Общая характеристика р-элементов

Общая электронная формула p-элементов ns 2 np 1 ¸6 , где n – главное квантовое число. Большинство p-элементов относятся к неметаллам. Такие элементы, как Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Sb, Bi, Po условно рассматриваются как металлические, хотя они сохраняют многие свойства неметаллов. Все валентные электроны p-элементов находятся на внешнем уровне, поэтому они относятся к главным подгруппам.

Атомы p-элементов способны проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления. Как правило, атомы p-элементов проявляют переменную валентность, причем, в четных группах она четная, а в нечетных – нечетная.

В периоде, по мере увеличения числа p-электронов на внешнем уровне в атомах элементов, уменьшается радиус атомов, возрастает энергия ионизации и энергия сродства к электрону, т.е. усиливаются окислительные свойства (способность принимать электроны) атома. p-элементы, являясь окислителями, могут проявлять и восстановительные свойства, поэтому большинство p-элементов способны к реакциям диспропорционирования. Например:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

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

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

В пределах подгруппы сверху вниз по мере роста порядкового номера элемента неметаллические свойства p-элементов ослабляются и усиливаются металлические, поэтому наиболее характерная положительная степень окисления уменьшается. Например, характерная степень окисления элементов:

в III периоде Al 3+ , Si 4+ , Р 5+ , S 6+

в VI периоде Tl 1+ , Pb 2+ , Bi 3+ , Po 4+

отсюда можно сделать вывод, что соединения Tl 3+ , Pb 4+ , Bi 5+ – сильные окислители, а соединения Ga 1+ , Ge 2+ , As 3+ – восстановители.

Прочность водородных соединений в главных подгруппах сверху вниз уменьшается вследствие увеличения радиуса атома. Например:

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

Почти все p-элементы – кислотообразователи, причем, устойчивость и сила кислородсодержащих кислот растет по мере увеличения степени окисления p-элемента. Например, сила кислот увеличивается в рядах:

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

Окислительно-восстановительные свойства соединений p-элементов зависят, как правило, от степени окисления их атомов, входящих в состав данных соединений. Соединения, в которых атом p-элемента находится в промежуточной степени окисления, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства (H 2 O 2 , N 2 H 4 , NH 2 OH, HNO 2 , H 3 PO 2 , H 2 SO 3 и т.п.).

p-элементы VII группы (галогены)

План работы по теме :

1. Общая характеристика свойств p-элементов VII группы, нахождение в природе, получение. Физические и химические свойства простых веществ.

2. Соединения в низшей степени окисления: галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и их соли. Получение. Восстановительные свойства.

3. Соединения в положительных степенях окисления: кислородсодержащие кислоты, их получение, устойчивость, сила кислот и окислительно-восстановительные свойства. Соли кислородсодержащих кислот, получение, химические свойства.

Задание 1

1. Почему для галогенов более характерны нечетные валентности, чем четные? Ответ обоснуйте с точки зрения теории строения атома.

2. Как объяснить существование гидрофторидов? Почему хлор, бром и йод не образуют аналогичных соединений? Ответ обоснуйте.

3. С какими веществами взаимодействует йодоводородная кислота: а) Ca; б) P 2 O 3 ; в) NaOH. Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

4. Как следует изменить концентрации реагирующих веществ, чтобы увеличить выход хлора: O 2 + 4HCl 2Cl 2 + 2H 2 O? Ответ обоснуйте на основании принципа Ле-Шателье.

5. Определите окислитель в следующих реакциях: а) I 2 +H 2 O 2 →HIO 3 +H 2 O

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

Расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент окислителя и рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя.

Задание 2

1. Почему молекулы галогенов не могут содержать более двух атомов? Ответ обоснуйте с точки зрения метода валентных связей (МВС).

2. Почему молекулу плавиковой кислоты записывают H 2 F 2 ? Ответ обоснуйте.

3. Сколько σ-связей в молекулах кислородсодержащих кислот хлора? Ответ обоснуйте с точки зрения метода валентных связей (МВС).

4. Можно ли приготовить растворы, содержащие следующие соли: а) NaCl и KNO 3 ; б) NaCl и AgNO 3 ; в) NaCl и AgF. Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

5. Напишите уравнение реакции взаимодействия бромида калия с дихроматом калия при pH < 7. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент восстановителя, рассчитайте его молярную массу.

