ЛЕКЦИИ ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ Учебное пособие Томск Сибирский г

Работа добавлена на сайт samzan.net:

PAGE  3

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Сибирский государственный медицинский университет федерального агентства по здравоохранению и социальному развитию»

                                          Т.Н.Цыбукова

ЛЕКЦИИ ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Учебное пособие

Томск

Сибирский государственный медицинский университет

2010

УДК: 546 (075)

ББК: Г1я7

О: 753

Лекции по общей и неорганической химии: Учебное пособие (издание 2-е, переработанное и дополненное) / Т.Н. Цыбукова. Под  ред. проф. М.С. Юсубова. – Томск, 2010. – 148с.

Пособие предназначено для студентов 1 курса фармацевтического факультета Сибирского государственного медицинского университета (очная и заочная форма обучения). Материал излагается в соответствии с учебной рабочей программой дисциплины «Общая и неорганическая химия» для специальности 060108-Фармация. Им могут также пользоваться студенты фармацевтического колледжа и лица, самостоятельно изучающие основы химии.

В пособии систематически изложен теоретический и фактический материал

курса общей химии и химии элементов. Значительное внимание уделено биогенности элементов.

Утверждено и рекомендовано к печати

учебно-методической комиссией фармацевтического факультета СибГМУ (протокол №  от « » ------ 2010г.)

и центральным методическим советом СибГМУ

(протокол №----- от «---» ----------- 2010 г.).

Рецензенты: Батырева В.А. – доцент кафедры неорганической химии ТГУ

                     Кадырова Т.В. – доцент кафедры фарм. химии СибГМУ

                   © Сибирский государственный медицинский университет, 2010

СОДЕРЖАНИЕ

1.Введение; основные понятия и законы                                                              3

2.Строение атома                                                                                                     8

3.Периодическая система Д.И. Менделеева                                                        16

4.Химическая связь и строение молекул                                                             19

5.Основные классы химических соединений                                                      28

6.Комплексные соединения                                                                                  39

7.Окислительно-восстановительные реакции                                                     47

8.Некоторые понятия энергетики химических реакций                                    50

9.Основы химической кинетики; химическое равновесие                                55

10.Учение о растворах;  электролитическая диссоциация                                62

11.Константа равновесия; произведение растворимости;

    водородный показатель                                                                                    67

12.Ионные реакции; амфотерность; гидролиз солей                                         73

13.Коллигативные свойства растворов                                                               77

14.Теории кислот и оснований                                                                             82

15.Химия элементов. Основные свойства металлов и неметаллов                  86

16.Основные свойства  s- элементов                                                                   89

17.Основные свойства d- элементов                                                                   97

18.Основные свойства р- элементов                                                                 106

19.Распространенность химических элементов в природе

    и их биогенность                                                                                           125

20.Список литературы                                                                                       144

21.Приложение                                                                                                   145

ВВЕДЕНИЕ

ХИМИЯ – фундаментальная наука и мощный инструмент исследования окружающего мира; наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Химия исследует и познает процессы в живых системах, поэтому студенты естественнонаучных специальностей (будущие биологи, биохимики, физиологи, агрономы, животноводы, биотехнологи, экологи, медики, фармацевты) должны хорошо усвоить основные идеи, законы и методы этой науки.

В настоящее время известно свыше пятнадцати миллионов химических веществ. Задачи химии: 1) получение новых веществ и материалов с заранее заданными свойствами; 2) создание безотходных технологий и интенсификация промышленных производств; 3) использование энергии, выделяющейся за счет химических превращений.

Развитие химического производства в Индии и Китае началось задолго до новой эры. В древнеиндусской философии встречается идея о том, что вселенная построена из небольшого числа простых веществ. Более цельное философское воззрение сложилось в Древней Греции. Так, по учению Демокрита (примерно 2400 лет тому назад) все тела природы состоят из мельчайших и неделимых частиц, которые он назвал атомами. В мире нет ничего, кроме разнообразных по форме, постоянно движущихся атомов и пустого пространства между ними. Это учение Демокрита далеко опередило взгляды его современников. Также несколько тысячелетий тому назад в Древнем Египте научились выплавлять железо из руд, получали цветные стекла, дубили кожу, извлекали из растений краски, душистые вещества, лекарства.

Основоположник медицинского направления в химии – швейцарский врач Т. Парацельс (16 в.) – писал, что цель химии состоит не в изготовлении золота и серебра, а в изготовлении лекарств. Он впервые стал применять для лечения больных неорганические вещества, что побудило многих врачей к изучению химии. Этот период в развитии химии и медицины (16 – 18 в.) известен под названием ятрохимии. Главная роль в образовании болезней отводится нарушению естественного хода химических процессов в организме, а способ их лечения медики видят в отыскание химических средств. Шведский фармацевт К.В.Шееле (18 в.), начинавший свой путь ученого с помощника аптекаря, открыл ряд кислот растительного и животного происхождения (винную, лимонную, яблочную, молочную, мочевую ).

Около 40 работ русского врача-физиолога И.М.Сеченова посвящены применению методов физической химии в медицине. Опираясь на данные физико-химических методов исследования, ученый объяснил, как переносится углекислый газ из тканей в кровь и далее в легкие. И.М.Сеченов по праву считается основателем физико-химической медицины. Позже известный русский ученый Н.Н.Зинин скажет: «Только физика и химия дают ключ к разъяснению всех сложных и до бесконечности разнообразных физиологических и патологических процессов, которые совершаются в организме».

Современная медицина во многом обязана своими успехами развитию химии. Биологическая химия позволяет решать проблемы патологических явлений и состояний. Фармацевтическая химия производит в настоящее время целый ряд уникальных препаратов (антибиотиков, гормонов, витаминов и др.). Принято считать, что полезный эффект от лечения в развитых странах на 70 % зависит от применения лекарств. К сожалению, многие лекарственные препараты, обладающие высокой фармакологической активностью, найдены в основном эмпирически, путем подбора. Это объясняется прежде всего тем, что в состав тканей человеческого организма входит около 10000 химических соединений и одновременно протекает несколько тысяч химических реакций, каждая из которых отличается своими специфическими особенностями. Без освоения основных химических законов будущим медикам невозможно постичь как дисциплины медико-биологического профиля: биоорганическая химия, биохимия, биофизика, физиология, фармакология; так и ряд клинических дисциплин: патологическая физиология, гигиена, токсикология, урология, анастезиология, терапия, хирургия, реаниматология, физиотерапия, онкология и др.

Будущие фармацевты должны освоить программы целого ряда химических дисциплин и заканчивается процесс обучения государственным экзаменом по фармацевтической химии. А начинается все с основных понятий, которые включены в программу по общей химии. Принято считать эту дисциплину первым кирпичиком в фундаменте знаний, которые необходимы современному провизору.

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА – агрегатное состояние, плотность, растворимость, температура плавления, температура кипения, цвет, запах, вкус, вязкость, электропроводность, теплопроводность и др.

ФИЗИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ – изменение формы или агрегатного состояния, в результате которых не образуются новые вещества.

ХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ – процесс превращения исходных веществ (реагентов) в новые вещества (продукты реакции).

ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ – краткая запись химического превращения с помощью условных символов.

АТОМ – а)наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства;

б)электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов.

МОЛЕКУЛА – наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – разновидность атомов с одинаковым зарядом ядра, обозначающихся определенным химическим символом и занимающих конкретное место в Периодической системе элементов.

ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ ДЕЛЯТСЯ НА:

1.  неметаллы – Н, В, С, N, O, F, Si, P, S, CI, As, Se, Br, Te, I, инертные газы;
2.  полуметаллы – Ge, Sn, Sb;
3.  металлы – их большинство в Периодической системе (Li, Sr, Al, Fe, Mn, Pt, U и др.).

ВЕЩЕСТВА ДЕЛЯТСЯ НА:

1.простые – их молекулы состоят из атомов одного элемента (Na, СI2, P4, S8);

2.сложные – их молекулы состоят из атомов различных элементов (HCI, KOH, CaCI2, H2O)

АЛЛОТРОПИЯ – существование какого-либо элемента в виде нескольких простых веществ.

ВАЛЕНТНОСТЬ (В) – способность атомов какого-либо элемента присоединять определенное число атомов другого элемента.

ВН, В щелочных металлов постоянна и равна I.

ВО, В щелочно-земельных металлов постоянна и равна II.

ВВ, ВAL, постоянна и равна III.

У остальных элементов валентность в соединениях может быть различной.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (с.о.) – условный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что все атомы в молекуле являются ионами, а сама молекула электронейтральна. При определении с.о. следует исходить не из электронного строения атома, а из ряда формальных принципов, в соответствии с которыми все атомы можно разделить на три группы:

1.  атомы с постоянной степенью окисления - щелочные металлы (с.о. = +1); щелочно-земельные металлы(с.о. = +2); алюминий(с.о. = +3); фтор (с.о. = -1).
2.  атомы, имеющие преобладающую степень окисления: водород (основная с.о. = +1, реже –1); кислород (как правило с.о. = -2, но в OF2 с.о. = +2, а в   Н2 О2 с.о. = -1);
3.  атомы с переменной степенью окисления – она зависит от природы соседних атомов в молекуле.

ЭМПИРИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ (краткие) – отражают качественный и количественный состав молекулы: КОН, NО.

ГРАФИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ – кроме состава молекулы отражают характер соединения атомов друг с другом в соответствии с валентностью: К-О-Н, N=О.

СТРУКТУРНЫЕ ФОРМУЛЫ – дают наиболее полное представление о строении молекулы (отображают тип гибридизации валентных орбиталей, валентные углы, длины связей, геометрическую структуру молекулы и т.д.).

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ.

1.Закон сохранения массы веществ (независимо друг от друга открыт в 1748г.  М.В.Ломоносовым и в 1789 г. А.Лавуазье): масса исходных веществ равна массе продуктов реакции.

Поэтому для соблюдения этого закона каждая химическая реакция должна быть уравнена (одинаковое число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения гарантирует одинаковые массы всех веществ).

2.Закон постоянства состава: всякое чистое вещество независимо от способов его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Пример :

Вещество «углекислый газ» может быть получено различными способами:

а) С + О2 = СО2;

б) СаСО3  = СаО + СО2;

в) СН4  + 2О2  = СО2  + 2 Н2О;

но во всех случаях состав молекулы один и тот же: 1 атом углерода и 2 атома кислорода.

3.Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Следствия:

1.  При нормальных условиях (н.у.) 1 моль любого газа занимает объем

22,4 л   (н.у.: Р = 1 атм = 760 мм рт.ст. = 101325 Па; t = 0о С; Т = 273 К).

1.  Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных (М) или относительных молекулярных (Мr) масс.

4.Уравнение Менделеева-Клапейрона – уравнение состояния  идеального газа:

,

где Р – давление газа, Па;  V – его объем, м3; m – масса вещества, г;

М – молярная масса вещества, г/моль; Т – абсолютная температура, К;

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль* К).

Вопросы для закрепления материала:

1.Определить степени окисления элементов в соединении NH4 MnO4.

2.Рассчитать плотность NO по: а)водороду; б)воздуху; в)кислороду; г)азоту.

СТРОЕНИЕ АТОМА

    Слово «атомос», что означает «неделимый», ввел в своих трудах Демокрит примерно 2400 лет тому назад.

В 18-19 веках М.В.Ломоносов,  А.Лавуазье, Д.Дальтон, А.Авогадро, С.Канницаро, Д.И.Менделеев занимались теорией строения атома и в результате этих исследований установили связь между понятиями “атом” и “элемент”. Появились представления о размерах и массе атомов.  

Конец 19 и начало 20 века отмечены такими фундаментальными открытиями, как обнаружение радиоактивности (А.Беккерель,1896 г.), рентгеновского излучения (В.Рентген, 1895 г.), открытие фотоэффекта (А.Энштейн, 1887 г.), открытие электрона (Дж. Томсон, 1897 г.), возникновение идеи квантования энергии атома (М. Планк, 1900), установление линейчатого характера спектров атомов. Эти открытия вызывали необходимость в создании теории строения атома.

В 1911 г. Э.Резерфорд на основе эксперимента создает ядерную (планетарную) модель строения атома:

1.  в центре атома находится положительно заряженное ядро, очень малое по размерам, в котором сосредоточена почти вся масса атома (радиус атома /радиус ядра = 10-8см /10-13см = 105 );
2.  вокруг ядра на значительном расстоянии вращаются отрицательно заряженные электроны;

3) так как атом электронейтрален,  то суммарный заряд электронов равен заряду ядра.

Дальнейшие исследования показали, что число электронов и заряд ядра соответствует порядковому номеру элемента.

В 1924 г. Луи де Бройль высказал предположение, что любым микрочастицам, в том числе и электронам,  присуща двойственная корпускулярно-волновая природа, причем длина волны

где h – постоянная Планка;

      m – масса микрочастицы;

       - её скорость.

В 1926 г. Э.  Шрёдингер вывел математическое описание электронной структуры атома, т.н. “волновое уравнение”, которое связывает волновую функцию  с потенциальной энергией электрона U и его полной энергией Е:

,

где  – сумма вторых производных волновой функции  по координатам X,Y, Z; m - масса электрона, h – постоянная Планка. Суть  такова, что  есть плотность вероятности нахождения электрона в той или иной точке относительно ядра. При решении волнового уравнения возникает квантование энергии в сферической системе координат. Из  этого уравнения следует, что электрон в атоме образует стоячую волну, которая определяет устойчивый характер движения электрона.

1927г. К. Д. Дэвиссон и Л. Х. Джермер экспериментально подтвердили волновую природу электрона: пучок электронов давал дифракционный и интерференционный эффекты ( при этом длина волны соответствовала формуле Луи де Бройля).

1927г. В. Гейзенберг установил принцип неопределенности: невозможно одновременно определить положение частицы и ее импульс или какое-либо связанное с импульсом свойство (например скорость, энергию и др.).

К этому времени самое  простое из ядер – ядро атома водорода – было названо элементарной частицей «протоном» (p). Исследования Г.Мозли привели к выводу, что число протонов в ядре атома того или иного элемента равно номеру этого элемента в Периодической системе элементов.

В 1932 г. после открытия еще одной элементарной частицы «нейтрона» (n) группой физиков из различных стран была создана теория строения ядра из протонов и нейтронов. Силы, удерживающие эти частицы в ядре, называются «ядерные», их природу изучает ядерная физика.  

Свойства элементарных частиц, образующих атом

Общее название протонов и нейтронов – «нуклоны».

При подсчете массы атома пренебрегают массой электронов и тогда молярная масса атома = массе ядра =  сумме протонов и нейтронов. Так как сумма протонов = порядковому номеру элемента, то тогда общее число нейтронов можно найти по разнице между молярной массой элемента и порядковым номером.

Таблица 1

Свойства наиболее важных элементарных частиц

Свойство	Частица
	Ядро	Электрон	-частица (ядро гелия)
	Протон	Нейтрон
Масса (а.е.м.)	1,0073	1,0087	0,00055	4
Заряд (усл. ед.)	+1	0	-1	+2
Заряд (Кл)	1,610-19	0	-1,610-19	3,210-19

Пример :

Определить состав ядра у лития:

а) порядковый номер = 3, т.е. сумма протонов = 3;

б)  сумма нейтронов = MLi - порядковый номер: 7 - 3 = 4.

Изотопы: а) разновидности атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но различную массу;

б) атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковое число протонов, но различное число нейтронов в ядре.

Изотопы бывают:

Стабильные (их примерно 300). Не имеют стабильных изотопов элементы с порядковыми №№ 43, 61, 84 - 107.

Нестабильные, радиоактивные (их примерно 1700). Характеризуются «периодом полураспада»: время, за которое первоначальная масса какого-либо изотопа уменьшается в 2 раза за счет радиоактивных превращений.

Пример 1: Даже самый легкий элемент «водород» имеет несколько изотопов: 

Пример 2:

Атомные массы элементов считают из массовых чисел всех изотопов, взятых в процентном соотношении в соответствии с нахождением в природе. Так, элемент «хлор» представлен в природе двумя изотопами: с массой 35 а.е.м.- 75% и с массой 37 а.е.м. – 25%. Для вычисления средней  массы возьмем 100 атомов хлора и найдем их суммарную массу: вес более легких атомов = 35*75; вес более тяжелых атомов =37*25, отсюда

(а.е.м.) или 35,5 г/моль.

Ядерные реакции - превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с элементарными частицами, или друг с другом, или самопроизвольно. При этом соблюдаются законы сохранения массы и заряда.

Первую ядерную реакцию осуществил Э.Резерфорд в 1919 г.:

,

краткая запись реакции: .

Изобары – атомы, имеющие одинаковые массовые числа, но различные заряды ядер.

Пример: К изобарам можно отнести .

Строение электронных оболочек атома

В 1913 г. датчанин Н. Бор формулирует постулаты:

1) Электрон может двигаться вокруг ядра не по любым орбиталям, а по строго определенным («разрешенным»).

2) При движении электрона по устойчивой орбитали его запас энергии сохраняется постоянным; при переходе электрона с удаленной от ядра орбитали на более близкую он теряет энергию, а переход на более удаленную от ядра орбиталь требует дополнительной энергии.

3) При электронных переходах энергия выделяется и поглощается не непрерывно, а порциями («квантами»).

Сложность поведения электрона заключается в его противоречивой природе:

а) с одной стороны электрон – это частица, т.к. имеет массу, заряд;

б) в то же время для электрона характерны волновые свойства (дифракция, дисперсия, интерференция).

Эту двойственность учитывает квантовая механика, которая предлагает следующие определения:

Электронное облако – квантово-механическая модель, описывающая состояние электрона в атоме (или пространство вокруг ядра, в котором может находиться электрон).

Орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона ( в орбитали ~ 90%  электронного облака ).

Изучение атомных орбиталей, рассчитанных с помощью уравнения Шредингера, показало, что характер движения электрона в атоме определяется четырьмя числами: n, l, m, s, получившими название квантовых.

Главное квантовое число n. Показывает удаленность электрона от ядра, т. к. соответствует номеру электронного слоя. (В квантовой механике говорят, что это число характеризует энергию электронов, занимающих определенный энергетический уровень).  

Принимает цифровые и буквенные значения: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7; или K, L, M, N, O, P, Q .

Максимальное число электронов находят по формуле .

Примеры :

1)  (т.е. на первом слое находится число );

2)  (на втором слое может быть );

3)  (на третьем слое - ).

Орбитальное (азимутальное) квантовое число  l. Характеризует форму электронного облака. Принимает цифровые и буквенные значения (см. табл. 2).

Таблица 2

Цифровые и буквенные значения орбитального квантового числа

l	n
	1	2	3	4
Цифровые значения	0	0, 1	0, 1, 2	0, 1, 2, 3
Буквенные значения	s	s, p	s, p, d	s, p, d, f
Форма орбитали	«сфера»	«гантель»	«четырёх-лепестковая»	«шести-лепестковая»

Буквенные значения орбитального числа совпадают с названием энергетического подуровня. 

Цифровые значения находят по формуле: lmax = n – 1. Анализ табл.2 показывает, что на каждом новом электронном слое имеются орбитали уже известной формы и появляются новые орбитали. Размер атомных орбиталей разной формы возрастает с увеличением n.

Магнитное квантовое число m. Указывает на ориентацию облаков в пространстве. Для каждого конкретного l принимает ряд целых значений.

m: -l, …-2, -1, 0, +1, +2, …+l, т.е. всего (2l + 1) значений – это число говорит о количестве одинаковых орбиталей в подуровне. Из этого следует, что m = 2l + 1.

Примеры:

1.  n = 1,    l = 0 (s-облако) – сколько их на каждом слое?

m = 20 + 1 = 1 – т.е. s-орбиталь всегда одна.

.

1.  n = 2,     l = 0,  1

  

s-орб.    р-орбитали – сколько их?

m = 21 + 1 = 3 – т.е. р-орбиталей три.

.

1.  n = 3,   l = 0,  1,  2;  

    

   1 s-орб.    3 р-орб.   d-орбитали – сколько их?

m = 22 + 1 = 5.

.

1.  n = 4,    l = 0,  1,  2,   3

          

1 s-орб.    3 р-орб.   5d-орб.   f-орбитали – сколько их?

m = 2l + 1 = 23 + 1 = 7.

.

Спиновое квантовое число s. Характеризует собственное вращение электрона, которое имеет место наряду с его вращением по орбитали.”spin” – англ. «веретено, вращение». Величина векторная, принимает значения: ;

.

Т.к. на каждой орбитали  может находиться не более 2-х электронов, отличающихся спинами, то максимальное число электронов на энергетическом подуровне находят по формуле: .

Принцип (запрет) Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел;

следствие – на одной орбитали может находиться не более двух электронов.

Правило Гунда учитывают при составлении электронно-графических формул:

1)При заполнении подуровня с несколькими одинаковыми орбиталями эти орбитали вначале заполняются по одному электрону, а когда не останется свободных – по второму электрону.

2)При заполнении орбиталей по одному электрону их спиновые числа должны быть одинаковы.

а)  





суммарное спиновое число = ,

б)







суммарное спиновое число = ,

в) правильные схемы:

  При составлении электронных формул следует помнить, что d-орбитали заполняются электронами с отставанием на один период, а f-орбитали – с отставанием на два периода:

•  в 1 периоде 2 элемента, т.к. на первом электронном слое имеются только 2 электрона (s);
•  во 11 периоде 8 элементов,  что соответствует восьми электронам на втором электронном слое (s,p);
•  в 111 периоде 8 элементов, хотя должно бы быть 18, т.к. на третьем слое может быть восемнадцать электронов (s, p, d). То есть d-орбитали на третьем слое не заполняются. Почему? Это отставание объясняется принципом минимальной энергии или правилом Клечковского: электроны заполняют подуровни в порядке постепенного увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l); если для нескольких подуровней эти суммы принимают одинаковые значения, то вначале заполняются подуровни с меньшим значением числа n. Рассмотрим порядок заполнения орбиталей по всей Периодической таблице и сопоставим это со значениями сумм (n+l); для l берем цифровые значения ( у орбиталей s–формы  l = 0; у p-орбиталей  l = 1; у  d–орбиталей l = 2; у f–орбиталей  l  = 3 ):

Порядок заполнения	1s	2s	2р	3s	3p	4s	3d	4р	5s	4d	5p	6s	4f
 (n + l)	1	2	3	3	4	4	5	5	5	6	6	6	7

Валентные электроны – такие, которые могут принимать участие в образовании химической связи.

Все элементы Периодической системы можно разделить на 4 группы (семейства):

s-элементы: их валентные электроны находятся на  s-орбиталях внешнего слоя; это первые два элемента каждого периода (например, 3Li: 1s22s1)

p-элементы: их валентные электроны находятся на s- и p-орбиталях внешнего слоя; это последние шесть элементов каждого периода (например,

9F: 1s22s22p5)

d-элементы: их валентные электроны находятся на s–орбиталях внешнего слоя и d–орбиталях предпоследнего слоя; это вставные десять элементов

больших периодов (например, 25Mn: 1s22s22p63s23p64s23d5)

f-элементы: их валентные электроны находятся на s-орбиталях внешнего слоя, d-орбиталях предпоследнего слоя и f-орбиталях третьего снаружи слоя (лантаноиды и актиноиды, например  59Pr: 1s 2 2s 2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f2).

Электронные формулы ионизированных атомов

Ионизированные атомы отличаются от нейтральных строением валентных орбиталей.

Пример:

 16S0: 1S2 2s2 2p6 3s2 3p4

 1S2 2s2 2p6 3s2 3p6

(min степень окисления; количество электронов максимально).

 1S2 2s2 2p6 3s0 3p0 

(max степень окисления; количество электронов минимально).

Возбужденное состояние атома

Характеризуется повышенным содержанием неспаренных электронов; количество таких электронов называется «ковалентностью» и указывает на готовность атома образовывать ковалентные связи. Переход атома из обычного состояния  в возбужденное связан с поглощением энергии.

Пример 1:

Пример 2:

Вопросы для закрепления материала:

1.Из каких частиц построен атом – а)из протонов и электронов? б)из протонов и нейтронов? в)из ядра и электронов?

2.Какой элемент имеет строение валентных орбиталей  . . . 4 s 24p4 – а)хром; б)селен; в)сера?

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН, ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Свойства простых веществ, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов - так сформулировал свой закон Д.И. Менделеев, создав 1 марта 1869 г. вариант «длинной» формы Периодической системы.

В 1870 г. Д.И.Менделеев предложил «короткую» форму системы элементов, которая соответствовала современной (большие периоды состоят из двух или трех рядов). Периодическую систему элементов можно считать графическим отображением Периодического закона.

Все элементы Д.И.Менделеев расположил в ряд, учитывая возрастание атомных масс элементов. Этот ряд он рассекал на отдельные отрезки (периоды), которые помещал друг под другом так, чтобы в вертикальных столбцах (группах) стояли элементы с похожими химическими свойствами.

Система элементов оказала большую помощь ученым-химикам в их дальнейшей работе:

1.  В конце XIX века еще не все элементы были открыты, в созданной Периодической таблице имелись свободные клетки и ученые могли прогнозировать свойства предполагаемых элементов (физические и химические), что ускоряло новые открытия.
2.  У некоторых элементов были не совсем верно определены атомные массы: по химической природе такие элементы должны были в таблице занимать одни места, но из-за атомных масс стояли не в своих клетках. Этот факт заставил химиков перепроверять и уточнять массы атомов.

Более поздние открытия показали, что атомная масса не является неизменной характеристикой элемента (существование изотопов). Постоянен у элемента заряд ядра, поэтому современная формулировка Периодического закона несколько отличается от формулировки Д.И.Менделеева:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства их однотипных  соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер.

Периодическая система имеет следующую структуру.

Горизонтально расположены периоды; период - ряд элементов, который начинается, как правило, со щелочного металла и заканчивается инертным газом.

В таблице 7 периодов

3 малых    4 ,больших

I, II, III     IV, V, VI, VII

Вертикально расположены группы: они объединяют элементы со сходными химическими свойствами. Для многих элементов номер группы равен максимальной валентности.

Учитывая строение электронных оболочек атомов и деление элементов на s-, p-, d-, и f- семейства, можно дать следующие определения периодам и группам:

Период - ряд элементов, который начинается с s-семейства и заканчивается р-семейством (кроме I и VII периодов).

Малые периоды:

1- 2 элемента (s-элементы);

II, III - 8 элементов (s и p).

Большие периоды:

IV, V - 18 элементов (s, d, p);

VI - 32 элемента (s, f, d, p);

VII - ? (s, f, d,...) - период полностью не открыт.

Группы объединяют элементы с одинаковым числом валентных электронов.

Группы делятся на

главные подгруппы          побочные подгруппы

состоят из s- и p-элементов            состоят из d-элементов (и f-)

Металлические свойства элементов обусловлены легкостью отдачи электронов (эл-т эл-тх+): чем легче атом отдает электроны, тем более активным металлом он будет. Рассмотрим, как меняются металлические свойства в Периодической системе.

По периоду слева направо радиус атома уменьшается и растет число валентных электронов, и чем больше их становится, тем труднее их отдача. Следовательно, по периоду слева направо металлические свойства ослабевают.

