. Фосфорний ангідрид та фосфорні кислоти. Галогеніди, оксогалогеніди.

5. Підгрупа миш'яку. Структура та властивості простих речовин. З'єднання з воднем та з металами. Оксиди, сульфіди, галогеніди та оксогалогеніди елементів – As, Sb, Bi. Тіокислоти та їх солі. Кислотно-основні властивості гідроксидів та окислювально-відновлювальні властивості сполук миш'яку, сурми та вісмуту у різних ступенях окиснення. Застосування.

Завдання 1

1. Дайте порівняльну характеристику атомів елементів підгрупи азоту, вказавши: а) електронні конфігурації; б) валентні можливості; в) найбільш характерні ступені окислення.

2. Якою є маса нітриту калію, яку можна окислити в присутності сірчаної кислоти 30 мл 0,09 Н розчину перманганату калію?

3. Яка маса аміаку буде потрібна для отримання азотної кислоти масою 12,6 т, враховуючи, що втрати у виробництві становлять 5 %.

4. Методом електронного балансу підберіть коефіцієнти у схемах наступних окисно-відновних реакцій:

a) Ca + N 2 → Cа 3 N 2

б) Р 4 + О 2 → Р 4 О 6

в) NO 2 + Про 2 + Н 2 Про → HNO 3

5. Обчисліть рН 0,1 н розчину нітриту натрію та ступінь гідролізу солі в даному розчині.

Завдання 2

1. Напишіть рівняння хімічних реакцій, які необхідно провести для здійснення таких перетворень:

Pb(NO 3) 2 → NO 2 → N 2 O 4 → HNO 3 → NH 4 NO 3 → NH 3

2. Який обсяг 0,05 н розчину перманганату калію знадобиться для окислення 20 мл розчину арсеніту натрію, що містить 0,02 г NaAsO 2 ?

3. Закінчіть рівняння реакції: Cu 2 S+HNO 3(конц.) → …. Розставте коефіцієнти рівняння методом електронно-іонного балансу.

4. Опишіть електронну будову NH 3 , NH 4 + , НNО 3 з погляду методу валентних зв'язків. Який ступінь окислення азоту у кожному з цих сполук?

5. Визначте масу азоту, який за температури 20 °С та тиск 1,4 ∙ 10 5 Па займає об'єм 10 л.

Завдання 3

1. Наведіть приклади сполук азоту, у молекулах яких є зв'язки, утворені за донорно-акцепторним механізмом.

2. Який об'єм 0,25 н розчину калію перманганату потрібно для окислення в кислому середовищі 0,05 л 0,2 М розчину нітриту натрію.

4. Опишіть електронну будову молекули N 2 з позицій методу ЗС. Які хімічні властивості виявляє азот як просту речовину?

5. Напишіть рівняння реакцій, які необхідно провести для здійснення таких перетворень:

Сa 3 (РВ 4) 2 → Р→ Р 4 O 10 → Н 3 РВ 4 → САНРО 4 ∙ 2Н 2 О.

Завдання 4

1. Суміш сульфідів As 2 S 3 , Sb 2 S 3 Bi 2 S 3 оброблена розчином сульфіду натрію. Який сульфід залишився нерозчиненим? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння реакцій розчинення сульфідів.

2. Скільки молей газоподібних продуктів виходить при розкладанні 10 молей нітрату нікелю (II)?

3. Які сполуки азоту одержують шляхом безпосереднього зв'язування (фіксації) атмосферного азоту? Напишіть рівняння реакції їх отримання та вкажіть умови проведення реакцій.

4. Який обсяг аміаку (умови нормальні) можна отримати, подіявши двома літрами 0,5 н розчину лугу на сіль амонію?

5. Яка маса оксиду фосфору (V) утворюється при повному згорянні фосфіну РН 3 отриманого з фосфіду кальцію Са 3 Р 2 масою 18,2 г?

Завдання 5

1. Наведіть приклади характерних для аміаку реакцій приєднання, заміщення водню та окислення. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Обчисліть об'єм (н.у.) діоксиду азоту, необхідного для реакції з 50 мл 0,1 н розчину їдкого калію?

3. Яка маса хлориду амонію утворюється при взаємодії хлороводню масою 7,3 г з аміаком масою 5,1 г? Який газ залишиться надлишком? Визначте масу надлишку.

4. Розставте коефіцієнти методом електронного балансу у рівнянні: Са 3 (РО 4) 2 + SiO 2 + C → CaSiO 3 + P + CO. Визначте молярну масу еквівалента окислювача та відновника.

5. Запропонуйте спосіб, за допомогою якого можна відокремити один від одного малорозчинні Sb(OH) 3 та Bi(OH) 3 ? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій

Завдання 6

1. Скільки тонн ціанаміду кальцію можна отримати з 3600 м 3 азоту (20 °С, нормальний атмосферний тиск) при взаємодії його з карбідом кальцію, якщо втрати азоту становлять 40 %?

2. Напишіть рівняння реакції взаємодії вісмуту із концентрованою азотною кислотою. Розставте коефіцієнти рівняння методом іонно-електронного балансу. Визначте еквівалент та молярну масу еквівалента відновника та окислювача.

3. Які продукти виходять при прожарюванні нітратів: натрію, кальцію, міді, свинцю, ртуті та срібла? Напишіть рівняння відповідних реакцій, розставте коефіцієнти за допомогою електронного балансу.

4. Нітрат амонію може розкладатися двома шляхами: 1) NH 4 NO 3(к) = N 2 O (г) + 2Н 2 Про (г); 2) NH 4 NO 3(к.) = N 2(г) + ½О 2(г) + 2Н 2 О (г) . Яка з наведених реакцій найбільш вірогідна і яка екзотермічніша при 25 °С? Відповідь підтвердіть розрахунком ∆G° 298 та ∆Н° 298 . Як зміниться ймовірність перебігу цих реакцій у разі підвищення температури?

5. Від яких чинників залежить склад продуктів відновлення азотної кислоти? Відповідь обґрунтуйте, привівши рівняння відповідних реакцій.

p-елементиIV групи

План роботи на тему:

1. Загальна характеристика р-елементів IV групи, перебування у природі, одержання. Фізичні та хімічні властивості простих речовин.

2. Вуглець: природні сполуки, одержання, застосування, фізичні властивості, хімічні властивості. Алотропні модифікації вуглецю. Оксид вуглецю (II) та карбіди металів. Оксид вуглецю (ІV). Вугільна кислота, карбонати, тіокарбонати.

3. З'єднання вуглецю з неметалами: діціан, сірковуглець; родановоднева кислота та роданіди.

4. Кремній: природні сполуки, одержання, застосування, фізичні та хімічні властивості. Кисневі сполуки кремнію. Крем'яна кислота, силікати.

5. Елементи підгрупа германію: природні сполуки, одержання, застосування, фізичні властивості, хімічні властивості. Кисневі сполуки елементів підгрупи германію: кислотно-основні та окислювально-відновні властивості.

Завдання 1

1. Охарактеризуйте фізичні та хімічні властивості елемента кремнію. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Чим можна пояснити окисні властивості оксиду свинцю (IV)? Закінчіть рівняння реакції: PbO 2 + HCl → … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу. Визначте масу солі та об'єм газу (н.у.), які утворюються в результаті реакції 0,2 моль PbO 2 з соляною кислотою.

3. Складіть рівняння реакцій одержання хлориду та нітриду кремнію та вкажіть умови їх протікання. Чому галогеніди кремнію «димлять» у вологому повітрі? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

4. Який обсяг ацетилену (умови нормальні) можна одержати взаємодією води з 0,80 кг СаС 2 .

5. Доведіть амфотерний характер Sn(OH) 2 . Наведіть рівняння відповідних реакцій.

Завдання 2

1. Охарактеризуйте фізичні та хімічні властивості елемента вуглецю. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Не проводячи розрахунку, визначте реакцію середовища (рН = 7, рН< 7, рН >7) водного розчину силікату натрію. Відповідь обґрунтуйте, привівши рівняння відповідних реакцій.

3. При спалюванні 3,00 г антрациту вийшло 5,30 л СО 2 виміряного при н.у. Розрахуйте, скільки відсотків вуглецю (за масою) містить антрацит.

4. Закінчіть рівняння реакції: C + HNO 3(конц.) CO 2 +… Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент та молярну масу еквівалента відновника та окислювача.

5. Скільки грамів NaCl можна отримати із 265 г Na 2 CO 3 .

Завдання 3

1. Охарактеризуйте фізичні та хімічні властивості елементів підгрупи германію. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. До якого класу сполук належать Pb 2 O 3 та Pb 3 O 4 (сурік)? Наведіть їх графічні формули. Складіть рівняння реакції взаємодії сурика з розчином іодиду калію в сірчанокислому середовищі.

3. Скільки грамів CaCO 3 випадає в осад, якщо до 400 мл 0,5 н розчину CaCl 2 додати надлишок розчину соди.

4. Враховуючи значення констант дисоціації ціановодневої та вугільної кислот: 5*10 -10 , 4*10 -7 відповідно розгляньте, як впливає вуглекислий газ повітря на водні розчини лужних ціанідів. Чому ціаніди потрібно зберігати у щільно закритих судинах?

5. Які кислотно-основні властивості мають оксид і гідроксид свинцю (II)? Відповідь обґрунтуйте, привівши рівняння відповідних реакцій.

Завдання 4

1. Охарактеризуйте фізичні та хімічні властивості оксиду вуглецю (IV) та вугільної кислоти. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Чому германій не взаємодіє з розведеною сірчаною кислотою, тоді як у концентрованій кислоті розчиняється? Складіть рівняння реакції взаємодії германію з концентрованою сірчаною кислотою. Розставте коефіцієнти рівняння методом електронно-іонного балансу.

3. При пропусканні водяної пари над розпеченим вугіллям виходить водяний газ, що складається з рівних обсягів ЗІ та Н 2 . Який обсяг водяного газу (умови нормальні) може бути отриманий із 3,0 кг вугілля.

4. Які перетворення зазнають ціаніди натрію та калію при тривалому зберіганні їх водних розчинів? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

5. У який колір буде забарвлений лакмус у водних розчинах KCN, Na 2 CO 3 .Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

Завдання 5

1. Охарактеризуйте фізичні та хімічні властивості оксиду кремнію (IV) та крем'яної кислоти. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Чим відрізняються взаємодії германію та свинцю з концентрованою азотною кислотою? Чому? Напишіть рівняння відповідних реакцій. Коефіцієнти на рівняннях розставте методом електронно-іонного балансу.

3. Карбонат кальцію розкладається при нагріванні на СаО та СО 2 . Яка маса природного вапняку, що містить 90% (мас.) СаСО 3 потрібно для отримання 7,0 т негашеного вапна.

4. Закінчіть рівняння реакції: PbS + HNO 3(конц.) PbSO 4 +NO 2 + …. Розставте коефіцієнти рівняння методом електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент окислювача та відновника.

5. Визначте pH 0,02 н розчину соди Na 2 CO 3 , враховуючи лише перший ступінь гідролізу.

Завдання 6

1. Наведіть електронні формули олова в ступені окислення (+2) та (+4). Які властивості (окислювальні чи відновлювальні) можуть виявляти сполуки олова у цих ступенях окиснення? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

2. При розчиненні 0,5 г вапняку у соляній кислоті одержано 75 мл вуглекислого газу (н.у.). Обчисліть відсотковий вміст карбонату кальцію у вапняку.

3. Обчисліть втрату у вазі (у відсотках), що відбувається при прожарюванні гідрокарбонату натрію.

4. Порівняйте ступінь гідролізу солі та pH середовища в 0,1 М та 0,001 М розчинах ціаніду калію. Відповідь обґрунтуйте, провівши відповідні обчислення.

5. Закінчіть рівняння реакції: SnCl 2 + HgCl 2 Hg 2 Cl 2 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронного балансу. Визначте еквівалент, розрахуйте молярну масу окислювача та відновника.

Загальна характеристикаd-елементів

До d-елементів відносяться елементи, в атомах яких відбувається заповнення d-підрівня переднього енергетичного рівня. Їх називають також перехідними, розташовані в періодичній системі у великих періодах у побічних підгрупах всіх груп між s- та p-елементами. Загальна електронна формула валентних електронів атомів d-елементів (n-1) d 1-10 ns 2 де n-головне квантове число, тобто. валентні електрони знаходяться на різних енергетичних рівнях, тому d-елементи розташовані у побічних підгрупах.

На зовнішньому рівні у d-елементів знаходяться 1-2 електрони (ns-стан), інші валентні електрони розташовані на (n-1) d підрівні (попередній шар). Така будова електронних оболонок атомів d-елементів визначає ряд їх загальних властивостей:

1. Всі d-елементи є металами, що відрізняються високою твердістю, тугоплавкістю, значною електричною провідністю.

2. Для кожної декади d-елементів найбільш стійкі електронні конфігурації: d0, d5, d10.

: (так, Sc, Y, Lа, на відміну від інших d-елементів виявляють постійний ступінь окислення +3) (n-1)d 1 ns 2

: (Mn, Fe, Re) – (n-1)d 5 ns 2

проскок електрона 24 Cr: …3d 4 4s 2 →…3d 5 4s 1 .

: (Zn, Cd, Hg) – (n-1)d 10 ns 2

проскок електрона: 29 Cu: …3d 10 4s 1; 47 Ag: ... 4d 10 5s 1 ; 79 Au: ... 5d 10 6s 1 ; 46 Pd: ... 4d 10 5s 0 .

3. Підвищена стабільність незаповнених, наполовину та повністю заповнених d-оболонок визначає найбільш характерні ступені окислення цих елементів та стійкість їх сполук. Так, з'єднання Fe 3+ (d 5), Zn 2+ (d 10) стійкі, а з'єднання Cr 2+ і Mn 3+ , що мають конфігурацію d 4 нестабільні.

4. При утворенні з'єднань використовуються s-електрони та частина або всі d-електрони. Причому спочатку у освіті зв'язків беруть участь s-електрони, а потім – d-електрони. Виняток становлять елементи підгрупи Zn, в атомах яких немає неспарених d-електронів - [(n-1)d 10 ns 2 ] і Pd - (4d 10 5s 0), атома якого в незбудженому стані немає зовнішніх s-електронів. У зв'язку з цим особливостями d-елементів є:

- Великий набір валентних станів;

– широкі межі зміни окисно-відновних та кислотно-основних властивостей їх сполук.

