Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Тема 17. Химические свойства и биологическая роль s- и р-элементов
Для элементов IА-подгруппы общая электронная формула ns1, а для IIА-подгруппы – ns2. Характерные степени окисления в соединениях этих элементов соответствуют номерам групп и составляют для первой группы +1, для второй - +2 (для водорода также возможна степень окисления 1).
Радиус атомов элементов в обеих подгруппах сверху вниз увеличивается. Потенциал ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность – уменьшаются.
Элементы IА и IIА групп проявляют восстановительные свойства. С увеличением радиуса атомов восстановительная активность увеличивается.
С водой щелочные металлы реагируют по схеме: 2Ме(т) + Н2О = МеОН + Н2. При увеличении порядкового номера щелочного металла скорость реакции увеличивается.
С кислородом металлы взаимодействуют очень активно, причем активность также возрастает с увеличением порядкового номера:
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K + O2 = KO2 (надпероксид)
С другими неметаллами образуют бинарные соединения:
2Li + Cl2 = 2LiCl
2Na + S = Na2S
2K + H2 = 2KH
С кислотами реагируют со взрывом:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
Качественной реакцией на щелочные металлы является окраска пламени: литий – алый, натрий –желтый, калий –фиолетово-голубой, рубидий –фиолетовый, цезий – голубой цвет.
Химические свойства оксидов:
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O + H2O = 2LiOH
Na2O + SO3 = Na2SO4
K2O + 2HNO3 = 2KNO3 + H2O
Свойства гидроксидов щелочных металлов
Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах полностью диссоциированы:
MeOH ® Me+ + OH-
R–OH – сильные растворимые основания (щелочи) (основность увеличивается в ряду LiOH – NaOH – KOH – RbOH –CsOH); реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
LiOH + HCl = LiCl + H2O
А также вытесняют более слабые основания из их солей:
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3¯ + 3NaCl
Гидриды щелочных металлов - бесцветные солеподобные соединения.
Разлагаются водой: МеН + Н2О = МеОН + Н2
Используются для синтеза других гидридов:
4LiH + AlCl3 = Li[AlH4] + 3LiCl
Пероксиды
Проявляют окислительные свойства:
2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
Разлагаются водой:
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
2KO2 + H2O = 2KOH + H2O2 + O2
Используются для регенерации воздуха:
4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2
Большинство солей щелочных металлов бесцветные, хорошо растворимые в воде вещества. Окраска возможна только за счет аниона кислоты. Пример: дихроматы калия и натрия.
Из-за того, что Li имеет малый размер иона и низкое координационное число, он проявляет некоторые свойства, типичные для металлов IIA группы (диагональное сходство).
Литий – эссенциальный микроэлемент (10–4%).
Литий концентрируется в селезенке, печени, легких, крови. Максимальное содержание – в мышцах.
Биологические функции:
Карбонат лития Li2CO3 (а также, бензоат, ацетат, оксибутират) используют для лечения маниакально-депрессивных заболеваний.
Препарат лития «Уразин» применяют для лечения подагры, вследствие выведения отложенных в суставах уратов – солей мочевой кислоты.
Натрий – макроэлемент (0,08%), физико-химический .
Натрий – основной внеклеточный катион. Распределен по всем биожидкостям организма (132-145 ммоль/л).
Применение соединений натрия:
Основные функции калия:
Применение соединений калия
IIA группа, в отличие от IA группы, характеризуется резко отличными химическими свойствами входящих в нее элементов. Так, бериллий по своим химическим свойствам напоминает алюминий, магний похож на литий («диагональное сходство»), а кальций, стронций и барий образуют тесную родственную группу, внутри которой физические и химические свойства систематически изменяются с увеличением радиусов атомов и ионов.
Реакция с водой.
Поверхность Be и Mg покрыта инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде.
Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:
2. Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды, барий – пероксид:
2Mg + O2 = 2MgO
Ba + O2 = BaO2
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl2 = BeCl2(галогениды)
3Mg + N2 = Mg3N2(нитриды)
Ca + H2 = CaH2(гидриды)
Ca + 2C = CaC2(карбиды)
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Mg + H2SO4(разб.) = MgSO4 + H2
Свойства оксидов
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO и MgO), кислотными оксидами и кислотами
SrO + H2O = Sr(OH)2
3CaO + P2O5 =Ca3(PO4)2
BeO + 2HNO3 =Be(NO3)2 + H2O
Свойства гидроксидов
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
CaO + H2O = Ca(OH)2
Химические свойства
Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов; растворимость гидроксидов уменьшается, а основность R(OH)2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH)2 – амфотерный гидроксид; Mg(OH)2 – слабое основание; остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
Химические свойства
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + SO2 = CaSO3 + H2O
2) Реакции с кислотами:
Mg(OH)2 + 2CH3COOH = (CH3COO)2Mg + 2H2O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH)2 + K2SO4 = BaSO4+ 2KOH
Проявления амфотерности бериллия:
Be + H2SO4 = BeSO4 + H2
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2
2) Оксид и гидроксид бериллия реагируют с кислотами и щелочами:
BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O
t0
Be(OH)2 + 2NaOH → Na2BeO2 + 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH(р-р) = Na2[Be(OH)4]
Оксид бериллия представляет собой белое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. При нагревании взаимодействует с кислотами и щелочами (проявляет амфотерные свойства):
BeO + 2HCl + 3H2O = [Be(H2O)4]Cl2.
BeO + 2KOH + H2O = K2[Be(OH)4].
Все соединения бериллия очень ядовиты для организма человека.
Ион бериллия подавляет активность многих ферментов, активируемых ионом магния в результате замещения ионов магния в его комплексах, содержащих фосфатные группы. Например, бериллий ингибирует АТФ-синтетазу
Вторая причина токсичности бериллия – отложение в легких в виде нерастворимых соединений – «бериллиоз».
Лечение отравления бериллием – назначение солей магния и кортикостероидов.
Хорошо растворимыми солями элементов IIA группы являются нитраты, галогениды и гидрокарбонаты.
Магний – макроэлемент (0,027%), физико-химический. Концентрируется в дентине зубов, костной ткани, поджелудочной железе, мышцах, сердце.
Основные биологические функции:
Соединения магния, используемые в медицине:
Кальций – макроэлемент (2%), пластический.
Основной орган – костная и зубная ткань; также содержится во всех внеклеточных жидкостях.
Соединения кальция, используемые в медицине:
Стронций – токсический элемент.
Избыток стронция вытесняет кальций из костной ткани и вызывает стронциевый рахит (Уровское эндемическое заболевание).
90Sr (радиоактивен) вызывает поражение костного мозга и лейкемию.
89Sr применяют для диагностики и лечения остеосарком.
Барий – токсический элемент.
Токсичны все растворимые соединения бария. Барий оказывает нейротоксическое, кардиотоксическое и гемотоксическое действие.
Барий вытесняет калий из клеток, возникает заболевание «па-пинг».
В медицине используется суспензия сульфата бария как рентгеноконтрастное вещество для рентгенографии ЖКТ.
Водород – особый элемент, размещение его в Периодической таблице условно
Химические свойства
Взаимодействие со щелочными и щeлочноземельными металлами
При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:
2Na + H2 → 2NaH
Ca + H2 → CaH2
Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)
Оксиды восстанавливаются до металлов:
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
Гидрирование органических соединений
При каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений (например, алкены и алкины), образуются насыщенные соединения — алканы.
Биологическая роль водорода
Водород входит во все биоорганические соединения и воду и поэтому содержится во всех органах и тканях организма.
Химические свойства и биологическая роль p-элементов. Пломбировочные и слепочные материалы.
P-элементами являются элементы, имеющие валентные электроны на р-орбиталях. К ним относятся элементы IIIA-VIIIA групп периодической системы. Общая формула р-элементов: ns2np1-6. Наибольшее биологическое значение имеют углерод, азот, фосфор, кислород, сера и галогены.
Галогены - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.