По группе (берем элементы главных подгрупп, подгрупп  А, содержащих s- и p-элементы) сверху вниз число валентных электронов постоянно, но радиус атома увеличивается. И чем дальше расположены валентные электроны от ядра, тем легче их оторвать от атома и тем сильнее металлические свойства.  ( В побочных подгруппах, т.е. для  d-элементов, за исключением 3-Б группы, изменение энергии ионизации носит обратный характер: она увеличивается сверху вниз). Следовательно, самый активный металл в Периодической системе - франций (Fr).

Потенциал ионизации (I, эВ) - та энергия, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома. Чем меньше I, тем активнее металл (I минимален у Fr).

Неметаллические свойства элементов обусловлены способностью элементов присоединять к себе электроны (в итоге атомы достраивают свой валентный слой, приобретают отрицательный заряд, а их электронная оболочка становится, как у инертного газа (эл-т эл-тх-).

Неметаллические свойства обратны металлическим.

По периоду слева направо для завершения внешнего электронного слоя до восьми электронов атому нужно принять все меньше электронов, этот процесс осуществляется  все легче и неметаллические свойства возрастают.

По группе снизу вверх радиус атома уменьшается, ядро все активнее притягивает к себе недостающие до октета электроны и неметаллические свойства возрастают. Самый активный неметалл в Периодической системе -  фтор (F).

Энергия сродства к электрону (Е, эВ) - та энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Чем больше Е, тем активнее неметалл (Е максимальна у F).

Вопросы для закрепления материала:

1.У какого элемента (алюминия или галлия) сильнее выражены металлические свойства?

2.Почему элементы ванадий  и галлий находятся в разных подгруппах Периодической системы?

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

Химическая связь - совокупность всех сил взаимодействия между атомами в молекуле.

Атомы элементов (за исключением инертных газов) имеют незавершенные электронные оболочки. В процессе химических реакций они стремятся завершить их: для этого одни элементы отдают электроны, другие присоединяют, а третьи участвуют в образовании общих электронных пар. Это влияет на тип химической связи, благодаря которой получается новое соединение.

Электроотрицательность (X) характеризует способность атомов присоединять к себе электроны. Существует несколько формул для расчета этой величины, чаще всего расчет ведут по формуле . А так как потенциал ионизации и энергия сродства к электрону максимальны у фтора, то самым электроотрицательным элементом таблицы будет фтор. Элементы с высокой электроотрицательностью находятся  в правом верхнем углу таблицы: F, О, Cl, N,…

Основные свойства химической связи

1.  Энергия связи (Е, кДж/моль) - та энергия, которую нужно затратить для разрыва связи (или это энергия, которая выделяется при образовании связи).
2.  Длина связи (м, нм, см -8) - расстояние между центрами соседних атомов.
3.  Валентный угол - угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через ядра связанных атомов. Валентный угол связан с геометрической структурой молекул.
4.  Дипольный момент ( в дебаях, Д)- характеризует полярность связи.

Основные типы химической связи

1.  Ковалентная связь

Метод валентных связей (МВС), разработанный в 30-х годах прошлого столетия, объясняет образование связей между неметаллами следующим образом. Электронные облака атомов, содержащие неспаренные электроны, перекрываются и это приводит к образованию общих электронных пар, которые одновременно принадлежат двум соседним атомам.  Каждый атом предоставляет на связь столько неспаренных электронов, сколько ему самому не хватает до завершения внешнего электронного слоя.

1) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью ( Н2,  F2,  С12,  O2,  N2,    ).

Примеры:

а) Рассмотрим молекулу Н2.

1Н: 1s1 - атому до завершения электронного слоя, чтобы походить на инертный газ Не, не хватает одного электрона:

 или

В молекуле одна общая электронная пара и кратность связи = 1.

Характер перекрывания валентных орбиталей в молекуле будет следующий:

            Н       Н

Между атомами образуется -связь.

б) Рассмотрим молекулу F2.

-  атому до завершения электронного слоя, чтобы походить на инертный газ Ne, не хватает одного электрона:

В молекуле одна общая электронная пара и кратность связи = 1. Характер перекрывания валентных орбиталей в молекуле будет следующий:

Между атомами образуется  -связь.

в) Рассмотрим молекулу N2. 

- атому до завершения электронного слоя, чтобы походить на инертный газ Ne, не хватает трех электронов.

Поэтому в молекуле между атомами образуется три общие электронные пары и кратность связи = 3:

p-орбитали, на которых находится по одному неспаренному электрону, ориентированы вдоль осей х, у и z. Расположим ядра атомов N вдоль оси х; перекрывание орбиталей будет иметь различный характер и между атомами N в молекуле образуются различные связи: одна -связь и две -связи.

2) Ковалентная полярная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью. Общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного элемента.

a) Молекула HF      H: 1s1 (до завершения нужен 1 )

                         F: 1s2 2s2 2р5 (до завершения нужен 1 )

.

Общая электронная пара сдвинута к фтору, как к более электроотрицательному элементу:

б)Молекула NH3      H: 1s1

                                  N: 1s2 2s2 2р3

У ковалентной связи есть специфические свойства:

а) направленность: валентные орбитали перекрываются под строго определенным углом и это связано с геометрической структурой молекул - см. линейную молекулу, пирамиду, тетраэдр.

По характеру перекрывания орбиталей связи также подразделяют на , , , .

-связи: .

1) самые прочные;

2) имеют 1 область перекрывания;

3) эта область лежит между ядрами соседних атомов.

-связи:

1) менее прочные;

2) имеют 2 области перекрывания;

3) эти области перекрывания лежат над и под линией, соединяющей ядра.

б) насыщаемость: число общих -пар не произвольно, а соответствует числу неспаренных  для каждого атома.

II. Донорно-акцепторная связь (по ковалентному типу)

Образуется за счёт неподеленной пары электронов одного элемента (донор -пары) и свободной орбитали другого элемента (акцептор -пары).

Пример 1:

NH3 + HCl  NH4Cl

3 ковал. связи

Часто донорно-акцепторную связь считают разновидностью ковалентной связи. Однако в молекулах с такими связями нарушен принцип насыщаемости (число связей больше, чем требуется по валентности).

Пример 2:

Комплексное соединение Na3[AI+3F6]-3.

АI+3 может образовать 3 ионные связи. А присоединяются к нему 6 ионов F-. Значит, наряду с ионными связями обязательно есть донорно-акцепторные:

ионы F-: 1s22s22p6 - доноры -пар;

ион АI+3 - акцептор -пар;

АI0 - З  АI+3: 1s22s22p33s03p0.

III. Ионная связь

Образуется между металлами и неметаллами, и в основе образования ионов лежит стремление атомов иметь завершённый электронный слой.

Пример:

2Na + Cl2  2NaCl ; рассмотрим механизм образования связи:

11Na0 (1s22s22p63s1)  Na+(1s22s22p6)- оболочка, как у Ne,

17C10 (1s22s22p63s23p5)  Cl- (1s22s22p63s23p6)- оболочка, как у Аr,

Na++Cl-  NaCl (электростатическое взаимодействие)

Единичные молекулы встречаются  редко, строение вещества кристаллическое. В кристаллической решетке чередуются (+) и (-) заряженные ионы:

Свойства ионной связи:

а) ненаправленность - каждый ион создает вокруг себя равномерное поле, в которое с любой стороны может войти ион с противоположным зарядом;

б) ненасыщаемость - число этих ионов с противоположным зарядом в решетке довольно велико - гораздо больше, чем это требуется по валентности

(4 или 6, или 8, или 12...) - в зависимости от типа решетки.

IV. Металлическая связь

Очень прочная ( у большинства металлов высокие t°пл).

Кристаллическая решетка отличается от ионной: в узлах находятся (+) заряженные ионы или нейтральные атомы, а свободные  легко передвигаются между узлами, называются «электронный газ» и объясняют основное свойство металлов - электропроводность: направленное движение свободных электронов.

Самые электропроводные: Аu, Ag, Сu, Fe, AI.

При повышении t увеличивается хаотическое движение атомов и ионов в узлах решеток, и это мешает направленному движению  - т.е. увеличивается сопротивление и уменьшается электропроводность.

V. Водородная связь

Очень слабая, но важна для биологии. Образуется между атомами Н одной молекулы и электроотрицательными атомами другой молекулы.

Природа сил:

1.  электростатическая;
2.  донорно-акцепторная.

Примеры:

1) В молекуле HF ковалентная полярная связь, молекулу можно представить в виде диполя

Так как молекулы сильно поляризованы, между ними возникает притяжение прежде всего за счет электростатических сил. И в отличие от HCl, единичных молекул HF нет, а известны «ассоциаты» Н2 F2, …, H6 F 6

Это сказывается на химических свойствах плавиковой кислоты: в отличие от других кислот типа НГал, плавиковая кислота является слабой (диссоциация затруднена из-за межмолекулярного взаимодействия):

2) Рассмотрим молекулу Н2О. Сравним соединения Н2О и H2S (на основании положения кислорода и серы в Периодической системе соединения Н2О и H2S должны быть похожи). = 18 г/моль,  = 34 г/моль, однако при обычных условиях Н2О - жидкость, a H2S - газ. Почему так, а не наоборот? По-видимому,  на самом деле значительно больше 18 г/моль. Это возможно только в том случае, если при обычных условиях Н2О существует не в виде единичных молекул, а объединяется в ассоциаты. Сравним кислород и серу: кислород более электроотрицателен, чем сера. Значит связи Н-О более полярны, чем Н-S и между молекулами Н2О легко образуются водородные связи:

Установили, что единичные молекулы Н2О встречаются только при высокой температуре (в перегретом паре). А в жидком состоянии существуют ассоциаты  (Н2О)8,  (Н2О)6,  (Н2О)4  и др.

Также установлено, что несмотря на многообразие рисунков у снежинок, они изначально кристаллизуются в форме тетраэдра: одна молекула воды окружена четырьмя другими за счет образования водородных связей.

V1. Силы Ван-дер-Ваальса (Межмолекулярные взаимодействия)

Это взаимодействия молекул между собой, не приводящие к разрыву или образованию новых химических связей. Основу составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой молекулы;  силы  действуют между всеми молекулами, находящимися на близком расстоянии одна от другой. Особенно характерны для газов.

Межмолекулярное взаимодействие усиливается при увеличении внешнего давления  и уменьшении температуры. Эти силы очень слабые, поэтому какая-либо молекула случайно может оказаться достаточно возбужденной, чтобы оторваться от соседних и вылететь в окружающее пространство. Так, например, даже твердые вещества могут испаряться.

Метод молекулярных орбиталей (МО)

Развили  этот метод Р. Малликен и Ф. Гунд, он дополняет и углубляет метод  валентных связей. Квантово-механические закономерности, установленные для атомов, распространяются на молекулу:

1.При образовании молекул имеет место не механическое перекрывание орбиталей, а валентные электроны с атомных орбиталей(АО) переходят на молекулярные орбитали (МО), новые по энергии и форме.

2.Из двух исходных атомных получают две молекулярные орбитали, одна из которых энергетически более выгодна и называется “связывающей”, а другая не выгодна по сравнению с атомной и называется “разрыхляющей”.

3.Устойчивость молекулы оценивается по величине порядка связи (ПС):

ПС =

Если  ПС =1(и больше), то молекула устойчива

         ПС = 0,5 – молекула неустойчива  

         ПС = 0   - молекулы не существует

4.Для молекул, образованных неметаллами, значение рассчитанной величины ПС совпадает с величиной кратности связи, определенной по методу валентных связей. Однако метод МО позволяет доказать существование молекул Li2 ,  C2,  заряженных частиц  и др.

5.Метод объясняет наличие магнитных свойств у многих молекул (например жидкий кислород – парамагнетик):

а)если на всех молекулярных орбиталях находятся только спаренные электроны, то вещество – диамагнетик;

б)если на молекулярных орбиталях имеется хотя бы один неспаренный электрон (неважно, на связывающих или разрыхляющих) – то вещество парамагнетик.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какой тип связей существует в молекулах HNO3?  KNO2?

2.Какая из указанных молекул имеет наиболее ковалентный характер связи – а)LiCI? б) NaH? в) KCI?

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ОКСИДЫ – соединения, состоящие из двух элементов,  один из которых кислород.

Делятся на солеобразующие: основные(о.оксиды) - К2О, CaO; кислотные (к.оксиды) - CO2, SО3; амфотерные (ZnO, MnO2);

 несолеобразующие: просто оксиды(CO, NO) и пероксиды (H2O2, BaO2, CrO5).

Основные оксиды  образованы металлами:

1.щелочными или щелочно-земельными металлами (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba);

2.элементами побочных подгрупп в минимальной степени окисления (FeO, CrO, MnO).

Физические свойства

Твёрдые, порошкообразные, на воздухе хранятся плохо, т.к. реагируют с водой.

Химические свойства

1. Оксид + вода = щёлочь

2. о. оксид + кислота = соль + вода

3. о. оксид + к. оксид = соль

4. о. оксид + более активный металл = оксид + новый металл

(см. ряд напряжений).

Получение

1.  металл + кислород = о. оксид

.

1.  прокаливание некоторых солей

.

1.  металлотермия

.

1.  прокаливанием соответствующих оснований получить такие оксиды практически невозможно.

Кислотные оксиды

(ангидриды кислот)

1.  Образованы неметаллами

;  ;  ;  ;

;  ;  .

1.  Образованы элементами побочных подгрупп (d - элементами) в максимальной степени окисления (FeO3, CrO3, Mn2O7).

Физические свойства

  В отличие от основных оксидов могут быть в разных агрегатных состояниях: газообразные, жидкие, твердые.

Химические свойства

1.  к. оксид + вода = кислота; реакции идут по-разному:

а) некоторые оксиды очень активно взаимодействуют с водой, образуя устойчивые кислоты (поэтому их можно использовать как осушители)

,

,

.

б) другие образуют неустойчивые кислоты

в)имеются оксиды, которые соответствуют кислотам, но с водой не реагируют

.

2. к. оксид + основание = соль + вода

.

3. к. оксид + о. оксид = соль

.

Получение

1.  Окисление соответствующего элемента

.

1.  Окисление других оксидов

.

1.  Разложение некоторых солей

.

1.  Разложение некоторых кислот (неустойчивых)

,

.

Амфотерные оксиды

1.  образованы металлами с постоянной степенью окисления (BeO, ZnO, Al2O3).
2.  если d–элемент проявляет различные степени окисления, то в амфотерных оксидах она промежуточная (Cr2O3, MnO2).

Химические свойства

1.  амф. оксид + вода 
2.  с сильными кислотами образуют соли

.

    (как о. оксид)

1.  со щелочами образуют соли

.

     (как к. оксид)

1.  с кислотными и основными оксидами тоже образуют соли

а) .

б)

1.  металлотермия  

Получение

1.  окисление металлов

.

1.  разложение соответствующих оснований

,

,

.

1.  прокаливание  соответствующих карбонатов, силикатов, сульфитов

ОСНОВАНИЯ: сложные вещества, состоящие из

катионов и гидроксогрупп ОН-

Делятся на:

1.  Щелочи ( сильные основания): I гр. LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH.

                                                          2 гр. Са(ОН)2,  Sr(ОН)2,  Ва(ОН)2

1.  Основания

, , , NH4OH.

1.  Амфотерные основания

, , .

Химические свойства

1.  Щелочи при растворении в воде хорошо диссоциируют:

а) ,

б)

или

Индикаторы в щелочной среде приобретают соответствующую окраску:

Фенолфталеин  – малиновый;

Лакмус  – синий;

метилоранж  – жёлтый.

1.  Основание + кислота = соль + вода

.

1.  Основание + к. оксид = соль + вода

.

1.  Основание + соль = менее активное основание + новая соль

2KOH + MgCI2  = Mg(OH)2  + 2 KCI.

1.  Щёлочь + амф. оксид = соль + вода

.

1.  Щёлочь + амф. основание = соль + вода

.

1.  Термическое разложение

.

1.  Щёлочь + амфотерный металл = соль +

.

1.  Щёлочь + некоторые неметаллы = две соли + вода

,

.

Получение

1.  металл + вода = щёлочь +

.

1.  о. оксид + вода = щёлочь

.

1.  щёлочь + соль = более слабое основание + новая соль

.

1.  разложение гидридов водой

.

КИСЛОТЫ: сложные соединения, состоящие из

водорода  и кислотного остатка

Классифицировать кислоты можно по различным признакам:

1.По нахождению в природе:

а)  неорганические (минеральные, т.к. соли - минералы)

.

б)  органические (находятся в животных и растительных организмах)

                                                    R-COOH

2.По количеству атомов Н:

а) одноосновные: ;

б) двухосновные: ;

в) многоосновные: .

3.По природе кислотного остатка:

а) бескислородные: ;

б) кислородсодержащие: .

4.По способности диссоциировать при растворении:

а) сильные кислоты (хорошо диссоциируют):

;

б) средние: ;

в) слабые: .

Химические свойства

1.  Сильные кислоты в воде хорошо диссоциируют:

а) ,

б)

или

Индикаторы в кислой среде приобретают соответствующую окраску:

фенолфталеин  – бесцветный;

лакмус – красный;

метилоранж  – розовый.

1.  Кислота + активный металл = соль + (кроме )

.

1.  Кислота + основание = соль + вода

.

1.  Кислота +  о. оксид = соль + вода

.

1.  Сильная кислота + соль = более слабая кислота + новая соль

.

1.  Разложение неустойчивых кислот:

.

1.  В зависимости от окислительно-восстановительных свойств кислоты по-разному реагируют с неметаллами ( - восстановители;  - окислители):

,

.

Получение

1.  из кислотных оксидов (реакции идут по-разному)

.

1.  соль + сильная кислота = новая соль + более слабая кислота

.

1.   + отдельные неметаллы = газ, раствор которого в воде будет кислотой

,

.

СОЛИ

Классификация:

а) средние – состоят из катиона металла или аммония и кислотного остатка , ;

б) кислые – получаются при неполном замещении атомов водорода на металл , ;

в) основные – в катионе при металле от соответствующего основания сохраняется часть групп – ОН: , ;

г) двойные – например квасцы ,  

д) комплексные - ,  .

Химические свойства

1.  Диссоциация: в водном растворе растворимые соли распадаются на ионы

а) ;

б) ;

в) ;

г) ;

д)

1.  металл + соль = менее активный металл + новая соль

(см. ряд напряжений)

(для практических опытов нельзя использовать щелочные и щелочно-земельные металлы, т.к. они в обычных условиях реагируют прежде всего с водой)

1.  соль + основание = новая соль + более слабое основание

1.  соль + кислота = новая соль + более слабая кислота

1.  соль + соль = 2 новые соли (одна из которых должна быть нерастворимой)

1.  термическое разложение некоторых солей

а)  реакции без изменения степени окисления

   ;

;

.

б) окислительно-восстановительный процесс

;

.

1.  некоторые соли с водой образуют кристаллогидраты

бесцв.                  голубые кристаллы

1.  Многие соли при растворении подвергаются гидролизу:

а) по катиону

б) по аниону

.

Получение

1.  кислота + основание = соль +

.

1.  кислота + о. оксид = соль +

.

1.  к. оксид + основание = соль +

.

1.  к. оксид + о. оксид = соль

.

1.  кислота + соль = более слабая кислота + новая соль

.

1.  соль + соль = две новые соли

.

1.  основание + соль = более слабое основание + новая соль

.

1.  металл + соль = менее активный металл + новая соль

 Fe + СиС12  =  FeС12 + Си (см. ряд напряжений)

1.  металл + кислота  = соль + водород  (кроме , )

 Mg + 2 НС1 = MgС12 + Н2 (см. ряд напряжений)

1.  металл + неметалл = соль (бескислородной кислоты)

;

.

1.  термическое разложение некоторых солей

,

.

1.  амфотерный металл + щёлочь = неустойчивая соль +

.

1.  сера или галоген + щёлочь = 2 новых соли + вода

(реакция диспропорционирования)

,

.

Номенклатурные правила для кислот и кислотных остатков

1.  Если кислота бескислородная, то в её названии ставят окончание «водородная», а в кислотном остатке суффикс «ид».
2.  При названии кислородных кислот этого окончания нет, а в соответствующем кислотном остатке пишут в конце букву «т».
3.  Если элемент образует несколько кислородных кислот, проявляя различные степени окисления, то:

а) при максимальной степени окисления элемента в названии кислоты используют окончание «- ная» или «- овая», а в названии кислотного остатка – суффикс «ат»;

б) при минимальной степени окисления элемента кислоту называют  с окончанием «- истая», а кислотный остаток называют с суффиксом «ит».

1.  Если один и тот же оксид образует несколько разных кислот, которые отличаются разным содержанием воды, то в названиях кислот и солей используют приставки:

а) мета – минимальное содержание воды;

б) пиро – промежуточное содержание воды;

в) орто – максимальное содержание воды.

- метафосфорная

- пирофосфорная

- ортофосфорная

1.  Если элемент образует много кислородных кислот, проявляя различные степени окисления, то используют дополнительные суффиксы и приставки:

а) при названии кислот по мере понижения степени окисления элемента суффиксы меняются в следующем порядке:

«- овая», «- оватая», «- истая», «- оватистая».

б) приставка «гипо» означает «наименьшая» (применительно к степени окисления), а приставка «пер» - наибольшая.

Таблица 3

Названия наиболее важных кислот и кислотных остатков

(в скобках указаны исторические названия)

оксид	Кислота	Кислотный остаток
	HF – фтороводородная  (плавиковая)	F- – фторид
	HCl – хлороводородная (соляная)	Cl- - хлорид
	H2S –  сероводородная	S2- - сульфид
	HCN – циановодородная	CN- - цианид
	HCNS –  тиоциановая (родановая)	CNS- - тиоцианат (роданид)
CO2	H2CO3 – угольная	CO32- - карбонат
SiO2	H2SiO3 – (мета)кремневая	SiO32- - (мета)силикат
	H4SiO4 – ортокремневая	SiO44- - ортосиликат
N2O3	HNO2 –  азотистая	NO2- - нитрит
N2O5	HNO3 – азотная	NO3- - нитрат
P2O3	H3PO3 – фосфористая	PO33- - фосфит
P2O5	HPO3 – метафосфорная	PO3- - метафосфат
	H4P2O7 – пирофосфорная	P2O74- - пирофосфат
	H3PO4 – (орто)фосфорная	PO43- - (орто)фосфат
SO2	H2SO3 –  сернистая	SO32- - сульфит
SO3	H2SO4 – серная	SO42- - сульфат
CrO3	H2CrO4 –  хромовая	CrO42- - хромат
	H2Cr2O7 – двухромовая	Cr2O72- дихромат
Mn2O7	HMnO4 – марганцевая	MnO4- - перманганат
Cl2O	HClO – хлорноватистая (гипохлористая)	ClO- - гипохлорит
(Cl2O3)	HClO2 – хлористая	ClO2- - хлорит
(Cl2O5)	HClO3 – хлорноватая	ClO3- - хлорат
Cl2O7	HClO4 – хлорная	ClO4- - перхлорат

Вопросы для закрепления материала:

1.Какие гидроксиды соответствуют оксидам  MnO2, SO3,   BaO? Напишите их формулы и назовите. Какой гидроксид амфотерен?

2.Чем можно осушить аммиак – а)серной кислотой? б)хлористым кальцием? в)ангидридом фосфорной кислоты?

КОМПЛЕКСНЫЕ  СОЕДИНЕНИЯ

Появившаяся в 19 веке теория строения А.М. Бутлерова не могла объяснить образование некоторых молекул.

Например:

,

.

И в 1893 г. швейцарский учёный Альфред Вернер предложил теорию строения подобных соединений, т.н. «координационную теорию», в которой рассматривалось пространственное окружение иона металла (реже неметалла) ионами с противоположным зарядом или нейтральными молекулами.

Основные положения теории Вернера:

1.  большинство элементов проявляют два типа валентности – главную (соответствует степени окисления элемента) и побочную (соответствует координационному числу);
2.  каждый элемент стремится насытить как главную, так и побочную валентность;
3.  побочная валентность направлена к точно фиксированным точкам в пространстве.

В настоящее время имеется несколько определений понятию комплексные соединения:

1.  комплексные соединения - это соединения высшего порядка, не подчиняющиеся закону валентности и имеющие хотя бы одну донорно-акцепторную связь;
2.  комплексные соединения - это соединения, в узлах кристаллических решёток которых имеются сложные комплексные ионы, которые могут существовать в растворе.

Строение комплексных соединений

1.  В молекулах любого комплексного соединения один из атомов или ионов занимает пространственно центральное место и называется «центральный ион» или «ион-комплексообразователь».

Чаще всего это d – элементы (Ag+, Hg2+, Cr3+, Mn4+, …).

Реже р – элементы (В3+, Sn4+, As5+, Te6+, J7+, …).

Для s – элементов комплексообразующая способность мало характерна и подобные соединения существуют в основном в растворе.

Из отрицательно заряженных элементов - комплексообразователей следует отметить прежде всего N-3, S-2, J-.

1.  Вокруг центрального иона в некоторой близости расположено определённое число ионов с противоположным зарядом или нейтральных молекул. Эти частицы непосредственно присоединяются к центральному иону и называются «лиганды» или «адденды».

Это могут быть:

а) нейтральные молекулы:  H2O, NH3, CO, NO;

б) ионы с зарядом -1:  OH -, F -, CN -, CNS -, NO2-;

в) ионы с зарядом -2:  SO42-, CO32-, S2O32-, C2O42-.

1.  Центральный ион и лиганды образуют «внутреннюю координационную сферу» (или «комплексный ион»); ионы, не вошедшие туда, называются «внешняя сфера».

Например:

  внешняя   внутренняя    

 сфера        координационная сфера

1.  Ёмкость внутренней сферы ограничена и характеризуется «координационным числом». Координационное число зависит от заряда и радиуса центрального иона, иногда от размера лигандов и может быть различным для некоторых элементов. В зависимости от того, сколько пар электронов может отдать лиганд на связь с центральным атомом и соответственно сколько координационных мест он занимает, лиганды бывают:

а) «монодентатные» - занимают одно координационное место; это или нейтральные молекулы (H2O, NH3, CO, NO);

или ионы с зарядом -1: (OH -, F -, CN -,…).

б) «бидентатные» - занимают два координационных места (SO42-, CO32-,…);

в) «полидентатные» - занимают три и более координационных места (комплексоны ЭДТУ, ЭДТА, …).

Как правило, определённые значения координационных чисел связаны с геометрической конфигурацией комплексного иона:

координационное число = 2  (Ag+, Cu+) – линейное строение;

координационное число = 3  (Mg2+) – плоский треугольник;

координационное число = 4  (Cu2+, В3+, Zn2+) – тетраэдр;

координационное число = 6  (Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+, Mn4+, Sb5+) – октаэдр.

Реже  встречаются комплексы со значениями координационного числа = 8 (Ca2+, Mg2+,…) и координационного числа = 12  (K+, Rb+, …).

Классификация комплексных соединений

1.  По природе лигандов и центрального иона:

а) неорганические - ;

б) органические - ;

в) смешанные - .

1.  По заряду комплексного иона:

а) катионные - ;

б) анионные - ;

в) нейтральные - .

1.  По аналогии с основными классами соединений:

а) комплексные кислоты - ;

б) основания - ;

в) соли - .