5. У кожній підгрупі властивості перших елементів (елементи IV періоду) помітно відрізняються від властивостей інших елементів. Подібність елементів V та VI періодів обумовлена ​​лантаноїдним стисненням.

6. На відміну від р-елементів, d-елементи не виявляють негативних ступенів окислення. Вони не утворюють газоподібних сполук із воднем. Якщо р-элементов групи зверху вниз зменшується тенденція до прояву вищого ступеня окислення, то d-элементов така тенденція, навпаки, посилюється. Підвищення стійкості вищих ступенів окислення обумовлено тим, що всі валентні електрони у важких атомах знаходяться на великій відстані від ядра і ефективніше екрановані від нього. Так, для d-елементів VI групи Mo і W характерна ступінь окислення +6, Cr стійкий у сполуках, де його ступінь окислення +3. Наслідком цього є зменшення окислювальної здатності сполук у вищому ступені окислення d-елементів групи зверху вниз.

збільшується стійкість,

спостерігається ослаблення окисних властивостей.

Так, наприклад, оксид Mn (VII) нестійкий і розкладається з вибухом: 2Mn 2 O 7 =4MnO 2 +3O 2

тоді як відповідні оксиди технеція та ренію – стійкі кристалічні речовини. З цієї ж причини Mn і Re по-різному взаємодіють із азотною кислотою:

Mn + 4HNO 3 = 4Mn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 4H 2 O,

Re + 7HNO 3 = HReO 4 + 7NO 2 + 3H 2 O

7. Кислотно-основні властивості гідроксидів d-елементів залежать від їхнього ступеня окиснення: з підвищенням ступеня окиснення хімічні властивості гідроксидів змінюються від основних через амфотерні до кислотних. Наприклад:

Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 H 2 FeO 4

Cr(OH) 2 Cr(OH) 3 H 2 CrO 4

основний амфотерний кислотний

МnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7

основний амфотерний кислотний

8. У групі зверху донизу кислотні властивості гідроксидів, при прояві елементами однакового ступеня окиснення, падають. Наприклад: H 2 MnO 4 -H 2 ТсO 4 -H 2 ReO 4

ослаблення кислотних властивостей

9. Для d-елементів характерне утворення різноманітних координаційних з'єднань (особливо, 4d- та 5d-елементи). Більшість сполук d-елементів пофарбовані.

10. d-елементи є хорошими каталізаторами та використовуються у багатьох каталітичних процесах.

d-елементиVI,VII,VIII груп

План роботи на тему:

1. d-елементи VIII групи. Сімейство заліза: природні сполуки, одержання, застосування, фізичні властивості, хімічні властивості.

2. Кисневі сполуки елементів підгрупи заліза: кислотно – основні та окислювально-відновні властивості.

3. Комплексні сполуки елементів підгрупи заліза.

4. d-елементи підгрупи хрому: природні сполуки, одержання, застосування, фізичні властивості, хімічні властивості.

5. Кисневі сполуки елементів підгрупи хрому: кислотно-основні та окислювально-відновні властивості.

6. d-елементи підгрупи марганцю: природні сполуки, одержання, застосування, фізичні властивості, хімічні властивості.

7. Кисневі сполуки елементів підгрупи марганцю: кислотно-основні та окислювально-відновні властивості.

Завдання 1

1. Охарактеризуйте фізичні властивості елементів сімейства заліза.

2. Визначте, яку масу діоксиду свинцю можна відновити 0,15 л 0,2 н розчину хроміту калію в лужному середовищі.

3. Визначте, який об'єм займе тетракарбонілнікель, що утвориться відповідно до рівняння хімічної реакції: Ni (тв) + 4CO (г) = (г) якщо в реакцію вступило 23,48 кг нікелю, а виробничі втрати склали 10%?

4. Закінчіть рівняння хімічної реакції: KМnO 4 + HBr = Br 2 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент та молярну масу окислювача та відновника.

5. Якими двома способами можна одержати хлорид нікелю (II), виходячи з металевого нікелю? Напишіть рівняння відповідних реакцій.

Завдання 2

1. Охарактеризуйте хімічні властивості елементів сімейства заліза, порівняйте їхню хімічну активність. Наведіть рівняння відповідних реакцій.

2. На сплав міді та нікелю масою 1,5 г подіяли надлишком розчину соляної кислоти. При цьому зібрали газ обсягом 114мл (н.у.). Обчисліть масову частку металів у суміші.

3. Складіть молекулярні та іонно-молекулярні рівняння реакцій утворення гідроксиду нікелю (II) та розчинення його в азотній кислоті.

4. Закінчіть рівняння хімічної реакції: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 +HCl = O 2 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу.

5. Напишіть рівняння реакцій одержання гідроксиду кобальту (II) та його окислення киснем повітря.

Завдання 3

1. d-елементи сімейства заліза: природні сполуки, одержання, застосування.

2. Як із хлориду заліза (II) можна отримати хлориду заліза (III), і навпаки? Складіть рівняння відповідних реакцій.

3. Найбільш поширеною рудою, з якої виходить хром, є хромистий залізняк FeCr 2 O 4 . Обчисліть скільки відсотків домішок міститься в руді, якщо з 1 т її при виплавці вийшло 240 кг ферохрому (сплав заліза з хромом), що містить 65 % хрому.

4. Закінчіть рівняння хімічної реакції: KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 = Br 2 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент та молярну масу окислювача та відновника.

5. У природних водах залізо присутній головним чином у вигляді гідрокарбонату, який під дією води та кисню повітря поступово перетворюється на гідрооксид заліза (III). Складіть рівняння цієї реакції, вкажіть, який елемент віддає електрони та який їх приєднує. Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу

Завдання 4

1. Кисневі сполуки заліза: охарактеризуйте їх кислотно-основні та окислювально-відновні властивості.

2. Який обсяг хлору (н.у.) виділиться при взаємодії 1 моля дихромату калію з надлишком соляної кислоти?

3. Вкажіть характерні валентні стани атома Ni. Які є стійкими? Напишіть формули оксидів та гідроксидів нікелю. Дайте коротку характеристику кислотно-основних властивостей цих сполук. Наведіть рівняння відповідних реакцій.

4. На світлі пентакарбонілзалізо розкладається відповідно до рівняння реакції: 2=+CO. Розрахуйте, скільки речовини розклалося, якщо утворилося 5,6 л оксиду вуглецю (II) (н.у.).

5. Закінчіть рівняння хімічної реакції: PbO 2 + MnSO 4 + HNO 3 = PbSO 4 + Pb(NO 3) 2 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу.

Завдання 5

1. Охарактеризуйте відношення елементів сімейства заліза до повітря, води, кислот. Як змінюється хімічна активність елементів у ряду: Fe → Co → Ni? Чому? Наведіть рівняння відповідних реакцій.

2. Напишіть рівняння хімічних реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення: Co 2 O 3 → Co (Co 3) 2 Co (OH) 2 Co (OH) 3 CoCl 2 → CoCl 3 .

3. Вкажіть характерні валентні стани атома Fe. Які є стійкими? Напишіть формули оксидів та гідроксидів заліза. Дайте коротку характеристику кислотно-основних властивостей цих сполук. Наведіть рівняння відповідних реакцій.

4. Який обсяг розчину сірчаної кислоти з масовою часткою H 2 SO 4 20% (p=1,143 г/мл) потрібно взяти для розчинення заліза, масова частка домішок у якому 12,5 %?

5. Закінчіть рівняння хімічної реакції: K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу.

Визначте еквівалент та молярну масу окислювача та відновника.

Завдання 6

1. d-елементи підгрупи хрому: природні сполуки, одержання, застосування.

2. Залізна тирса масою 16,8 г спалили в атмосфері хлору. Отриманий продукт розчинили у 400 мл води. Визначте масову частку (%) розчиненої речовини в отриманому розчині.

3. Напишіть рівняння хімічних реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення: NiO → Ni → Ni (NO 3) 2 → Ni (NO 3) 3 → NiCl 2 .

4. Вкажіть характерні валентні стани атома Co. Які є стійкими? Напишіть формули оксидів та гідроксидів кобальту. Дайте коротку характеристику кислотно-основних властивостей цих сполук. Наведіть рівняння відповідних реакцій.

5. Закінчіть рівняння хімічної реакції: Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + … Розставте коефіцієнти у рівнянні методом електронно-іонного балансу. Визначте еквівалент та молярну масу окислювача та відновника.

Загальна характеристикаs-елементів

До s-елементів відносяться елементи головної підгрупи І та ІІ груп (ІА та ІІА – підгруп) періодичної системи. Загальна електронна формула валентного шару sелементів ns 1-2 , де n - головне квантове число.

Елементи ІА – підгрупи Li, Na, K, Rb, Cs, та Fr – називають лужними металами, а у елементів ІІА – підгрупи – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – останні чотири елементи називають лужноземельними металами.

Атоми лужних металів для утворення хімічних зв'язків мають лише один електрон, що знаходиться на ns – атомної орбіталі (АТ). Порівняно невелике значення енергії іонізації зменшується від Li (I = 520 кДж/моль) до Cs (I = 342 кДж/моль), що полегшує відрив електрона з АТ. Тому атоми лужних металів у різних хімічних реакціях легко перетворюються на однозарядні катіони зі стійкою восьмиелектронною (n-1) s 2 (n-1) p 6 конфігурацією відповідного благородного газу. Наприклад: K(4s 1) - e = К + ().

Таким чином, у своїх численних іонних сполуках лужні метали мають лише один ступінь окислення (+1).

Елементи ІІА – підгрупи містять на зовнішньому енергетичному рівні вже два електрони, здатні перед утворенням іонних хімічних зв'язків до роз'єднання з переходом одного з них на nр АТ: ns 2 → ns 1 np 1 . Ступінь окислення елементів ІІА – підгрупи в їх різних сполуках дорівнює (+2).

Берилій за своїми фізико-хімічними властивостями різко виділяється серед ІІА – підгрупи. У атомів цього елемента найбільше серед усіх s-елементів значення першої енергії іонізації (I=901 кДж/моль) і найбільша відмінність в ns і np-АТ. Тому берилій з іншими елементами утворює переважно ковалентні хімічні зв'язки, які зазвичай розглядаються з позиції методу валентних зв'язків. Атомні орбіталі берилію піддаються sp-гібридизації, що відповідає утворенню лінійних молекул BeCl 2 , BeI 2 та ін. Для берилію (+II) характерна схильність до утворення комплексних сполук:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Оксиди та гідроксиди s-елементів мають основні властивості. Серед усіх s-елементів тільки Be, його оксид та гідроксид виявляють амфотерні властивості.

Хімічна поведінка Li та Mg, а також Be та Al через діагональну періодичність багато в чому аналогічна.

Лужні метали з киснем утворюють як оксиди Me 2 [O], а й сполуки типу Me 2 – пероксиди; Me – надпероксиди; Me – озоніди. Ступінь окислення кисню у цих сполуках відповідно дорівнює –1; -1/2; -1/3.

Відомі пероксиди лужноземельних металів. З них найбільше практичного значення має пероксид барію BaO 2 .

Представляють також інтерес сполуки s-елементів з воднем – гідриди, у яких водень має ступінь окислення –1.

План роботи на тему:

1. Загальна характеристика s-елементів І та ІІ груп періодичної системи Д.І. Менделєєва.

2. Властивості простих речовин.

3. Знаходження у природі та отримання простих речовин.

4. Найважливіші сполуки sелементів: оксиди, пероксиди, гідроксиди, солі.

Завдання 1

1. Які хімічні властивості лужних металів характеризують їх як типові метали? Відповідь обґрунтуйте, привівши рівняння відповідних реакцій.

2. При 25 0 С розчинність NaCl дорівнює 36,0 г на 100 г води. Знайти масову частку NaCl у насиченому розчині.

3. Визначте відсотковий вміст домішок у технічному карбіді кальцію, якщо за повного розкладання 1,8 кг зразка водою утворилося 560 л ацетилену (н.у.).

4. Які sелементи II групи є повними електронними аналогами? Чому?

5. Яку кількість гідроксиду кальцію слід додати до 162 г 5% розчину гідрокарбонату кальцію для отримання середньої солі?

Завдання 2

1. Охарактеризуйте властивості оксидів s-елементів І групи. Наведіть способи отримання. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

− дигідрофосфатом натрію та їдким калі;

− карбонатом кальцію та хлороводневою кислотою;

− гідроксидом олова (II) та їдким натром.

3. Напишіть рівняння хімічних реакцій, у результаті яких можна здійснити такі перетворення: Be → BeCl 2 → Be(OH) 2 → Na 2 → BeSO 4 .

4. Закінчіть рівняння наступної хімічної реакції: BaO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + NaOH → …. Розставте коефіцієнти рівняння методом електронно-іонного балансу. Розрахуйте еквівалент окислювача. Наведіть назви вихідних речовин та продуктів реакції відповідно до міжнародної номенклатури.

5. Щільність 26% розчину КОН дорівнює 1,24 г/мл. Скільки молей еквівалента КОН знаходиться у 5 л розчину?

Завдання 3

1. Охарактеризуйте властивості оксидів s-елементів ІІ групи. Наведіть способи отримання. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Які речовини утворюються під час горіння кальцію на повітрі? Чому при змочуванні отриманого продукту водою виділяється значна кількість теплоти та відчувається запах аміаку. Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

3. Який об'єм SO 2 (при н.у.) можна отримати при дії на розчин сульфіту калію 0,085 Н розчину сірчаної кислоти об'ємом 0,05 л?

4. Визначте тип хімічного зв'язку між атомами в молекулі СаCl2. Яка геометрична форма молекули? Чи полярні зв'язки у молекулі, чи полярна молекула?

5. Чому лужні метали не можуть застосовуватись для відновлення розчинених у воді речовин? Відповідь обґрунтуйте.