Основные характеристики галогенов:
|
Символ элемента |
F |
Cl |
Br |
I |
|
Строение внешнего слоя |
2s22p5 |
3s23p5 |
4s24p5 |
5s25p5 |
|
Степени окисления |
-1 |
-1, +1, +3, |
-1, +1, +4, |
-1, +1, +3, |
|
Агрегатное состояние |
Бледно-желтый газ |
Зелено-желтый газ |
Бурая жидкость |
Темно-фиолетовые кристаллы |
Для галогенов Тплав и Ткип , плотность и радиус атома увеличиваются по группе, а Энергия ионизации, Электроотрицательность, Энергия сродства к электрону и Химическая активность – уменьшаются.
Все молекулы галогенов состоят из двух атомов (F2, Cl2, Br2, I2). В природе встречаются в виде солей (галогенидов).
Все галогены проявляют окислительные свойства
Cl2 + H2 2HCl
Для хлора, брома и йода также характерны реакции диспропорционирования в щелочной среде:
Также для всех галогенов, кроме фтора, возможны реакции восстановления
Br2 + Cl2 = 2BrCl
Галогеноводороды – HHal – бесцветные газообразные вещества. Проявляют кислотные и восстановительные свойства. В ряду HF HCl HBr HI кислотные и восстановительные свойства увеличиваются, а устойчивость соединений – уменьшается.
Оксокислоты галогенов
|
Степень окисления |
Хлор |
Бром |
Йод |
Названия кислот |
Названия солей |
|
+1 |
HClO |
HBrO |
HIO |
Хлорноватистая |
Гипохлорит |
|
+3 |
HClO2 |
- |
- |
Хлористая |
Хлорит |
|
+5 |
HClO3 |
HBrO3 |
HIO3 |
Хлорноватая |
Хлорат |
|
+7 |
HClO4 |
HBrO4 |
H5IO6 |
Хлорная |
Перхлорат |
В ряду HClO HClO2 HClO3 HClO4 увеличивается устойчивость и сила кислот, но уменьшается окислительная способность.
Элементами VIA группы являются кислород и халькогены: сера, селен, теллур, полоний.
|
Символ элемента |
O |
S |
Se |
Te |
|
Строение внешнего слоя |
2s22p4 |
3s23p4 |
4s24p4 |
5s25p4 |
|
Степени окисления |
-2, -1, +1/2 |
-2, +1, +2,+3, |
-2, +2, +4, |
-2, +4, +6 |
|
Агрегатное состояние |
Бесцветный газ |
Желтая твердая |
Серый кристалл |
Серый кристалл |
Для халькогенов Тплав и Ткип, плотность, радиус атома и металлические свойства увеличиваются по группе, а энергия ионизации, электроотрицательность, энергия сродства к электрону и химическая активность – уменьшаются.
О, S – типичные неметаллы, Se, Te – переходные, Po – типичный металл.
Кислород – бесцветный газ, без запаха; жидкий – голубого цвета. Молекулы двухатомны.
С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме F) кислород - окислитель.
С неметаллами
C + O2 = CO2; 2H2 + O2 = 2H2O
С металлами
2Mg + O2 = 2MgO; 4Ag + O2 –t°= 2Ag2O
Со сложными веществами
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2; CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Озон – бесцветный газ с резким запахом. Жидкий – темно-синий. Молекулы трехатомны.
Озон очень активен. Проявляет только окислительные свойства:
1. 2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2. PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2
3. 2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2
4. 5O3 + 2KOH → 2KO3 + 5O2 + H2O
Обесцвечивает красящие вещества, поглощает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы.
Пероксид (перекись) водорода – Н2О2 – бесцветная жидкость, едкая, без запаха. 30% р-р – «пергидроль». Легко разлагается при хранении, на свету, при нагревании, под действием катализатора: 2Н2О2 = 2Н2О + О2
Пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность:
С сильными восстановителями Н2О2 – окислитель
H2O2 + 2KI = I2 + 2KOH
С сильными окислителями Н2О2 – восстановитель
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O
В медицине применяется 3%-раствор Н2О2 в качестве антисептика.
Сера представляет собой твердое вещество желтого цвета. Может быть кристаллической: S8 (ромбической или моноклинной) или аморфной (Sn). Не смачивается водой.