1.  По природе лиганда:

а) гидроксокомплексы - ;

б) аквакомплексы - ;

в) аммиакаты -;

г) ацидокомплексы (лигандами являются остатки кислот) - , .

1.  По внутренней структуре комплексных соединений:

а) моноядерные - ;

б) полиядерные -

Реакции комплексообразования

1.  Соли взаимодействуют  с нейтральными молекулами

а) ;

б) .

1.  Из двух простых солей; центральным ионом является менее активный металл

.

1.  Реакции обмена между простой и комплексной солью

.

Химические свойства

1.  Обменные реакции

.

1.  Реакции замещения одних лигандов на другие

.

1.  Окислительно-восстановительные реакции

окислитель восстановитель

,

.

1.  Диссоциация комплексных соединений может идти по нескольким ступеням; константы равновесия для каждой ступени считают по закону действующих масс.

I ступень – диссоциация молекулы, например

                                            

.

II ступень – распад комплексного иона. Этот процесс может идти поэтапно, когда лиганды отделяются по одному.

Краткая запись:

,

.

Кнестойкости характеризует устойчивость комплексного иона при растворении: чем больше константа нестойкости, тем менее устойчив комплексный ион.

Иногда используют обратную величину:

.

Номенклатура комплексных соединений

1.  Молекулу называют слева направо в именительном падеже.
2.  При названии комплексного иона вначале называют лиганды, а затем центральный ион.
3.  Лиганды (если они разные) называют в алфавитном порядке с использованием греческих приставок (ди-, три-, тетра-, …).
4.  а) Если лиганд – нейтральная молекула, то его называют без окончания

(H2O – «аква», NH3 – «аммин», СО – «карбонил», NO – «нитрозо»).

б) Если лиганд заряжен, то используют окончание «о»

(F - - «фторо»,  ОН - - «гидроксо», …).

1.  При назывании центрального атома применяют: а)русское название элемента, если комплекс катионный; б) греческое или латинское название, если комплекс анионный.
2.  При назывании по Штоку после названия центрального атома указывают его валентность, а в названии по Эвенсу-Бассету указывают заряд комплексного иона.

Пример:

 по Штоку: железо (II) гексацианоферрат (III);

          по Эвенсу-Бассету: железо (+2) гексацианоферрат (3-).

Природа сил комплексообразования

1.  Метод валентных связей

За счёт свободных d – орбиталей центральный ион, как правило, будет акцептором электронных пар, а лиганды являются донорами. Орбитали центрального атома гибридизуются, причём на тип гибридизации влияет число лигандов и их электронная структура. Характер гибридизации определяет структуру комплексного иона.

Иногда прочность связи усиливается благодаря появлению дативных связей (обратны донорно-акцепторным).

Пример:

Комплексное соединение содержит центральный ион  и лиганды ;             :

Таким образом, между  и  действуют связи:

а) донорно-акцепторные;

б) дативные;

в) электростатические.

1.  Теория кристаллического поля

Достоинство этой теории в том, что она объясняет магнитные свойства комплексов и их окраску. Между центральным ионом и лигандами осуществляется ионная или ионо-дипольная связь. При этом учитывается заряд иона-комплексообразователя и его электронная структура, а лиганды рассматривают как бесструктурные заряженные точки. 5 незаполненных d – орбиталей центрального иона имеют одинаковую энергию и называются «вырожденные». При образовании комплексного иона лиганды по-разному действуют на d – орбитали и происходит их расщепление:

- энергия расщепления, она может быть определена по спектрам поглощения. Величина её зависит как от природы центрального иона, так и от природы лигандов. По  величине  лиганды образуют спектрохимический ряд:

а) В случае сильного поля электроны заселяют d  и d не по правилу Гунда: сначала полностью d  орбитали, а затем оставшиеся d. Количество неспаренных электронов минимально и комплекс как правило диамагнитен, низкоспиновый.

б) Если лиганды создают слабое поле, то  меньше и d–орбитали заселяются электронами по правилу Гунда: d  и d (все 5 орбиталей) вначале по одному электрону, а уже потом по второму. Как правило образуется комплекс парамагнитный, высокоспиновый.

Цвет комплекса

Если при образовании комплексного иона все d – орбитали заселены (например у ), то комплексы как правило бесцветны. Если же d–орбитали заселены не полностью, то при затрате какой-либо энергии электроны с подуровня d  переходят на верхний подуровень d и этот переход связан с поглощением света определённой длины волны, что и приводит в результате к окраске комплекса.

Применение комплексных соединений в медицине

и фармации

1.  Гемоглобин (М  67000 а.е.м.) отвечает за перенос кислорода в крови, содержит группу

1.  Хлорофиллы (пигменты), с их помощью высшими растениями и зелёными водорослями осуществляется фотосинтез.

1.  В организме животных и человека имеются металлоферменты, где в качестве центральных атомов выступают Fe, Zn, Co, Mo, Cu, Mn. Так, например, цинк входит в состав  70 биологических катализаторов.
2.  Комплексонометрия: раздел количественного анализа, когда в качестве рабочих растворов используют комплексоны (ЭДТУ, ЭДТА и др.).

Применяют:

а) в санэпиднадзоре при определении жёсткости воды;

б) для определения тяжёлых металлов в фармацевтических препаратах и в лекарственном растительном сырье;

в) для определения кальция в плазме крови и тяжёлых металлов в желудочном соке;

г) для определения сахара в моче;

   5. для диагностики и лечения некоторых видов злокачественных опухолей                                                используют комплексы золота и платины.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какой комплекс получится из хлорида меди (2) и аммиака? Назовите его.

2.Запишите Кнест. для этого комплексного соединения.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Оксилительно-восстановительные реакции(ОВР) – реакции, идущие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окисление – процесс отдачи электронов; степень окисления при этом возрастает.

Восстановление – процесс присоединения электронов; степень окисления при этом уменьшается.

Окислители – вещества, которые восстанавливаются в ОВР. Типичные окислители: O2, галогены, HNO3, нитраты, H2SO4 конц, HClOx, их соли, KMnO4, K2Cr2O7, … (большинство соединений, в которых элемент проявляет максимальную степень окисления).

Восстановители – вещества, которые окисляются в ОВР. Типичные восстановители: металлы, С, СО, H2S, сульфиды, NH3, PH3, галогеноводороды, MnSO4, CrCl3, … (соединения с элементами, проявляющими низшую степень окисления).

Redox-амфолиты – соединения с окислительно-восстановительной двойственностью:

1.  Соединения, содержащие элементы с промежуточной степенью окисления;  в зависимости от второго участвующего в реакции вещества (с ярко выраженной природой окислителя или восстановителя) они по-разному ведут себя в ОВР:

а) неметаллы и их соединения, например:

H2S (у S-2 минимальная степень окисления) - восстановительные свойства;

S0; S+4 (SO2, H2SO3, сульфиты) – в ОВР redox-амфотерны

,            .

H2SO4 конц (у S+6 максимальная степень окисления) - окислительные свойства.

б) Соединения некоторых d – металлов

1.  Водород пероксид H2O2

окислитель: ,

восстановитель: .

Типы окислительно-востановительных реакций

1.  Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в виде различных веществ.
   1.  окислитель + восстановитель 

1.  реакции в растворах; велико значение среды, которая влияет на продукты реакции (кислая, нейтральная, щелочная):

а) ;

б) ;

в) .

1.  Иногда одно и то же вещество одновременно является средой и окислителем или средой и восстановителем:

а) ,

( - окислитель и среда);

б) ,

( - восстановитель и среда).

1.  Внутримолекулярные
2.  В одной и той же молекуле меняется степень окисления у атомов разных элементов:

.

1.  Разложение веществ, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:

1.  Самоокисление – самовосстановление (диспропорционирование)

.

Уравнение Нернста

Позволяет количественно оценить интенсивность протекания ОВР:

,

где R – универсальная газовая постоянная, = 8,314 Дж/мольК;

     Т – температура, град. К;

     F – постоянная Фарадея,  96500 Кл;

     n – число электронов, участвующих в реакции;

     Е0(В) – стандартный электродный потенциал, величина табличная, его измеряют для одномолярного раствора окислителя или восстановителя при температуре 20С как разность потенциалов по отношению к водородному электроду

.

Сравнение величин Е0 для двух пар окислитель/восстановитель позволяет определить направление реакции: чем больше значение Е0, тем более сильным будет окислитель и именно с этим окислителем будет протекать ОВР.

Пример: какая из реакций более вероятна:

(1)  или

(2) ?

В  В.

Т.к. 1,36 В > 0,54 В, то будет более сильным окислителем, чем  и следовательно пойдёт реакция (1).

В живых и растительных организмах ОВР необходимы для синтеза жизненно важных кислородных органических биомолекул: углеводов, жирных кислот, гормонов и др. Здесь наиболее значимы процессы окисления в митохондриях. С помощью окислительно-восстановительных реакций в организме распадаются токсичные вещества, как образующиеся в ходе метаболизма, так и попавшие в него извне.

Сильные окислители (KMnO4, H2O2, J2-спиртовый раствор, хлорная известь и др.) используются в медицинской и гигиенической практике в качестве дезинфицирующих средств.

В количественном химическом анализе нашли широкое применение методы, в основе которых лежат окислительно-восстановительные реакции. Раздел  «оксидиметрия» включает в себя методы «перманганатометрия», «иодиметрия», «бромометрия», «броматометрия» и др., которые широко используются для установления подлинности фармпрепаратов, их степени чистоты и идентификации многих синтезированных или выделенных из растительного сырья лекарственных средств.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое вещество проявляет максимальные окислительные свойства – а)NH3?  б)KNO3 ? в)HNO2?

2.Характерны ли восстановительные свойства для МпО2?

НЕКОТОРЫЕ  ПОНЯТИЯ  ЭНЕРГЕТИКИ  ХИМИЧЕСКИХ  РЕАКЦИЙ

Термодинамическая система – любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул (структурных единиц) и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой границей раздела. Объекты природы, не входящие в систему, называются средой.

Изолированная система – такая система, которая не обменивается со средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая не обменивается со средой веществом, но может обмениваться энергией.

Открытая система – система, которая может обмениваться со средой как веществом, так и энергией.

Процесс – переход системы из одного состояния в другое, сопровождающийся необратимым или обратимым изменением хотя бы одного параметра, характеризующего данную систему.

Химические реакции бывают:

экзотермические – сопровождаются выделением тепла;

эндотермические – сопровождаются поглощением тепла.

Тепловой эффект – количество выделившегося или поглощённого тепла, если единственным видом работы является работа расширения.

Закон Гесса: тепловой эффект процесса зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий (при постоянном объеме или давлении).

Следствия:

1.  Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования (Нобр.) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ;
2.  Тепловой эффект реакции равен сумме теплот сгорания (Нсгор.) исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.

При этом:

Нобр. (теплота образования, энтальпия образования) – тепловой эффект образования 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых в стандартных условиях.

Нсгор. (теплота сгорания) – тепловой эффект сгорания 1 моля вещества до продуктов окисления.

    а)В случае экзотермических реакций .

Пример:

(кДж/моль).

    

б)Для эндотермических реакций .

Пример:

(кДж/моль).

Энергетический эффект химического процесса возникает за счёт изменения в системе внутренней энергии U или энтальпии H.

Внутренняя энергия (U)  складывается из энергий движения молекул, их взаимодействия;  колебательных движений атомов; внутренней энергии ядер и их взаимодействия и т.д.

Пусть какая-то система за счёт поглощения теплоты Q переходит из состояния 1 в состояние 2. В общем случае эта теплота расходуется на изменение внутренней энергии системы  (U) и на совершение работы против внешних сил (А):

- закон сохранения энергии.

Работа против внешних сил (А) – в основном работа против внешнего давления.

При переходе из состояния 1 в состояние 2 при P = const .

1.  Изохорный процесс (V = const)

А = 0 и .

Т.е. выделение или поглощение теплоты QV связано с изменением внутренней энергии.

1.  Изобарный процесс (Р = const)

или

.

Введём обозначение , тогда .

Энтальпия (Н) – энергия расширенной системы.

Т.к. большинство реакций протекает изобарно, то обычно энергетические эффекты реакций определяют по изменению величины энтальпии системы.

При экзотермических процессах теплота выделяется, следовательно, уменьшается энтальпия и внутренняя энергия, поэтому  и .

При эндотермических процессах теплота поглощается, следовательно, энтальпия и внутренняя энергия увеличивается,    и .

Т.о. энтальпия является мерой упорядоченности системы.

Энтальпийный фактор  характеризует стремление системы к понижению потенциальной энергии.

Энтропия (S) – количественная мера беспорядка.

При переходе системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное энтропия возрастает ().

При переходе системы из менее упорядоченного состояния в более упорядоченное энтропия уменьшается ().

Пример: рассмотрим превращения:  кристалл    жидкость    газ.

В направлении  упорядоченность структурных единиц падает и энтропия возрастает.

Для химических реакций увеличение числа газообразных молекул ведёт к возрастанию энтропии.

Пример 2: сравним табличные величины

Дж/градмоль,

Дж/градмоль.

В кристаллах SiO2 структура более упорядоченная, чем в аморфном стекле, и поэтому S кристалла < S стекла.

Энтропийный фактор  характеризует стремление системы к возрастанию энтропии.

    В химических процессах одновременно имеет место два явления, два противоположных фактора: энтропийный (стремление частиц разъединиться) и энтальпийный (стремление частиц объединиться в более сложные).

Энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал (G) отражает этот суммарный процесс:

.

Характер изменения  позволяет судить о термодинамической возможности процесса:

- процесс возможен;

- самопроизвольное течение процесса невозможно;

- имеет место химическое равновесие.

Величины изменения энергии Гиббса () при реакции зависят от температуры, от природы и концентраций взятых и получающихся веществ.

Принято сравнивать величины  при стандартных условиях:

   давление = 1 атм (для газов);

   концентрация = 1 моль в 1000 г растворителя (для растворов);

   температура 298 К.

Стандартное состояние – состояние вещества, находящегося в стандартных условиях.

Стандартные величины – термодинамические величины, характеризующие вещество в его стандартном состоянии.

Стандартные величины и их изменения обозначают с индексом «о»:

S0 – стандартная энтропия;

- стандартное изменение энтальпии;

- стандартное изменение энергии Гиббса.

и  - табличные величины. Если элемент образует несколько веществ, то берётся наиболее устойчивое из них (при данной температуре).

Для наиболее устойчивых простых веществ  и  берут равными 0.

Закон Гесса для этих величин сохраняется:

1.  Стандартное изменение энтальпии реакции ()  равно сумме стандартных энтальпий продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.
2.  Стандартное изменение энергии Гиббса реакции () равно сумме стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ.

Классическую термодинамику следует очень осторожно применять для анализа процессов жизни:

1.  Она изучает изолированные и закрытые системы, а в живой природе таких систем нет.
2.  Она  не изучает механизмов никаких реакций, в том числе биохимических.
3.  Т. к. состояние живых организмов определяется как неравновесное стационарное, то для их изучения необходима термодинамика необратимых процессов, которая в настоящее время интенсивно развивается.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое значение имеет К равновесия при 298 К, если энергия Гиббса =  0?

2.Почему при приближении абсолютной температуры к 0 энтропии веществ стремятся к 0?

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ

Химическая кинетика – учение о механизмах и скорости химических реакций.

Механизм реакции – путь превращения исходных веществ в продукты реакции.

Классификация реакций по механизмам

1.По количеству частиц, участвующих в реакции (молекулярность или порядок реакции).

а) I порядка:   N2O4  2NO2;

б) II порядка:  Н2 + J2 = 2HJ;

в) III порядка: 2NO + С12 = 2NOCl.

      2. По природе реагирующих частиц.

а)Молекулярные (идут медленно):  H2 +J2 = 2HJ;

б) Ионные реакции (идут быстро): ;

в) Радикальные (идут, как правило, по цепным механизмам)

    3. По типу.

а)Последовательные – например, получение HNO3 из NH3:

2NO + O2 = 2NO2

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

б) Параллельные – например, бромирование фенола:

в) Сопряженные – в системе одновременно идут 2 реакции, имеющие одно и то же промежуточное вещество (часто осуществляются в биологических процессах).

г) Каталитические –

Скорость химических реакций

Скорость реакции (, моль/лсек) - изменение концентрации вещества в единицу времени.

Пусть с1 – концентрация какого-либо вещества в момент времени 1;

с2 - концентрация этого же вещества в момент времени 2.

Тогда

.

Так как  постоянно меняется, то обычно берут истинную скорость реакции (т.е. в данный момент времени):

.

Скорость реакции зависит от разных факторов.

I. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ

Пример:

Железо окисляется до окалины, этот процесс выражается уравнением

3Fe + 2О2  Fe3O4   

Условия протекания реакции могут быть различными:

а) окисление кислородом воздуха протекает со скоростью 1;

б) окисление чистым кислородом - со скоростью 2;

в) окисление озоном - со скоростью 3.

В случае «в» окисление идет быстрее всего, и для данного примера можно записать ряд: 3 > 2 > 1.

II. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ

Закон действующих масс - основной закон химической кинетики: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

1) Рассмотрим процесс А +В  С. Чем больше столкновений между молекулами А и В, тем быстрее идет реакция. А столкновений тем больше, чем больше концентрации (са и сB).

Тогда прям реакции  = k1 са сB  и o6p реакции  = k2 сс,   где

k1 и k2 - коэффициенты пропорциональности или константы скорости прямой и обратной реакций (k1 = прям реакции , если са = сB = 1 моль/л; k2 = o6p реакции, если сс = 1 моль/л).

2) Для более сложного процесса с участием коэффициентов типа

nA + mB  pC + qD:

; .

3). Если в реакции участвуют вещества в различном агрегатном состоянии, то в окончательном варианте учитывают только концентрации газообразных веществ (т.к. они несоизмеримо больше, чем концентрации жидких или твердых веществ):

Fe3O4(TB) + 4Н2 (газ)  3Fe (TB) + 4Н2О(газ)

; 

 

III. Влияние температуры на скорость реакции

Отражено в правиле Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2 - 4 раза:

,

где  - скорость реакции при температуре t1,  - скорость этой же реакции при температуре t2,  - температурный коэффициент, принимает значения 2, 3, 4 (реже 5).

Пример:

Как изменится скорость реакции при повышении температуры с -10°С до +20°С, если температурный коэффициент = 3?

Решение:

, откуда .

Ответ: скорость реакции возрастет в 27 раз.

IV. Влияние катализатора на скорость реакции

Катализаторы - вещества, изменяющие скорость реакции, но не входящие в состав конечных продуктов. Катализ бывает:

а) положительный - если катализатор увеличивает скорость реакции;

б) отрицательный - если катализатор уменьшает скорость реакции (катализаторы в этом случае называют «ингибиторы»).

Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называют «каталитические».

Если реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, то катализ гомогенный (гомо - однородный), если в различных фазах - гетерогенный (гетеро - разнородный).

Механизм действия катализаторов - образование промежуточных соединений:

Пример:

Нитрозный способ получения серной кислоты:

Вещества, снижающие активность твердого катализатора, - каталитические яды (это соединения Hg, Pb, цианиды и др.).

Энергия активации (Еакт) - та избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновения привели к образованию нового вещества. Такие молекулы называют «активные», с ростом температуры их число увеличивается и скорость реакции растёт.

Пример:

Разрыв старых связей и образование новых схематично можно изобразить:

Энергетически продукты реакции(ПР) более выгодны, чем исходные вещества(ИВ):

С. Аррениус вывел термодинамическое уравнение зависимости константы скорости. от температуры с учётом энергии активации:

,

где Еакт – константа;

  R – универсальная газовая постоянная;

  Т – температура, град. К;

     А – частотный множитель, доля числа столкновений между молекулами, которая заканчивается реакцией.

V. Влияние давления на скорость газовых реакций

Изменение давления ведет к изменению концентраций, а это в соответствии с законом действующих масс влияет на скорость реакции.

VI. Влияние степени измельчённости твердых веществ на скорость реакции

Чем сильнее размолото твердое вещество, тем больше площадь его поверхности. А так как реакции идут на поверхности твердых частиц, то чем больше активная поверхность вещества, тем будет больше соударений, приводящих к появлению новых веществ.

Химическое равновесие

Химическое равновесие - такое состояние системы реагирующих веществ, когда прямой реакции = обратной реакции.

Равновесие бывает:

а) истинное – оно соответствует такому состоянию системы, когда малое внешнее воздействие незначительно смещает равновесие;

б) кажущееся – малое воздействие на систему сильно смещает равновесие.

Константа равновесия (К) - количественная оценка химического равновесия; находится как отношение констант скорости прямой и обратной реакции.

Например для реакции nA + mB  pC + qD

прямой реакции = k1[A]n[B]m;

обратной реакции.= k2[C]p[D]q;

Т.к. прямой реакции = обратной реакции., то

k1[A]n[B]m = k2[C]p[D]q,

отсюда

.

Величина К равновесия характеризует выход химической реакции:

1.  K >>1 (∆G < 0) – выход реакции велик и она с большой полнотой протекает слева направо;
2.  К = 1 (∆G = 0) – типично обратимая реакция, находится в состоянии равновесия;
3.  K << 1 (∆G > 0) – прямая реакция не идёт, равновесие смещено в сторону обратной реакции.

Величина К зависит от природы веществ, температуры и не зависят от концентрации.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производится какое-либо внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону реакции, уменьшающей это воздействие.

Возможные воздействия:

а) изменение концентрации за счет введения или выведения какого-либо вещества;

б) одновременное изменение всех концентраций за счет изменения давления или объема;

в) изменение температуры.

Пример:

Как сместится равновесие при изменении температуры для процесса:

2HI  Н2 + I2 - Q.

Ответ: при нагревании извне равновесие сместится вправо, а при охлаждении –  влево.

Вопросы для закрепления материала:

1.В каких единицах измеряется скорость химической реакции?

2.Написать выражение К равновесия для процесса  N2  +  3H2   =  2NH3 . Куда сместится равновесие при увеличении давления?

УЧЕНИЕ О РАСТВОРАХ

Раствор - гомогенная равновесная система переменного состава, образованная из двух или более компонентов (ингредиентов).

Растворитель - среда, в которой растворенные вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов.

Растворы часто занимают промежуточное состояние между механической смесью и химическим соединением.

     Различия между раствором и химическим соединением:

1. состав раствора может варьироваться в очень широких пределах, а состав химического соединения неизменен;

2. из раствора можно выделять отдельные компоненты, не разрушая его однородности ( с химическим соединением это невозможно).

         

Различия между раствором и простой механической смесью:

1.  часто при растворении образуются сольваты или гидраты:

CuSO4 + 4H2O = [Cu(H2O)4] SO4;

1.  при растворении может измениться цвет раствора по сравнению с растворяемым  веществом;
2.  растворение часто сопровождается эндотермическим или экзотермическим эффектом.

  Из этого следует, что растворение – это физико-химический процесс, в котором играют роль физические и химические явления. Согласно физической теории, растворы рассматривают как смеси, образующиеся в результате измельчения растворяемого вещества в среде растворителя без непосредственного химического взаимодействия с ним. При этом большая роль отводится такому физическому явлению, как диффузия. Благодаря диффузии молекулы, ионы удаляются с поверхности ратворяющегося векщества и равномерно распределяются по всему объему растворителя. Из-за этого, при отсутствии перемешивания, быстрота растворения зависит от скорости диффузии.

Классификация растворов

1. По агрегатному состоянию:

а) Газообразные (воздух, воздушные смеси) .   В растворах газов, как и в индивидуальных веществах, находящихся в газообразном состоянии, наблюдается слабое взаимодействие между молекулами смешиваемых веществ. Для газового раствора характерно химическое движение молекул и отсутствие определенной геометрической структуры. Они находятся в виде химической смеси, каждому компоненту которой присущи индивидуальные физические и химические свойства. В качестве примера такой смеси можно привести воздух, состоящий из растворенных друг в друге азота, кислорода, углекислого газа, инертных и др. газов, паров воды и некоторых твердых микрочастиц (которые называют пылью).

б) Твердые (сплавы, таблетки, пища). Они представляют собой однородные крисьталлы, образующиеся, как правило, из металлов. При этом для одних металлов их взаимная растворимость в твердом состоянии неограниченна, другие же рнастворимы друг в друге лишь до определенной концентрации. Для получения твердого раствора проводят охлаждение расплава, что сопровождается, как правило, выпадением кристаллов.

в) Жидкие (плазма крови, лимфа,  речная и морская  вода, микстуры). Они обладают внутренней структурой, которая при больших разбалениях близка к структуре растворителя, а в концентрированных растворах – растворенного вещества. Этот тип растворов наиболее распространен.

2. По физическим свойствам (например электропроводность):

а) неэлектролиты (раствор глюкозы);

б) электролиты (физиологический раствор).

3. По размеру частиц:

a) истинные растворы (растворенные вещества  находятся в растворе в виде молекул или ионов);

признаки: (1) прозрачны;

     (2) устойчивы при хранении;

     (3) диаметр частиц < 1 ммк.

б) коллоидные растворы (растворенные вещества в виде сложных агрегатов);

признаки: (1) при прохождении света через раствор специфично рассеивают его, образуя конус Тиндаля;

     (2) при хранении разрушаются;

     (3) диаметр частиц лежит в интервале 1 - 100 ммк

в) дисперсные системы (взвеси)

существуют в виде эмульсий или суспензий;

признаки: (1) непрозрачны;

     (2) неустойчивы;

     (3) диаметр частиц > 100 ммк

4. По количеству растворенных частиц:

1.  насыщенные (устойчивы - имеет место равновесие между раствором и твердым веществом); ∆G = 0.

б)ненасыщенные; ∆G < 0.

в)пересыщенные. ∆G > 0; система неустойчива, при встряхивании из них образуются насыщенные растворы и выделяется избыток растворённого вещества.

Растворимость газов

Этот процесс можно рассматривать:

1) либо как механический процесс (действие сил Ван-дер-Ваальса) – например при растворении в воде Н2 , О2 ,  N 2 , инертных газов;

2)либо как химическое взаимодействие

(NH3 + H2O = NH4OH ;  Cl2 + H2O = HCl + HClO).

Растворимость газов зависит от нескольких факторов:

1.  От давления по закону Генри – масса газа, растворяющегося в данном объёме жидкости при постоянной температуре, прямо пропорциональна его парциальному давлению:

mгаза = k  P,

где m – масса газа в растворе;

     k – константа пропорциональности;

    Р – парциальное давление.

1.  От температуры – чем выше температура, тем хуже растворяется газ.
2.  От наличия в растворе других веществ по закону И.М. Сеченова (был выведен при подсчёте кислородной ёмкости крови) – на растворимость газов в жидкости влияют другие вещества:

,

где  - растворимость газа в чистом растворителе;

       - растворимость газа в растворе соли;

       - концентрация соли в растворе;

       - константа Сеченова, положительная величина.

Анализ формулы показывает, что всегда .

Растворимость жидких и твёрдых веществ

1.  Как правило не зависит от давления, потому что при смешивании жидкостей объем меняется незначительно и может измениться только при давлении в несколько тысяч атмосфер;
2.  Как правило это эндотермический процесс: при повышении температуры  растворимость возрастает, так как энергия затрачивается на разрушение кристаллической решетки и равномерное распределение молекул (ионов)  по всему объему раствора.
3.  Если же при растворении выделяется теплота, то следовательно в растворе образуются сольватные частицы (если растворитель – вода, то чакстицы называют гидратными) и процесс будет экзотермическим.