Завдання 4

1. Охарактеризуйте властивості гідроксидів s-елементів І групи. Наведіть способи отримання. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Чому розчин хлориту натрію має нейтральне середовище, а розчин гіпохлориту натрію – лужне? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

3. Для приготування 5% розчину MgSO 4 взято 400 г MgSO 4 *7Н 2 О. Знайдіть масу отриманого розчину.

4. Який об'єм 0,25 н H 2 SO 4 можна нейтралізувати додаванням 0,6 л 0,15 н Ca(OH) 2 ? Відповідь обґрунтуйте, провівши відповідні розрахунки.

5. 25 г питної соди прожарили, залишок розчинили у 200 г води. Обчисліть масову частку солі у розчині.

Завдання 5

1. Охарактеризуйте властивості гідроксидів sелементів II групи. Наведіть способи отримання. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Складіть молекулярні та іонно-молекулярні рівняння реакцій, що протікають у розчинах між такими речовинами:

Гідрофосфатом калію та їдким натром;

Гідрокарбонатом кальцію та оксидом вуглецю (IV);

Гідроксидом свинцю (II) та їдким калі.

3. На якій реакції ґрунтується одержання гідридів лужних металів? Складіть рівняння реакцій гідролізу гідриду натрію та електролізу розплаву гідриду літію.

4. Для розчинення 4 г оксиду двовалентного елемента знадобилося 25г 29,2%-ної соляної кислоти. Визначте, оксид якого елемента було взято?

5. Як можна отримати гідрид та нітрид барію? Напишіть рівняння реакції взаємодії цих сполук з водою.

Завдання 6

1. Оксид та пероксид натрію. Отримання, фізичні та хімічні властивості. Напишіть рівняння відповідних реакцій.

2. Чому магній добре розчиняється у воді, що містить солі амонію? Відповідь обґрунтуйте, написавши рівняння відповідних реакцій.

3. Один із промислових методів отримання калію полягає у взаємодії розплавленого KOH з рідким натрієм (440˚С): Na + KOH → NaOH + K. Доведіть, що наведена реакція можлива.

4. Скільки грамів CaCO 3 випадає в осад, якщо до 400 мл 0,5 н розчину CaCl 2 додати надлишок розчину соди?

5. Закінчіть рівняння наступної хімічної реакції: BaO 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → … . Розставте коефіцієнти за допомогою електронно-іонного балансу. Розрахуйте молярну масу еквівалента окислювача. Наведіть назви вихідних речовин та продуктів реакції відповідно до міжнародної номенклатури.

Більшість відомих на Землі сполук – це сполуки р-елементів, п'ять із них (C, N, P, O, S) є органогенними, тобто входять до складу будь-якої клітини. Р-елементи перебувають у основних підгрупах з III по VIII групи. Валентні електрони знаходяться на зовнішньому р-підрівні, загальна електронна формула зовнішнього рівня відповідає складу ns 2 np a де а = 1 - 6. Р-елементи виявляють позитивний ступінь окислення, рівну номеру групи. У характері проміжних ступенів окислення проявляється «правило парності» - елементи непарних груп виявляють непарні ступені окислення, а елементи парних груп – парні. Негативні ступеня окиснення виявляються в елементів, починаючи з 4 А підгрупи.

У періодах зліва направо атомні радіуси р-елементів зменшуються, величина енергії іонізації зростає, що призводить до наростання неметалічних та окисних властивостей р-елементів. У підгрупах у напрямку зверху вниз зростають металеві властивості та стійкість нижчих ступенів окиснення.

Селен, фтор, бром та йод є мікроелементами і знаходяться в організмі у вигляді іонів зі ступенем окислення – 2 для селену та -1 для галогенідів. Іон Cl – є макроелементом. Р-елементи в нижчому позитивному ступені окислення виявляють токсичну дію, тоді як у вищому є мікроелементами.

У посібнику представлена ​​коротка характеристика біологічного впливу найважливіших Р-елементів.

Азот - Основний компонент повітря: його об'ємна частка становить 78,2%. Найпростішими сполуками азоту є аміак та солі амонію, що утворюються в результаті катаболізму, а також при розкладанні рослин та тварин організмів. Іони амонію не можуть проникати через клітинні мембрани, молекули аміаку легко долають мембранні бар'єри і швидко впливають на головний мозок, що й використовувалося раніше в медичній практиці при непритомності. Аміак - токсичний газ, здатний вражати при вдиханні слизових дихальних шляхів, викликати задишку та запалення легень.

Оксид азоту (II) NO може утворюватися в атмосфері під дією грозових розрядів за рівнянням:

N 2 + O 2 ¾® 2NO

Наприкінці 1980-х років було встановлено, що NO синтезується ендотеліальними клітинами ферментом NO-синтази з амінокислоти аргініну. Час життя NO не перевищує секунди, але нормальне функціонування кровоносних судин без його участі неможливе. Ця сполука забезпечує розслаблення гладких м'язів судин, регулює роботу серця, імунної системи, бере участь у передачі нервових імпульсів, сексуальному збудженні. Припускають, що NO відіграє важливу роль у навчанні та запам'ятовуванні. 1988 року за відкриття властивостей NO було присуджено Нобелівську премію (Фурчготт, Ігнарро, Мурад).

Оксид азоту (IV) NO 2 – сильний окисник. Він утворюється з оксиду азоту (ΙΙ) за рівнянням 2NO + O 2 ¾ 2NO 2 .

Оксид азоту NO 2 виділяється у великих кількостях при згорянні палива на електростанціях, може бути причиною кислотних дощів. Кислотні дощі призводять до зменшення рН озер та загибелі риби, що впливають на структуру ґрунтів, що є причиною загибелі сільськогосподарських культур та дерев.

При вдиханні оксидів азоту в легенях утворюється азотна і азотиста кислоти, що викликають подразнення, виразки легенів, а при тривалому вдиханні - пухлини. Реакції взаємодії оксидів азоту з водою наведено нижче

2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2

N 2 O 3 + H 2 O → 2HNO 2

N 2 O 4 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3

Нітрити (NO 2 -), що використовуються як консерванти м'ясопродуктів, утворюють азотисту кислоту HO-N=O, яка нитрозує аміногрупи білків з утворенням нітрозоамінів за реакцією:

R 2 N-H + HO-N = O ® R 2 N-N = O + H 2 O.

Нітрозоаміни надають м'ясним та ковбасним виробам рожево-червоний колір. У високих концентраціях нітрозоаміни виявляють токсичну дію, можуть спричинити рак сечового міхура. Нітрити можуть окислювати катіон Fe +2 (гемоглобін) до катіону Fe +3 (метгемоглобін):

HbFe 2+ + NO 2 - ® HbFe +3 + NO

У цьому - одна з причин токсичної дії нітритів.

Нітрати (NO 3 -), які є в продуктах харчування, потрапляючи в організм, легко відновлюються до токсичних нітритів. Високий вміст нітратів у воді може призводити до раку шлунка (при зниженій кислотності), спричиняти дитячу смертність. радіозахисних (меркамін) засобів. Метиламін, диметиламін, діетиламін та ін. Аліфатичні аміни використовуються в синтезі лікарських препаратів.

Фосфор є органогеном, загальна масова частка цього макроелемента в людини становить 0.95%. Фосфор міститься в кістковій тканині, нирках, м'язах, печінці, крові, молоці, волоссі, нігтях та зубах. Фосфати в живих організмах є структурними компонентами скелета. Залишок фосфорної кислоти входить до структури фосфоліпідів клітинних мембран, нуклеїнових кислот, складних вуглеводів. Поліфосфати (три- та дифосфати) беруть участь в акумуляції енергії у вигляді макроергічних зв'язків (наприклад, АТФ, креатинфосфат). В організмі людини є близько 30 г АТФ, Енергія гідролізу АТФ є головною енергетичною валютою, що забезпечує кругообіг енергії в клітині.

Фосфоліпіди формують бислойную структуру біологічних мембран. Фосфор у вигляді фосфоліпідів переважно концентрується в головному мозку (12%), печінці (5%), молоці (2-3%) та сироватці крові (0.6%). Проте, основна кількість фосфору – 600 г – міститься у відсталій тканині, що становить 85% від маси всього фосфору, що у організмі людини. У твердих тканинах зубів фосфор знаходиться у вигляді гідроксил-, хлор-, фторапатитів загальної формули Ca 5 (PO 4) 3 X, де Х = ВІН, Cl, F відповідно. Основним мінеральним компонентом кісткової тканини є гідроксифосфат кальцію Ca 5 (PO 4) 3 OH, званий гідроксіапатитом. Обмін фосфору в організмі тісно пов'язаний з обміном кальцію, але цей зв'язок антагонічний. При збільшенні вмісту кальцію в крові спостерігається зменшення вмісту фосфатів, насамперед неорганічних.

Фосфор надходить в організм з харчовими продуктами - молоком, м'ясом, рибою, хлібом, овочами, яйцями та ін.

У медицині безліч сполук фосфору використовують у вигляді лікарських препаратів на лікування захворювань серця, печінки, шлунка. Фосфати цинку використовуються як пломбувальні матеріали в стоматології.

Кисень відноситься до органогенів. В організмі дорослої людини масою 70 кг міститься приблизно 43 кг кисню. Разом із воднем кисень утворює молекулу води, вміст якої в організмі дорослої людини в середньому становить близько 55 – 65 %.

Кисень входить до складу білків, нуклеїнових кислот та інших життєво необхідних компонентів організму. Кисень необхідний дихання. Екзотермічна реакція окислення біомолекул (жирів, білків, вуглеводів, амінокислот) є джерелом енергії для організму. За участю кисню (Про 2) здійснюються фагоцитарні (захисні) функції організму, і навіть процеси дихання. Основна кількість кисню надходить в організм через легені, проникає в кров і за участю гемоглобіну доставляється у всі органи та тканини. Кисень надходить в організм через легені, проникає в кров, зв'язується з гемоглобіном і утворює легко дисоціюючу сполуку - оксигемоглобін, а потім з крові надходить у всі органи та тканини. Практично весь кисень метаболізується до вуглекислого газу та води та виводиться з організму через легені та нирки.

Молекулярний кисень (Про 2) зазвичай не входить у прямі неферментативні хімічні реакції з органічними сполуками. Реакція з участю Про 2 живої клітині найчастіше відбувається у активному центрі ферментів оксидаз чи оксигеназ. У ході цих реакцій утворюються проміжні продукти відновлення Про 2 які в реакційному центрі ферментів піддаються перетворенням до вуглекислого газу і води. За участю ряду ферментів (ксантиноксидази), гемоглобіну в організмі генеруються проміжні продукти відновлення кисню, так звані активні форми кисню (АФК), що мають високу реакційну здатність.

До них відносять супероксидні аніон-радикали. 2), пероксид водню (Н 2 Про 2), гідроксильні радикали (ОН), а також молекули кисню в синглентном стані (Про 2 * ). (Основний стан молекул кисню – триплетний, котрим характерне перебування двох неспарених електронів з однаковим спином різних π * орбіталях). Освіта АФК протікає за схемою:

1. одноелектронне відновлення Про 2 призводить до утворення супероксидного аніон-радикалу (Про 2 ), який є родоначальником інших АФК:

О 2 + е → О 2

Зазначена реакція протікає, зокрема, при окисленні гемоглобіну, при цьому до кисню переноситься електрон, що звільнився у реакції

Fe 2+ - e → Fe 3+

2. супероксид аніон-радикал, що вступає в реакцію дисмутації, регульовану ферментом супероксиддисмутазою (СОД), в результаті утворюється пероксид водню (Н 2 Про 2):

Про 2 + Про 2 + 2 Н + → Н 2 О 2 + О 2

3. Утворення гідроксильного радикалу (ОН) відбувається при взаємодії пероксиду водню з супероксидним аніон-радикалом або іонами металів змінної валентності:

Н 2 Про 2 + Про 2 → АЛЕ + ВІН ─ + Про 2

Н 2 Про 2 + Fe +2 → АЛЕ + ВІН ─ + Fe +3 (реакція Фентона)

Реакція Фентона відображає токсичну дію пероксиду водню на гемоглобін, оскільки відбувається окислення катіону Fe +2 до катіону Fe +3, що посилюється утворенням гідроксильного радикалу;

4. Синглентний кисень (О 2 *) утворюється при збудженні молекули кисню у триплетному стані під дією кванта світла (hυ). В результаті відбувається електронна перебудова молекули, при якій електрони з протилежно спрямованими спинами розташовуються на одній або на різних орбіталях:

Також можливе утворення Про 2 * за реакцією між суперокид-аніон радикалом і гідроксильним радикалом:

Про 2 + АЛЕ → Про 2 * + ВІН ─

АФК відіграють важливу роль у життєдіяльності організму. Наприклад, супероксид аніону-радикал бере участь у активації фагоцитуючих клітин (нейтрофілів, макрофагів, моноцитів, еозинофілів), необхідних для знищення сторонніх мікроорганізмів, пухлинних клітин. АФК беруть участь у процесах апоптозу (мимовільної загибелі клітин, органів або організму в цілому).

Процеси утворення АФК у нормі протікають в організмі та регулюються ферментами антиоксидантного захисту (супероксиддисмутазою, каталазою, глутатіонпероксидазою, глутатіонтрансферазою).

каталаза

2 H 2 O 2 Н 2 О + О 2

супероксиддисмутаза

О 2 · _ + О 2 · _ + 2Н + H 2 O 2 + О 2

глутатіонпеоксидаза

R-SH + H 2 O 2 2 Н 2 Про + R-S-S-R

R-S-S-R + 2Н + +2е 2 R-SH

Надмірна кількість АФК веде до розвитку низки патологічних станів, в основі яких лежать окисні перетворення ліпідів біологічних мембран, пошкодження структури нуклеїнових кислот, білків та їх надмолекулярних комплексів. Ці перетворення умовно у загальному вигляді видаються схемою:

RH + OH ∙ → R ∙ + H 2 O

R ∙ + O 2 → RO 2 ∙

RH + RO 2 ∙ → ROOH + R ∙

Посилення вільнорадикальних процесів окислення призводить до порушення цілісності біологічних мембран та загибелі клітин, викликає зміни у структурі білків, зниження активності ферментів, є причиною мутацій.