Окислительные свойства серы:
С металлами: S + Fe = FeS
С неметаллами: H2 + S = H2S
Восстановительные свойства серы:
С кислородом: S + O2 = SO2
Диспропорционирование в щелочной среде:
S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Для серы наиболее характерны степени окисления -2, +4, +6. В ряду S-2 - S+4 - S+6 увеличиваются кислотные и окислительные свойства и уменьшаются восстановительные.
Кислотные свойства соединений серы:
H2S – очень слабая кислота: Na2S + 2CO2 + 2H2O = 2NaHCO3 + H2S
H2SO3 – кислота средней силы, неустойчивая: Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2
H2SO4 – сильная кислота: 3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 3CaSO4 + 2H3PO4
Окислительно-восстановительные свойства соединений серы:
S-2 проявляет только восстановительные свойства:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
S+4 проявляет двойственные свойства:
окислительные: SO2 + 4HI = 2H2O + S¯ + 2I2
восстановительные: K2SO3 + H2O2 = K2SO4 + H2O
S+6 проявляет только окислительные свойства:
2H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Наиболее важным соединением серы является серная кислота.
Серная кислота реагирует
1. С металлами
разбавленная: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
концентрированная: 5H2SO4 + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O (пассивирует Fe, Al, Cr)
2. С неметаллами (конц.): C + H2SO4 = CO2 + SO2 + H2O
3. С оксидами и гидроксидами металлов: H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
4. Проявляет водоотнимающие свойства («обугливание»):
Тиосульфат натрия получают растворением серы в сульфите натрия:
S + Na2SO3 = Na2S2O3
Тиосульфат натрия применяют при отравлении тяжелыми металлами и цианидами:
Na2S2O3 + Pb(NO3)2 + H2O = PbS¯ + Na2SO4 + 2HNO3
Na2S2O3 + KCN = KSCN + Na2SO3
Элементами VA группы являются азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
|
Символ элемента |
N |
P |
As |
Sb |
Bi |
|
Строение внешнего слоя |
2s22p3 |
3s23p3 |
4s24p3 |
5s25p3 |
6s26p3 |
|
Степени окисления |
-3, -2, -1, -1/3, +1, +2, +3, +4, +5 |
-3,+1,+3, +4, +5 |
-3, +3, +5 |
+3, +5 |
+3, +5 |
|
Агрегатное состояние |
Бесцветный газ |
Белый, красный тверд |
Серый твердый |
Серый твердый |
Металл твердый |
Для элементов V группы Тплав и Ткип, плотность, радиус атома и металлические свойства увеличиваются по группе, а энергия ионизации, электроотрицательность, энергия сродства к электрону – уменьшаются.
N, P – типичные неметаллы, As, Sb – переходные, Bi – типичный металл.
Свойства соединений азота.
Для соединений азота с ростом степени окисления увеличиваются кислотные и окислительные свойства и уменьшаются основные и восстановительные.
Молекула азота (:NN:) очень устойчива (три ковалентные связи, 1s + 2p), поэтому обладает низкой реакционной способностью.
Восстановительные свойства
Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)
N2 + O2 2NO
Окислительные свойства
1. c водородом (500°С, кат, p) N2 + 3H2 2NHЗ
2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)
6Li + N2 = 2LiЗN; 3Mg + N2 MgЗN2
N2O – оксид азота (I) - оксонитрид азота (V), в соединении один атом имеет степень окисления -3, другой +5. Под названием «закись азота» или "веселящий газ» используют в медицине как средство ингаляционного наркоза.
1) Разлагается с выделением кислорода: 2N2O 2N2 + O2 поддерживает горение и дыхание.
2) Проявляет окислительные свойства: N2O + H2 N2 + Н2O
3) Несолеобразующий.
Свойства азотистой кислоты и нитритов
HNO2 - Азотистая кислота. Существует только в разбавленных водных растворах.