Электролитическая диссоциация

         Электролиты – вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация - процесс распада электролитов на ионы под действием растворителя (происходит вследствие электростатического взаимодействия вещества с полярными молекулами растворителя).

1.  Теорию создал С. Аррениус, и он рассматривал диссоциацию как механический распад; ввел понятия «катион» и «анион».
2.  Дополнил теорию И.А. Каблуков, доказав, что диссоциация - физико-химический процесс. Полярные молекулы растворителя способствуют лучшей диссоциации, т. к. окружают ионы в растворе, образуя довольно устойчивые частицы: «сольваты». Если растворитель - Н2О, то частицы называются «гидраты», и иногда при испарении растворов эти захваченные молекулы воды остаются в кристаллической решетке.

Степень диссоциации () - количественная мера способности вещества распадаться на ионы (экспериментально ее можно определить, например, исследуя электропроводность растворов):

,

 зависит от:

1.  природы растворителя (чем он полярнее, тем  больше);

      б)температуры (чем больше температура, тем  больше);

в)концентрации (чем  меньше С, тем больше );

       г)от природы растворенных веществ.

По величине   все вещества можно поделить на 3 группы.

1. Сильные электролиты ( > 30%):

a) минеральные кислоты НС1, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCNS, HC1O4,  HMnO4;

б) основания, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами:

в)соли, помеченные в таблице растворимости буквой «р».

2. Слабые электролиты ( < 1-3%):

1.  почти все органические кислоты;

       б)минеральные кислоты H2S, Н2СОз, H2SiO3, HCN, Н2F2 ;

       в)основания, образованные остальными металлами; NH4OH;

       г)соли, помеченные  в таблице растворимости буквами «м» и «н»;

       д)Н2О

3. Средние электролиты (1 - 3% <  < 30%):

НСООН, HNO2, H2SO3, H3PO4, Mg(OH)2 и т. д.

Характер диссоциации

Если кислота имеет несколько атомов Н, а основание - несколько групп ОН, то возможна ступенчатая диссоциация. Для слабых кислот и оснований наиболее вероятна диссоциация по 1 ступени и потому высока вероятность нахождения в растворе кислых и основных ионов. Соли же, как правило, диссоциируют сразу, в одну ступень.

Например:

а) ;

   ;

   

б) диссоциирует очень слабо;

   практически не идет;

в) ;

г) ;

д) .

Вопросы для закрепления материала:

1.Какая из кислот будет самой слабой – а) сернистая? б)серная? в)сероводородная?

2.Написать уравнение диссоциации соли железо(Ш) диводородфосфат.

КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ

Введена для количественной оценки слабого электролита, зависит от:

а) природы растворителя;

б) природы растворённого вещества;

в) температуры.

1.  Для слабых кислот её называют К кислоты (КА или Ка).

В случае ступенчатой диссоциации кислот она рассчитывается для каждой ступени.

Пример:

I ст. Н2S  H+ + HS-

II ст. HS- Н+ + S2-

суммарный процесс: Н2S  2H+ + S2-

.

Для слабых и средних кислот:

а) К1 всегда максимальна (K1 > K2 > K3);

б) К = K1  K2  K3…;

в) ,

т.е. среда раствора кислоты зависит от Кк-ты.

1.  Для слабого основания также учитывают его ступенчатую диссоциацию и количественно оценивают через К основания (КВ или Кb).

Пример:

I ст.

II ст. 

III ст. AlOH2+ Al3+ + OH-

.

Для слабых и средних оснований:

а) K1 > K2 > K3

б).

Произведение растворимости (ПР)

  Для насыщенных растворов солей имеет место равновесие между ионами, перешедшими в раствор и молекулами нерастворившейся соли

AgCl  Ag+ + Cl- , .

Т.к. для малорастворимых солей [соли] = const (т.е. [AgCl] = const), то Кравн [AgCl] = K’ = [Ag+]  [Cl-], т.е. в насыщенном растворе соли произведение концентраций ионов, находящихся в растворе, есть величина постоянная и называется «произведение растворимости» (ПР). Эта величина табличная, при расчётах следует учитывать, что размерность концентраций ионов солей  - моль/л.

Для более сложных случаев учитывают индексы, имеющиеся в молекуле. Например: HgJ2  Hg2+ + 2J-

      

Для  солей одинакового стехиометрического состава чем меньше величина ПР, тем менее растворима соль.

Если при действии какого-либо растворителя возможно выпадение из раствора нескольких осадков солей с однотипными химическими формулами, то они выпадают по правилу ПР: вначале выпадут в осадок менее растворимые соли, а затем более растворимые.

Пример: в растворе имеются соли NaCl, NaBr, NaJ; в качестве осадителя туда добавили раствор AgNO3. Последовательность выпадения осадков оцениваем по значению ПР:

ПР для AgCl = 1,710-10; для AgBr = 3,310-13; для AgJ = 8,510-17. Вначале выпадает в осадок AgJ, затем AgBr и последним AgCl.

Растворимость (Р)

Р – способность вещества растворяться в том или ином растворителе при данной температуре. Мерой растворимости вещества является концентрация его насыщенного раствора. Размерность может быть различной: г/л, моль/л, г/дм3, моль/дм3, г/см3, г/100 г Н2О.

Связь между Р и ПР

1. Для электролита с ионами одинаковой зарядности типа АВ (АВ  А + В)

ПР = [A]  [B].

В растворе над осадком концентрацию молекул вещества можно принять равной концентрации образующихся из них ионов: [AB] = [A] = [B]. В то же время концентрация молекул вещества АВ над осадком равна растворимости осадка РАВ:

[AB] = РАВ

Тогда  ПРАВ = [A]  [B] = РАВ  РАВ. Отсюда выводим

2. Для электролита, состоящего из ионов разной зарядности: AmBn  mA + nB. Т.к. концентрация молекул этого вещества над его осадком равна растворимости вещества , то  и .

Тогда ,

отсюда: .

Пример:

,

.

Диссоциация воды. Водородный показатель (рН)

Водородный показатель рН служит для количественного определения среды растворов. Его выводят, учитывая характер диссоциации чистой воды:

H2O  H+ + OH-.

При температуре 22°С в чистой воде [Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.

Отсюда  моль2/л2.

Равенство [Н+]  [ОН-] = 10-14 моль2/л2 справедливо не только для чистой воды, но также для растворов кислот, оснований и солей и не соблюдается в концентрированных кислотах и щелочах.

Понятие рН удобно в написании и произношении: величину находят по формуле

.

Отсюда [Н+] = 10-рН.

Реже пользуются гидроксильным показателем: рОН = -lg[OH-]. Оба показа-теля связаны друг с другом равенством: рН + рОН =14.

Для биологических жидкостей значения рН очень важны, и их отклонение от нормы говорит врачу о характере патологии (табл.4)

Таблица 4

Значение рН биологических систем

Жидкости и ткани организма	рН (норма)
Сыворотка крови	7,35 - 7,45
Спинномозговая жидкость	7,35 - 7,45
Желчь в протоках	7,4 - 7,45
Желчь в пузыре	5,4 - 6,9
Слезы	7,4
Содержимое тонкого кишечника	7,6 - 8,0
Слюна	6,35 - 6,85
Желудочный сок	0,9 -1,5
Кожа	6,2 - 7,5
Моча	4,8 - 7,5
Фекалии	7,0 - 7,5

Пример 1:

Определить рН раствора НС1 (диссоциацию считать полной), у которого

С = 0,01 моль/л.

Решение:

[Н+] = [НС1] = 10-2 моль/л,

отсюда

рН = -lg[H+] = -lg 10-2 = 2.

Пример 2:

Определить рН и рОН раствора КОН, если С = 0,1 моль/л.

Решение:

[ОН-] = [КОН] = 10-1 моль/л,

отсюда

pOH = - lg 10-1 = - (-1) =1,     pH = 14 – pOH = 14 - l = 13.

Определение среды раствора

Для определения среды раствора, как правило, используют кислотно-основные индикаторы Оствальда: они представляют собой сложные органические кислоты или основания, у которых молекулы имеют одну окраску, а ионы - другую окраску и при добавлении индикаторов к исследуемому раствору, в соответствии с принципом Ле-Шателье, происходит смещение равновесия и раствор окрашивается в определенный цвет (табл.5).

                             

Таблица 5

Кислотно-основные индикаторы

Индикатор	Кислотная среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
Лакмус	Красный (рН<5)	Фиолетовый (рН:5-8)	Синий (рН>8)
Метилоранж	Розовый (рН<3,1)	Оранжевый (рН:3,1-4,4)	Желтый (рН>4,4)
Фенолфталеин	Бесцветный (рН< 8)	Бесцветный (рН: 8-10)	Малиновый (рН>10)

С помощью универсальной лакмусовой бумаги можно измерять рН растворов с точностью до половины единицы (рН = Х  0,5). Современные приборы рН-метры измеряют значения рН до 0,001 единицы (рН = Х  0,001)

Закон разбавления Оствальда

Этот закон объединяет количественные характеристики  и Кравн..

Пусть для какого-то слабого электролита его частичная диссоциация запишется в виде

АВ  А + В,

[АВ] исходная = С, тогда перед растворением вещества [А] = [В] = 0.

После установления равновесия в растворе концентрации станут следующими. Берём величину степени диссоциации не в %, а в долях и тогда доля распавшихся на ионы молекул будет , а доля оставшихся целых молекул будет (1 - ), т.е. [АВ] оставшихся = С  (1 - ), тогда как [А] = [В] =   С.

.

Для очень слабых электролитов  << 1, тогда условно приравняем (1 - )  1, отсюда Кравн..= С  2 и следовательно

.

Из закона следует, что степень диссоциации вещества  будет возрастать при уменьшении С, т.е. при разбавлении раствора.

Для растворов сильных электролитов говорят о «кажущейся степени диссоциации». Каждый ион окружён ионной атмосферой из ионов противоположного заряда. Вместо понятия «концентрация» используют понятие «активность иона» (а) – это та условная концентрация, соответственно которой ион действует в химических реакциях.

а  = f  c,

где f – коэффициент активности.

Если f  1, то а  c и этот факт говорит о слабом межионном взаимо-действии. Эффект имеет место в очень разбавленных растворах сильных электролитов.

Вопросы для закрепления материала:

1.Определить рН раствора серной кислоты, у которого С = 0,005 моль/л.

2.Величина рН желудочного сока больного = 3. Какой кислотности это соответствует - повышенной или пониженной?

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ. АМФОТЕРНОСТЬ.
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Ионные уравнения

При их записи сильные электролиты пишут в виде ионов, а средние и слабые - в виде молекул. Краткие ионные уравнения дают хорошее представление о химизме реакции.

Пример 1:

НС1 + NaOH = NaCl + Н2О;

Н+ + Сl- + Na+ + ОН- = Na+ + Сl- + Н2О;

Н+ + ОН- = Н2О.

Пример 2:

AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3;

Ag+ + NO3- + Na+ + Сl- = AgCl + Na+ +NO3-;

Ag++Cl- = AgCl.

Пример 3:

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O;

N2O5 + 2K+ + 2ОН- = 2K+ + 2NO3- + H2O;

N2O5+2OH- = 2NO3- +H2O.

Пример 4:

CaO + 2HC1 = CaCl2 + H2O;

CaO + 2H+ + 2C1-= Ca2+ + 2Сl- + H2O;

CaO + 2H+=Ca2++H2O.

Амфотерность соединений

Амфотерные оксиды и основания проявляют кислотно-основную двойственность: не взаимодействуют с водой, но образуют соли как с сильными кислотами, так и со щелочами. Причем если в реакциях сплавления со щелочными оксидами, щелочами и карбонатами образуются средние соли, то в избытке растворов щелочей получается смесь солей: в основном гидроксокомплексы, но также и средние соли (мета- и орто-).

Пример 1:

а)

b)

c)

или

Пример 2:

а)

b)

или  (в ионном виде писать не корректно).

Гидролиз солей

Гидролиз солей - взаимодействие ионов соли с молекулами воды, которое приводит к образованию слабого электролита и может изменить рН среды.

«Гидролиз» означает «разложение водой» и химизм этого процесса понятен при записи его в ионном виде.

Степень гидролиза (h) – количественная мера гидролиза солей:

.

h зависит от:

а)температуры (чем выше температура, тем h больше);

б)концентрации (при разбавлении раствора h возрастает);

в)от природы соли (чем слабее электролит, который соответствует гидролизующемуся иону, тем больше h). Важной количественной характеристикой гидролиза является константа гидролиза  (Кгидр.)

 Рассмотрим примеры гидролиза солей различного типа.

I. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

NH4Cl + H2O  NH4OH + HC1;

NH4+ + Сl- + Н2О  NH4OH + Н+ + Cl-;

NH4+ + Н2О  NH4OH + H+ ; гидролиз идет по катиону,  рН < 7.

Константа гидролиза .

.

2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

KCN + Н2О  КОН + HCN

К+ + CN- + Н2O К++ ОН- + HCN

CN- + Н2О  ++ ОН- + HCN;    гидролиз идет по аниону,  рН > 7.

;   

3.Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

NH4CN + H20  NH4OH + HCN;

NH4+ + CN- + H2O  NH4OH + HCN гидролиз идет по катиону и аниону, рН  7.

;   .

Если валентность иона, по которому идет гидролиз, больше I, то возможен ступенчатый процесс, причем по первой ступени он идет лучше всего. Получаются основные или кислые соли.

Для подавления гидролиза, т.е. для снижения величины h, при приготовлении растворов солей туда добавляют немного или соответствующей сильной кислоты (например НС1 – как для случая 1), или сильного основания (например КОН – пример 2, гидролиз соли КСN). По принципу Ле-Шателье равновесие в реакции гидролиза смещается влево, h  уменьшается.

В химической лаборатории растворы солей (во избежание гидролиза)  лучше хранить в виде концентрированных растворов и в прохладном месте.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какие из приведенных веществ являются амфолитами – ZnO, FeO, CrO3, MnO, Al(OH)3 ? Напишите для них молекулярные и ионные реакции взаимодействия с соляной кислотой и едким натром.

2.Какая из солей подвергается гидролизу – KCI или  КСН3СОО? Напишите молекулярное и ионное уравнения.

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

Это свойства, которые зависят только от концентрации растворенного вещества:

а) осмотическое давление (Росм.);

б) понижение давления насыщенного пара над раствором;

в) изменение температуры кипения и температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем.

Эти свойства позволяют определять молярную массу растворённого вещества, его степень диссоциации и изучать физико-химические свойства биологических объектов.

Осмос, осмотическое давление

Осмос – самопроизвольная односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую перегородку в сторону выравнивания концентраций.

Иногда бывает двусторонняя диффузия: молекулы растворителя и растворённого вещества движутся в противоположных направлениях, но такое явление встречается реже. Можно выделить два вида полупроницаемых перегородок (мембран):

1.  природные – стенки клеток, оболочки глаза, плавательный пузырь рыб;
2.  искусственные – целлофан.

Выравнивание концентрации – это процесс самопроизвольный; термодинамически разрешённый: S > 0, G < 0.

1877 г. Пфеффер установил для идеальных растворов, что Росм. прямопропорционально:

а) концентрации растворённого вещества;

б) абсолютной температуре.

1887 г. Вант-Гофф вывел закон: осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы при данной температуре вещество, будучи в газообразном состоянии и занимая объём, равный объёму раствора.

Росм. = 1000 CRT,

где Росм. в Па;

R – универсальная газовая постоянная;

Т – температура, град. К;

С – моль/л.

или

 Росм.= CRT,   где Росм. в кПа.

Если учесть, что

,

то тогда

или .

Этот закон выполняется для растворов неэлектролитов малых концентраций.

Пример: Найти молекулярную массу неэлектролита, если в 5 л раствора содержится 2,5 г вещества   при температуре 20С  и   Росм. = 2,3104 Па.

;    Т = 273 + t = 293 К.

(г/моль).

Изотонические растворы – растворы с одинаковым осмотическим давлением:

а) природные – кровь, лимфа, морская вода;

б) искусственные – физиологический раствор (0,9% NaCl), раствор глюкозы (5%).

Гипертонические растворы – растворы с высоким Росм. (10% NaCl).

Гипотонические растворы – растворы с низким Росм.

Тургор – осмотическое давление клеточного содержимого. Оно уравновешено эластичным напряжением клеточных стенок: Росм. внутри клетки больше Росм. во внеклеточной жидкости.

Плазмолиз – явление, связанное с погружением клетки в гипертонический  раствор: клетка сморщивается, т.к. вода выходит из клетки.

Деплазмолиз -  клетка в гипотоническом растворе: она разбухает, т.к. молекулы воды через мембрану идут внутрь клетки.

Пример: Осмотическое давление крови в норме 7,4 – 7,8 атмосферы (С  0,3 моль/л). Снижение концентрации веществ в плазме крови ведёт к понижению Росм. до 3,6 – 4 атм, что в свою очередь приводит к гемолизу. Полный гемолиз наступает при Росм. = 3 атм: клетки начинают лопаться.

Изотонический коэффициент (i)

- его вводят, когда изучают Росм. для растворов сильных электролитов, он учитывает распад электролита на ионы при растворении с учётом его степени диссоциации. Находят экспериментально:

а) для соли типа NaCl    i = 1 +    (т.е. i  2);

б) для соли типа CaCl2   i = 2 +    (т.е. i  3);

,

где n – число ионов, на которые распадаются молекулы соли. Для таких растворов

.

Понижение давления насыщенных паров растворителя

Над любым растворителем в воздухе всегда находится какое-то количество газообразных молекул этого же растворителя. Чем выше температура, тем больше молекул растворителя в газообразном состоянии будет над раствором и соответственно давление паров растворителя (Р) будет больше.

Если при этой же температуре измерить давление насыщенного пара растворителя уже над раствором какого-либо вещества (Р), то оно будет меньше. И всегда Р > Р для любого растворителя.

Р = (Р - Р) – абсолютное понижение давления пара растворителя.

- относительное понижение давления пара растворителя.

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворённого вещества:

,         где ;  

    n – число моль  (х1 – растворитель; х2 – растворённое вещество).

Следствие 1: повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем прямопропорционально его моляльной концентрации (В).

tкип = Е  В, где Е  - эбулиоскопическая константа, величина табличная (различна у разных растворителей). Она показывает, на сколько градусов повысится температура кипения раствора с В = 1 моль/кг растворителя.

                                            ( град/моль/кг Н2О).

- моляльная концентрация.

Следствие 2: понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем прямопропорционально его моляльной концентрации:

tзам =   К    В,    где К   - криоскопическая константа, табличная величина

                                            ( град/моль/кг Н2О).

Пример: При какой температуре закипит 50%-ный раствор сахарозы в воде?

= 342 г/моль.

50% раствор: на 1000 г Н2О приходится 1000 г сахарозы;

в молях: .

В = 2,92 моль/кг р-ля.

.

.

Ткип = 273 + 100 + 1,52 = 374,52 град К.

     Для водных растворов изменение температур кипения и замерзания по сравнению с чистой Н2О можно отобразить так:

Вопросы для закрепления материала:

1.Чему равен изотонический коэффициент для AlC13 – 2, 3 или 4?

2.Почему варенье можно хранить зимой в стеклянных банках в неотапливаемом помещении?

ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

18 в. А. Лавуазье даёт следующее определение кислотам: «кислоты – это соединения, которые содержат кислород»; имел в виду открытые тогда H2SO4, HNO3. Но более позднее открытие кислоты с формулой HCl поставило учёных в тупик.

19 в. С. Аррениус создаёт теорию электролитической диссоциации, в соответствии с которой:

а) кислоты – соединения, которые при диссоциации образуют ионы Н+;

б) основания – соединения, которые при диссоциации образуют ионы ОН-;

в) амфолиты – вещества, которые в водных растворах могут высвобождать как Н+, так и ОН-.

    Но со временем возникли вопросы, на которые не могла ответить эта теория:

1.  Как объяснить основные свойства NH3; R-NH2; ; (ведь амины – это очень большой класс органических оснований).
2.  Как определить, кислотой или основанием будет полученное новое соединение?

Появились индикаторы.

20 в. Протолитическая теория И. Бренстеда и Т. Лоури предлагает следующие определения:

Кислоты – доноры протонов (Н+):

кислота  Н+ + основание.

Основания – акцепторы протонов:

основание + Н+   кислота.

Примеры:

1) .

2) .

Т.е. по этой теории расширяется привычный круг кислот и оснований: ими также могут быть заряженные ионы.

Появились понятия «сопряжённая  кислота» и «сопряжённое  основание».

Природа воды

Н2О – амфолит по этой теории, т.к. может отдавать и присоединять протоны:

а) ;

б) .

(Н3О+ - оксоний-ион).

При изучении поведения молекул чистой воды (например при выводе величины рН) можно записать Н2О  Н+ + ОН-, а можно записать иначе:

.

.

Экспериментально установили, что в чистой воде при температуре 25С соблюдается равенство:  моль/л.

20 в. Г. Льюис предлагает ещё одну теорию кислот и оснований.

Кислота – это акцептор электронной пары

Основание – донор электронной пары

Реакция нейтрализации будет выглядеть:

А + В = АВ.

По этой теории:

1.  расширяется круг привычных кислот; к ним также будут относиться ионы металлов (МеХ+); соединения бора (BCl3):

а) жёсткие кислоты(ж.к.) – это ионы щелочных, щелочно-земельных металлов и металлов с большим зарядом и маленьким радиусом (Li+, Ca2+, Al3+);

б) мягкие кислоты(м.к.) – тяжёлые ионы металлов с большим радиусом и малым зарядом (Cu+, Ag+, Hg2+).

1.  Расширяется круг оснований; к ним относятся практически все лиганды и различные молекулы (NH3 или их производные):

а) жёсткие основания(ж.о.) – лиганды: F-, Cl-, Н2О, OH- и соединения R3N, NH3; поляризуются слабо;

б) мягкие основания (м.о.)– лиганды объёмные, хорошо поляризуются: S2-, HS-, RSH, SCN-, , CN-, J-.

1.  Наиболее прочные соединения образуются между:

а) жёсткими кислотами и  жёсткими основаниями;

б) мягкими кислотами и мягкими основаниями.

Пример: .

Становится понятно, почему реакция протекает в прямом направлении.

1.  Однако эта теория имеет ограниченное применение, т.к. затруднена количественная оценка силы кислот и оснований. Если располагать основания по их силе в отношение одной кислоты, то получится один ряд, а если располагать эти же основания по отношению к другой кислоте, то получится другой ряд.

Электролитическая диссоциация гидроксидов; амфотерность

Характер диссоциации зависит от природы и полярности связей:

;

.

Если прочность связи О – Н и Э – О примерно равны, то гидроксид ЭОН может диссоциировать как по типу кислоты, так и по типу основания и будет называться амфотерным.

Пример: Рассмотрим равновесное состояние для свежевыпавшего осадка Zn(OH)2 :

а) при добавлении кислоты равновесие по принципу Ле-Шателье сместится вправо (реализуется основной вариант амфолита)

(в растворе существует ион Zn2+);

б) при добавлении щёлочи равновесие по принципу Ле-Шателье смещается влево и Zn(OH)2 ведёт себя как кислота

(в растворе существует ион ).

Вопросы для закрепления материала:

1.Какие частицы можно считать кислотами по протолитической теории – CN, H3 О+,  BCI3,  NH4+,  HCI,  NH4С1 ?

2.Какие из них можно отнести к основаниям?   

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

1.Реакции с простыми веществами:

      а) Ме + O2  МехОу (оксид)         д) Ме + С  МехСу (карбид)

      б) Ме + Н2  МеНх (гидрид)        е) Ме + Р  МехРу (фосфид)

      в) Ме + СI2  МеCIх ([хлорид)     ж) Ме + S  МехSу (сульфид)

      г) Ме + N2  МехNу (нитрид)       з) Ме + Si  МехSiу (силицид)

II.Реакции со сложными веществами

1) Ряд активности металлов: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au; в соответствии с положением более активные металлы вытесняют правее стоящие:

       а) из растворов солей (3Mg + 2FeCI3 = 3MgCI2 + 2Fe),

       б) из оксидов при to (2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe).

2) По ряду активности вытесняют водород:

      а) из воды: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,  (Zn + H2O = ZnO + H2);

      б) из кислот (кроме HNO3 и H2SO4(конц.) ): Zn + 2HСI = ZnСI2 + H2.

3) Реакции с H2SO4(конц.) :

а) при обычной to пассивируются металлы Al, Zn, Cr, Fe, превращаясь в оксидную пленку, а  Pb - в  PbSO4 ;

б) при нагревание реагирует практически со всеми металлами (кроме Au и Pt);  чем активнее металл, тем лучше восстанавливается S+6:

      неакт. Ме: Cu + 2H2SO4(конц.)  = CuSO4 + SO2 + 2H2O

      актив. Ме: 3Mg + 4H2SO4(конц.)  = 3MgSO4 + S + 4H2O

      очень акт. Ме: 4Cа + 5H2SO4(конц.)  = 4CаSO4 + Н2S + 4H2O

4) HNO3 при обычной to пассивирует те же металлы, что и H2SO4(к.), но при нагревании реакции идут, причем чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается N+5:

      неакт. Ме: Cu + 4HNO3(конц.)  =  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

                            3Cu + 8HNO3(разб.)  =  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

      актив. Ме: 4Cа + 10HNO3(конц.)  =  4Cа(NO3)2 + N2О + 5H2O

                            5Cа + 12HNO3(разб.) =  5Cа(NO3)2 + N2 + 6H2O

                            4Cа + 9HNO3 (оч. разб.)  =  4Cа(NO3)2 + NН3  + 3H2O

5) Некоторые бинарные соединения металлов разлагаются водой по основному типу:

   Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

   К3Р + 3H2O = 3КOH + РH3                                                                                  

   Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4

    NaН + H2O = NaOH + H2 (ок.-восст. процесс)

6) Амфотерные металлы со щелочами образуют неуст. соли:

    Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2

    2Al + 2NaOH + 2H2O = NaAlO2 + 3H2

7) Природа гидроксидов:

а) металлы I-а группы – образуют  щелочи;

б) металлы II-а группы (кроме Mg, Be) образуют:

либо малорастворимое, но сильное основание Ca(OH)2,

либо хорошо растворимые щелочи Sr(OH)2, Вa(OH)2;

в) металлы побочных подгрупп Cr+2, Fe+2, Mn+2 дают малоустойчивые гидроксиды основного  характера, которые при стоянии окисляются: 4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3;   

 

г) Сu+2, Zn+2, Cr+3, Fe+3, Mn+4 , Sn+4 , Pb+4  дают амфотерные основания, которые   при нагревании могут образовать оксиды:

2Cr(OH)3  Cr2O3 + 3H2O;     Pb(OH)4  PbO2 + 2H2O

д) для (Hg2)2+, Hg2+, Ag+ гидроксиды не существуют, выпадают сразу  оксиды: 2AgNO3  + 2KOH = 2KNO3 + Ag2O + H2O.

е) гидроксиды d-элементов в максимальной степени окисления (Cr+6, Fe+6, Mn+7) имеют кислотный характер,  малоустойчивы; соли соответствующих кислот более устойчивы, сильные окислители.

ОБЩИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ

(Р-элементы, находятся в 3-8 группах, главных подгруппах).

Электронное строение валентных орбиталей ns2np6.

1) Могут существовать в различных агрегатных состояниях:

     а) твердые – B, C, Si, P, S, Se, I;  

     б) жидкие – Br;

     в) газы – H, O, F, CI, N, инертные газы.

2) В отличие от металлов, могут и принимать электроны, и отдавать:  Р…3s23p3   + 3 e ® Р-3 …3s23p6

Р…3s23p3   - 5 e ® Р+5 …3sо3pо .

3) По способности принимать электроны (т.е. быть окислителем) построен ряд электроотрицательных элементов: F, O, CI, N, и др.

4) Реакции с простыми элементами (на примере фосфора):

  а) фосфор – окислитель: Р + 3H2 ®2РН3

                                            3Р + 2Са ® Са3Р2

                                            4Р + 3Si ® Si3Р4

    б) фосфор – восстановитель: Р + О2 ®Р2О3 , Р2О5

                                                   2Р + 3S ® Р2S3                                                                

                                                   2Р + 3СI2 ®2РCI3

5) Реакции с водой идут не для всех неметаллов:

  а) при обычной to : СI2 + H2O = НCI + HCIO;

  б) при повышенной to : 3СI2 + 3H2O = 5НCI + HCIO3,

                                         С + H2O = СО + H2 ,

                                         Si + 3H2O = H2SiО3 + 2H2

6) С H2SO4(конц.)  и HNO3 дают кислоты (N2 не взаимодействует):

   а)Р + H2SO4(конц.)  ® H3РO4 + SO2

        Р + HNO3(конц.)   ® H3РO4 + NO (или NO2 );

   б)S + H2SO4(конц.)  ® SO2 + H2O

      S + HNO3(конц.)   ® H2SO4 + NO (или NO2 );

   в)С + H2SO4(конц.)  ® H2СO3 (или СO2 ) + SO2

       С + HNO3(конц.)  ® H2СO3 (или СO2 ) + NO (или NO2 )

7) Реакции со щелочами идут не для всех неметаллов и по-разному:

    а)CI2 + 2NaOH = NaCI + NaCIO + H2O

    б)3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

    в)Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

8) Неметаллы образуют кислотные оксиды:

    а)С ® СO2  (H2СO3)

    б)N ® N2О3 (HNO2)  или

           ® N2О5  (HNO3)

    б)Р ® Р2О3 (HРO2, H3РO3)  или

           ® Р2О5 (HРO3, H4Р2O7, H3РO4)         

      в)S ® SO2 (H2SO3)   или 

          ® SO3  (H2SO4)

    г)CI ® CI2O (HCIO),  или 

            ® CI2O3 (HCIO2), или 

            ® CI2O7 (HCIO4)

9) Отдельные неметаллы образуют смешанные соединения:

NOCI, POCI3, SOСI2 , SO2СI2 и др.

10) Галогениды и сульфиды разлагаются при повышенной to водой с образованием двух кислот:

   а)CF4 + 3H2O = H2СO3 +4HF (или  СО2 + HF)

   б)SiСI4 + 3H2O = H2SiO3 + 4НCI

   в)Р2S3 + 6H2O = 2H3РO3 + 3Н2S

   г)РСI5 + 4H2O = H3РO4 + 5НCI

   д)SF6 + 4H2O = H2SO4 + 6HF

   е)SOСI2 + 2H2O = H2SO3 + 2НCI

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА S-ЭЛЕМЕНТОВ

ВОДОРОД  («Рождающий воду» - Hydrogenium, лат)

1Н; строение электронной оболочки 1s1. Занимает 2 места в Периодической системе элементов благодаря наличию следующих свойств:

Признаки элемента I группы (активного металла): 1). имеет 1 валентный электрон и является сильным восстановителем Н – 1  Н+; 2). ион Н+ существует в растворах (как и ионы щелочных металлов); 3). в твёрдом состоянии очень электропроводен.

Признаки элемента 7 группы: 1). до завершения электронного слоя (чтобы походить на Не) не хватает 1, поэтому в некоторых реакциях будет окислителем Н + 1  Н-; 2). в связи с этим для него характерна большая энергия сродства к электрону; 3). при обычных условиях Н2 – газ.

Физические свойства

Газ без цвета, вкуса и запаха, самый лёгкий, tпл = - 252,6, tкип = -259,1С (ниже только у Не).

Уникальные свойства:

1.  Очень теплопроводен; нагретое тело остывает в атмосфере водорода в 6 раз быстрее, чем в воздухе;  это свойство роднит водород с металлами.
2.  В воде растворим очень плохо (в 1 объёме воды растворяется 0,02 объёма водорода); но очень хорошо растворим в металлах (в 1 объёме палладия растворяется 900 объёмов водорода).

Получение водорода

1.В лаборатории: Zn + 2HCI = ZnCI2  + H2

2.В промышленности:

а)конверсия водяного газа (при повышенной to):

С + Н2О = СО + H2 , СО + Н2О = СО2 + H2

б)конверсия метана (при повышенной to ): СН4 + 2Н2О = СО2 + 4H2

3)В экспедиции (для радиозондов): LiH + Н2О = LiОH + H2

Химические свойства

1. В большинстве реакций водород – сильный восстановитель, но Н2 – не очень активен, а атомарный Н более реакционоспособен (Н2 - 2  2Н+)

а) с галогенами реакции идут по-разному

Н2 + F2  2HF (со взрывом, при низкой температуре и в темноте);

(реакция замещения, механизм свободно-радикальный);

(идёт неполно);

Н2 + J2  2HJ.

б) ;

г) ;

д) .

в) 3Н2 + N2  2NH3;

2. Очень редко водород является окислителем (Н2 + 2  2Н-)

2Li + H2 = 2LiH (гидрид).

Гидриды

Н-; ионные связи

Н- и Н+; связи близки к ковалентным неполярным

Н+; ковалентные полярные связи

1) В зависимости от природы гидриды по-разному гидролизуются:

а) основной гидрид: ;

б) кислотный гидрид: .

2) Это сказывается и на реакциях комплексообразования

КН – основной гидрид;

AlH3 – амфотерный;

ВН3 – кислотный.

а) КН + ВН3  К[ВН4]

б) КН + AlН3  К[AlН4]

в) AlН3 + 3ВН3  Al[ВН4]3.

ВОДА  (Н2О)

- составляет 50 – 90% любого живого существа; самое распространённое вещество планеты.

Многие физические константы воды приняты за эталон:

tпл. = 0С;

tкип. = 100С;

плотность = 1 г/см3;

теплоёмкость = 1  = 4,19.

Валентные орбитали кислорода находятся в состоянии sр3-гибридизации, образуют искажённый тетраэдр, а молекула воды имеет угловую структуру:

угол НОН = 10428 .

Поэтому молекулы Н2О очень полярны, что существенно сказывается на различных свойствах жидкой и твёрдой воды. Свойства обусловлены прежде всего структурой, образованием водородных связей (см. темы: химическая связь, электролитическая диссоциация, комплексные соединения). Жидкая и твердая вода существует в виде ассоциатов (Н2О)х.

Химические свойства

1. Н2О + Ме = основание (или оксид) + Н2

2К + 2Н2О = 2КОН + Н2;

.

2.      H2O + С1 2 = HCl + HСlO.

3. H2O + основной оксид = основание

H2O + СаО = Са(ОН)2.

4. H2O + кислотный оксид = кислота

H2O + SO3 = Н2SО4;

H2O + СО2  Н2СО3.

5. образует аквакомплексы

                            CuSО4 + 4H2O = [Cu(H2O)4] SО4.

6. разлагает многие бинарные соединения

К3N + 3Н2О = 3КОН + NН3;

Ca3P2 + 6Н2О = 3Ca(OH)2 + 2PН3;

;

LiH + Н2О = LiОН + Н2.

7. практически не диссоциирует

2Н2О  Н3О+ + ОН-  ().

8. разлагает некоторые соли (гидролиз идет до конца)

                                     SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.

9. перегретый водяной пар обладает особыми свойствами:

а) конверсия водяного газа

;

.

б) конверсия метана

.

ВОДОРОД ПЕРОКСИД (перекись водорода;  Н2О2)

Из-за несимметричного строения связей Н-О молекула сильно полярна, поэтому между молекулами Н2О2, как и между молекулами Н2О, существуют водородные связи и говорят не об единичных молекулах, а об ассоциатах (Н2О2)х.

Условно строение молекулы можно изобразить Н-О-О-Н; энергии связей различны: Есвязи О-О = 210 кДж/моль; Есвязи О-Н = 468 кДж/моль. Связь О-О более слабая и это сказывается на химических свойствах пероксида: Н2О2 хороший окислитель.

Благодаря возможности образования «кислородных мостиков» известны также надперекиси (ещё менее устойчивы, чем Н2О2): Н2О3 , Н2О4   .

Физические свойства

Н2О2 – бесцветная вязкая жидкость с неприятным «металлическим» привкусом. tкип. = 150,2С; tпл. = -0,43С; плотность = 1,45 г/см3. Хороший растворитель; хорошо смешивается с Н2О.

Получение водородпероксида

         ВаО2 + H2SO4 = H2O2 + ВаSO4

Химические свойства

1.  В водных растворах перекись водорода – слабая кислота:

(К1 = 2,2  10-12).

оксоний   -   водородпероксид-

ион           ион

1.  Соединение неустойчиво, при хранении разлагается:

2Н2О2  2Н2О + О2.

1.  В окислительно-восстановительных реакциях Н2О2 и её производные прежде всего окислители, но в присутствии сильного окислителя Н2О2 может быть восстановителем:

а) NaVO3 + H2O2 + HCl = HVO4 + NaCl + H2O

 в – ль о - ль

      ();

б) Ag2O + H2O2 = 2Ag + O2 + H2O

            в – ль

               ().

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА S- МЕТАЛЛОВ.

ЩЕЛОЧНЫЕ – металлы 1 группы, главной подгруппы.

Электронное строение валентных орбиталей ns1. Называются так потому, что водные растворы их оксидов – сильные основания («щёлочи»):

Ме2О+ Н2О = 2МеОН.

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr(радиоактивен), сверху вниз по подгруппе металлические свойства растут.

Физические свойства

Мягкие, лёгкие, серебристые, режутся ножом. Rb и Cs существуют в виде паст. Из-за высокой склонности к окислению их хранят под слоем керосина или вазелинового масла.

Химические свойства -

очень активны.

1. Реакции с простыми веществами

а) 4Na + O2 = 2Na2O оксид;

б) 2Na + Н2 = 2NаН гидрид;

в) 2Na + F2 = 2NaF фторид;

г) 6Na + N2 = 2Na3N нитрид;

д) 2Na + S = Na2S сульфид;

е) 3Na + Р= Na3Р фосфид;

ж) 4Na + Si= Na4Si силицид.

2. Реакции со сложными веществами:

а) 2Na + 2Н2О = 2NaОН + Н2;

б) 2Na + 2НСl = 2NaCl + Н2;

в) Реакции с Н2SO4 k и HNО3 идут по-разному (см. взаимодействие кислот со щелочно-земельными металлами).

Некоторые соединения Na и K

NаОН – едкий натр; каустическая сода;

NаНСО3 – питьевая сода;

Nа2СО3 – техническая (кальцинированная) сода;

К2СО3 – поташ.

ЩЕЛОЧНО-ЗЕМЕЛЬНЫЕ – металлы 2 группы

     главной подгруппы.

Электронное строение валентных орбиталей ns2. Историческое название оксидов – «земли», при растворении в воде также получаются щёлочи, отсюда и название «щелочно-земельные»

МеО + Н2О = Ме(ОН)2.

земли       щелочи

Не все металлы этой подгруппы обладают высокой активностью:

Ве – амфотерен; ВеО, Ве(ОН)2 – тоже амфолиты;

Mg – переходный металл; Mg(OH)2 – основание средней силы, малорастворимо; Са – щелочной металл; Са(ОН)2 – малорастворимое сильное основание ;

Sr – щелочной металл, Sr(OH)2 – растворимое сильное основание;

Ва – щелочной металл; Ва(ОН)2 – растворимое сильное основание;

Rа – радиоактивен.

Химические свойства

Для Са, Sr и Ва характерны те же химические реакции, что и для щелочных металлов. Следует особо выделить реакции очень активных металлов, Mg и Ве с Н2SO4 конц. и HNO3.

1.  Щелочные и щелочно-земельные металлы восстанавливают S+6 

     в реакции с Н2SO4 конц. максимально;

     Mg – в меньшей степени;

     Ве реагирует с кислотой как малоактивный металл:

а) 8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O;

   4Ca + 5H2SO4 = 4CaSO4 + H2S + 4H2O;

б) 3Mg + 4H2SO4 = 3MgSO4 + S + 4H2O;

в) Ве + 2H2SO4 = ВеSO4 + SO2 + 2H2O.

1.  Реакции с HNO3 идут с большим количеством вариантов, при этом чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восстанавливается HNO3. Могут идти несколько параллельных реакций; может также идти одновременно реакция взаимодействие металла с водой, в которой растворена кислота.

а) 8Na + 9HNO3 разб. = 8NaNO3 + NH3 + 3H2O;

(или Ва)    (или NH4NO3)

б) 8Na + 10HNO3 конц. = 8NaNO3 + N2О + 5H2O;

(или Ва)

в) 3Ве + 8HNO3 разб. = 3Ве(NO3)2 + 2NО + 4H2O;

г) Ве + 4HNO3 конц. = Ве(NO3)2 + NО2 + 2H2O.

Некоторые соединения кальция

1. Карбид Са легко разлагается водой:

СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + С2Н2.

2. Известняк, мел, мрамор: СаСО3

.

3. СаО – негашеная известь; реакция гашения:

СаО + Н2О  Са(ОН)2.

4. Са(ОН)2 – гашеная известь;

Са(ОН)2, раствор – известковая вода;

Са(ОН)2, осадок – известковое молоко.

5. Реакция открытия СО2:

а) через известковую воду пропускают углекислый газ и выделяется осадок белого цвета:

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О;

б) при дальнейшем пропускании СО2 осадок растворяется, т.к. образуется растворимая  кислая соль:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.

6. Жёсткость воды () – совокупность свойств, обусловленная содержанием в воде ионов Са2+, Mg2+;  её наличие приводит к ряду проблем:

а) на посуде и в паровых котлах образуется накипь;

б) стирка затруднена, т.к. плохо образуется пена;

в) пища утрачивает свой вкус.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какой газ будет выделяться при взаимодействии перекиси водорода с перманганатом калия (в присутствии серной кислоты) – а)водород? б)кислород? в)двуокись серы?

2.Что получится при помещении металлического кальция в воду – а)мел? б)негашеная известь? в)известковое молоко?

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА d- ЭЛЕМЕНТОВ

Это металлы побочных подгрупп больших периодов; валентные электроны находятся на s – орбиталях внешнего электронного уровня и d – орбиталях  предвнешнего уровня. Для этого семейства характерны следующие признаки:

1.  Большинство элементов в соединениях проявляют различные степени окисления (исключение - цинк).
2.  Многие соединения имеют окраску.
3.  Элементы характеризуются высокой комплексообразующей способностью.
4.  Если элемент образует соединения, проявляя разные степени окисления, то это часто связано с их различными кислотно-основными свойствами:

а) минимальная с.о. – основные свойства (Cr+2, Fe+2, Mn+2 );

б) промежуточная с.о. – амфотерные свойства (Cr+3, Fe+3, Mn+4);

в) максимальная с.о. – кислотные свойства (Cr+6, Fe+6, Mn+7).

1.  В зависимости от степени окисления соединения по-разному ведут себя в окислительно-восстановительных реакциях:

а) если у элемента минимальная с.о., то соединения – восстановители;

б) если у элемента промежуточная с.о., то соединения – redox-амфолиты;

в) если у элемента максимальная с.о., то соединения – окислители.

ПОДГРУППА МЕДИ

Физические свойства: все элементы электропороводны, пластичны, находят широкое применение в технике и медицине.

Таблица 6

Свойства элементов подгруппы меди

Элемент	Строение валентных орбиталей	Степени окисления	Плотность (г/см3)	tпл, С
Медь 29Сu Серебро 47Ag Золото 79Au	…3d104s1 …4d105s1 …5d106s1	+1   +2   +3 +1   +2   +3 +1   +2   +3	8,96 10,5 19,3	1083 961 1064

Химические свойства

Малоактивны, что соответствует их положению в ряду активности металлов: …Н, Cu, Hg, Ag, Au.

1.2Cu + O2 = 2CuO (или Cu2O)

   Ag + O2 

   Au + O2 

2. Cu, Ag, Au + H2 

3. Cu + Cl2 = CuCl2

реакции идут медленно

4. Взаимодействие с кислотами:

а) Н2SO4 конц.: Cu + 2Н2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;

         2Ag + 2Н2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O;

         Au + Н2SO4  .

б) НNO3 конц; Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

         Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O;

         Au + HNO3 .

в) НNO3 разб; 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

       6Ag + 8HNO3 = 6AgNO3 + 2NO + 4H2O;

       Au + HNO3 .

г) «царская водка» - смесь НNO3 конц и НCl конц

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O

или 

Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O.

Индивидуальные свойства меди

Сu+: а) Cu2О – закись меди, неустойчива; красный порошок

.

б) Соли тоже диспропорционируют:

2CuCl  CuCl2 + Cu.

в) Комплексные соединения растворимы лучше средних солей; образуются легко:

CuCl + KCl  K[CuCl2];     или K2[CuCl3],  K3[CuCl4];

CuCl + 2NH3  [Cu(NH3)2]Cl.

Сu2+: а) CuО – окись меди, чёрные кристаллы

;

б) Cu(OH)2 – голубой осадок; амфотерность практически не проявляется;

в) соли устойчивы, сине-зелёного цвета

CuSO4  5H2O – медный купорос;

(CuОН)2СО3 – малахит.

Хорошо вступают в реакции комплексообразования:

CuSO4 + 4NH4OH  [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O.

                 голубой      ярко-синий

Индивидуальные свойства серебра

Малоактивно, но на воздухе чернеет, т.к. идёт реакция:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O.

Ag+: а) Ag2O – чёрный; ;

   б) 2AgNO3 + 2NaOH = 2NaNO3 + Ag2O+ H2O;

 в) Большинство солей нерастворимы в воде, но растворяются, переходя в комплексные соединения

AgCl + 2NH4OH  [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O;

AgBr + Na2S2O3  Na[AgS2O3] + NaBr;

AgJ + KJ  K[AgJ2].

Ag2+: Известны AgO, AgF2; соединения неустойчивы.

Ag3+: Ag2O3, K[AgF4].

Все соединения – окислители и могут восстанавливаться до свободного серебра:

AgF2 + Zn = Ag + ZnF2.

Индивидуальные свойства золота

Золото – самое неактивное из металлов подгруппы, его соединения легко восстанавливаются до золота, которое существует в виде коллоида красного или розового цвета (т.н. «кассиев пурпур»).

Au+:Au2O, AuCl.

Au3+: а) Au2O3, Au(OH)3 – неустойчивы:

;

    б) AuCl3, AuBr3 в воде растворимы;

    в) соединения чаще встречаются в виде комплексных соединений

Au(OH)3 + NaOH  Na[Au(OH)4];

Au(OH)3 + 4HNO3  H[Au(NO3)4] + 3H2O;

AuCl3 + HCl  Н[AuCl4];

    г) окислительные свойства соединений

2AuCl3 + 3SnCl2 = 2Au + 3SnCl4.

ПОДГРУППА ЦИНКА

Таблица 7

Свойства элементов подгруппы цинка

Элемент	Строение валентных орбиталей	Плот-ность (г/см3)	tпл, С	Степени окисления	Координаци-онные числа
Цинк 30Zn Кадмий 48Cd Ртуть 80Hg	…3d104s2 …4d105s2 …5d106s2	7,1 8,7 13,55	419 321 -39	+2 +2 +1 +2	4 6 2 2, 4, 6

Химические свойства

В ряду напряжений их местоположение связано с химической активностью: …Zn…Cd…H, Cu, Hg…

Индивидуальные свойства цинка

1.  Цинк – самый активный металл подгруппы

а) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;

б) 3Zn + 4H2SO4 конц. = 3ZnSO4 + S + 4H2O;

в) 5Zn + 12HNO3 разб. = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O.

1.  В то же время Zn, ZnO, Zn(OH)2 амфотерны:

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2;

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2О;

;

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4].

1.  Соли гидролизуются, например раствор «цинкового купороса»

ZnSO4  7H2O имеет кислую среду:

2ZnSO4 + 2H2O  (ZnOH)2SO4 + H2SO4

Zn2+ + H2O  ZnOH+ + H+.

Индивидуальные свойства ртути

Из различных соединений ртути наиболее токсичны: ртуть металлическая Hg и соединения ртути (II).

Hg+ (существует в виде иона ); соединения малоустойчивы.

а) Hg2O – закись ртути, чёрная;

б) Hg2Cl2 – каломель; Hg2(NO3)2 и др.

для многих соединений характерны реакции диспропорционирования:

.

в) гидроксид неустойчив:

Hg2(NO3)2 + 2КОН = 2КNO3 + Hg2O + Н2О.

г) соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2 ();

в-ль

Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4 ().

       о-ль

Hg2+: а) HgO – окись ртути, жёлтая, красная;

     б) гидроксид неустойчив:

Hg(NO3)2 + 2КОН = 2КNO3 + HgO + Н2О.

     в) из солей часто используют: HgCl2 – сулема; HgS – киноварь.

ХРОМ

24Cr…4s13d5.

Физические свойства

Один из самых твёрдых металлов; режет стекло. Плотность 7,2 г/см3;

tпл. = 1890С.

Химические свойства

1. При обычной температуре устойчив, при повышенной взаимодействует со многими элементами:

;

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3;

2Cr + N2 = 2CrN.

2. Взаимодействует со сложными веществами

Поверхность металла обычно покрыта оксидной плёнкой, которая его «пассивирует» и поэтому при комнатной температуре хром не взаимодействует с HNO3 конц. и H2SO4 конц., но идут реакции

Cr + 2HClразб. = CrCl2 + H2;

Cr + H2SO4 разб. = CrSO4 + H2.

Полученные соли неустойчивы и переходят в CrCl3 и Cr2(SO4)3.

3. В соединениях хром проявляет следующие степени окисления:

Таблица 8

Наиболее важные соединения хрома

+2	+3	+6
CrO основной оксид Cr(OH)2 CrCl2, CrSO4 соединения малоустойчивы	Cr2O3 – амфотерен Cr(OH)3     (H3CrO3), K3CrO3                    ортохромиты CrCl3   (HСrO2), KСrO2                 метахромиты	CrO3 – кислотный оксид H2CrO4 – хромовая кислота Me2CrO4 - хроматы H2Cr2O7 - двухромовая Me2Cr2O7 - дихроматы
восстановители	восстановители и окислители	Окислители

Как правило  Cr2+  Cr3+; например самопроизвольно при стоянии идет окисление:   4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3.

Для соединений характерна богатая окраска :

CrO чёрный Cr(OH)2 жёлтый CrCl2 голубой

Cr2O3 – серо-зелёный NaCrO4 – ярко зелёный K3[CrCl6] – розовый K3[Cr(SO4)3] – жёлтый

CrO3 – красный H2CrO4 – жёлтый H2Cr2O7 - оранжевый

4. Известны перекисные соединения хрома:

CrO5, H2CrO6, соли – синие;

H3CrO8, соли – красные.

МАРГАНЕЦ

25Mn…4s23d5

Физические свойства

Тяжёлый, серебристо-белый металл. Плотность 7,44 г/см3; tпл. = 1245С.

Химические свойства

Активен и поэтому покрыт оксидной плёнкой, которая защищает его.

1. Взаимодействует со многими элементами

Mn + O2 = MnO2;

Mn + Cl2 = MnCl2 (или MnCl4);

Mn + C = MnC.

2. Реакции со сложными веществами:

;

Mn + 2HCl.  MnCl2 + H2;

Mn + 2H2SO4 конц. = MnSO4 + SO2 + 2H2O;

3Mn +  8HNO3 конц. = 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

3. В соединениях проявляет степени окисления: +2, +3, +4, +5, +6, +7.

Наиболее часто встречающиеся соединения марганца представлены ниже:

Таблица 9

Наиболее важные соединения марганца

+2,               +3	+4	+6,   +7
основной характер MnO               Mn2O3 Mn(OH)2   - неуст. MnSO4	амфотерны MnO2,   MnO(OH)2  Mn(OH)4               K4MnO4 Mn(SO4)2               K2MnO3                              манганиты	Кислотный характер H2MnO4             Mn2O7 K2MnO4            HMnO4 манганаты        KMnO4                        соли-пер-                      манганаты
соединения Mn2+ - восстановители	Mn4+ – redox-амфотерен	соединения Mn7+ - окислители

При стоянии Mn2+  Mn4+ : 2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O  2Mn(OH)4.

4. Перманганат калия KMnO4 применяется как сильный окислитель в аналитической химии, медицине. В зависимости от среды даёт различные продукты реакции:

ЖЕЛЕЗО

26Fe…4s23d6

Физические свойства

Серебристо-белый металл, пластичный, электропроводный, легко намагничивается. Плотность 7,87 г/см3; tпл. = 1539С.

Химические свойства

1. Вступает в реакции с простыми веществами:

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (FeO  Fe2O3);

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3;

Fe + S = FeS;

Fe + P = FeP.

2. Взаимодействует со сложными веществами

;

Fe + 2HCl. = FeCl2 + H2;

Fe + 2H2SO4 разб. = FeSO4 + H2;

Fe + 4HNO3 разб. = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O;

Fe +  HNO3 конц.  пассивируется;

2Fe + 6H2SO4 конц.  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;

Fe + PbSO4 = Pb + FeSO4.

3. В соединениях железо проявляет различные степени окисления:

Таблица 10

Наиболее важные соединения железа

+2	+3	+6
FeO основные свойства Fe(OH)2 - неустойчив FeSO4	Fe2O3 – в основном основные свойства, амфотерность только при сплавлении Fe(OH)3                   KFeO2 FeCl3                       феррит                    получить трудно	K2FeO4,       BaFeO4                     ферраты неустойчивы
восстановители	redox-амфолиты  ?	окислители

Под действием кислорода воздуха   Fe(OH)2  Fe(OH)3.

4. Соли Fe2+ - жёлто-зелёные;

Соль Мора: (NH4)2Fe(SO4)2  6Н2 О

Соли Fe3+ - жёлто-оранжевые;

железо-аммонийные квасцы: KFe(SO4)2  12H2O; устойчивы при хранении.

5. Реакции открытия соединений железа:

а) качественная реакция на ион Fe2+ - реакция с «красной кровяной солью» K3[Fe(CN)6]

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4.

 тёмно-синий

б) качественные реакции на ион Fe3+ 

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl;

тёмно-красный

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl.

тёмно-синий

КОБАЛЬТ

27Со…4s23d7;    по физическим и химическим свойствам похож на железо, но менее активен. В соединениях проявляет степени окисления +2, +3  

+2: СоО, Со(ОН)2; средние соли весьма устойчивы, как правило розового цвета. Под действием сильных окислителей Со2+  Со3+:

2Со(OH)2 + NaClO + H2O  2Co(OH)3 + NaCl.