У медицині для лікування гіпоксичних станів, серцево-судинних захворювань, отруєнь ціанідами та чадним газом застосовують молекулярний кисень. Дозований вплив кисню здійснюють при підвищеному тиску (гіпербарична оксигенація), внаслідок чого покращується гемодинаміка та кисневе забезпечення тканин. При серцево-судинних захворюваннях для покращення обмінних процесів використовують кисневу піну (кисневий коктейль). Підшкірне введення кисню (озону) показано при трофічних виразках, гангрені. Озонування питної води використовується для її очищення та знезараження.

Вуглець - Найважливіший органоген. Загальний вміст вуглецю близько 21% (15 кг на 70 кг загальної маси тіла). Вуглець становить 2/3 маси м'язів та 1/3 маси кісткової тканини. Фізіологічна роль вуглецю визначається тим, що цей елемент входить до складу всіх органічних сполук та бере участь у всіх біохімічних процесах в організмі. Окислення біомолекул під дією кисню призводить до утворення води та вуглекислого газу (СО 2), який є стимулятором дихального центру, відіграє важливу роль у регуляції дихання та кровообігу.

У вільному вигляді вуглець не токсичний, але багато його сполук мають значну токсичність: СО (чадний газ), чотирихлористий вуглець ССI 4 , сірковуглець CS 2 , солі ціаністої кислоти HCN, бензол С 6 Н 6, фосген СОСI 2 і ряд інших. Вуглекислий газ у концентрації понад 10% викликає ацидоз (зниження рН крові), задишку та параліч дихального центру. У фармації та медицині широко використовуються різні сполуки вуглецю – похідні вугільної кислоти та карбонових кислот, полімери та ін. Карболен (активоване вугілля) застосовується для адсорбції газів та виведення з організму різних токсинів, графіт у вигляді мазей використовується для лікування шкірних захворювань. У медико-біологічних дослідженнях використовуються продукти, мічені 14°С.

Сірка відноситься до макроелементів, органогенів. Сірка бере участь у освіті сполук ступеня окислення –2. У вигляді сульгідрильних - SH - груп або дисульфідних зв'язків - S - S - сірка входить до складу білків, амінокислот (цистеїн, цистин, метіонін), гормонів (інсулін), ферментів (кофермент А), вітамінів (В 1), керотину (волоси , кістки, нервова тканина). Третинна структура білка містить дисульфідні містки між цистиїновими залишками амінокислот. Оборотний перехід тіолових груп у дисульфідні зв'язки захищає організм від радіаційних уражень та дії сильних окислювачів:

R 1 - S-S-R 2 R 1 - SH + R 2 - SH

R-S – H R-S – H S-R 1

Pb 2+ → Pb 2+

R 1 -S - H R 1 -S H-S-R

В результаті фермент втрачає активність і порушується перебіг біохімічних реакцій. У процесі метаболізму сполук сірки утворюється ендогенна сірчана кислота, яка бере участь у знешкодженні отруйних сполук (фенолу, індолу), що виробляються в кишечнику мікроорганізмами. Сірчана кислота пов'язує багато ксенобіотики відносно нешкідливі речовини (коньюгати), що виводяться з сечею.

Токсичними сполуками сірки є H 2 S сірководень, S 2 сірчистий газ. H 2 S сірководень міститься у сірчистих мінеральних водах, які у вигляді ванн використовуються для лікування низки захворювань. Це безбарвний газ із неприємним запахом. Утворюється при гниття рослинних та тваринних залишків під дією мікроорганізмів.

SО 2 – сірчистий газ, має задушливий запах. Отруйний. Діє як подразник слизової оболонки дихальних шляхів. Приблизно одна третина оксиду сірки (IV) надходить в атмосферу рахунок мікробіологічного окислення органічних речовин, його джерелом є вулкани, що діють. Близько 70% SO 2 утворюється внаслідок спалювання нафтопродуктів та сірчистих руд. Під дією сонячного світла та каталізаторів (V 2 O 5) оксид сірки SО 2 перетворюється на SO 3:

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

Hатворюючись в атмосферній волозі SO 3 утворює сірчану кислоту, яка утворює кислотні дощі, що призводять до загибелі лісів, закислення ґрунту.

SO 3 (г) + Н 2 О (ж) → Н 2 SO 4 (водн)

Тіосульфат натрію Na 2 S 2 O 3 застосовують у медичній практиці як протитоксичний, протизапальний засіб при отруєннях сполуками ртуті, свинцю, солями синильної кислоти. Тіосульфат натрію та осаджена сірка застосовуються при лікуванні корости.

Сульфати багатьох металів застосовують як лікарські засоби: Na 2 SO 4 ´10H 2 O – як проносний, MgSO 4 ´7H 2 O – як проносний і жовчогінний засіб, CuSO 4 ´5H 2 O та ZnSO 4 ´7H 2 O як антисептичні, в'яжучі, блювотні засоби. SO 4 використовують як контрастну речовину при рентгенологічному дослідженні стравоходу і шлунка. Сірка обложена використовується при лікуванні корости.

В організм сірка надходить із їжею. Найбільш багаті на сполуки сірки яйця, м'ясо, сир, гречана крупа, висівки, хліб грубого помелу.

Хлор в організмі людини міститься у кількості 100 г (0,15%) переважно у вигляді хлорид-іону. Хлорид-іон має оптимальний радіус для проникнення через мембрану клітин. Саме цим пояснюється його спільна участь з іонами натрію та калію у створенні певного осмотичного тиску та регуляції водно-сольового обміну. Добова потреба в хлориді натрію становить 1 г NaCl необхідний для вироблення хлороводневої (соляної кислоти) у шлунку, що відіграє важливу роль у процесі травлення, що знищує різні хвороботворні бактерії (холери, тифу).

Життєво необхідні хлорид - іони не мають токсичну дію, тоді як елементний хлор - високотоксичний газ.

Останніми роками встановлено освіту в організмі низки активних форм галогенів (АФГ) – галоген-содержащих сполук, які мають підвищеної реакційної здатністю і які утворюються живому організмі чи які у нього у результаті контакту людини з довкіллям.

Активні форми галогенів (АФГ) – це галоген-з'єднання, що володіють підвищеною реакційною здатністю і утворюються в живому організмі або вступають до нього в результаті контакту людини з навколишнім середовищем. Розрізняють екзогенні (привнесені) та ендогенні (які утворюються в організмі) АФГ. До екзогенних джерел активних форм галогенів відносять пестициди, фармпрепарати, анестетики, стічні води, вихлопні гази автомобілів та літаків, промислові отрути. Активні форми галогенів утворюються в організмі за участю ферментів пероксидаз, зокрема мієлопероксидази, а також Н2О2-редуктази переважно в нейтрофілах. З хлорид та бромід-іонів утворюються хлорноватиста НОCl та бромноватиста НОВr кислоти (первинні АФГ), які можуть стати джерелами утворення активного хлору та брому, а також продуктів галогенування найважливіших біомолекул: амінокислот, ліпідів, нуклеїнових кислот, холестерину (втор. схему).

Cl 2 + H 2 O → H + + Сlˉ + HOCl

Активні форми галогенів у невеликих кількостях необхідні знищення і знешкодження мікроорганізмів, за її надлишковому рівні можуть служити джерелами активних вільних радикалів, надають пошкоджує вплив на структури організму.

У випадках, коли поява або утворення АФГ перевершує здатність організму видаляти або нейтралізувати ці сполуки, можуть розвиватися численні патології, включаючи атеросклероз, інфаркти, інсульти, васкуліти, хворобу Альцгеймера, респіраторну, ниркову дисфункцію, ревматоїдний арт.

Селен є мікроелементом, в основному концентрується в печінці та нирках. Концентрація селену у крові становить 0,001 - 0,004 ммоль/л.

У живих організмах безсумнівна зв'язок селену із сіркою. При великих дозах селен насамперед накопичується в нігтях і волоссі, основу яких складають сірковмісні амінокислоти. Очевидно, селен як аналог сірки замінює її в різних сполуках:

R-S-S-R ¾® R-Se-Se-R

Встановлено, що недолік селену веде до зменшення концентрації ферменту глутатіонпероксидази, що, у свою чергу, призводить до окислення ліпідів та сірковмісних амінокислот.

Проведені в останні роки дослідження показали, що селен у комплексі з якоюсь кислотою входить до складу активних центрів декількох ферментів: форміатдегідрогенази, глутатіонредуктази та глутатіонпероксидази, глутатіонтрансферази. Зокрема в активному центрі глутатіонпероксидази міститься залишок незвичайної амінокислоти селеноцистеїну: НOОC-CH(NH 2)-CH 2 -Se-H. Цей фермент разом з білком глутатіоном захищає клітини від руйнівної дії органічних пероксидів ROOH та водневої пероксиду H 2 O 2 . Можливо, що водородселенідна група - SeH селеноцистеїну має якісь переваги в порівнянні з водородсульфідною групою -SH в механізмі дії цього та інших селенсодержащих ферментів.

Добре відома здатність селену оберігати організм від отруєння солями ртуті Hg та кадмію Cd. Виявилося, що селен сприяє зв'язуванню солей цих токсичних металів з активними центрами інших ферментів, на які їхня токсична дія не впливає.

Показано, що селен стимулює утворення антитіл і тим самим підвищує захист організму до інфекційних та простудних захворювань. Бере участь у виробленні еритроцитів, сприяє підтримці сексуальної активності. У чоловічому організмі майже 50% селену зосереджено в насіннєвих канальцях яєчок, селен втрачається з еякулятом. Тому потреба чоловіків у селені вища, ніж для жінок. Активність селену підвищується у присутності вітаміну Е. Встановлено факт взаємозв'язку між високим вмістом селену в раціоні та низькою смертністю від раку.

У великих дозах селен токсичний. Розпад сполук селену в організмі тварин призводить до виділення високотоксичного диметилселену CH 3 -Se-CH 3 має часниковий запах. Встановлено механізм цієї реакції. При взаємодії селенистої кислоти H 2 SeO 3 з глутатіоном утворюються сполуки, що містять групу -S-Se-S-

H 2 SeO 3 + 4GSH ¾® GSSeSG + GSSG + 3H 2 O

відновлений окислений

глутатіон глутатіон

Під дією ферментів сполуки, що містять групу

S-Se-S- відновлюються до диводородселеніду H 2 Se, який метилюється з утворенням токсичного диметилселену.

У раціоні харчування більшості індустріально розвинених країн відзначається дефіцит мікроелемента. Потреба дорослої людини становить 150-200 мкг/добу. Міститься у м'ясі, печінці, нирках, морських рибах, дріжджах, хлібі, топінамбурі. Однак часто потрібні додаткові джерела селену, якими є вітамінно-мінеральні комплекси та інші біологічно активні добавки до їжі.

У медицині широко застосовуються сполуки селену (селеніт натрію, селен-метіонін, селен-цистеїн та ін.) для лікування та профілактики багатьох захворювань, оскільки селен є природним антиоксидантом. У дерматології та косметології використовують селеномісткі шампуні, креми, мила та гелі. Ізотоп 15 Se у складі селенату та селеніту натрію використовується у медичних дослідженнях.

Йод належить до незамінних біогенних мікроелементів. В організмі людини міститься близько 25 мг (4 10 -5 %) йоду, більша його половина знаходиться в щитовидній залозі в структурі гормонів (трийодтироніну, тироксину). У вигляді йодид-іона I знаходиться близько 1% присутній в організмі йоду.

Основним джерелом йоду для організму людини є морепродукти, а також йодофори і йодована сіль, що застосовуються в харчовій промисловості. Кількість йоду у фруктах та овочах залежить від складу ґрунту, а також від виду обробки продуктів. Щитовидна залоза здатна концентрувати йод, вміст у ній елемента 25 вище, ніж у плазмі крові. Щитовидна залоза секретує гормони тироксин та трийодтиронін. Є дані, що йод впливає синтез деяких білків жирів, гормонів.

Знижена активність щитовидної залози (гіпотиреоз) може бути пов'язана зі зменшенням її здатності накопичувати йодид-іони, а також з нестачею в їжі йоду (ендемічний зоб). При ендемічному зобі призначають препарати йоду: іодид калій KI або натрій іодид NaI у дозах, що відповідають добової потреби людини в іоді (0,00l г калію іодиду). У районах, де відзначається дефіцит йоду, для профілактики ендемічного зобу до кухонної солі додають NaI або KI (I,0 - 2,5) г/кг солі).

При підвищеній активності щитовидної залози (гіпертиреоз) внаслідок надлишкового синтезу тиреоїдних гормонів спостерігається збільшення швидкості метаболічних процесів.

NaI та KI використовують при запальних захворюваннях дихальних шляхів. Препарати йоду застосовують зовнішньо як антисептики (наприклад, йодоформ), як дратівливі та відволікаючі засоби при запальних захворюваннях шкіри та слизових оболонок. До препаратів, що містять йод відносять: 5% спиртовий розчин йоду, мікстура протиастматична, йодиди калію та натрію, кальційодін, таблетки антиструміну та йодактиву.

Фтор є мікроелементом. З'єднання фтору концентруються в кістковій тканині, нігтях, зубах. До складу зубів входить близько 0,01% фтору, причому більша частина припадає на емаль, що пов'язано з присутністю в ній важкорозчинного фторапатиту Са 3 (PO 4) 3 F. Нестача фтору в організмі призводить до крієсу зубів. Мінеральну основу зубних тканин - дентину складають гідроксилапатит Ca 5 (PO 4)з(ОН), хлорапатит Ca 5 (PO 4)зС1 і фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Фторид-іон легко заміщає гідроксид-іон у гідроксилапатит, утворюючи захисний емалевий шар твердішого фторапатиту:

Ca 10 (PO 4) 6 (ОН) 2 + F ‾ ¾ Ca 10 (P0 4)F 2 + 2 OH‾

Крім того, фторид-іони сприяють осадженню кальцію фосфату, прискорюючи процес ремінералізації (утворення кристалів):

1O Ca 2+ + 6PO 4 ‾3 + 2F ‾ ¾® 3Ca 3 (PO 4) 2 + CaF 2

Карієс зубів є процес розчинення гідроксилапатитної компоненти емалі під дією кислот, що виробляються бактеріями:

Ca 5 (PO 4) 3 ВІН + 7H + ¾® 5Ca 2+ + 3H 2 PO 4 - + H 2 O

Є припущення, що при незначному пошкодженні емалі введення натрію фториду сприяє утворенню фторапатиту, що полегшує ремінералізацію пошкодження, що почалося. Фторування води натрію фторидом (до вмісту фторид іонів 1 мг/л) призводить до значного зниження захворюваності на карієс зубів.