1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:
HNO2 + NaOH = NaNO2 + H2O
2. Разлагается при нагревании:
3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O
3. Проявляет окислительные и восстановительные свойства
окислительные: 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O
восстановительные: HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl
Свойства азотной кислоты
HNO3 - Азотная кислота. Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде. Ее получают по следующей схеме:
Азотная кислота очень сильная. Реагирует:
с основными оксидами CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
с основаниями HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2
Сильный окислитель
1. Разлагается на свету и при нагревании 4HNO3 2H2O + 4NO2 + O2
2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция").
3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород: металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ
|
|
HNO3 |
|
||
|
|
|
|||
|
концентрированная |
разбавленная |
|||
|
|
|
|
|
|
|
Fe, Al, Cr, Au, Pt |
с тяжелыми металлами NO2 |
со щелочными и щел.зем. металламиN2O |
с тяжелыми металлами NO |
со щелочными и щел.зем. металлами, а также Zn и Fe NH3 (NH4NO3) |
4. Реакции азотной кислоты с неметаллами:
S + 6HNO3(конц) H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
B + 3HNO3 H3BO3 + 3NO2
3P + 5HNO3 + 2H2O 5NO + 3H3PO4
РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ
1) Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов: 2NaNO3 2NaNO2 + O2
2) Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов: 2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2
3) Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:
Hg(NO3)2 Hg + 2NO2 + O2
4) Нитрат аммония разлагается до N2O: NH4NO3 N2O + 2H2O
Фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций:
Белый, Р4, очень активен, ядовит, светится в темноте
Красный, Р8, не ядовит, устойчив, не светится
Черный, Pn, устойчив, похож на графит
Химические свойства фосфора
1. Реакции с кислородом:
(при избытке кислорода) 4P + 5O2 2P2O5
(при недостатке кислорода): 4P + 3O2 2P2O3
2. С галогенами и серой: 2P + 3Cl2(нед) = 2PCl3; 2P + 5Cl2(изб) = 2PCl5; 2P + 5S P2S5
(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например: PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
3. С окислителями проявляет восстановительные свойства:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
4. С металлами проявляет окислительные свойства 2P + 3Mg Mg3P2
(фосфиды легко разлагаются водой Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3 (фосфин)
5. Со щелочью - диспропорционирование: 4P + 3NaOH + 3H2O PH3 + 3NaH2PO2
Кислотно-основные свойства соединений фосфора
Р-3: Фосфин проявляет очень слабые основные свойства: PH3 + HClO4 = PH4ClO4
Р+1: Фосфорноватистая кислота – одноосновная кислота средней силы:
H3PO2 + KOH = KH2PO2 + H2O
Р+3: Фосфористая кислота – двухосновная кислота средней силы:
H3PO3 + 2KOH = K2HPO3 + 2H2O
Р+5: Ортофосфорная кислота – трехосновная кислота средней силы:
H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O
Фосфор также образует ряд полифосфорных кислот как линейного (полифосфаты), так и циклического (циклометафосфаты) строения.
ОВ-свойства соединений фосфора
Р-3: Фосфин проявляет сильные восстановительные свойства: PH3 + 2O2 = H3PO4 (самовоспламеняется на воздухе).
Р+1: H3PO2 проявляет восстановительные свойства:
H3PO2 + 2AgNO3 + H2O = H3PO3 + 2Ag¯ + 2HNO3
При нагревании – диспропорционирует: 2H3PO2 = PH3 + H3PO4
Р+3: H3PO3 проявляет восстановительные свойства:
H3PO3 + HgCl2 + H2O = H3PO4 + Hg¯ + 2HCl
При нагревании – диспропорционирует: 4H3PO3 PH3 + 3H3PO4
Р+5: Ортофосфаты – очень слабые окислители:
Элементами IVA группы являются углерод, кремний, германий, олово, свинец.
|
Символ элемента |
C |
Si |
Ge |
Sn |
Pb |
|
Строение внешнего слоя |
2s22p2 |
3s23p2 |
4s24p2 |
5s25p2 |
6s26p2 |
|
Степени окисления |
-4, +2, +4 для неорг. соед. |
-4, +4 |
+2, +4 |
+2, +4 |
+2, +4 |
|
Агрегатное состояние |
Твердый черный (гр.) |
Серый твердый |
Серый металл |
Белое металлическое |
Металл |
Для элементов IV группы плотность, радиус атома и металлические свойства увеличиваются по группе, а Тплав и Ткип, энергия ионизации, электроотрицательность, энергия сродства к электрону – уменьшаются.