+3: Со(ОН)3; средние соли малохарактерны, но комплексные соли известны  [Co(NH3)6]Cl3;   K3[Co(NO2)6].

Реакция открытия:

СоCl2 + 4NH4SCN  (NH4)2[Co(SCN)4] + 2NH4Cl.

   розовый            в ацетоне                         ярко-голубой

НИКЕЛЬ

28Ni… 4s23d8;  по физическим и химическим свойствам похож на Fe. В соединениях проявляет степени окисления +2, +3. (Степень окисления +3 для Ni ещё менее характерна, чем для Со).

Известны соединения NiO, , средние соли (зелёного цвета), комплексные соли с  к.ч. = 4, 6:   K2[Ni(CN)4];   [Ni(NH3)6]Cl2.

Реакция открытия:

 

Вопросы для закрепления материала:

1.В чем можно растворить медную пластинку – а)в НС1?  б)в растворе NаОН? в)в концентрированной НNO3  ?

2.Какого состава хлорид получится при нагревании хрома с хлором – а)CrCI2?   б)CrCI3?   в)CrCI6?

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА р-ЭЛЕМЕНТОВ

Химия элементов этого семейства очень разнообразна. Р-элементы называют «типическими», они находятся в малых 2-ом и 3-ем периодах, а также в главных подгруппах больших периодов. Валентные электроны занимают внешний энергетический уровень и это существенно сказывается на физических и химических свойствах. В это семейство входят металлы, полуметаллы и неметаллы. Агрегатное состояние простых веществ тоже самое различное. Слева направо по периоду с ростом зарядов ядер и уменьшением атомных радиусов увеличиваются окислительные свойства элементов и их электроотрицательность. По подгруппам снизу вверх окислительные свойства и электроотрицательность тоже растут. Поэтому самым сильным окислителем является фтор ( В).  Значения электроотрицательности для ряда элементов р-семейства падают в следующем порядке:

F, O, Cl, N, Br, J, C, S, H, P, As, B, Si, Sn, Pb, Al.

Восстановительные свойства этих же р-элементов в такой же закономерности возрастают.

Самые типичные неметаллы имеют:

а) молекулярные кристаллические решётки в твёрдом состоянии (при обычных условиях это газы, жидкости или твёрдые вещества с низкими температурами плавления) – F2, O2, P4, S8, Br2 и др.;

б) или атомные кристаллические решётки; поэтому они обладают большой твёрдостью и очень высокими температурами плавления – С, В, Si;

в) для многих элементов р-семейства характерна аллотропия.

Элементы  3-а группы

Строение электронной оболочки: …ns2np1.

5B, 13Al, 31Ga, 49Jn, 81Tl.

В – неметалл (с.о. = +3, -3).

Al, Ga, Jn – амфотерны (с.о. = +3).

Tl – металл (с.о. = +3, +1); похож по свойствам на щелочные металлы и серебро.

БОР и его соединения

Физические свойства: аллотропен, полупроводник, tпл. -модификации = 2074С; tкип. () = 3658С.

Химические свойства

1. Инертен, без нагревания идёт только реакция 2В + 3F2 = 2BF3.

2. При нагревании (400 – 1200С) может быть

а) восстановитель:  2В + 3О2 = 2В2О3;

2В + 3Cl2 = 2ВCl3;

2В + N2 = 2ВN (борозан);

б) окислитель:  2В + 3Са = Са3В2 (борид).

3. Реакции со сложными веществами тоже малохарактерны и протекают при особых условиях:

а) ;

б) В +  3HNO3 конц. = Н3ВO3 + 3NO2; (или с H2SO4 конц. ,  «царской водкой»)

.

    Из сложных соединений бора можно выделить следующие группы соединений:

1.  Бориды – соединения переменного состава (например, Cr4B, Cr2B, CrB, Cr3B4); твёрдые, химически прочные, жаростойкие.

1.  Бораны – соединения с водородом состава BnHn+4; BnHn+6. Ядовиты, с неприятным запахом, могут быть в различном агрегатном состоянии. Простейший из этого семейства: диборан В2Н6, неустойчив;

а) В2Н6 + 3О2 = В2О3 + 3Н2О;

б) В2Н6 + 6 Н2О = 2Н3ВО3 + 6H2.

1.  Гидридобораты – устойчивые твёрдые вещества с различным типом связей:

а) с ионным типом связей, например Na[BH4];

б) с ковалентным типом связей - Al[BH4]3.

1.  Галогениды – все они кислоты по Льюису, существуют в различном агрегатном состоянии, отличаются хорошей реакционной способностью:

а) BCl3 + 3Н2О = H3BO3 + 3HCl;

б) ;

в) образуют комплексы, как правило анионные:

NaF + BF3 = Na[BF4];

NaOH + BF3 = Na[BF3OH].

1.  Борный ангидрид, его кислоты и соли

В2О3 – бесцветная, стекловидная, устойчивая масса. Ему соответствуют следующие кислоты и соли:

Н3ВО3 – ортоборная кислота; солей нет;

(Н2В4О7) – тетраборная кислота; существует в виде растворимых солей, щелочных металлов (Na2В4О7  10H2O - бура);

(НВО2) – метаборная кислота; существует в виде малорастворимых солей (AgBO2 и др.).

Н3ВО3 – кислота слабая, единичных молекул нет, существует в виде полимеров. Кислотные свойства обусловлены способностью к комплексообразованию; при растворении в воде образуется комплексный ион и высвобождается часть ионов Н+:

                            Н3ВО3 + НОН = [В(ОН)4]- + Н+.

Гидролиз солей бора идёт в одну ступень:

Na2B4O7 + 7H2O = 4H3BO3 + 2NaOH

().

1.  Бороорганические соединения – большой класс соединений, например:

а) бороуглероды ( С2В10Н12 и др.);

б) эфиры одноатомных спиртов (B-(O-R)3) (их горение является реакцией открытия борат-ионов в растворах: горят зелёным пламенем).

АЛЮМИНИЙ и его соединения

Физические свойства: серебристо-белый, лёгкий, прочный, электро- и теплопроводный металл; tпл. = 660С; tкип. = 2452С; плотность = 2,7 г/см3. На воздухе покрывается тонкой оксидной плёнкой Al2O3, очень прочной.

Химические свойства

Активен, степень окисления = +3.

1.  Реакции с простыми веществами:

4Al + 3O2 = 2Al2O3;

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3;

4Al + 3C = Al4C3.

1.  Реакции со сложными веществами:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2;

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2;

.

1.  Оксид и гидроксид алюминия амфотерны:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;

;

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O;

Al(OH)3 + KOH + 2H2O = K[Al(OH)4(H2O)2].

(или K[Al(OH)4], K3[Al(OH)6])

1.  Алюмотермия: восстановление металлов из их оксидов с помощью алюминия; так получают многие металлы, в том числе Cr, Mn, Ti, V, …

.

Элементы 4-а группы

Строение электронной оболочки: …ns2np2.

                                        УГЛЕРОД и его соединения

Встречается в почве (карбонаты), в воздухе (углекислый газ), основа живой и растительной жизни.

                                    Физические свойства

Аллотропен: а)алмаз (sp3 – гибридизация, тетраэдр) – самый твердый, не     проводит электрический ток;

б)графит (sp2 – гибридизация, гексагональное строение) – легко расслаивается, проводит электрический ток;

в)карбин (sp – гибридизация, линейное строение) – полупроводник;

г)угли (рентгеноаморфны) – кокс, древесный и костяной уголь, сажа.

                Химические свойства углерода и его соединений.

1)Реакции с простыми веществами:

С + О2 = СО (СО2)

С + Н2 = СН4

С + 2CI2 = СCI4

2)Реакции со сложными веществами (при повышенной при to):

а) С + Н2О = СО + H2 ,

б) С + СО2 = 2СО,

в) С + FeO = Fe + CO,

г) С + H2SO4(конц.)   H2СO3 (или СO2 ) + SO2

   С + HNO3(конц.)   H2СO3 (или СO2 ) + NO (или NO2 )

Степень окисления  +2

СО – закись углерода, «угарный газ» - бесцветный ядовитый газ, без запаха.

                     Получение оксида углерода (П):

   а) СО2  + С = 2СО (неполное выгорание каменного угля),

   б)разложение муравьиной кислоты в присутствие H2SO4(конц.):

       НСООН  СО + H2О

                     Химические свойства оксида углерода (П):

1)Сильный восстановитель:

а)восстанавливает металлы из оксидов: Fe3O4 + 4CO = 3Fe + 4СO2 ,

б)СО + СI2  = СOCI2 – фосген (ядовит),

в)2СО + СО2 = 2СО2 .

2)Участвует в органическом синтезе, например СО + 2Н2  СН3ОН.

3)Ядовит, т.к. при неполном сгорании угля может быть «угар»: соединяется с гемоглобином крови, составляя конкуренцию кислороду, и  в виде карбоксигемоглобина по артериальному руслу движется ко всем клеткам организма.

Степень окисления  +4

1)СО2 – угольный ангидрид, «углекислый газ» - бесцветный тяжелый газ, не поддерживает горения. Твердый оксид (toпл. = -56,5оС) называют часто «сухой лед», т.к. при его таяние нет следов влаги.  

                  Получение углекислого газа:

а)в лаборатории: СаСО3 + 2НСI = СаСI2 + Н2СО3 (СО2  + H2О),

б)в промышленности термическим разложением известняка:

  СаСО3  СаО + СО2

2)Н2СО3 – слабая, неустойчивая угольная кислота:

  К1 = 4,5 . 10-7 ;    К2 = 4,7 . 10-11

3)Соли угольной кислоты (карбонаты и гидрокарбонаты):

а)кислые соли растворимы лучше средних,

б)соли хорошо гидролизуются: СО32- + НОН  НСО3-+ ОН- ,

в)при прокаливании соли разлагаются:

MgСО3  MgО + СО2 ,

2NaНСО3  Na2СО3  + СО2  + H2О,

4)CS2 – сероуглерод, летучая ядовитая бесцветная жидкость, растворитель:

CS2 + 3О2 = СО2 + 2SО2

CS2 + 2 H2О = СО2 + 2 H2S

5) Н2CS3 – тиоугольная кислота (слабая), маслянистая жидкость, разлагается водой: Н2CS3 + H2О = Н2CО3 + H2S

6) Cульфидокарбонаты (тиокарбонаты) – похожи на карбонаты;

а)их можно получить: К2S + CS2 = К2CS3

б)подобно карбонатам, тиокарбонаты разлагаются кислотами:

К2CS3 + 2НСI = Н2CS3 + 2КСI

                Азотсодержащие соединения углерода.

1) (CN)2 –дициан    NC-CN – ядовитый газ, получают при термическом разложении цианидов: Hg(CN)2  Hg + (CN)2

Похож на галоген: а) Н2 + (CN)2 = 2HCN  (синильная кислота) – яд;

б)диспропорционирует (CN)2  + 2NaOH = 2NaCN  + 2NaCNO.

2)HCN –синильная кислота и ее соли цианиды (ядовиты, смертельная доза 0,05г); кислота слабая, дает средние и комплексные соли:

а) 3KCN(яд) + Fe(CN)3  K3[Fe(CN)6](не ядовита),

б) 2KCN + О2 = 2KCNO (цианат  K-O-CN),

в) NaCN + S = NaCNS (тиоцианат Na-S-CN).

3)Тиоцианаты (роданиды) – соли сильной тиоциановой (родановой) кислоты НCNS; хорошо растворимы, легко образуют комплексы:

3KCNS + Fe(CNS)3  K3[Fe(CNS)6].

4)CO(NH2) - мочевина (карбамид).

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

6С, 14Si, 32Ge, 50Sn, 82Pb. Для них характерна аллотропия и поэтому нельзя однозначно говорить о физических свойствах какого-либо элемента. По подгруппе сверху вниз закономерно возрастают металлические свойства и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях:

C	Si	Ge	Sn	Pb
неметалл	неметалл	амфотерный металл	Амфотерный металл	металл
-4, +2, +4	-4, +2, +4	+2, +4	+2, +4	+2, +4

Химические свойства

1. С простыми веществами дают бинарные соединения, которые по-разному взаимодействуют с водой:

С + О2 = СО2;           СО2 + H2O  Н2СО3;

Si + 2F2 = SiF4;        ;

Ge + 2Cl2 = GeCl4;     .

                 (GeO2  H2O)

2. С кислотами взаимодействуют по-разному, в зависимости от преобладания неметаллической или металлической природы:

а) С + 2Н2SO4 конц. = CO2 + 2SO2 + 2H2O;

б) Sn + 4HNO3 конц. = H2SnO3 + 4NO2 + H2O;

в) Pb + 2HCl = PbCl2 + H2.

3. Реакции со щелочами также идут по-разному:

а) ;

б)   ();

в)   ().

4. Соли этих элементов гидролизуются, причём характер гидролиза закономерно меняется по подгруппе соответствующих элементов:

а) SnCl4 + 3H2O = H2SnO3 + 4HCl;

      (SnO2  H2O)

б) SnCl2 + H2O  SnOHCl + HCl;

в) Pb(NO3)2 + H2O  PbOHNO3 + HNO3.

5. У оксидов и гидроксидов этих элементов в зависимости от степени окисления соответственно меняются кислотные и основные свойства:

а) С+4 и Si+4 образуют слабые неустойчивые кислоты;

б) Для  соединений элементов подгруппы германия со с.о. (+2) по ряду  можно установить следующую закономерность: они амфотерны, основные свойства растут с увеличением порядкового номера. То же самое можно сказать и о гидроксидах.

в) У  соединений элементов подгруппы германия со степенью окисления (+4) по ряду:  сохраняется амфотерность, причем кислотные свойства растут с уменьшением порядкового номера элемента. Образуют соли: мета – (германаты, станнаты, плюмбаты) Ме2ЭО3   и орто - Ме4ЭО4.

6. Элементы образуют комплексные соединения, проявляя значения к.ч. = 4  (для Э+2) и к.ч. = 6 (для Э+4):

SiF4 + 2NaF  Na2[SiF6];

Sn(OH)4 + 2NaOH  Na2[Sn(OH)6];

PbJ2 + 2KJ  K2[PbJ4].

7. В окислительно-восстановительных реакциях элементы и их соединения проявляют двойственность:

а) Э0 – прежде всего восстановитель:

С + 2Cl2 = CCl4;

Sn + O2 = SnO2.

б) Э+2 – восстановители :

CO + Cl2 = COCl2;

SnCl2 + 2FeCl3 = SnCl4 + 2FeCl2,

 в-ль

но могут быть и окислителями:

PbCI2 + Mg =  Pb + MgCI 2  

в) Э+4 – окислители (особенно активно Pb+4  Pb+2):

PbO2 + H2O2 = Pb(OH)2 + O2.

Элементы 5-а группы

Строение электронной оболочки: …ns2np3.

                                    АЗОТ и его соединения

        В природе встречается в свободном виде (содержание в воздухе – 78 объемных %), в виде минералов (селитры), в нефти, в растительных и животных белках.

                                     Физические свойства

  При обычных условиях N2 – газ без цвета, запаха и вкуса,

toкип.= -195,8оС.

                             Получение азота:

а) в промышленности – сжижением воздуха,

б) в лаборатории: NH4NO2   N2  + Н2О.

                       Химические свойства азота и его соединений.

     Химическая активность молекулярного азота очень мала, т.к. благодаря тройной ковалентной связи молекула очень прочная (Есвязи  = 946 кДж/моль). Однако известно много различных соединений для азота, в которых он проявляет степени окисления -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.

        Соединения азота с отрицательными степенями окисления.

 Минимальная степень окисления -3

1)NH3 – аммиак – бесцветный газ с резким запахом, легко сжижается.

                Получение аммиака:

а) N2 + 3H2  2NH3  (Kat: Fe, Al2O3, K2O)

б) 2NH4CI + Ca(OH)2 = CaCI2 + 2NH3 + 2H2O

                Химические свойства аммиака:

а) NH3 + H2O  NH4OH (максимальная концентрация = 25%)

б) NH3 + HCI  NH4CI (дон.-акц. механизм: NH3 + Н+ = NH4+)

в)горение в зависимости от количества кислорода идет по-разному:

        4NH3 + 3О2(нед.) = 2N2 + 6H2O

        4NH3 + 5О2(изб.) = 2NО+ 6H2O

г) в ОВР аммиак всегда восстановитель:

      3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

2) NH4OH – гидроксид аммония - слабое основание, неустойчивое, хорошо образует комплексные соединения (аммиакаты):

     Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O

3) Соли аммония:

а) растворы вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию:

NH4CI + НОН  NH4ОН+ НCI  (NH4+ + НОН  NH4ОН + Н+)

б) термическое разложение солей аммония идет по-разному в зависимости от природы аниона: если анион – окислитель, то реакция разложения идет необратимо:

      NH4CI  NH3 + HCI

      NH4NO3 = N2О+ 2H2O

4) Амиды образуются при замещении атомов Н в аммиаке на металл:

     2К + 2NH3 = 2КNH2 + H2

5) Нитриды известны для металлов и неметаллов и в зависимости от природы по-разному разлагаются:

     а)Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

        Ca3N2 + 6HCI = 3CaCI2 + 2NH3

     б)CI3N + 6HCI = 3HCIO + NH3

Степень окисления – 2

N2Н4 – гидразин (диамид) – бесцветная жидкость, хороший растворитель, менее устойчив, чем аммиак.

                  Получение гидразина:

       2NH3 + NaCIO = N2Н4 + NaCI + H2O

                 Химические свойства гидразина:

а) Водные растворы – слабые основания:

    N2Н4 + H2O  [N2Н5]+ +OH-

    [N2Н5]+ + H2O  [N2Н6]2+ +OH-

б) Сгорает до азота: N2Н4 + O2 = N2 + 2H2O

в) Сильный восстановитель: N2Н4 + 2H2O2 = N2 + 4H2O

Степень окисления – 1

NH2OH – гидроксиламин, белое кристаллическое вещество, занимает промежуточное положение между H2O2 и гидразином N2Н4.

               Получение гидроксиламина:

        HNO3 + 6Н = NН2ОН + 2H2O

               Химические свойства гидроксиламина:

а) Водные растворы – слабые основания:

        NН2ОН + H2O  [NН3ОН]+ +OH-

б) С кислотами дают соли гидроксиламмония (устойчивые):

        NН2ОН + HCI = [NН3ОН]+ + CI-

в) Разлагается (реакция диспропорционирования):

        3NН2ОН = NН3 + N2 + 3H2O

г) Как и H2O2 , в зависимости от среды проявляет окислительно - восстановительную двойственность:

  ок-ль: 2NН2ОН + 4FeSO4 + 3H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O

  восст-ль: 2NН2ОН + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O

   Наиболее важные соединения азота с положительными с. о.

Степень окисления  +3

1) N2О3 - оксид азота (III) или «азотистый ангидрид» - неустойчивая сине-зеленая жидкость:

а) N2О3  NО2(бурый газ с резким запахом) + NО(бесцветный газ);

б) с водой образует неустойчивую кислоту: N2О3 + H2O  2 HNO2

2) HNO2 – азотистая кислота (средней силы):

          HNO2    H+ +  NO2- (К = 5,1 . 10-4).

3) Нитриты – соли азотистой кислоты, как и другие соединения N+3 в окислительно-восстановительных реакциях, проявляют двойственность:

  ок-ль: КNO2 + NH3 = N2 + H2O 

  восст-ль: КNO2 + H2O2 = КNO3 + H2O

Максимальная степень окисления  +5

1) N2О5 - оксид азота (V) или «азотный ангидрид» - бесцветное кристаллическое вещество; при растворении в воде дает кислоту.

2) HNO3 – азотная кислота, сильная: HNO3  H+ +  NO3-.

3) Нитраты – соли азотной кислоты:

а) в лаборатории можно получать N2О по реакции термического разложения: NH4NO3   N2О + Н2О;

б) нитраты металлов в зависимости от положения металла в ряду активности разлагаются по-разному:

левее Mg: нитрат  нитрит + O2

Mg – Cu: нитрат  оксид металла + NO2 + O2

правее Cu:  нитрат  металл + NO2 + O2 .

4)все соединения N+5 сильные окислители; взаимодействие азотной кислоты с металлами:

а) ни один металл не выделяет из HNO3 водород;

б) при обычной to пассивируются металлы Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Au, Pt;

в) при нагревании c большинством металлов взаимодействует, причем чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восст-ся N+5:

неакт. Ме: Cu + 4HNO3(конц.)  =  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

                  3Cu + 8HNO3(разб.)  =  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

актив. Ме: 4Cа + 10HNO3(конц.)  =  4Cа(NO3)2 + N2О + 5H2O

                  5Cа + 12HNO3(разб.) =  5Cа(NO3)2 + N2 + 6H2O

                  4Cа + 9HNO3 (оч. разб.)  =  4Cа(NO3)2 + NН3(или NH4NO3)+ 3H2O

                                    ФОСФОР и его соединения

        В природе встречается: а)в виде минералов (фосфориты и апатиты), б)в  растительных и животных белках, в)в тканях мозга и костях.

                                     Физические свойства

Аллотропен:

а) белый фосфор (Р4) – тетраэдрическое строение, ядовит, светится в темноте, растворим в сероуглероде; при хранении постепенно переходит в красный фосфор, поэтому его хранят под водой;

б) красный фосфор (Р2n – полимер) – существует несколько форм строения, не ядовит, нерастворим в сероуглероде, устойчив при хранении, менее реакционоспособен;

в) черный фосфор – пирамидальное строение, слоистый, похож на графит, полупроводник.

 

                             Получение фосфора:

Минерал «фосфорит» прокаливают с коксом и песком:

  Са3(РО4) + 5С + 3 SiО2 = 3СаSiО3 +2Р +5СО

                       Химические свойства фосфора и его соединений.

     Химическая активность фосфора различна в зависимости от его аллотропной модификации. Основные степени окисления: -3, +1, +3, +5.

1) Реакции фосфора с простыми веществами:

восстановительные свойства:  a)Р + О2  Р2О3, Р2О5;

б)Р + СI2  РCI3, РCI5 ;   в) 2Р + 3S  Р2S3

окислительные свойства: а)2Р + 3Н2  2РН3,  б)2Р + 3Са  Са3Р2

2) Реакции фосфора со сложными веществами:

а) реакция с водой не идет,

б) 2Р + 5H2SO4(конц.)   2H3РO4 + 5SO2 + 2H2O,

в) Р + HNO3(конц.)    H3РO4 + NO (или NO2 ).

3) Минимальная степень окисления -3

а) РН3 – фосфин, ядовитый газ с чесночным запахом,

горит: 2РH3 + 4О2 = Р2О5 + 3H2O,

с некоторыми кислотами дает соли фосфония: РH3 + HI = РH4I

б) фосфиды металлов – ионоковалентные соединения

Mg3P2 + 6 H2O = Mg(ОН)2 + 2РН3,

Са3P2 + 6HСI = CaCI2 + 2РН3.

4) Степень окисления  +1

H3РO2 или Н[РO2H2] – фосфорноватистая кислота, сильная; соли – гипофосфиты, хорошо растворимы, хорошие восстановители.

5) Степень окисления  +3

а) Р2О3 – фосфористый ангидрид, имеет несколько модификаций (Р2О3)n, бесцветные ядовитые кристаллы;

б) H3РO3 или H2 [РO3Н] – фосфористая кислота, средней силы;

в) соли фосфиты, растворимы только у щелочных металлов (К2 [РO3Н]),

г) галогениды довольно активны:

   РСI3 + CI2  = PCI5 ,   

   РСI3 + О2  = PОCI3 ,  

   РСI3 + НCI   Н[PCI4].

6) Максимальная степень окисления  +5

а) Р2О5 – фосфорный ангидрид, белый порошок, имеет модификацию (Р2О5)2, сильное водоотнимающее средство: Р2О5 + 2H2O = 2HРO3;

б) HРO3 - мета, H4Р2O7 –пиро, H3РO4 –ортофосфорная кислота, средней силы;

в) соли мета-, пиро-, орто-фосфаты;

г) галогениды довольно активны:

   РСI5 + 4H2O =  H3РO4 +5НСI ,   

   РF5 + HF  = Н[PF6].

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

7N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi. По подгруппе сверху вниз металлические свойства закономерно увеличиваются и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях, а также с некоторыми физическими свойствами. Хотя аллотропия P, As и Sb создают определённые трудности при сведении физических свойств в единую таблицу:

Таблица 11

Свойства элементов пятой группы, главной подгруппы

Элемент 	N	P	As	Sb	Bi
Свойство 
R атома, нм	0,07	0,13	0,15	0,16	0,18
J, эв	14,5	10,5	9,8	8,6	7,3
Молекула, модификации	N2 (газ) неметалл	P2, P4, P200 неметалл: 1.белый 2.красный; 3. чёрный.	As 1. жёлтый (неустойчив); 2. серый (металлич.)	Sb 1. жёлтая (неуст.); 2.металли- ческая	Bi металл
Плотность, г/см3	0,81 (жидкий)	2,69 (чёрный)	5,7 (серый)	6,68 (серый)	9,80
Tкип. , С	-195,8	453	615	1635	1552
Степени окисления	-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5	-3 +1, +3, +5	-3, +3, +5	-3, +3, +5	+3, +5

Химические свойства

1.  С простыми веществами дают самые разные соединения, проявляя различную окислительно-восстановительную природу:

а) восстановительные свойства

                                               ;

             2P + 3Cl2 = 2PCl3 (или PCl5);

4As + 5O2 = 2As2O5;

2Bi + 3Cl2 = 2BiCl3.

б) Окислительные свойства

;

                                            2P + 3Ca = Ca3P2;

2As + 3Mg = Mg3As2.

1.  С кислотами реагируют по-разному в зависимости от природы элемента подгруппы:

2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O;

3As + 5HNO3 + 2H2O = 3H3AsO4 + 5NO;

3Sb + 5HNO3 = 3HSbO3 + 5NO + H2O;

2Sb + 6Н2SO4 конц. = Sb2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;

Bi + 4HNO3 = Bi(NO3)3 + NO + 2H2O.

Необходимо помнить, что элементы подгруппы мышьяка в ряду активности стоят после водорода.

1.  Гидролиз соединений идёт по-разному:

а) PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl;

   BiCl3 + H2O  BiOCl + 2HCl.

  (SbCl3)   (SbOCl)

б) NaNO2 + H2O  HNO2 + NaOH;

   K3PO4 + H2O  K2HPO4 + KOH;

   K3AsO4 + H2O  K2HAsO4 + KOH.

1.  Изменение кислотно-основных свойств у элементов проявляется по-разному

Таблица 12

Наиболее важные соединения элементов пятой подгруппы

Азот	Фосфор	Мышьяк	Сурьма	Висмут
N+3, N+5 –  кислотные HNO2– средняя HNO3 – сильная	P+1, P+3, P+5 –  кислотные H3PO2  H3PO3 HPO3, H4P2O7, H3PO4	As+3, As+5 –  Кислотные H3AsO3 H[AsCl4] H3AsO4	Sb+3 –  амфотерные Sb(OH)3, SbCl5 NaSbO2 Sb+5 –  кислотные KSbO3, K3SbO4	Bi+3 –  основные Bi(OH)3, BiCl3 Bi+5 –  Кислотные KBiO3

1.   Окислительно-восстановительная способность соединений зависит от степени окисления элемента:

а) Э-3 – восстановители

2NH3 + 6KМnO4 + 6KOH = 6K2MnO4 + N2 + 6H2O;

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O.