Фторид натрію використовують у медичній практиці як місцево діючого зовнішнього засобу. Застосування NaF засноване на утворенні фторапатиту:

NaF + Са 10 (PO 4) 6 (OH) 2 ¾® NaOH + Ca 10 (PO 4) 6 F 2

паста зубна тканина

При цьому одночасно відбувається підлужування середовища ротової порожнини та нейтралізації кислот, що виробляються бактеріями.

З'єднання фтору надходять до організму з їжею та водою. Багато фтору в рисі, яловичині, яйцях, молоці, цибулі, шпинаті, яблуках.

Шкідливий як недолік, а й надлишок фтору. При вмісті фтору в питній воді вище за гранично допустиму норму (1,2 мг/л) зубна емаль стає крихкою, легко руйнується і з'являються інші симптоми хронічного отруєння фтором - підвищення крихкості кісток, кісткові деформації та загальне виснаження організму. Захворювання, що виникає в цьому випадку, називається флуорозом (фторозом).

Бром - Мікроелемент. Маса брому в людини становить близько 7 мг (~10 -5 %). Біологічна роль сполук брому недостатньо з'ясована. Він локалізується в залозах внутрішньої секреції, насамперед у гіпофізі, нирках, щитовидній залозі, міжклітинній рідині. Підвищений вміст броміду аніонів сприяє виведенню нирками хлорид аніонів. Є дані, що сполуки брому пригнічують функцію щитовидної залози та посилюють активність кори надниркових залоз. Найбільш чутливим до введення в організм бромід-іонів є ЦНС. Броміди накопичуються в різних відділах мозку, посилюючи гальмівні процеси в нейронах кори, тому препарати брому (броміди калію, натрію, бромкамфору) застосовуються як заспокійливі засоби при підвищеній збудливості, сприяють відновленню порушеної рівноваги між процесами збудження та гальмування.

За іонним радіусом, електронегативністю та іншими фізико-хімічними характеристиками бром займає проміжне положення між хлором та йодом. Тому бромід іони можуть заміщати іони С1 - і І - в організмі. Прикладом такого взаємозаміщення є заміщення йоду бромом при надлишку брому в організмі гормонів щитовидної залози, що призводить до гіпертиреоїдизму.

У зв'язку з різною індивідуальною чутливістю дозування препаратів брому змінюється в межах від 0,05 до 2,0 г. В організм бром надходить із зерновими, горіхами та рибою.

Бор . Давно відомо, що мікроелемент бор необхідний вищим рослинам, проте дані про його біологічну роль з'явилися відносно недавно - з 1985 р. Встановлено, що бор бере участь у вуглецево-фосфатному обміні, взаємодіє з низкою біологічно активних сполук (вуглеводами, ферментами, вітамінами, гормонами) . Встановлено, що бір – партнер кремнію, кальцію, марганцю, магнію, що беруть участь у процесах кальцифікації, формування кісткової тканини та запобігання остеопорозу. У механізмі його впливу на кальцієвий обмін у жінок у постменопаузі важливу роль відіграє підвищення активних естрогенів. Бор бере участь в активації естрогенів і вітаміну D. Під впливом бору зменшується виділення кальцію з сечею і підвищення рівня 17-β-естрадіолу. Препарати бору запобігають втраті кальцію із сечею, що важливо при остеопорозі та переломах. Бор разом із цинком бере участь у мобілізації жирних кислот із жирових клітин. Препарати бору послаблюють біль у суглобах та покращують самопочуття. Найбільш ефективними і безпечними є органічні похідні мікроелемента, наприклад, гліцеринат бору. Неорганічні похідні – борна кислота та бура можуть чинити токсичну дію. Буру - кристалогідрат натрію тетраборату Na 2 B 4 O 7 ·10Н 2 Про широко застосовують як антисептик. Фармакологічна дія препарату обумовлена ​​гідролізом солі з виділенням борної кислоти:

Na 2 B 4 O 7 + 7Н 2 Про ¾® 4Н 3 ВО 3 + 2NaOH

Луг і кислота, що утворюються, викликають згортання (денатурацію) білків мікробних клітин.

У зубопротезуванні борну кислоту Н 3 ВО 3 використовують як наповнювач форми при відливанні зубних протезів. До складу стоматологічних паст, які застосовують як клей-прошарку для зубних протезів, входить натрій метаборат NaB0 2 в суміші з алюмінієм гідроксидом А1(ОН) 3 .

Добова потреба у борі орієнтовно становить 2-7 мг. Джерелами бору є фрукти, овочі, горіхи, вина.

Вживання харчових продуктів з великим вмістом бору порушує в організмі обмін вуглеводів та білків, що призводить до виникнення ендемічних кишкових захворювань – ентеритів.

Алюміній є імунототоксичним мікроелементом. В організм людини міститься 10-5% алюмінію і щодобово надходить від 5 до 50 мг. Джерелом надходження алюмінію є їжа та питна вода. З віком вміст цього елемента в легенях та головному мозку збільшується. Алюміній бере участь в утворенні фосфатних і білкових комплексів, процесах регенерації кісткової, сполучної та епітеліальної тканини, гальмує або активує (залежно від концентрації) дію на травні ферменти, впливає на функцію навколощитовидних залоз.

У медицині використовуються адсорбуючі, обволікаючі, антацидні, захисні та знеболювальні властивості препаратів, що містять алюміній. Силікат алюмінію (біла глина, каолін) та палені галун KAI(SO 4) 3 ·7H 2 O застосовують зовнішньо у вигляді присипок, мазей і паст при лікуванні шкірних захворювань. AI(OH) 3 використовують як антацидний засіб при виразковій хворобі шлунка та дванадцятипалої кишки, гастритах та отруєннях. AI(OH) 3 разом з MgO входить до складу препарату «Альмагель», що застосовується як обволікаючий і антацидний засіб при захворюваннях шлунка. Фосфат алюмінію має противиразкову, адсорбуючу дію, знижує кислотність шлункового соку.

Миш'як - імунотоксичний мікроелемент, що міститься в організмі людини в кількості (10 -6 %). Миш'як накопичується в кістках і волоссі і протягом кількох років не виводиться з них повністю. Ця особливість використовується в судовій експертизі для з'ясування питання, чи було отруєння сполуками миш'яку.

В організм людини сполуки миш'яку надходять з питною та мінеральною водою, виноградними винами та соками, морепродуктами, медичними препаратами, пестицидами та гербіцидами. Миш'як може надходити в організм у підвищених кількостях із атмосферним повітрям, т.к. концентрація його в повітрі підвищується при спалюванні вугілля в котельнях та ТЕЦ, біля мідеплавильних комбінатів. У питній воді в деяких регіонах світу (Індія, Бангладеш, Тайвань, Мексика) вміст миш'яку підвищено (1мг/л), що є причиною масових хронічних отруєнь миш'яком і викликає так звану хворобу «чорної стопи». З'єднання миш'яку (V) і особливо миш'яку (III) дуже токсичні. Механізм токсичної дії пояснюється здатністю миш'яку блокувати сульфгідрильні SH – групи ферментів, білків, амінокислот (цистеїн, глутатіон, ліпоєва кислота).

Крім того, миш'як може заміщати йод, селен і фосфор, порушуючи біохімічні процеси метаболізму в організмі, є антиметаболітом цих елементів. Смертельна доза для людини становить приблизно 0,1-0,3 г миш'яку.

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru/

1. Загальна характеристика р-елементів ІІІ групи

Електронна конфігурація основного стану цих елементів ns 1 np 2 характеризується наявністю одного неспареного електрона. У збудженому стані вони містять три неспарені електрони, які, перебуваючи в sр 2 -гібридизації, беруть участь в утворенні трьох ковалентних зв'язків. При цьому в атомів елементів IIIА групи залишається одна незайнята орбіталь, а кількість валентних електронів залишається меншою за кількість доступних по енергії орбіталей. Тому багато ковалентних сполук елементів IIIА групи є кислотами Льюїса - акцепторами електронної пари, набуваючи яку, вони не тільки підвищують координаційне число до чотирьох, а й змінюють геометрію свого оточення - одна з площин стає тетраедричною (стан sр 2 -гібридизації).

Бор відрізняється за властивостями інших елементів цієї підгрупи. Бор - єдиний неметал, хімічно інертний і утворює ковалентні зв'язки B?F, B?N, B?C і т.д., кратність яких часто підвищена за рахунок рр?рр - зв'язування. Хімії бору близька хімія кремнію, у цьому проявляється діагональна схожість. У атомів алюмінію з'являються вакантні d-орбіталі, зростає радіус атома, тому збільшується координаційне число до шести. Галій, індій, талій розташовуються відразу за металами d-блоку; заповнення d-оболонки супроводжується послідовним стиском атомів. В результаті d-стиснення іонні радіуси алюмінію та галію близькі, а атомний радіус галію навіть менше. При переході від Al до Ga зростання ефективного заряду ядра виявляється більшим, ніж зміна радіусу атома, тому енергія іонізації підвищується. Зростання енергій іонізації при переході від Iп до Tl є результатом d- та f-стиснення, що призводить до посилення взаємодії валентних електронів з ядром атома. Збільшення енергії зв'язку 6s 2 -електронів талію з ядром ускладнює їх участь у освіті зв'язків і призводить до зниження стабільності їх сполук вкрай окислення. Так для талі, свинцю, вісмуту та полонію стійкі сполуки зі ступенем окислення +1, +2, +3, +

До р-елементів III групи відносяться типові елементи - бір та алюміній та елементи підгрупи галію - галій, індій, талій. Всі ці елементи, крім бору, є металами. Усі елементи рідкісні, крім алюмінію, частку якого припадає 8,8% маси земної кори. На зовнішньому електронному рівні вони мають три електрони ns 2 np 1 а в збудженому стані - ns 1 np 2 електрони. Вищий ступінь окислення елементів підгрупи бору дорівнює +3. Через те, що атоми Ga, In, T1 передостанній рівень містить 18 електронів, порушуються закономірні відмінності деяких властивостей під час переходу від А1 до Ga. Деякі фізичні константи елементів підгрупи ІІІ наведені в табл. 7.

2. Елементи IIIА групи (підгрупа бору)

2.1 Бор

Природні ресурси . У вільному стані бор не зустрічається, лише у зв'язаному стані. Основні мінерали - борати: Na 2 B 4 0 7 10Н 2 Про - бура, Н 3 ВО 3 - борна кислота, нітрид бору BN.

Отримання. Технічний (аморфний) бір одержують магнійтермічним відновленням його оксиду:

3Mg + B 2 Про 3 3MgO + 2B; Н<0.

MgO видаляють розчиненням у HCl. Кристалічний бір одержують відновленням галогенідів воднем:

2ВВr 3 + ДТ 2 6HBr + 2B.

Властивості. Бор відомий в аморфній (коричневій) та кристалічній (чорній) формах. Кристалічна решітка бору дуже міцна (ікосаедри), це проявляється у високій твердості, малій ентропії S 0 (в) =7 е.е. та високій температурі плавлення. Бор – напівпровідник, ширина забороненої зони становить 1,42 еВ.

Бор – перший р – елемент у періодичній системі елементів. Будова зовнішньої електронної оболонки 2s 2 2p l . Порушення переводить атом sp 2 - гібридний валентний стан, в якому орбіталі розташовані під 120 0 (ВFз, ВС1з). Завдяки наявності вільної р-орбіталі і малому розміру атома, бор - один із найсильніших акцепторів неподілених електронних пар, утворює комплексні іони типу:

BF 3(г) + HF = H(p),

BF 3 (г) + F - (p) = -1 (p).

Комплексний іон [ВF 4 ] -1 має тетраедричну будову, яка характерна і для інших з'єднань бору.

Властивості елементів підгрупи ІІІ А

З донорно-акцепторною взаємодією пов'язана наявність великої кількості неорганічних полімерів боровосодержащих. За значенням електронегативності бор знаходиться майже в середині шкали електронегативності, тому він може бути як окислювачем у сполуках зі ступенем окиснення +3 (ВF 3 , В 2 Про 3), так і відновником у сполуках зі ступенем окиснення -3 (Mg 3 B 2 , У 3 Н 6). Зв'язки, що утворюються бором, – ковалентні. Для бору типові сполуки, в яких він входить склад комплексного аніону (4 O 7 2-, BF 4 -).

Бор виявляє діагональну аналогію з кремнієм. Для бору та кремнію найбільш характерні похідні, в яких ці елементи поляризовані позитивно. Для обох елементів їх нижчі гідриди малостійкі та газоподібні. Багато спільного має хімія кисневих сполук бору та кремнію: кислотна природа оксидів та гідроксидів, склоутворення оксидів, здатність утворити численні полімерні структури тощо. За звичайних умов бір хімічно інертний. Вода не діє бор; концентрована азотна та сірчана кислоти окислюють його до борної кислоти:

2В + ДТ 2 S0 4 = 2Н 3 ВО 3 + 3SO 2,

В + 3HNO 3 = Н 3 ВО 3 + ЗN0 2.

Кипляча соляна і плавикова кислота на нього не діють. Аморфний бір розчиняється в концентрованих розчинах лугів з утворенням метаборатів:

2В + 2КОН + 2Н 2 Про 2КВО 2 + ДТ 2.

У всіх випадках кристалічний бір хімічно менш активний, ніж аморфний. У хімічних реакціях бор частіше виступає як відновник.

Водневі сполуки бору. З воднем бор не реагує; бороводні або барани отримують штучним шляхом. Це гази або легколеткі рідини з неприємним запахом, дуже отруйні!Їх можна розділити на дві групи: B n H n +4 (B 2 H 6) та B n H n +6 (B 4 H 10). Боран ВНз існує як проміжний продукт у хімічних реакціях, частинки якого, взаємодіючи один з одним, утворюючи димер (диборан):

2BH 3 (г) = B 2 H 6 (г), G 0 = -126кДж

Діборани одержують:

1) ЗNа [ВН 4] + 4ВF 3 газова фаза 2В 2 Н 6 + ЗNа [ВF 4];

2) 2ВС?з+6H 2 (г) газова фаза В 2 Н 6 + 6НС1;

Ці реакції протікають у газовій фазі або у неводних середовищах.