C, Si – типичные неметаллы, Ge – переходный, Sn, Pb – типичные металлы.
Химические свойства углерода.
Углерод химически инертен. При высоких температурах проявляет восстановительные и окислительные свойства:
Восстановительные
1) с кислородом C + O2(избыток) CO2; 2C + O2(недостаток) 2CO
2) со фтором С + 2F2 CF4
3) с водяным паром C + H2O СO + H2
4) с оксидами металлов C + 2CuO 2Cu + CO2
5) с кислотами – окислителями:
C + 2H2SO4(конц.) = СO2 + 2SO2 + 2H2O
С + 4HNO3(конц.) = СO2 + 4NO2 + 2H2O
Окислительные:
6) с некоторыми металлами образует карбиды 4Al + 3C Al4C3 Ca + 2C CaC2
7) с водородом C + 2H2 CH4
Свойства угарного газа.
При обычных условиях CO инертен (СºО – тройная связь); при нагревании – восстановитель (1-3); несолеобразующий оксид (4); за счет неподеленной пары легко образует комплексы (5).
1) с кислородом 2CO + O2 = 2CO2
2) с оксидами металлов CO + CuO = Сu + CO2
3) с хлором (на свету) CO + Cl2 COCl2 (фосген)
4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH HCOONa (формиат натрия)
5) с переходными металлами образует карбонилы: Ni + 4CO Ni(CO)4
Свойства углекислого газа и карбонатов
1. Получение
С + О2= СО2
CaCO3 + 2HCl = CO2 + CaCl2 + H2O
2. Плохо растворяется в воде, хорошо в растворах щелочей
CO2+ H2O H2CO3 (неустойчива)
CO2+ 2NaOH = Na2CO3+ H2O
Угольная кислота – двухосновна: H2CO3H+ + HCO3–2H+ + CO32–
3. Окислитель при высокой температуре: 2Mg + CO2 = 2MgO + C
4. Гидрокарбонаты: HCO3– хорошо растворимы, карбонаты CO32– – плохо. При нагревании разлагаются.
Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O
СаСО3 СаО + СО2
Химические свойства цианидов
Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными: :C=O: [:C=N:]–
1. Цианиды легко образуют комплексные соединения:
2Au + 4KCN + H2O + 0,5O2 = 2K[Au(CN)2] + 2KOH
2. При кипячении растворов цианидов с серой образуются роданиды: KCN + S = KSCN
3. При нагревании некоторых цианидов получается дициан: Hg(CN)2 = Hg + (CN)2
4. Растворы цианидов окисляются до цианатов: 2KCN + O2 = 2KOCN
Цианиды проявляют токсические свойства за счет блокирования ферментов – цитохромоксидаз – и, таким образом, блокирования передачи электронов, поэтому кислород перестает усваиваться тканями. Противоядиями являются глюкоза и тиосульфат натрия.
Стоматологические пломбировочные материалы:
Композитные – представляют собой пломбировочный материал, состоящий из органической матрицы (синтетической смолы) и неорганического наполнителя – мелкодисперсного кварцевого порошка. Для восстановления жевательных зубов, где основным требованием является прочность, используют крупные частицы кварца. Для восстановления «передних» зубов, необходимо чтобы блеск пломбы соответствовал блеску естественного зуба, используют очень мелкие частица кварца.
Композитные материалы бывают химического и светового отверждения.
Композиты химического отверждения обладают невысокими эстетическими качествами, но достаточно прочны и необходимо успеть «поставить» пломбу, пока материал не затвердел. Композиты светового отверждения удобны в применении, обладают достаточно высокими эстетическими показателями
Слепочные материалы неэластичные и эластичные.
Неэластичные включают в себя:
Эластичные материалы:
Основные достоинства силиконовых: минимальная усадка, высокая точность в отражении рельефа тканей протезного ложа, высокая механическая прочность, эластичность после вулканизации, отсутствие деформаций, а также удобство при работе с ними.