б)

окислители:

2KNO2 + 4H2S = 3S + N2 + K2S + 4H2O

Э+3  2BiCl3 + 3SnCl2 + 18KOH = 2Bi + 3K2SnO3 + 12KCl + 9H2O.

восстановители:

10KNO2+4KМnO4+11H2SO4=10HNO3+4MnSO4+7K2SO4+6H2O

в) Э+5 – окислители 

;

Na3SbO4 + 2NaJ + H2SO4 = Na3SbO3 + J2 + Na2SO4 + H2O.

Элементы 6-а группы. (Халькогены)

Строение электронной оболочки: …ns2np4.

8O, 16S, 34Se, 52Te, 84Po(радиоактивен).

КИСЛОРОД и его соединения

Самый распространённый элемент на Земле: 21% (объемных) в воздухе, входит в состав Н2О, минералов, органических веществ.

Физические свойства

Существует в виде веществ:

а) «кислород» О2 – газ без цвета, вкуса, запаха, не ядовит, ; tкип. = -183С; ;

б) «озон» О3 – голубой газ с резким запахом, ядовит, очень сильный окислитель; tкип. = -111,8С.

Химические свойства

1. Только в одной реакции кислород является восстановителем:

О2 + 2F2 = 2OF2   ().

2. Во всех остальных случаях кислород – окислитель, особенно если он находится в атомарном состоянии:

а) Окисление простых веществ

2Н2 + О2 = 2Н2О;

S + O2 = SO2;

2Ca + O2 = 2CaO.

б)Окисление сложных веществ

   Р2О3 + О2 = Р2О5;

   2SO2 + O2 = 2SO3;

   2PCl3 + O2 = 2POCl3.

в) Горение сложных неорганических веществ

2H2S + O2 недост. = 2S + 2H2O;

2H2S + 3O2 изб. = 2SO2 + 2H2O.

г) Горение органических веществ

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О;

С2Н5ОН + 3О2 = 2СО2 + 3Н2О.

СЕРА и её соединения

В природе встречается в самородном виде; в виде минералов (сульфиды, сульфаты); в нефти; в белках.

Физические свойства

Твёрдая, хрупкая, жёлтого цвета, не растворима в Н2О, но растворима в сероуглероде, анилине. Аллотропна: ромбическая сера (- форма); моноклинная ( - сера); пластическая и др. Наиболее устойчива модификация  (tпл.  113С), ей приписывают состав S8.

Химические свойства

Cоединения, проявляя разные степени окисления, имеют разную окислительно-восстановительную способность.

Таблица 13

Наиболее важные соединения серы

-2	0	+2	+4	+6
а) Н2S, слабая сероводородная кислота; б)    образует сульфиды: металлов (K2S), неметаллов (CS2)	а) взаимодействует с простыми веществами S + O2 = SO2 S + H2 = H2S б) со сложными	SCl2 соединения встречают-ся редко	SO2, H2SO3, Me2SO3, H2SO3 – сернистая к-та, средняя по силе, неустойчива	SO3, H2SO4, MeSO4 H2SO4 – сильная, устойчива
Восстановители	восстановитель, окислитель		восстановители и окислители	окислитель

1.  Сера, взаимодействуя со сложными соединениями, по-разному меняет свою степень окисления:

а) S + 2H2SO4конц. = 3SO2 + 2H2O ();

б) S + 6HNO3конц. = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O ();

в) 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

реакция диспропорционирования

1.  Соединения S-2 

а) H2S – сероводород, ядовитый газ с запахом тухлых яиц, сильный восстановитель:                       2H2S + O2 = 2S + 2H2O;

H2S + Cl2 = 2HCl + S.

б) Раствор Н2S – слабая кислота

Н2S  Н+ + HS-  (К1 = 6  10-8).

в) Соли – сульфиды; соли щелочных и щелочно-земельных металлов хорошо растворимы, гидролизуются; сульфиды р-, d-металлов практически не растворимы.

г) Сульфиды металлов проявляют основную природу:

K2S + H2O  KHS + KOH;

Сульфиды неметаллов проявляют кислотную природу:

SiS2 + 3H2O = H2SiO3 + 2H2S.

д) Тиосоли: похожи на обычные соли, в которых атомы О заменены на S:

Na2S + CS2 = Na2CS3 – тиокарбонат натрия;

Na2CS3 + 2HCl = 2NaCl + H2CS3 

 неустойчива

Н 2S      CS2 

е) Полисульфиды: сера, подобно кислороду в перекисях, может образовывать соли: Na2Sраствор + S = Na2Sn – полисульфид натрия (содержат сульфидные мостики – S - S - S - S -).

1.  Соединения S+4

а) SO2 – сернистый газ с резким запахом, ядовит;

б) Раствор SO2 – сернистая кислота H2SO3, средней силы

H2SO3  Н+ + HSO3-  (К1 = 1,3  10-2);

в) Соли – сульфиты, хорошо гидролизуются

Na2SO3 + H2O  NaHSO3 + NaOH.

г) В окислительно-восстановительных реакциях все эти соединения проявляют двойственность:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O;

 о-ль

2SO2 + O2 = 2SO3.

     в-ль

д) хлористый тионил: SOCl2 

SOCl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl.

1.  Соединения S+6

а) SO3 – серный ангидрид; аллотропен, сильный окислитель. Очень энергично реагирует с водой

SO3 + H2O  H2SO4 + 89,1 кДж/моль;

б) H2SO4 – серная кислота, бесцветная маслянистая жидкость; сильная.

H2SO4 конц. – очень сильный окислитель; обугливает бумагу, сахар, дерево:

С + 2H2SO4 конц. = СО2 +2SО2 + 2H2O.

Индивидуально её поведение с металлами:

при обыкновенной температуре со многими металлами не взаимодействует («пассивирует» Cr, Fe, Al, Zn, …);

при повышенной реагирует почти со всеми металлами, кроме Au и Pt.

Является очень хорошим водоотнимающим средством, т.к. с водой образует гидраты H2SO4  nH2O:

.

в) Соли: средние – K2SO4 (сульфаты);

  кислые – KHSO4 (гидросульфаты);

  купоросы – CuSO4  5H2O;  ZnSO4  7H2O;

  квасцы – двойные соли, кристаллогидраты

KAl(SO4)2  12H2O;  NH4Fe(SO4)2  12H2O.

г) Олеум – раствор SO3 в H2SO4, при этом частично идёт реакция

2SO3 + H2O = H2S2O7 пиросерная кислота.

д) Хлористый сульфурил SO2Cl2 

SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl.

е) Пероксосерные кислоты – содержат перекисные мостики

H2SO5 – пероксомоносерная,

H2S2O8 – пероксодисерная;

сильные окислители.

ж) Тиосульфаты – содержат серу в разных степенях окисления: S+6 и S-2; благодаря наличию S-2 соединения являются сильными восстановителями.

Na2S2O3 + Br2 + H2O = 2HBr + S + Na2SO4.

Соответствующая кислота Н2S2O3 (тиосерная) неустойчива:

Na2S2O3 +H2SO4 = Na2SO4 + Н2S2O3.

       H2O     S       SO2 

Элементы 7-а группы. (Галогены)

Строение электронной оболочки: …ns2np5.

9F, 17Cl, 35Br, 53J, 85At (радиоактивен). В свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул.

Физические свойства

Ядовиты, с резким запахом F2 – бледно-желтый газ, tкип. = -188,2С;

       Cl2 – зелёно-жёлтый газ; tкип. = -34,1С;

       Br2 – красная жидкость; tкип. = 59,2С;

       J2 – фиолетовые кристаллы; tкип. = +185,5С.

Химические свойства

1.  Самый активный – F2, в его атмосфере горят даже стекло и вода:

2F2 + SiO2 = SiF4 + O2;

2F2 + 2H2O = 4HF + O2.

1.  Вышестоящие галогены (как более сильные окислители) вытесняют нижестоящие из различных соединений:

F2 + 2KCl (KBr, KJ) = 2KF + Cl2 (Br2, J2).

1.  При растворении галогенов воде и растворах щелочей идут реакции диспропорционирования; в зависимости от температуры получают разные продукты реакции:

Cl2 + H2O = HCl + HClO;

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO;

;

.

1.  Галогеноводороды – все они бесцветные газы (HF благодаря водородным связям образует ассоциаты HxFx).

По ряду: HF – HCl – HBr – HJ прочность связи падает и восстановительные свойства растут:

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O      ().

1.  При растворении в воде получают сильные кислоты; HJ – самая сильная (исключение составляет слабая фтороводородная кислота:

H2F2  H+ + HF2-)

1.  Галогениды элементов имеют различный кислотно-основной характер, который проявляется:

а) в реакциях гидролиза

AlCl3 + H2O  AlOHCl2 + HCl;

PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr.

б) в реакциях комплексообразования

2NaF + SiF4  Na2[SiF6];

по ряду лигандов F-; Cl-; Br-; J- устойчивость комплексов уменьшается.

1.  Галогены в высших степенях окисления

а) оксиды: Cl2O; (ClO2)2; (ClO3)2; Cl2O7;

б) кислоты: HClO; HClO2; HClO3; HClO4;

по ряду кислот  сила возрастает, для кислот и их солей по этому же ряду окислительные свойства уменьшаются.

в) кислоты и их соли при нагревании  разлагаются:

;

;

.

г) соединения между галогенами: их известно очень много; состав соответствует положению элементов в Периодической системе (более электроотрицательные элементы стоят в конце формул):

ClF,  BrF,  JF;  ClF3,  JF3;  ClF5,  ClOF3;  BrF7,  JO3F  и др.;

имеют кислотный характер:  JF7 + 4H2O = 7HF + HJO4;

ClO3F + 2NaOH = NaClO4 + NaF + H2O.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое вещество образуется при взаимодействии мышьяка с концентрированной азотной кислотой – а)Аs(NО3)3 ?   б)H3AsO4 ?    в)As2О 3?

2.Какое вещество реагирует с концентрированной кислотой с выделением свободного хлора – а)СаС12?   б)МпО2?   в)СrС13?

РАСПРОСТРАНЕнность ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ В ПРИРОДЕ И ИХ БИОГЕННОСТЬ  

В состав земной коры входят прежде всего элементы 1, 2 и 3 периодов периодической системы Д.И.Менделеева (наиболее распространены O, Si, Al, Fe, C, Ca, K, Na, Mg). Американский геохимик Ф.Кларк впервые определил количественное содержание химических элементов в литосфере и их усредненные показатели; количественную долю элемента в % назвали «Кларки» (перечисленные 8 элементов составляют 98,5% земной коры).

  Биосферой называют часть земной оболочки, занятую растительными и животными организмами. По В.И.Вернадскому – это определенным образом организованная среда, переработанная живыми организмами и космическими излучениями и приспособленная к жизни. Ее верхняя граници (тропосфера) находится на высоте 12-15 км, а нижняя (литосфера) – на глубине до 5 км. Таким образом, биосфера включает в себя верхнюю часть литосферы (земной коры), всю гидросферу и нижнюю часть атмосферы.

  Академик В.И.Вернадский в своих трудах:

1) показал тесную связь химического состава земной коры и химического состава живых организмов; 

2) доказал, что между объектами живой и неживой природы действуют одинаковые силы химического взаимодействия: ионные,  ковалентные, межмолекулярные, водородные;

3) разработал учение о биосфере как геологической земной оболочке, не только охваченной жизнью, но и ею образованной;

4) на  основе геохимии, биологии и биохимии создал новую науку – биогеохимию. 

  Академик А.П.Виноградов продолжил исследования:

1)  показал, что существует один закон распределения химических элементов в литосфере и биосфере;

2) установил, что количественное содержание химических элементов в живом веществе обратно пропорционально их порядковому №;

3) ввел понятие «биогеохимическая провинция – пространственно-территориальная единица на поверхности Земли, которая отличается от соседних территорий по уровню содержания химических элементов, а это вызывает различную реакцию местной фауны и флоры».

                                                                                                      Таблица 14

Массовая доля (%) некоторых химических элементов в биосфере

(по А.П.Виноградову)

Элемент	Земная кора	Почва	Морская вода	Животные	Растения
O	49,4	49,0	85,82	70,0	62,4
Si	27,6	33,0	0,00005	0,15	0,00001
Al	7,45	7,12	0,000001	0,02	0,00001
Fe	5,0	3,8	0,000005	0,02	0,01
C	0,15	2,0	0,002	18,0	21,0
Ca	3,5	1,37	0,04	0,3	1,9
К	2,5	1,36	0,038	0,3	0,27
Na	2,6	0,63	1,06	0,02	0,1
Mg	2,0	0,6	0,14	0,07	0,03

  Земная кора почти полностью состоит из кремнезема, силикатов и алюмосиликатов кальция и магния. Эти минералы составляют основу горных пород и продуктов их выветривания – почвы, песка, глин.

  Миграцию элементов можно условно разделить на две группы:  

1.«Биогенная миграция»: перемещение химических элементов в земной коре с участием живого вещества: минералы, природные химические вещества образуются в биосфере в разных количествах благодаря деятельности различныз бактерий и микроорганизмов. Так, живые вещества энергично извлекают из окружающей среды кальций, концентрируя его в своих телах, благодаря чему выполняют кальциевую функцию, характерную для организмов, имеющих кальций-фосфатный скелет. Также благодаря геохимической роли живых организмов образуются многие другие горные породы (например железные, марганцевые, цинковые, ванадиевые и др. руды).

2.«Техногенная миграция»: возникает в результате активной деятельности человека; включает в себя переброску на большие расстояния сельскохозяйственного и  промышленного сырья, его переработку. При этом как правило страдает экология отдельных регионов.

  Исследования медиков и биохимиков показали, что многие заболевания обусловлены повышенным или пониженным содержанием в организме какого-либо элемента и это часто связано с особенностями биогеохимической провинции. Они получили название «эндемических заболеваний» или «биогеохимических эндемий».

  Так, яркие проявления эндемического зоба наблюдается в провинциях с одновременным недостатком I и Co ( например Ярославская область), а в Приморье, напротив, из-за близости большинства населенных пунктов к морскому побережью  заболевания щитовидной железы встречаются гораздо реже вследствие повышенной насыщенности воздуха иодом. Нечерноземье характеризуется низким количеством  Со, поэтому для этой зоны нередки гиповитаминозы В12. На территории, бедной F,  распространен эндемический кариес зубов. Избыток F ведет к деформации костей, эндемическому флюорозу. Избыток B в пище приводит к эндемическим энтеритам и пневмониям.

   В конце 20 века ученые полагали, что в организме человека содержится свыше 70 химических элементов (макро - и микроконцентрации). В настоящее время считают, что в живом организме находятся практически все элементы Периодической системы.

Масса человеческого тела на 96% состоит из четырех элементов: C, O, H, N. Еще 3% составляют Ca, P, K, S.

1% массы приходится на Na, Cl, Fe, J,  Mg, Cu, Co, Zn и др.

   Органогены - элементы, которые составляют структурные образования клетки; это C, O, H, N, P, S. Они прежде всего образуют прочные ковалентные связи, но также способны образовывать лабильные связи, легко подвергающиеся циклическому перераспределению. И это прежде всего углерод. Кислород и водород в органических молекулах определяют в основном способность молекулы к окислительно-восстановительным процессам и отношение к воде. Эти элементы являются обязательными составными частями белков и их роль в развитии жизни на Земле бесспорна.

   Макроэлементы: составляют 10% массы и больше. Это H, O, N, P, S, Na, K, Mg, Cl. Они в основном играют роль пластического материала в построении тканей, поддерживают осмотическое давление, рН среды, ионное равновесие, кислотно-щелочное равновесие, состояние коллоидов и т.д.

   Микроэлементы:

1) В живом организме: Mn, Cu, Zn, Co, Mo, Fe, J.

2) В растениях: Mn, Cu, Zn, Co, Mo, B.

    Вместе с ферментами, гормонами, витаминами и другими биологически активными веществами участвуют в процессах размножения, роста, обмена жиров, белков, углеводов.  

   Ультрамикроэлементы: составляют менее 10-12% от массы, это остальные элементы таблицы Д.И. Менделеева. С совершенствованием методик  определения сведения по содержанию этих элементов расширяются.

Как правило микроэлементы в живых и растительных организмах либо связаны с белками, либо находятся в ионном состоянии. И существуют в основном в виде комплексных соединений.

    Синергизм - такое явление, когда присутствие одного вещества усиливает активность другого. Так, Fe и Cu являются синергистами в отношении кроветворения.

    Антагонизм – явление, когда действие одного элемента направлено против действия другого. Например, повышая содержание Cu в организме, можно уменьшить содержание Мо, и наоборот, если животные получают с пищей мало Мо, то в печени накапливается Сu и появляются типичные симптомы отравления ею.

   Основной источник поступления в организм человека микроэлементов - пищевые продукты растительного и животного происхождения. Содержание разных микроэлементов в пище зависит от геохимических условий местности, в которой получены продукты. Время года также оказывает влияние на баланс микроэлементов. Например, весной отмечается отрицательный баланс железа (особенно у детей) в связи с недостаточным поступлением его с пищей (недостаток в рационе фруктов и овощей).

Биогенная  характеристика органогенов и макроэлементов.

Углерод. Благодаря способности углерода давать огромные количества различных соединений возникло все богатство и разнообразие видов растений и животных. Соединения углерода с водородом, кислородом, азотом, фосфором и серой являются основой живых биологических структур. Из общей массы живого вещества углерод составляет около 10%. Общее содержание углерода в организме человека равно примерно 16 кг.

Водород. Является одним из наиболее распространенных элементов во Вселенной и составляет около 1% массы земной коры. В организме человека содержится около 10% водорода. Его содержание в белках колеблется от 6,5 до 7,3%. Молекулы нуклеиновых кислот соединены между собой водородными связями. Все биохимические процессы совершаются при строго определенной, постоянной концентрации ионов водорода.  

Азот. Общее содержание азота в организме составляет 3,1%. Играет важную роль в обмене веществ: обязательная составная часть белков (пептидные связи); также входит в состав гетероциклических соединений, нуклеотидов, некоторых витаминов и гормонов, ферментов. Таким образом, азот является обязательной частью каждой клетки любого организма. Азот образует довольно прочные ковалентные полярные связи, способные под влиянием биологических катализаторов легко разрываться, создавая условия для биохимических реакций.

Фосфор. Как и азот, фосфор относится к органогенам и играет важную роль в обмене веществ. Его содержание в организме человека составляет примерно 1% от массы тела. Основное количество фосфора (85%) содержится в костях и зубах; важное  значение для организма имеет и содержание фосфора и его соединений в крови, головном мозгу, нервных волокнах, т.к. он входит в состав белков, жиров, ферментов и других сложных органических систем в виде фосфат-ионов. Фосфаты сахаров, аминокислот и др. весьма реакционоспособны, поэтому первой стадией биохимических процессов является превращение органического соединения в сложный эфир фосфорной кислоты. Содержащаяся в живых тканях аденозинтрифосфорная кислота является основным аккумулятором энергии. Фосфаты калия и натрия имеют важное значение для поддержания кислотно-щелочного равновесия в организме. Обмен фосфора тесно связан с обменом кальция. Для его всасывания и усвоения необходим витамин D. Суточная потребность человека в фосфоре равна 1-2 г и полностью удовлетворяется за счет пищи.

Кислород. Общее содержание кислорода в организме человека составляет 62,43%. В состоянии покоя взрослый человек потребляет 264 см3 кислорода в минуту, участвуя во всех видах обмена веществ. Все реакции окисления-восстановления протекают при наличие кислорода. В количестве 21,3-23,5% входит в состав белков, витаминов, гормонов ферментов и др. веществ.

Сера. Общее содержание серы в организме составляет примерно 140 г. Суточная потребность взрослого человека в сере около 1 грамма. Сера как органоген входит в состав многих веществ, в том числе белков, аминокислот, гормонов и витаминов, является составной частью сульфгидрильных групп (SH). Много серы в кератине волос, костях, нервной ткани. В организме сера окисляется с образованием серной кислоты, которая участвует в обезвреживании ядовитых соединений.

Хлор. Его содержание в организме человека составляет около 100 г, суточная потребность 4-6 г. Находится в основном во внеклеточной жидкости. Свободный (молекулярный) хлор токсичен и вдыхание воздуха, содержащего даже малые количества этого газа, вызывает раздражение дыхательных путей, мучительный кашель и отек легких. Ионы хлора являются непременной составной частью биологических жидкостей. Они активируют некоторые ферменты, влияют на функцию клеточных мембран, их электропроводность, участвуют в регуляции осмотического давления и водно-солевого обмена, входят в состав соляной кислоты, которая необходима для пищеварения.

Натрий. Один из основных внеклеточных ионов. Содержание натрия в организме человека составляет 0,25%. Суточное потребление натрия человеком, как правило, значительно превышает физиологическую потребность и составляет в среднем 3-6 г в день. Практически в таком же количестве он выводится из организма. Биологическая роль его многообразна. Это основной катион, участвующий в поддержании кислотно-щелочного равновесия и осмотического давления внеклеточных и внутриклеточных жидкостей. 1 моль ионов натрия осмотически связывает 400 моль воды. Ионы натрия и калия участвуют в передаче нервных импульсов через мембраны нервных клеток и поддерживают нормальную возбудимость мышечных волокон. При изменении содержания  ионов натрия в организме происходит нарушение функции нервной, сердечно-сосудистой систем, гладких и скелетных мышц. Натрий оказывает влияние на работу ферментов и обладает резко выраженной способностью усиливать набухание белков. На этой его особенности основан метод борьбы с отеками, который заключается в ограничении поступления солей натрия в организм.

Калий. Является основным внутриклеточным ионом. Общее содержание в организме человека – 0,22%. Благодаря определенному соотношению  ионов натрия и калия поддерживается нормальный ритм мышечной работы (образуется система, обеспечивающая изотоничность клеток и окружающей среды, а также нормальное течение биоэлектрических явлений, связанных с процессами нервной и мышечной возбудимости и проводимости). Большие дозы калия угнетают автоматизм и сократительную функцию миокарда. Ионы калия участвуют в синтезе белков, обмене углеводов, входят в состав некоторых ферментов и влияют на их активность.

Магний. Является внутриклеточным ионом. В организме взрослого человека содержится около 20 г магния. Половина этого количества сосредоточена в костях, остальное в биологических жидкостях, в основном в плазме крови. Его концентрация внутри клеток в 3-10 раз выше, чем во внеклеточной среде. Около 30% его связано с белками, а 10-15% входит в состав комплексных соединений с липидами и нуклеотидами. Содержание магния в сыворотке крови, эритроцитах, моче служит диагностическим тестом при заболеваниях.

Кальций. Внеклеточный ион. Содержание в организме взрослого человека составляет около 20 г на 1 кг массы тела; у новорожденных – 9 г. Основная часть кальция (99%) содержится в костной и хрящевой тканях в виде карбоната, фосфата, соединений с хлором и органическими кислотами. В сутки взрослый человек должен получить с пищей от 800 до 1100 мг кальция. Особенно в нем нуждаются дети, беременные женщины и кормящие матери. Процесс окостенения в растущем организме протекает нормально только при сохранении оптимального соотношения кальция и фосфора (регулятором является витамин D). Ионы кальция принимают участие в передаче нервных импульсов, регулировании работы сердца, в свертывании крови. Особая роль принадлежит кальцию в механизме мышечного сокращения; его уменьшение в организме сопровождается возбуждением нервной системы (тетания). Входит в состав некоторых ферментных систем (лецитиназа) и влияет на их активность. Ионы кальция влияют на кислотно-щелочное равновесие, функцию эндокринных желез, оказывают противовоспалительное действие.

  Краткая гигиеническая характеристика некоторых микроэлементов дана в таблице 15.

Таблица 15

Содержание отдельных микроэлементов в суточном пищевом рационе

Элемент	Основные источники поступления в организм человека.	Содержание в суточном рационе (мг)	Суточная потребность (мг)
фтор F	Вода, овощи, молоко	0,4 - 1,8	2 – 3
бром Br	Хлебопродукты	0,4 - 1,0	0,5 - 2,0
йод J	Молоко, овощи, мясо, яйца, морепродукты	0,04 - 0,2	0,05 – 0,2
железо Fe	Фасоль, гречневая крупа, печень, мясо, овощи, фрукты, хлебопродукты, шпинат, чернослив, изюм, шоколад	15 - 40	10 – 30
кобальт Co	Молоко, овощи, говяжья печень, хлебопродукты	0,01 - 0,1	0,04 – 0,07
марганец Mn	Овощи, печень, почки, хлебопродукты	4 - 36	2 – 10
медь Cu	Чай, фрукты, картофель, орехи, грибы, соя, кофе, печень, хлебопродукты	2 - 10	2 – 5
молибден  Мо	Бобовые, печень, почки, хлебопродукты	0,1 - 0,5	0,1 - 0,5
цинк Zn	Мясо, овощи, хлебопродукты	5 - 30	5 – 20

  В настоящее время остро стоит вопрос чистоты воздуха, почвы, питьевой воды и пищевых продуктов.     Элементы-загрязнители часто называют «тяжелые металлы», т.к. в эту группу прежде всего входят химические элементы с массой 50 а.е.м. и более, хотя сюда же относят и более легкие элементы (Ве, F, CI), и неметаллы (галогены, As, Sb). Т.е. и не «тяжелые», и не «металлы».  Поэтому более корректным нам кажется термин  «токсичные элементы».

  Но и в этом случае необходимо быть осторожным в терминах: уже давно в литературе такие элементы, как Mn, Cu, Zn, Mo встречаются и среди «биогенов», и среди «тяжелых металлов». А в последнее время появляется все больше сведений о присутствии некоторых безусловно токсичных элементов в живых организмах и растениях как необходимых для обмена веществ (микродозы):

Cd – стимулирует рост животных;

Pb – необходим растениям и животным для обмена веществ;

As – химически близок фосфору и потому способен замещать его при гликолизе, брожении, в процессах распада углеводородов;

Se –участвует в окислении липидов, разрушении перекисных радикалов и Н2О2 , метилировании;

Be – стимулирует обмен веществ некоторых живых организмов;

F – ион фтора замещает гидроксид-ион в основном фосфате кальция костной ткани, в неминерализованных тканях и активном центре ферментов;

V - необходим растениям и животным для обмена веществ:     участвует в биосинтезе белка;  стимулирует процессы фотосинтеза и катализирует фиксацию молекулярного азота.

   Выходит, что понятие «токсичные элементы» не столько качественная категория, сколько количественная.

Наиболее токсичные для организма человека элементы.

Кадмий. Содержание кадмия в организме взрослого человека составлякет 0,05 г. Специфическое физиологическое значение кадмия не установлено, но известно его токсическое действие на организм человека: нарушается обмен фосфора, кальция, железа, меди; угнетается синтез гемоглобина; резко снижаются запасы меди в печени и других органах; ингибируется активность ряда ферментов. Медь и цинк задерживают токсическое действие кадмия (между этими элементами во многих случаях наблюдается антагонизм).