Діборан є енергійним відновником; займається на повітрі:

В 2 Н 6 + 3О 2 3Н 2 О + В 2 О 3;

енергійно взаємодіє з водою з виділенням водню:

2 Н б + 6Н 2 0 2В(ВІН) 3 + 6Н 2.

У середовищі ефіру В 2 Н б реагує з гідридом літію, утворюючи тетрагідроборат літію:

У 2 Н 6 + 2LiН 2Li.

З киснем бор утворює оксид В 2 Про 3 - білий гігроскопічний порошок або тендітну склоподібну масу. B 2 O 3 енергійно приєднує воду, утворюючи кислоти:

B 2 O 3 + H 2 O = 2HBO 2 (метаборна кислота),

HBO 2 + H 2 O = H 3 BO 3 (ортоборна кислота).

Ортоборна (або просто борна) кислота - біла кристалічна речовина, що легко розшаровується на дуже тонкі перламутрові лусочки. Молекули Н 3 ВО 3 розташовані в плоских паралельних шарах, пов'язані між собою водневими зв'язками, а зв'язок між шарами здійснюється слабкими силами Ван-дер-Ваальса. Борна кислота добре розчинна у воді, а також у деяких розчинах органічних розчинників. У водних розчинах вона проявляє себе як одноосновна кислота, внаслідок утворення гідроксокомплексу:

В(ОН) 3 + Н 2 0 = Н [В(ОН) 4].

Тетрагідроксоборат водню являє собою слабку кислоту, близьку за силою до вугільної кислоти. Ортоборна кислота Н 3 ВО 3 при 100°З відщепленням молекули води переходить в метаборну кислоту НВО 2 . І ортоборати, і метаборати активних металів піддаються гідролізу:

Na 2 B 4 0 7 + ЗH 2 O2NaB0 2 +2H 3 BO 3.

Тетраборна кислота Н 2 B 4 Про 7 у вільному стані невідома, її солі тетраборати зустрічаються в природі; тетраборат натрію утворюється при нейтралізації H 3 BO 3 водними розчинами лугів:

4Н 3 ВО 3 + 2NаОН = Nа 2 В 4 Про 7 + 7Н 2 О.

Ступінь окислення +3 у бору проявляється у сполуках з більш електронегативними елементами (нітриди, галогеніди).

Кислотна природа галогенідів проявляється при їх гідролізі:

ВС1 3 + ЗН 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗНС1.

З азотом бор утворює сполуку BN – нітрид бору. Синтез здійснюється при температурі вище 1200°З реакції:

B 2 O 3 + 2NH 3 = 2BN + 3H 2 O.

Отриманий таким чином нітрид бору є білим, схожим на тальк, порошок; його часто називають "білим графітом". Його кристалічна структура аналогічна графіту. Атоми бору та азоту пов'язані між собою sp 2 - гібридними зв'язками. У площині шарів здійснюється додаткове - зв'язування за рахунок порожньої р - орбіталі атома бору та неподіленої електронної пари атома азоту. Окремі верстви пов'язані силами Ван-дер-Ваальса. «Білий графіт» має високу вогнетривкість, хімічно інертний і розшаровується на лусочки, як графіт.

Інша модифікація нітриду бору має кубічну алмазоподібну структуру. У ній атоми бору та азоту знаходяться у sp 3 - гібридному стані. При КЧ=4 три зв'язки утворені за обмінним механізмом, а один за донорно-акцепторним, причому атом бору є акцептором електронної пари, а атом азоту - донором. Ця модифікація BN називається боразоном або ельбором. При високих температурах ельбор можна отримати з «білого графіту», подібно до того, як алмаз виходить із чорного графіту:

BN(гекс) BN(куб).

При нагріванні з вуглецем бор утворює карбід В 4 С:

7С + 2В 2 O 3 6З + В 4 С.

Карбід бору поступається за твердістю лише алмазу та боразону.

При нагріванні бор взаємодіє з багатьма металами, утворюючи бориди різного складу, наприклад: Сг 4, Сг 3, СгВ, СгВ 2 . Це кристалічні речовини. Всі бориди d-елементів характеризуються великою твердістю, тугоплавки та хімічно інертні. Бориди s - елементів, наприклад, MgB 2 реакційноздатні.

Застосування. Бор застосовують як добавку до сплавів, що збільшує їх жароміцність та зносостійкість. Оскільки ядро ​​бору має високий переріз захоплення нейтронів, бор використовують для захисту від нейтронів та регулюючих пристроях атомних реакторів.

Борати входять до складу багатьох миючих засобів. У 2 Про 3 - необхідна частина ряду емалей, глазурів та спеціальних сортів скла. У мікроелектроніці бор використовується як напівпровідник, застосовується для легування напівпровідникових матеріалів. Білий графіт служить ізолятором та твердим високотемпературним мастилом. Боразон застосовують як надтвердий матеріал у бурових роботах при обробці металів. Бориди застосовують для виготовлення високовогнетривких деталей.

Борна кислота застосовується у медицині. Тетраборат натрію Nа 2 В 4 0 7 (бура) використовується як флюс при паянні, т.к. у розплаві цієї солі добре розчиняються оксиди металів з утворенням метаборатів:

Na 2 B 4 O 7 + CuO2NaBO2 Cu(BO 2) 2.

2.2 Алюміній

Другий типовий елемент III групи періодичної системи. Алюміній є першим та найлегшим р-металом. У алюмінію порівняно з бором атомний радіус більший, а потенціал іонізації менший; отже, зростають його металеві властивості. На відміну від неметалу бору алюміній є амфотерним елементом. Алюміній та його гідроксид розчиняються в кислотах та лугах. Для хімії алюмінію винятково важливе значення має його велика спорідненість до кисню, у таблиці 8 наведено значення ентальпій та енергій Гіббса утворення оксидів алюмінію та його аналогів.

Термодинамічні параметри оксидів IIIА групи

І ентальпія, і енергія Гіббса утворення алюмінію різко відрізняються від таких для галію та його аналогів, що вказує на його високу стійкість. І, нарешті, для алюмінію спостерігається горизонтальна аналогія із кремнієм. Виразно проявляється вона в алюмосилікатах, найбільш поширених у земній корі хімічних сполук.

Природні ресурси . Алюміній - один із найпоширеніших на землі елементів, займає третє місце за поширеністю після кисню та кремнію. Алюміній входить до складу 250 мінералів, головним чином алюмосилікатів, у тому числі утворена земна кора; продуктом їх руйнування є глина А1 2 Про 3 2SiO 2 2Н 2 O (каолініт). Зазвичай глина містить домішку сполук заліза, що надає їй бурого кольору. Іноді трапляється біла глина, без домішок заліза. Технічна назва А1 2 O 3 – глинозем. Для видобутку алюмінію використовують мінерали: боксит А1 2 O 3 Н 2 O, а також нефелін Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2 криоліт Na 3 . Зустрічається чистий А12O3 - корунд. Залежно від вмісту домішок корунд має різне забарвлення та назви. Дорогоцінні камені рубін та сапфір - це кристали корунду, пофарбовані домішкою оксиду хрому (рубін) та оксидів титану та заліза (сапфір).

Алюміній отримують електролізом розплаву суміші глинозему з кріолітом. Розплав A? 2 O 3 в кріоліті Na 3 піддають електролізу при 950 про З і напрузі 6-7 B.

Al 2 O 3 = 2A? 3+ + 3O 2 - (дисоціація на іони);

на катоді: A? 3+ +3e = A?;

на аноді: 2O 2- - 4e = O 2 .

Особливо чистий алюміній, необхідний, наприклад, в електронній техніці отримують спеціальними методами: вакуумною дистиляцією або зонною плавкою.

Фізичні та хімічні властивості алюмінію . Алюміній – сріблясто-білий метал. Дуже м'який, легко витягується у фольгу. Кристалізується у ГЦК - структурі. За електричною провідністю займає четверте місце після срібла, золота та міді. На повітрі покривається найтоншою плівкою (10 -5 мм) Al 2 O 3 відрізняється великою міцністю. Захисна плівка надійно оберігає метал від подальшого окиснення. Багато реакцій за участю алюмінію йдуть з латентним (прихованим) періодом, необхідним для руйнування оксидної плівки або дифузії реагенту через неї.

З пніктогенами та халькогенами алюміній взаємодіє при високій температурі. З галогенами, крім йоду, алюміній безпосередньо не реагує. Концентровані сірчана та азотна кислоти пасивують його, тому він у них не розчиняється. Алюміній розчиняється в соляній кислоті та в розчинах лугів:

2А? + 6НС? = 2А?С1 3 + ДТ 2,

2A? + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2. .

Алюміній, позбавлений захисної плівки, енергійно взаємодіє з водою:

2А? + 6Н2O = 2А? (ВІН) 3 + 3H 2 .

Хімічний зв'язок у сполуках алюмінію має більшу частку іонності, ніж у сполуках бору. Так, ВF3-газ, А?F3-тверде з'єднання з високою температурою плавлення, його цілком можна назвати сіллю; галогеніди А?С1 3 А?Вг 3 А?I 3 виявляють властивості, проміжні між властивостями галогенідів неметалів і солей.

Іон A? 3+, що має малий радіус і великий заряд, виявляє схильність до комплексоутворення, причому в алюмінію вона більша, ніж у магнію, і менше, ніж у бору. Алюміній утворює міцні комплекси з H2O, OH-, F-; як всі s-і р - елементи не дають міцних комплексів з аміаком та його похідними. При комплексоутворенні в хімічний зв'язок можуть робити внесок вільні d - орбіталі атома алюмінію. Цим пояснюється можливість утворення комплексів з К.Ч. = 6, наприклад, [А? (Н 2 O) 6] 3 + (sp 3 d 2 - гібридизація).

З'єднання. Алюміній не входить у реакцію з воднем. Гідрид алюмінію отримують непрямим шляхом, діючи гідридом літію в ефірному розчині А1С1 3:

A?C? 3 + 3LiH A?H 3 + 3LiC?.

Гідрид алюмінію АlН 3 – білий порошок; це полімерне з'єднання (А1Н 3) n . Якщо попередню реакцію провести з надлишком LiH, то отримуємо тетрагідроалюмінат літію:

A?C? 3+4LiHLi+3HC?.

Li сильний відновник, бурхливо реагує з водою з виділенням водню:

Li + 4H 2 OLiOH + A? (OH) 3 + 4H 2 .

При нагріванні алюміній енергійно взаємодіє з киснем:

4А? (г) + 3O 2 (г) = 2А? 2 O 3 (к); G ° = -3164 кДж.

Оксид алюмінію Аl 2 Про 3 - дуже тверда, тугоплавка, хімічно стійка сполука (T пл =2072 про C, Т кип = З500 про С), руйнується лише при тривалому нагріванні з кислотами або лугами:

А? 2 O 3 + 6НС? = 2А? 3 + ДТ 2 O,

A? 2 O 3 + 2NaOH = 2NaA1O 2 + H 2 O.

У лужних розчинах утворюються гідроксоалюмінати:

A? 2 O 3 + 2NaOH + 7H 2 O = 2Na.

Гідроксид алюмінію А? (ВІН) 3 амфотерне з'єднання, йому відповідають два типи солей: солі алюмінію (III), наприклад, A? 2 (SO 4) 3 , А? 3 і алюмінію - солі алюмінієвих кислот. У водних розчинах алюмінати існують у вигляді гідроксокомплексів, наприклад, К [А?(ОН) 4 ], у розплавах у вигляді солей неіснуючої у вільному стані метаалюмінієвої кислоти, наприклад, КА?O 2 . Схему рівноваги в насиченому водному розчині А1 (ОН) 3 можна наступним чином:

A? 3+ +3ОH?A? (OH) 3 H H + + -

розчин осад розчин

Додавання кислоти (Н+) призводить до усунення рівноваги у бік утворення катіону Al 3+ (солей алюмінію катіонного типу):

А? (ОH) 3 + ДТ + = A? 3+ + ЗH 2 O.

Додавання лугу (ВІН -) - у бік утворення аніонів (солей алюмінію аніонного типу):

А? (ВІН) 3 + ВІН - = - .

Солі алюмінію у водних розчинах сильно гідролізовані. Реакція середовища залежить від типу розчиненої солі:

A? 3+ + H 2 OA?OH 2+ + Н + рН< 7.

Солі А? 3+ та слабких кислот гідролізуються повністю з утворенням опадів гідроксиду алюмінію або гідроксосолей алюмінію:

A? (СН 3 СОО) 3 +2Н 2 OA?OН(СН 3 СОО) 2 ++А? (ВІН) 2 СН 3 СОО + СН 3 СООН.

Внаслідок сильного гідролізу багато солі алюмінію не вдається виділити з водних розчинів (наприклад, сульфід, карбонат, ціанід та ін.):

А? 2 S 3 + 6H 2 O = 2А?(OH) 3 v + 3H 2 S^

Солі алюмінію та кисневмісних кислот розчиняються у воді. Виняток становить фосфат алюмінію А?РО Утворення малорозчинного фосфату відіграє важливу роль у життєдіяльності організмів. Засвоєння фосфору організмом зменшується у присутності катіонів А? 3+ внаслідок утворення в кишечнику малорозчинного фосфаталюмінію. Цю обставину необхідно враховувати для призначення препаратів алюмінію, наприклад засоби проти підвищеної кислотності шлунка А?(ОН) 3 .

У шлунку гідроксид алюмінію утворює гель, який нейтралізує іони гідроксонію шлункового соку:

A? (ВІН) 3 + 3Н 3 Про + = A? 3+ + 6Н 2 Про

Іони алюмінію, що перейшли в розчин, в кишечнику переходять в малорозчинну форму - фосфат алюмінію:

A? 3+ (р) + РО 4 3- (р) = A? РО 4 (т)

У живих організмах із біолігандами (оксикислотами, поліфенолами, вуглеводами, ліпідами) алюміній утворює хелатні комплексні сполуки. Як правило, зв'язки з органічними лігандами він утворює через атоми кисню.

У стоматологічній практиці знаходять широке застосування сполуки алюмінію, наприклад, біла глина (каолін) A? 2 Про 3 SiO 2 2H 2 O. Каолін входить до складу цементів, які використовують як тимчасовий пломбувальний матеріал, а також для штампування коронок.

З сульфатами металів у ступені окислення +1 сульфат алюмінію утворює подвійні солі типу Ме2SO4А? 2 (SO 4) 3 12Н 2 O. Ці сполуки отримали назву алюмінієвих галунів. Гали в твердому стані стійкі, а в розчинах дисоційовані на складові іони. Гальця добре розчиняються у воді і кристалізуються з розчинів, утворюючи великі октаедричні кристали.

Гідроксид алюмінію утворюється у вигляді аморфних опадів. Кристалічний A?(ОН) 3 можна отримати, пропускаючи 2 через лужні розчини алюмінату натрію:

2 Na + 2CO 2 = 2A?(OH) 3 v + 2naHCo 3 + 4H 2 O

Застосування. Алюміній - другий (після заліза) метал за обсягом виробництва та застосування у техніці. Використовують як чистий алюміній, і його сплави. Сплав - дюралюміній, що містить 4% (мас.) Сu, 1,5% Mg, 0,5% Mn - основний конструкційний матеріал у літакобудуванні. Велика кількість алюмінію йде виготовлення проводів. З алюмінієвих сплавів було виготовлено перший штучний супутник Землі. Завдяки високій спорідненості з киснем алюмінію, можливий процес алюмінію - виділення металів з їх оксидів при дії алюмінію. Алюмотермію використовують для лабораторного одержання багатьох металів (Mn, Cr, V, W, та ін), у ряді випадків у промисловості (отримання Sr, Ba та ін.)

З оксиду алюмінію виготовляють вогнетривку та хімічно стійку кераміку. У великій кількості вирощують монокристали чистого А? 2 Про 3 з добавками домішок (штучні рубіни та сапфіри). З них виготовляють лазери та підшипники для точних механізмів.

Сполуки алюмінію входять до складу багатьох продуктів силікатної промисловості (цемент, порцеляна, кераміка). Гальця застосовують у шкіряній та в текстильній промисловості. Сульфат алюмінію застосовують для очищення води. В основі першого етапу водоочищення використовується реакція:

А? 2 (SO 4) 3 + ЗСа(НСО 3) 2 ЗСаSO 4 + 2А? (ВІН) 3 + 6С 2 .

Утворюються пластівці гідроксиду алюмінію захоплюють в осад різні домішки. Хлорид алюмінію та гідроалюмінат літію використовують в органічних синтезах.

З кристалогідратів солей алюмінію в медичній практиці знаходять застосування алюмокалієві галун КA?(SO 4) 2 12H 2 O і палені галун КA?(SO 4) 2 які отримують нагріванням алюмокалієвих галунів при температурі не вище 433 К.

Палені галун використовують у вигляді присипок як в'яжучий і висушує засіб. Осушуюча дія пов'язана з тим, що палені галун повільно поглинають воду:

КA?(SO 4) 2 + xH 2 O = KA?(SO 4) 2 xH 2 O

Фармакологічна дія солей алюмінію полягає в тому, що іони A? 3+ утворюють з білками (протеїнами Pr) комплекси, що випадають у вигляді гелів:

A? 3+ + Pr >A?Pr

Це призводить до загибелі мікробних клітин та знижує запальну реакцію.

Гальба застосовують для полоскань, промивань і примочок при запальних захворюваннях слизових оболонок і шкіри. Крім того, цей препарат застосовують як кровоспинний засіб при порізах (згортаюча дія).

2.3 Підгрупа галію

Незважаючи на те, що елементи підгрупи галію – типові аналоги, спостерігаються особливості у властивостях окремих її представників. Галій безпосередньо слідує за першою десяткою перехідних 3d-металів, для яких особливо сильна d-контракція, тому атомний радіус галію не тільки менший за його більш важкі аналоги, але й алюміній, внаслідок цього інші енергетичні характеристики відрізняються від його аналогів.

Природні сполуки. Галій, індій, талій, на відміну від алюмінію, – рідкісні та розсіяні елементи. Вони входять як домішки у різні руди. Практично існує один мінерал галію - галліт CuGaS 2 рідко зустрічається. Галій супроводжує алюмінію та цинку. Індійові руди рокезит CuInS 2 та індит FeInS 2 зустрічаються теж дуже рідко. Основною сировиною для отримання талію є поліметалеві руди.

Отримання. Солі та оксиди Ga, In, T? виділяють шляхом переробки відходів виробництва алюмінію та вилучення сполук цих металів з поліметалевих руд. Вільні метали отримують електролізом підкислених водних розчинів із солей або відновленням їх оксидів вугіллям або воднем. Виділені метали очищають зонною плавкою або методами амальгамної металургії.

Властивості. Існування галію - екаалюмінію було передбачено Д.І. Менделєєвим у 1870 р., і навіть «обчислено» основні властивості цього елемента. У 1875 р. французький хімік Лекок де Буабодран відкрив та виділив цей елемент. У вільному стані галій, індій, талій – сріблясто-білі метали. Галій крихкий, а індій та талій дуже м'які метали. Галій та індій на повітрі стійкі, на відміну від талію, який у вологій атмосфері покривається шаром гідроксиду та швидко руйнується. Унікальна серед металів кристалічна решітка галію, що складається з атомних пар Ga 2 обумовлює незвичайні властивості металевого галію. Для нього характерна низька температура плавлення, менша щільність кристалів у порівнянні з рідиною, більша схильність до переохолодження. Галій – речовина з дуже великим температурним інтервалом існування рідкої фази. У парах галій одноатомен.

Галій, індій, талій – хімічно активні. Стосовно різних окислювачів вони виявляють індивідуальні особливості. Галій нагадує алюміній (особливо стосовно лугів); HNO 3 розчиняється повільно, добре розчиняється в НС1 і H 2 SO 4 ; талій добре розчиняється в HNO 3:

T? + 4HNO3 = T? (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O,

а в НС1 і Н 2 SO 4 повільно через пасивуючі плівки Т?С? та T? 2 SO При розчиненні в кислотах галій та індій поводяться як тривалентні метали, а талій утворює солі ТI +; т.к. іон Tl 3+ нестійкий:

2Ga + 6HC? = 2GaC? 3 + 3H 2, ^

2Т? + 2НС? = 2Т? С? + Н 2 ^

Галій та індій взаємодіє з лугами з утворенням галлатів та індатів із виділенням водню, причому галій реагує швидко, а індій – повільно.

2Ga + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + ЗH 2 .

З воднем галій, індій та талій не реагують. Непрямим шляхом можна отримати гідриди, що легко розкладаються: Ga 2 H 6 (рідина) і GaН 3 , InН 3 (полімери, аналогічні АIN 3). При нагріванні галій, індій і талій утворюють оксиди типу Ме 2 O 3 відповідні гідроксиди Ме(ОН) 3 (табл. 9).

Підвищення стійкості низьких ступенів окислення у ряді Ga-In-TI показує наступна закономірність: Gа 2 O 3 плавиться без розкладання, Iп 2 O 3 розкладається при нагріванні вище 850 ° С, Т? 2 Про 3 починає відщеплювати кисень при 90°С, перетворюючись на ТІ 2 Про.

Зі збільшенням атомного номера зростає інтенсивність забарвлення: Ga 2 O 3 - білий, In 2 O 3 -світло-жовтий, T? 2 O 3 – коричневий. Цей факт свідчить про посилення частки іонності в оксидах зі зростанням атомної маси елемента. Ga 2 O 3 - ізоструктурний корунд, а In 2 O 3 і T? 2 O 3 кристалізуються у ґратах типу О.Ц.К. Взаємодія з лугами у вказаному ряду слабшає: Ga 2 O 3 розчиняється в розчинах лугів добре, утворюючи гідроксогалати, T? 2 O 3 практично не розчиняється:

Ga 2 O 3 + 2NaOH +3H 2 O = 2Na.

У розплавах лугів утворюються безводні галати:

Ga 2 O 3 + 2NaOH = 2NaGaO 2 + H 2 O.

Гідроксоїндати Na 3 утворюються тільки при більшому надлишку лугу. При дії води галлати та індати повністю гідролізуються:

NaGaO 2 + 2HOH = NaOH + Ga(OH) 3 .

Гідроксиди Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , T?(OH) 3 одержують діючи розчинами лугів на розчини відповідних солей. Гідроксид галію розчиняється в сильних кислотах та основах. Він є рідкісним прикладом ідеального амфоліту, для якого кислотні та основні властивості виражені практично однаково. Для зневоднення Ga(OH) 3 потрібно нагрівання, а TI(OH) 3 мимоволі втрачає воду при кімнатній температурі, про що свідчать значення G 0 298:

2Ga(OH) 3 (k) = Ga 2 O 3 (k) + 3H 2 O(r); G 0298 = - 8 кДж,

2T? (OH) 3 (k) = T? 2 O 3 (k) + 3H 2 O(r); G 0298 = -117 кДж.

Оксид T? 2 O 3 на відміну своїх аналогів розкладається при 100 про З: і окислює НС? до З? 2: T? 2 O 3 + 6НС? = 2Т?С? +3Н 2 Про +2С? 2.

T? 2 O отримують прямим окисненням металу на повітрі при невеликому нагріванні. TI 2 O – порошок чорного кольору; у розплавленому стані - жовтий, легко розчиняється у воді з утворенням лугу, тобто поводиться як оксид лужного металу. Розплав TI 2 O руйнує силікати – скло, фарфор. Таку ж дію має і розчин T?OH (сильний луг). Гідроксид Т?ОН отримують по реакції обміну: гідроксид талію (I) поглинає углекислий газ:

2T?OH + 2 = T? 2 СО 3 + Н 2 О

T? 2 СО 3 + СО 2 + Н 2 О = 2T?НСО 3

За кімнатної температури Ga, In, T? реагують з галогенами F 2 C? 2 , Br 2 а при нагріванні з I 2 . В результаті утворюються галогеніди ЕГ3. За властивостями GaГ 3 ближче до галогенідів неметелів, а InГ 3 і T?Г 3 до солей.

Відомо багато солей Ga+3, In+3, T? +3 більшість з них добре розчиняються у воді. Іони Ga 3+, In 3+ безбарвні, T? 3+ має світло-жовте забарвлення. Всі солі аналізованих металів Е 3+ схильні до гідролізу. Халькогеніди відомі для галію та індія. Для талію відомий сульфід T? 2 S 3 який може бути отриманий сухим шляхом. Гідроксид T?OH отримують за реакцією обміну:

T?SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 v + 2T?OH

Застосування. Металевий галій та індій використовуються у вакуумній техніці: галій для рідкометалевих затворів (що замінюють ртутні), як ущільнюючі прокладки в апаратах, де створюється високий вакуум. Галій можна використовувати для виготовлення оптичних дзеркал, що відрізняються високою здатністю, що відбиває.

Різноманітні застосування мають напівпровідникові матеріали елементів підгрупи галію (GaAs, GaSb, InAs, InSb, Т1 2 S 3 та ін). Ці напівпровідники працюють у фотоелементах та у фотоопірах, що сприймають інфрачервоне випромінювання.

3 . Біологічна роль р-елементівIIIА-групи

Бір.Бор відноситься до домішкових мікроелементів, його масова частка в організмі людини складає 10-5%. Бор концентрується головним чином у легенях (0,34 мг), щитовидній залозі (0,30 мг), селезінці (0,26 мг), печінці, мозку (0,22 мг), нирках, серцевому м'язі (0,21 мг). . Біологічна дія ще недостатньо вивчена. Відомо, що бор входить до складу зубів і кісток, у вигляді складних солей борної кислоти з катіонами металів.

Надлишок бору шкідливий організму людини. Є дані, що великий надлишок бору пригнічує амілази, протеїнази, зменшує активність адреналіну. Передбачається, що зниження активності адреналіну, що є похідним поліфенолу, пов'язане з його взаємодією з добірною кислотою.

Давно відомо, що бор необхідний вищим рослинам, проте дані про його біологічну роль суперечливі.

Дослідження, проведені останніми роками, показали, що бор є необхідним деяких тварин. Встановлено, що бір бере участь у вуглецево-фосфатному обміні, взаємодіє з низкою біологічно активних сполук (вуглеводами, ферментами, вітамінами, гормонами). Водночас вживання харчових продуктів з великим вмістом бору порушує в організмі обмін вуглеводів та білків, що призводить до виникнення ендемічних кишкових захворювань – ентеритів.

Алюміній.За вмістом в організмі людини (10 -5 %) алюміній відноситься до домішкових мікроелементів. Алюміній концентрується головним чином у сироватці крові, легень, печінки, кістках, нирках, нігтях, волоссі, входить до структури нервових оболонок мозку людини.

Добове споживання алюмінію людиною становить 47 мг. Алюміній впливає розвиток епітеліальної і сполучної тканин, на регенерацію кісткових тканин, впливає обмін фосфору.

Алюміній впливає на ферментативні процеси. Найчастіше катіон A? 3+ заміщає іони Е 2+ - активатори ферментів Е, наприклад, іони Mg 2+ Са 2+ :

Е 2+ Е + A? 3+ = Е 2+ + A? 3+ Е

Така взаємозамінність можлива внаслідок схожості низки властивостей іонів A? 3+ та Mg 2+ , Са 2+ . Надлишок алюмінію в організмі гальмує синтез гемоглобіну, оскільки завдяки досить високій комплексоутворюючій здатності алюміній блокує активні центри ферментів, що беруть участь у кровотворенні. Є дані, що алюміній може каталізувати реакцію трансамінування (перенесення NH 2 -групи.)

Галій.Галій - домішковий мікроелемент (зміст в організмі людини 10-6-10-5%). Біологічна роль галію у живих організмах майже не з'ясована.