Ртуть. В организме человека содержится примерно 0,013 г ртути. Поступление с пищей колеблется от 2 до 30 мкг в сутки, накапливается преимущественно в почках, мозге. Нарушает ферментативную, гормональную и иммунологическую активность белков. Является ядом с резко выраженными токсическими свойствами  как в металлическом виде, так и в виде неорганических и органических соединений: почти все они относятся к ядам  I класса опасности.

Свинец. Содержание в организме оставляет 0,000001% (примерно 2 мг). В настоящее время концентрация свинца в растениях, костях животных и человека постоянно увеличивается вследствие повсеместного загрязнения окружающей среды. Элемент в основном (до 90%) депонируется в костях и выделяется преимущетвенно с мочой. Очень токсичен сам и его соединения: действуют в основном на нервную, сосудистую систему и непосредственно на кровь; нарушают белковый, углеводный, фосфорный обмен; вызывают гиповитаминозы  С и В1.

  В настоящее время при международной торговле продуктами питания первоочередному контролю подлежат прежде всего следующие восемь элементов: кадмий, ртуть, свинец, мышьяк, медь, стронций, цинк, железо. Спиок этих элементов в настоящее время дополняется.

 Ниже  описано воздействие микроэлементов на человека и  растения.

Таблица 16

Воздействие микроэлементов на живые организмы (человек)

Элемент	Биологическая роль	Токсическое воздействие (большие дозы)
1	2	3
Фтор	Обладает высокой биологической активностью. Концентрируется в волосах, костях, зубах (процессы костеобразования)	Угнетает защитные функции организма: поражает зубы («флюорез»), кости; вызывает бронхоспазмы. Действует на слизистую оболочку глаз, печень, почки, миокард
Кремний	Необходим для эпителиальных и соединительных тканей. Его присутствие в стенках сосудов препятствует отложению холестерина. Способствует биосинтезу коллагена	Большие дозы нарушают фосфорно-кальциевый обмен, провоцируют образование камней в мочевых путях
Хром	Выполняет внутрисекреторные функции. Входит в состав трипсина, активизирует инсулин, улучшает усвоение глюкозы	Самые токсичные вещества у соединений с валентностью 6. Раздражаёт слизистые оболочки дыхательных путей. Действует на кожу (язвы)
Марганец	Активирует многие ферментативные процессы: синтез гемоглобина, холестерина и жирных кислот. Улучшает усвоение глюкозы. Недостаток Мn приводит к анемии	При отравлениях нарушается обмен биогенных аминов, гармонообразования. Нарушаются костные образования, (подобно рахиту). Наиболее токсичны соединения с валентностью 2
Железо	Входит в состав гемоглобина: перенос О2	Заболевания внутренних дыхательных путей, гастриты, воспаление десен - при работе с парами железа (в металлургии)
Кобальт	Стимулирует процессы кроветворения, способствует усвоению Fe, Са и Р. Стимулирует родовую деятельность	В больших дозах вызывает острые и хронические заболевания. Наблюдается изменение дыхательных путей, крови, снижение ее свертываемости. Иногда развивается анемия
Медь	Регулирует окислительно-восстановительные процессы клеточного дыхания, фотосинтеза. Улучшает всасывание железа. Влияет на водно-солевой обмен	Попадание меди и ее соединений в желудок вызывает рвоту, поражение печени, некротический нефроз
Цинк	Влияет на функцию полового аппарата. Входит в состав инсулина и положительно влияет на его секрецию. Металлокомпонент около 100 ферментных систем	Растворимые соединения цинка ядовиты: снижают Са в крови и костях; вызывают боли и отечность в суставах, заболевания верхних дыхательных путей, дерматиты, малокровие
Мышьяк	Положительно влияет на процессы кроветворения, участвует в синтезе гемоглобина, окислительно-восстановительных процессах, нуклеиновом обмене	Угнетает активность ферментов. Нервно-желудочные, респираторные расстройства. Поражение крови, печени, почек
Селен Se	Антиоксидант: регулирует перекисное окисление липидов. Необходим для зрения (в сетчатке глаза). Нужен для нормального течения беременности	Апатия, вялость, облысение, поражение ногтей, кариес. Поражение кожи, нервной системы
Бром	Содержится в крови, спинномозговой жидкости, гипофизе	Раздражает слизистые оболочки, нарушает углеводный обмен, снижает функцию почек. Длительное накопление («бромизм») приводит к кожным сыпям, угнетению нервной системы
Молибден	Входит в состав ферментов, которые участвуют в обмене азота, влияет на обмен меди	При длительном воздействии вызывает гастрит, хронический холецистит. Нарушается сократительная функция сердца, провоцируются гинекологические заболевания
Серебро Ag	Инертно, функционально не важно	При многолетней работе появляется сильная пигментация («аргирия») кожи. Увеличение печени, нарушение психики
Кадмий	Содержится в печени и почках. Специфическое физиологическое воздействие не обнаружено	Нарушается обмен Р, Са, Fe, Сu. Угнетается синтез гемоглобина. Ингибирует многие ферменты
Олово Sn	Биологическая функция не установлена	«Станноз» - отложение металлов в легких; пневмокониоз
Сурьма	Биологическая функция не установлена'	Пневмосклероз, нарушение половой функции (м), гинекологические заболевания (ж)
Йод	Влияет на обмен веществ, связанный с функцией щитовидной железы	
Ртуть		Расстройство желудочно-кишечного тракта, упадок сердечной деятельности. Нарушение функции почек, эндокринных желез
Свинец		Действует на нервную, сосудистую систему, кровь, Нарушает белковый, углеводный, фосфорный обмен. Вызывает гиповитаминоз С и В1

- выделены наиболее важные биогенные микроэлементы;

- элементы, находящиеся в достаточном количестве в организме;

- наиболее токсичные микроэлементы.

Таблица 17

Роль микроэлементов в жизнедеятельности растений

Элемент	Биологическая роль	Токсическое воздействие	Чувствитель-ные культуры
F	Конверсия цитрата	Некроз краев и концов листьев	Фруктовые деревья, виноград
Al	Контролирует коллоидные свойства в клетках	Общая задержка роста. Отмирание кончиков листьев, корневая система уродуется	Злаки
Si	Повышенное содержание в хвощах, осоке («ломкие растения») – входит в скелет растений		
Cr		Хлороз молодых листьев. Затрудняет рост корней	Все виды растений
	Фотопродукция кислорода в хлоропластах	Хлороз и некротические поражения листьев	Злаки, бобовые, капуста, картофель
Fe	Фотосинтез, фиксация азота, окислительно-восстановительные реакции	Замедленный рост. Коричневые листья	Рис, табак
	Стимулирование ОВР при синтезе хлорофилла и протеинов. Симбиотическая фиксация азота	Хлороз молодых листьев, уродливые кончики корней	Все виды растений
	Окисление, фотосинтез, метаболизм протеинов и углеводов	Деформация корней, угнетение образования побегов	Злаковые, бобовые, цитрусовые
	Метаболизм белков и углеводов	Хлороз и некроз листьев, задержка роста, деформация корней	Злаки, шпинат
	Метаболизм углеводов в водорослях	Красно-бурые точки на листьях, пожелтение корней, угнетение побегов	Все виды растений
Se		Хлороз или черные пятна – до полного почернения. Розоватые пятна на корнях	Все виды растений
	Фиксация азота. Катализирует ОВР	Желтые или коричневые листья, угнетение роста корней. Угнетение кущения	Злаки
		Бурые края листьев, их скручивание. Недоразвитые корни	Бобовые, рис, овёс
		Высокая токсичность для человека. Для растений до конца не выяснена	
		Хлороз листьев, бурые точки. Торможение ростков	Сахарная свекла, маис, розы
		Темно-зеленые листья, скручивание старых листьев, чахлая листва, бурые короткие корни	Все виды растений

- выделены наиболее важные биогенные микроэлементы;

- наиболее токсичные микроэлементы.

Из этих таблиц видно, что наиболее важные и необходимые микроэлементы

( Мn, Сu, Мо, Zn, Fe) при повышенной дозе вызывают патологические изменения как у человека, так и у растений. И в то же время заведомо токсичный мышьяк в небольших дозах необходим.

S-элементы, их применение в медицине и фармации.

Литий -

1) Препараты снимают возбуждение у психических больных.

2) Литий бензоат в составе уродана - при подагре, почечных и мочевых камнях, полиартритах.

3) Соли Li для электрофореза при артритах.

Натрий (внеклеточный ион) -

1) NaCl (0,9% - физиологический раствор) при отравлениях, рвоте, шоке, кровопотерях, холере (поддерживает КЩР и Росм  внеклеточных и внутриклеточных жидкостей).

2) NaCl (5-10% - гипертонический раствор) - при внутренних кровотечениях, для лечения гнойных ран.

3) NaHCO3 - при повышенной кислотности, а наружно - для промывания слизистых оболочек, ингаляций (разжижает мокроту): по признаку аниона.

4) Na2SO4, Na2HAsO4, Na2B4O7, NaNO2, Na2S2O3 и другие - по признаку аниона.

Калий (внутриклеточный ион) -

1) КCl, оротат калия - при сердечных заболеваниях, для поддержания нормального ритма мышечной работы.

2) КСН3СОО - мочегонное средство при отеках, связанных с нарушением кровообращения и как источник ионов К+.

3) КВr, КJ, KСlO4, KMnO4 и другие  - по признаку аниона.

Магний (внутриклеточный ион) -

1.  Растворимые препараты - оказывают снотворный, наркотический, противосудорожный эффект, снижают артериальное давление:

 MgSO4 *7H2O (магнезия) - при судорогах, гипертонии, заболеваниях желчных путей, как слабительное;    MgS2O3 *6 H2O - при гипертонии, атеросклерозе, коронарной недостаточности, заболеваниях желчных путей.

2) Нерастворимые препараты - внутрь или наружно, оказывают в основном адсорбирующее и антацидное действие:  Mg(OH)2 * 4MgCO3 * H2O – белая магнезия;  MgO - жженая магнезия;  MgO2 * MgO (пероксид) - противомикробное  и вяжущее средство;   Mg2Si3O8 * nH2O (трисиликат)  - при гастритах, язвах (адсорбирующее и обволакивающее действие).

Кальций (внеклеточный ион) -

1.  CaCl2 * 6H2O - уменьшает проницаемость сосудов, оказывает противоаллергическое и противовоспалительное действие (назначают при аллергии, лучевой болезни, ревматизме, кровотечениях и при отравлениях рядом веществ).

2) CaCO3 - внутрь при заболеваниях пищеварительного тракта (антацидное и адсорбирующее средство).

3) CaSO4 * 0,5H2O(гипс) -  для наложения повязок при переломах и для получения слепков рта в стоматологии.

4) СaO - для дезинфекции.

5) Ca(OH)2 - в стоматологии (входит в состав паст)

Барий (ядовит!) -

1) BaSO4  - в рентгенодиагностике заболеваний пищеварительного тракта.

2) Ba(OH)2  - в стоматологии (как катализатор при изготовлении паст и цементов).

1.  BaS (15% BaS и 85% талька) - препарат онихолизин применяют при удалении ногтевых пластинок.

d-элементы, их применение в медицине и фармации.

Хром -

1)CrCl3 (ядовит!), добавленный в дрожжевой напиток при диабете

улучшает усвоение глюкозы.

2)51Cr -радиоактивная «метка» в гематологии.

3)CrO3 - в экспертизе для определения степени опьянения.

Марганец -

1)MnSO4, глюконат Мn   при лечении анемий.

2)глюконаты Мn и Сu  при лечении туберкулёза

3)KMnO4 (0,1-5%)  раствор для наружного применения как антисептик.

4)KMnO4 (0,02-0,1%) раствор для промывания желудка при отравлениях.

Железо -

1)Fe восстановленное, лактат,  глицерофосфат,  ферроцерон,  ферковен,  гемостимулин и др.   при лечении анемий.

2)52Fe, 55Fe, 59Fe -в радиоизотопной диагностике для изучения обмена и всасывания железа

Кобальт -

1)витамин В12, коамид, ферковен и др. -при лечении анемий.

2)60Co -в онкологии (лучевая терапия)

Медь -

1)глюконат меди (вместе с Mn)  при лечении туберкулёза.

2)ундецин   при лечении грибковых заболеваний.

3)CuSO4*5H2O   как антисептик и прижигающее средство.

4)цитрат меди  при лечении трахомы.

Серебро -

1)AgNO3 («ляпис»,  ядовит); бактерицидное средство (наружно) при эрозиях, язвах, трахоме.

2)колларгол (70%  Ag), протаргол (8%) – органические соединения;

бактерицидные средства.

3)АgNO3 - в фарманализе для обнаружения ионов Cl-.

4)[Ag(NH3)2]Cl входит в состав аммаргена   для лечения гнойных ран.

Золото -

1)AuNaS2O3   при лечении волчанки (входит в состав органических соединений кризолгана, кризанила, трифала)

2)кризанол  при лечении туберкулёза

3)198Au   в онкологии для диагностики и лечения

Цинк -

1)ZnO   входит в состав мазей и присыпок при лечении кожных болезней (например дустундан, микосептин, цинкудан)

2)цинк-инсулин, протамин-цинк-инсулин   для лечения сахарного диабета

3)ZnSO4*7H2O (0,1 - 0,2%) - наружно при коньюктивитах, воспалениях мочевой системы.

4)ZnO, ZnSO4 - в стоматологии в составе цементов

Ртуть (ядовита!) -

1)в приборах (термометры, манометры, тонометры) - металл имеет большое поверхностное натяжение, большой термический коэффициент расширения.

2)HgO - (желтая окись) - в глазных мазях

3)Hg2Cl2 (каломель) в мазях и присыпках

4)Hg(NH2)Cl   амидохлорная(белая) ртуть   в мазях

5)новурит, промеран:  ртутно - органические мочегонные средства

6)HgCl2 (сулема) - для дезинфекции, обработки хирургических инструментов (водный раствор 1 : 1000)

7)Hg(CN)2 - дезинфицирующее средство при венерических

заболеваниях (водный раствор 1 : 5000)

Платиновые металлы -

1)различные комплексы проявляют антимикробную,

антивирусную и противоопухолевую активность.

2)радиоактивный изотоп Ir - при лечении злокачественных

опухолей.

3)RuCl3 -входит в состав рутениевой краски, которая применяется в гистологии.

4)платиновые иглы для наложения пневмоторакса.

5)Pd, сплавы Pt и Ir, Pt и Au - для изготовления шприцев и в зубопротезном деле.

Р-элементы, их применение в медицине и фармации.

Бор -

1) H3BO3 - антисептик при полосканиях (промывание глаз)

2) Na 2B4O7  *10H2O(бура) - антисептик

3) Борный спирт - для компрессов.

Алюминий -

1) KAl(SO4)2  *12H2O - (алюмокалиевые квасцы) - вяжущее при лечении кожных заболеваний.

2) Al(OH)3(белая глина)- адсорбирующее и антацидное средство.

Углерод -

1) Активированный уголь - прекрасный адсорбент (при отравлениях)

2) СО2, "сухой лед" - для замораживания отдельных участков кожи.

3) NaHCO3   (питьевая сода) - полоскания при ангинах

4) CO(NH2)2   (мочевина) - для приготовления веронала, люминала.

Кремний -

1) SiO2 (кварцевое стекло) - для производства ртутных ламп, источников ультра-фиолета

1.  SiC (карбид) - в стоматологии для шлифования пломб.

Олово-

1) SnF2 добавляют в зубную пасту от кариеса,.

2) В стоматологии для получения пломб.

Свинец (ядовит!) -

1) PbO  (свинцовый пластырь) - при лечении гнойных заболеваний кожи.

2) Pb(CH3COO)2, раствор (свинцовая вода) - для примочек , вяжущее средство при воспалительных явлениях на коже и на слизистой .

Азот -

1) Жидкий N2 - в медицине для местного замораживания; криоскальпель.

2) NH4 OH (5%) -нашатырный спирт.

3) N2O - для общего наркоза.

4) HNO2 - сосудорасширяющее (в небольших количествах).
5) HNO3 - для производства нитроглицерина

6) NH4Cl- мочегонное и отхаркивающее средство.

Фосфор-

1) В пищевых добавках, необходим для углеводного обмена в тканях мозга.

2) Глицерофосфат Са, фитин и др - при заболеваниях нервной системы, мышечной дистрофии.

Мышьяк (ядовит!) -

1) As2O3 -при кожных заболеваниях, в стоматологии.

2) As2O3, KАsO2, Na2НАsO4 - при малокровии и нервном истощении.

3) Сальварсан, миарсенол, новарсенол - при лечении люэса, малярии, возвратного тифа.

4) Осарбал, осарбон - при лечении дизентерийной амебы.

Сурьма ( ядовита!) -

1) KC4H4O6(SbO) * H2O ("рвотный камень") - при острых отравлениях, как отхаркивающее, применяется с 15 века.

2) Соединения входят в отдельные препараты при лечении некоторых инфекционных заболеваний, сонной болезни.

Висмут -

1) Нитраты как антисептик при лечении кожных заболеваний (ксероформ, дерматол).

2) Соединения входят в препараты для лечения желудочно-кишечных заболеваний.

3) BiONO3 - входит в состав отбеливающих мазей и кремов.

Сера -

1) Элементарная сера входит в состав мазей и присыпок для лечения кожных заболеваний.

2) Купоросы - медный и цинковый - как антисептики при обработке слизистой оболочки.

3) Квасцы KАl(SO4)2 * 12 H2O - наружно, дубящее и кровоостанавливающее средство.

4)  BaSO4 - рентгеноконтрастное вещество при рентгеноскопии пищевода, желудка, кишечника.

5) MgSO4 *7H2O (горькая соль, магнезия) - спазмолитик, слабительное

6) Na2SO4 * 10H2O(глауберова соль) - слабительное

7) CaSO4 * 2H2O(гипс) - наложение повязок в травматологии.

8) Сульфаниламидные препараты - при лечении инфекционных заболеваний.

Галогены (ядовиты!) -

Фтор: - средства от кариеса  фторурацин, фторофеназин, фторотан, специальные пасты и лаки и др.

Хлор :

1)HCl (8,2-8,4%) - назначается при гипо-и анацидных состояниях желудка.

2) Входит в состав многих органических соединений, обладающих обезболивающим и успокаивающим действием (хлороформ, хлоралгидрат, хлорэтан)

3) Для обеззараживания воды с целью дезинфекции используют соединения, легко отщепляющие хлор (хлорная известь, хлорамин)

4) По признаку катиона в медицинской практике используют хлориды K, Na, NH4+, Ca.

Бром: успокаивающие средства NaBr, KBr, CaBr2, бромкамфора, карбромал, бромизовал и др.

Иод: 

1) 10% спиртовый раствор J2 наружно - как антисептическое, раздражающее, отвлекающее средство

2) Раствор Люголя (J2 + KJ) - при ангинах

3) KJ, NaJ - при гипертериозе, эндемическом зобе, воспалительных заболеваниях дыхательных путей и бронхиальной астме

4) Кальцийиодин (органическое соединение) - для лечения атеросклероза, бронхита

5) CHJ3(иодоформ) -  в виде присыпок, мазей, для лечения ран, язв.

6) Иодинол(1%)  - водный раствор для промывания ран, язв, полоскания горла

7) Иодонат (3% J2) - заменитель настойки иода.

8)Триомбраст, этиотраст, билигност, иодолипол и др -  рентгеноконтрастные  вещества для рентгеноскопии почек, мочевого пузыря, желчного пузыря. бронхов, сосудов.

9)Радиоактивные изотопы - для диагностики и лечения щитовидной железы

Вопросы для закрепления материала:

1.Какова биогенная роль ионов натрия   – а)регулируют Росм.?  б)катализируют некоторые биохимические процессы?  в)улучшают усвоение железа?

2.Какую патологию вызывает отсутствие меди в организме  - а)кожные заболевания?   б)анемия?   в)болезни печени?

ЛИТЕРАТУРА

1.  Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. –М.: Высшая школа, 1988 – 679 с.
2.  Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов 25-е изд., исправленное –Л.: Химия, 2005 – 704 с.
3.  Дей К., Селбин Д. Теоретическая неорганическая химия. –М.: Химия, 1986 – 508 с.
4.  Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. – М.: Высшая школа, 2000 – 560 с.
5.  Ершов Ю.А., Плетнева Т.В. Механизм токсического действия неорганических соединений. – М.: Медицина, 1989 – 272 с.
6.  Зеленин К.Н. Химия: Учебник для медицинских вузов. –  С.-П.: Специальная литература, 1997 – 687 с.
7.  Машковский М.Д. Лекарственные средства. – Харьков: Торгсин, 1997 – 1,2 т.
8.  Оганесян Э.Г.Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1984 – 356 с.
9.  Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого: Учебник для вузов. –  С.-П.: Химиздат, 2005 – 768 с.
10.  Фаращук Н.Ф., Яснецов В.С., Якушев П.Ф., Коляно Е.Д. Медицинское значение химических элементов и неорганических соединений. – Смоленск, 1988 – 69 с.
11.  Хьюз М. Неорганическая химия биологических процессов. – М.: Мир, 1983 – 416 с.
12.  Химическая энциклопедия. – М.: Большая Российская энциклопедия, 1992 - 1,2,3 т.
13.  Сичко А.И., Кобелева Т.А., Дороднева В.И. и др. Бионеорганическая и аналитическая химия. -  Тюмень: Мандр и Ко , 2003 – 1, 2, 4 т.
14.  Гуськова В.П. Токсичные вещества в объектах окружающей среды: Учебное пособие – Кемерово: КемТИПП, 2003 – 168 с.
15.  Цыбукова Т.Н., Юсубов М.С., Зейле Л.А., Передерина И.А. Пособие по химии; часть 1. – Томск: Изд-во НТЛ, 2010 – 104 с.
16.  Кузнецова О.Г., Шангина Л.П., Шевцова Т.А., Юсубов М.С. Пособие по химии; часть 2. – Томск: Изд-во НТЛ, 2001 – 104 с.
17.  Цыбукова Т.Н. Курс лекций по общей и неорганической химии. – Томск: Курсив, 2003 – 158 с.

Приложение 1

Ряд активности металлов (электрохимический ряд напряжений)

Приложение 2

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы

Электродный процесс	Е0, В	Электродный процесс	Е0, В
Li+ + e  Li0	-3,04	NO3 - + e (H+)  NO2	0,80
K+ + e  K0	-2,92	Hg22+ + 2e  2Hg0	0,79
Ca2++ 2e  Ca0	-2,87	Ag+ + e  Ag0	0,80
Na+ + e  Na0	-2,71	NO3 - + 2e (H+)  NO2-	0,81
Mg2+ + 2e  Mg0	-2,36	Hg2+ + 2e  Hg0	0,85
Al3+ + 3e  Al0	-1,66	NO3 - + 3e (H+)  NO	0,96
Mn2+ + 2e  Mn0	-1,18	NO2 - + e (H+)  NO	1,0
Zn2+ + 2e  Zn0	-0,76	Br2 + 2e  2Br -	1,06
Fe2+ + 2e  Fe0	-0,44	IO3- + 6e (H+)  I-	1,08
Pb2+ + 2e  Pb0	-0,13	Pt2+ + 2e  Pt 0	1,20
Fe3+ + 3e  Fe0	-0,04	O2  + 4e (H+)  2H2O	1,23
2H+ + 2e  H2	0	Cr2O7 2- + 6e (H+)  2Cr3+	1,33
S4O62- + 2e  2S2O32-	0,09	Cl2 + 2e  2Cl-	1,36
Sn4+ + 2e  Sn2+	0,15	PbO2 + 2e (H+)  Pb2+	1,45
2IO3 - + 10e (H+)  I2	0,21	BrO3 - + 6e (H+)  Br -	1,45
SO42- + 2e (H+)  SO32-	0,22	2ClO3 - + 10e (H+)  Cl2	1,47
Cu2+ + 2e  Cu0	0,34	MnO4 - + 5e (H+)  Mn2+	1,51
I2+ + 2e  2I-	0,54	H2O2 + 2e (H+)  H2O	1,78
MnO4- + e (OH-)  MnO42-	0,54	BiO3 - + 2e (H+)  Bi3+	1,8
MnO4- + 3e (H2O-)  MnO2	0,60	S2O82- + 2e  2SO42-	2,01
ClO3 - + 6e (H+)  Cl-	0,63	F2 + 2e  2F	2,87
Fe3+ + e  Fe2+	0,77

Приложение 3

Растворимость кислот, солей и оснований в воде

Ионы

H+

NH4+

K+

Na+

Ag+

Ba2+

Ca2+

Mg2+

Mn2+

Zn2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

Cu2+

Hg2+

Hg22+

Fe2+

Fe3+

Al3+

Cr3+

OH-

Р

Р

Р



Р

М

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н





Н

Н

Н

Н

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р



Р

Р

Р

Р

F-

Р

Р

Р

Р

Р

М

Н

М

Р

М

Р

Р

М

Р



М

М

Н

М

М

Cl-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Br-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Р

Р

Р

Р

I-

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н



Н

Н

Р



Р

Р

S2-

Р

Р

Р

Р

Н







Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н





SO32-

Р

Р

Р

Р

М

М

М

М

Н

М

Н



Н







М







SO42-

Р

Р

Р

Р

М

Н

М

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

CO32-

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н





Н





Н

Н







SiO32-

Н



Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н



Н







Н







PO42-

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

CH3COO-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Приложение 4

Произведения растворимости некоторых труднорастворимых электролитов (25С)

Электролит	ПР	Электролит	ПР
AgBr	7,010-13	Ca3(PO4)2	1,010-29
Ag2CO3	6,210-12	CuCO3	1,410-10
AgCl	1,610-10	Cu(OH)2	5,610-20
Ag2CrO4	2,010-12	CuS	8,510-45
Ag2Cr2O7	2,010-7	Fe(OH)2	3,210-14
AgI	1,010-16	Fe(OH)3	4,010-38
(AgOH)	2,210-8	FeS	3,710-19
Ag3PO4	1,810-18	Hg2Cl2	2,010-18
Ag2S	1,010-49	HgS	4,010-53
AgCNS	1,010-12	MgCO3	2,610-5
Ag2SO4	8,010-5	Mg(OH)2	1,210-11
AgCN	1,410-16	MnS	1,410-15
As2S3	4,010-29	PbBr2	7,410-6
BaCO3	7,010-9	PbCl2	2,010-5
BaCrO4	2,010-10	PbCrO4	1,810-14
Ba(OH)2	1,910-2	PbI2	1,310-8
BaSO4	1,010-10	PbS	1,110-29
CaCO3	1,010-8	PbSO4	2,010-8
CaCrO4	2,310-10	SrCO3	1,610-9
CaF2	4,010-11	SrSO4	3,810-7
Ca(OH)2	5,510-6	SrCrO4	3,610-5
CdS	7,010-27	Zn(OH)2	5,010-17
CaSO4	6,110-5	ZnS	7,010-26

Учебное издание

Лекции по общей и неорганической химии

Учебное пособие для студентов 1 курса фармацевтического факультета СибГМУ; очная и заочная форма обучения

(издание 2, переработанное и дополненное)

Под ред. проф. М.С. Юсубова

Цыбукова Т.Н. – доцент кафедры химии СибГМУ

Макет издания подготовлен в

Центре дистанционного образования СибГМУ

Отпечатано в лаборатории оперативной полиграфии СибГМУ

Заказ №              Тираж 100 экз.