Індій.В даний час біологічна дія Індія невідома, немає достовірних відомостей про його наявність у живих організмах. Враховуючи близькість атомної будови та фізико-хімічних властивостей індію та галію, можна прогнозувати подібність їх біологічної дії. Очевидно, індій, як і алюміній, потрапляючи в організм, повинен накопичуватися в кістковій та інших тканинах у вигляді малорозчинного фосфату.

талій.Талій відноситься до дуже токсичних елементів. Іон Tl + схильний, подібно до Ag + , утворювати міцні сполуки з сірковмісними лігандами:

Tl + + R - SH > R - S - Tl + H +

Внаслідок цього він токсичний, оскільки пригнічує активність ферментів, що містять тіогрупи – SH. Навіть дуже незначні кількості сполук Tl+ при попаданні в організм викликають випадання волосся.

Внаслідок близькості радіусів К + і Tl + (?r = 11 пм) вони мають подібні властивості і здатні заміщати один одного в ферментах. Іони Tl+ та К+ є синергістами. Цим пояснюється той факт, що ферменти піруваткіназу та діолдегідратазу активуються не тільки іонами К+, але іонами Tl+ (іон Tl+ заміщає К+ у каталітичному центрі ферментів). Синергізм талію і калію проявляється і в тому, що подібно до іонів К + , іони Tl + накопичуються в еритроцитах.

Як протиотрути при отруєннях іонами Tl + використовують сірковмісний ліганд - амінокислоту цистин HS-CH 2 CH(NH 2) COOH.

На закінчення слід зазначити, що біологічна роль р-элементов IIIА-групы вивчена недостатньо. Нині відомо, що бор та галій взаємодіють у рослинах з інгібіторами їх розвитку поліфенолами, зменшуючи токсичність останніх. Встановлена ​​також безперечна роль алюмінію в побудові епітеліальної та сполучної тканин, а також його участь у ферментативних процесах як активатора, так і в якості інгібітора. Властивістю інгібувати багато сірковмісних ферментів має іон Tl + .

Біологічна активність р-елементів IIIА-групи пов'язана головним чином з їхньою здатністю до утворення комплексних сполук з кисневмісними лігандами та нерозчинних фосфатів.

4. Елементи IVА групи (підгрупа вуглецю)

4 .1 Загальна характеристика елементів IVА групи

Четверта головна група періодичної системи включає два типові елементи вуглець і кремній, елементи: германій, олово свинець (підгрупа германію). Вуглець є основою органічної хімії, головним органогенним елементом, необхідним компонентом організму всіх живих істот. Другий типовий елемент – кремній – основний елемент неорганічної хімії та всієї неживої природи. Кремній та германій – домінуючі напівпровідникові матеріали. Інтегральні схеми з урахуванням кремнію і германію є основою комп'ютерів, мікропроцесорів тощо.

Всі елементи цієї підгрупи містять по чотири валентні електрони - це ns 2 np 2 електрони. Це число валентних електронів є оптимальним для виникнення тетраедричних зв'язків обмінного механізму. Деякі фізико-хімічні константи даних елементів підгрупи наведені у табл. 10.

У межах IVА – групи спостерігається залежність властивостей від положення елемента. Так, ОЕО германію більше, ніж кремнію, хоча перший потенціал іонізації германію менший. Це пояснюється існуванням атома германію на відміну від кремнію, заповненого внутрішнього 3d 10 - рівня, який служить екраном для р-електронів. У ряду C - Si - Ge - Sn - Pb енергія іонізації зменшується та збільшується атомний радіус, тобто посилюються металеві властивості. Перші два елементи – типові неметали, кремній та германій – напівметали. Свинець типовий – метал. Всі елементи виявляють ступінь окиснення: +4, +2, причому, зверху вниз стійкість високого ступеня окиснення зменшується, а низьким зростає. У сполук елементів зі ступенем окиснення (+4) у ряду від вуглецю до свинцю посилюються окислювальні властивості, а сполук з ступенем окиснення (+2) послаблюються відновлювальні властивості. Наприклад, германій і олово в ступені окислення (+2) є сильними відновниками, у сполук Ge (+2) відновлювальні властивості настільки сильні, що без окислювача вони диспропорціонують. Для свинцю ступінь окислення (+2) є найбільш стійкою, а сполуки Pb (+4) – сильні окислювачі.

Властивості елементів підгрупи вуглецю

4.2 Вуглець та його сполуки

Природні ресурси. Зміст вуглецю в земній корі становить 0,1%.

Залежно від числа у-зв'язків координаційне число вуглецю дорівнює чотирьом (sp 3 - гібридизація), трьом (sp 2 - гібридизація), або двом (sp - гібридизація) валентних орбіталей:

Відповідно до характерних гібридних станів орбіталей атоми вуглецю можуть об'єднуються в полімерні утворення координаційної (sp 3), шаруватої (sp 2) і лінійної (sp) структури.

Цьому відповідає три найпростіші типи речовин: алмаз, графіт, карбін. У продуктах конденсації парів графіту виділено нову модифікацію вуглецю - фулерен.

Алмаз(sp 3) - кристалічна речовина з атомними координаційними гратами, що має велику твердість і значну щільність. Він твердіший за всі речовини. Його широко використовують для різання скла, буріння гірських порід, шліфування особливо твердих матеріалів. Зразки його у чистому вигляді сильно заломлюють світло (світяться). При спеціальному ограновуванні прозорих кристалів одержують діаманти. Це найдорожчий з дорогоцінного каміння. Масу алмазу виражають у каратах (1 карат відповідає 0,2 грама). Вартість алмазу зростає пропорційно до квадрату його маси.

При sp 2 гібридизації утворюється плоска структура графіту. Графіт - чорно-сіра кристалічна речовина зі слабким металевим блиском. Відстань між шарами дуже велика (0,335 нм), а міжмолекулярні сили між шарами у графіті дуже малі. Графіт розщеплюється на тонкі лусочки, які самі собою дуже міцні і легко прилипають до паперу. Графіт тугоплавок, із нього готують тиглі для металургії. У ядерних реакторах графіт використовують як сповільнювач нейтронів. Зустрічається у вигляді покладів (Алтай), виходить із коксу. Перехід графіту в алмаз здійснюється при температурі 1800°З тиску 6 ГПа в присутності розчинників (розплавлений FeS, Та, Ni та ін).

При sp гібридизації утворюється карбін, відкритий у 1963 році, пізніше виявлений у природі. Карбін одержують шляхом каталітичного окиснення ацетилену. Карбін - дрібнокристалічний порошок чорного кольору. Кристали карбину складаються з лінійних ланцюжків вуглецевих атомів, з'єднаних одинарними і потрійними зв'язками, що чергуються:

- С С - С С - … (- С С -) n

По твердості карбін перевершує графіт, але поступається алмазу. Має напівпровідникові властивості. При нагріванні (Т=2880°C) без доступу повітря перетворюється на графіт.

До різновидів графіту відносять сажу та деревне вугілля. Вугілля виходить при термічному розкладанні вуглецевих сполук. Вугілля є тонко подрібненим графітом. Деревне вугілля виходить при обвуглюванні деревини. Вугілля (особливо деревне) містить велику кількість пір, тому має велику адсорбційну здатність. Адсорбцією називається властивість вугілля та інших твердих тіл утримувати на своїй поверхні пари, гази та розчинені речовини. Речовини, поверхні яких відбувається адсорбція, називаються адсорбентами. Якщо пропустити через розтерте вугілля чорнило (вугілля - адсорбент, чорнило - адсорбат), то вони знебарвлюються. У техніці як адсорбенти застосовуються алюмосилікати. У медицині таблетки із активованого вугілля використовують для видалення шкідливих речовин.

Хімічні властивості. При звичайній температурі вуглець дуже інертний, за певних умов виявляє окислювальні та відновлювальні властивості. Окисні властивості проявляються в реакціях:

4А1 + 3 = Al 4 +3 3 -4 (карбід А?);

СаО + 3С = З +2 Про + СаС 2 (карбід Са);

З + 2Н 2 = -4 H 4 (метан).

Відновлювальні властивості для вугілля більш характерні:

С + О 2 = СО 2 .

Вугілля відновлює Fe, Cu, Zn, Pb та інші метали з їх оксидів, наприклад:

2ZnO + С = 2Zn + С +4 Про 2 .

При високих температурах вуглець взаємодіє з киснем, азотом, галогенами та багатьма іншими металами.

Оксид вуглецю(II) СО утворюється в процесі згоряння вугілля при нестачі кисню:

2С + O2 = 2СО.

У молекулі монооксиду потрійний хімічний зв'язок, тому характеризується низькою температурою плавлення і малою розчинністю у воді. У промисловості СО отримують пропусканням діоксиду вуглецю над розпеченим вугіллям за високої температури:

СО 2 + С = 2СО.

Внаслідок протікання цієї реакції вихлопні гази автомобілів містять ЗІ, також містять ЗІ, що відходять гази печей при поганій тязі.

В лабораторії оксид вуглецю СО одержують, додаючи по краплях мурашину кислоту до концентрованої сірчаної кислоти, яка віднімає від неї воду:

НСООН СО + Н2О.

Щавлева кислота при нагріванні із сірчаною кислотою дає суміш двох оксидів:

Н 2 С 2 0 4 = З + С0 2 + Н 2 О.

Суміш отриманих газів пропускають через розчин гідроксиду барію, який поглинає лише CO2.

Фізіологічна дія . Монооксид вуглецю дуже отруйний, смертельна доза в повітря 0,2%. З гемоглобіном крові СО зв'язується міцніше, ніж кисень, тим самим блокуючи перенесення кисню в організмі. Ознаки отруєння малими дозами: кров незвичайно яскравого забарвлення, сильний біль голови, іноді втрата свідомості.

Властивості. Оксид вуглецю (СО) - безбарвний газ, важчий за повітря, мало розчинний у воді. Поглинається активованим вугіллям, а також шаром, що фільтрує, містить I 2 O 5 . Оксид вуглецю за звичайних температур хімічно інертний, проте за участю каталізаторів реагує з воднем з утворенням вуглеводнів. Через наявність неподілених пар у вуглецю та кисню монооксид вуглецю є лігандом і утворює міцні комплекси з перехідними металами, наприклад, , , . При високих температурах СО відновлює багато металів із їх оксидів:

CO + CuO = Cu + CO2.

Ця властивість оксиду вуглецю (II) використовується при виплавці металів із руд. З'єднуючись із сіркою, утворює тіооксид:

З'єднуючись з хлором, утворює фосген:

СО + C? 2 = СОС? 2 .

Фосген (СОС? 2) - безбарвний газ із слабким сінним запахом. Дуже отруйний, У першу світову війну його використовували як задушливий і отруйний засіб. Фосген повільно гідролізується водою з утворенням соляної та вугільної кислот:

СОС? 2 + 2НОН = Н 2 СО 3 + 2НС?

Диоксид вуглецюЗ 2 - утворюється в природі при згорянні та гниття органічних речовин. У повітрі його концентрація становить 0,03%, міститься також у багатьох мінеральних джерелах (нарзан, боржомі). Атмосфера Венери на 95% складається із СО 2 . Діоксид вуглецю асимілюється у процесі фотосинтезу зеленими рослинами за допомогою наявного у них хлорофілу; при поглинанні сонячної енергії в рослинах утворюються органічні речовини (насамперед глюкоза), а кисень звільняється та виділяється в атмосферу. Поглинена енергія при дисиміляції у живих організмах тварин та рослин знову вивільняється. Дисиміляція органічних речовин в організмах - це процес їх окислення у присутності ферментів з утворенням діоксиду вуглецю та води:

Подібні документи

Фізичні властивості елементів головної підгрупи ІІІ групи. Загальна характеристика алюмінію, бору. Природні неорганічні сполуки вуглецю. Хімічні властивості кремнію. Взаємодія вуглецю з металами, неметалами та водою. Властивості оксидів.

презентація , доданий 09.04.2017


Основні класи неорганічних сполук. Поширеність хімічних елементів. Загальні закономірності хімії s-елементів І, ІІ та ІІІ груп періодичної системи Д.І. Менделєєва: фізичні, хімічні властивості, способи одержання, біологічна роль.

навчальний посібник, доданий 03.02.2011


Загальна характеристика елементів VIA підгрупи, їх отримання, фізичні та хімічні властивості, поширення у природі. Водневі та кисневі сполуки халькогенів. Обґрунтування ступенів окиснення +IV, +VI. Основні сфери застосування сірчаної кислоти.

презентація , додано 11.08.2013


Кальцій як один із найпоширеніших елементів на Землі, його головні фізичні та хімічні властивості, історія відкриття та досліджень. Знаходження елемента у природі, сфери його практичного застосування. Існуючі сполуки та біологічна роль.

контрольна робота , доданий 26.01.2014


Атомні, фізичні та хімічні властивості елементів підгрупи міді та їх сполук. Зміст елементів підгрупи міді у земній корі. Використання піро- та гідрометалургійних процесів для отримання міді. Властивості сполук міді, срібла та золота.

реферат, доданий 26.06.2014


Загальна характеристика хімічних елементів IV групи таблиці Менделєєва, їх перебування у природі та сполуки коїться з іншими неметалами. Отримання германію, олова та свинцю. Фізико-хімічні властивості металів підгрупи титану Сфери застосування цирконію.

презентація , доданий 23.04.2014


Загальна характеристика елементів І групи, їх хімічні та фізичні властивості, історія відкриття та особливості способів одержання. Літій та його сполуки. Закономірності у будові атомів лужних металів. Правила зберігання деяких елементів цієї групи.

презентація , доданий 30.11.2012


Характеристика та групове значення р-елементів. Ступені їх окиснення. Стан атомів халькогенів. Властивості галогенів. Підгрупа алюмінію, азоту та вуглецю. Основні мінеральні форми бору. Поширеність у земній корі різних видів мінералів.

презентація , доданий 22.04.2016


Метали. Методи одержання металів. Хімічні властивості металів. Характеристика металів головної підгрупи І групи. Характеристика елементів головної підгрупи ІІ групи. Характеристика елементів головної підгрупи ІІІ групи. Алюміній. Перехідні метали

реферат, доданий 18.05.2006


Елемент головної підгрупи другої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Історія та походження назви. Знаходження кальцію у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування металевого кальцію.