Задание 4

1. Молекула какого из перечисленных соединений более полярна: а) HF; б) HCl; в) HI; г) HBr? Почему? Ответ обоснуйте с точки зрения метода валентных связей.

2. Какие из перечисленных веществ переводят в растворимое состояние бром: а) H 2 O; б) раствор H 2 SO 4 ; в) раствор NaOH; г) бензол. Ответ обоснуйте.

3. С какими из приведенных веществ будет взаимодействовать соляная кислота: а) Cu; б) P; в) MgO; г) NaOH. Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих химических реакций.

4. Напишите математическое выражение константы химического равновесия для реакции: H 2(г.) + I 2(г.) Û 2HI (г.) . Как следует изменить концентрации реагирующих веществ, чтобы уменьшить выход йодоводорода? Ответ обоснуйте с точки зрения принципа Ле-Шателье.

5. Закончите уравнение следующей окислительно-восстановительной реакции: NaHSO 3 + NaIO 3 +Н 2 О → NaHSO 4 + I 2 + . . . Расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент окислителя и восстановителя, рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.

Задание 5

1. Какой из галогеноводородов в водном растворе имеет наиболее высокую степень диссоциации: а) HF; б) HCl; в) HI; г) HBr. Почему? Ответ обоснуйте.

2. Составьте электронные формулы атома хлора и иона Cl – . Объясните с точки зрения теории строения атома, почему при обычных условиях атом хлора в свободном состоянии не существует, а ион Cl – существует (в водном растворе, в кристаллической решетке)?

3. В каких из перечисленных превращений указан процесс окисления: а) Cl - → Cl 0 ; б) Cl 5+ → Cl; в) I 0 → I 5+ ? Ответ обоснуйте, написав электронные уравнения реакций.

4. Как реагируют между собой следующие вещества: а) Cu и F 2 ; б) Fe и Cl 2 ; в) Ca и Br 2 ; г) Zn и I 2 . Напишите уравнения соответствующих реакций и дайте названия продуктов реакций.

5. Закончите уравнение химической реакции: Na 2 S + NaBrO + H 2 SO 4 → . . . Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент окислителя и восстановителя, рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.

Задание 6

1. Почему фтор никогда не проявляет положительной степени окисления? Ответ обоснуйте.

2. Сколько σ-связей в молекулах кислородсодержащих кислот галогенов в степени окисления +5?

3. В каких из перечисленных превращений указан процесс восстановления: а) I־ → I 0 ; б) Cl 3+ → Cl 5+ ; в) Cl 3+ → Cl־. Ответ обоснуйте, написав электронные уравнения реакций.

4. Какие из приведенных примеров химических реакций отвечают краткому ионному уравнению Ag + + Cl־ = AgCl:

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

5. Закончите уравнение реакции при pH > 7: MnCl 2 + KClO + . . . →

Если известно, что в результате реакции окраска становится зеленой. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Рассчитайте массу хлорида марганца (II), необходимую для реакции с 5 моль эквивалентами KClO в этих условиях.

p-элементы VI группы

План работы по теме:

1.Общая характеристика свойств p-элементов VI группы.

2.Кислород. Аллотропные модификации. Строение молекул кислорода и озона. Оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. Получение и свойства.

3.Вода. Аномалия физических свойств воды. Химические свойства воды. Пероксид водорода, методы получения, строение молекулы, химические свойства (кислотно-основные и окислительно- восстановительные).

4.Сера. Аллотропные модификации, физические и химические свойства простого вещества.

5.Сероводород. Строение молекул, получение, физические и химические свойства. Сероводородная кислота, сульфиды и персульфиды, их свойства, получение и применение. Восстановительные свойства соединений серы в низшей степени окисления.

6.Оксиды, галогениды и оксогалогениды серы. Кислородсодержащие кислоты серы, характеристика кислотных и окислительно-восстановительных свойств кислот и их производных. Серная кислота: получение, строение молекулы, химические свойства. Взаимодействие серной кислоты с металлами. Сульфаты. Политионовые кислоты и их соли. Тиосерная кислота и тиосульфат натрия: получение, строение молекул, химические свойства. Пероксокислоты (надкислоты) серы, пероксосульфаты: получение, строение молекул, свойства.

7.Элементы подгруппы селена. Нахождение в природе. Свойства простых веществ. Сравнительная характеристика соединений элементов подгруппы селена: кислотно-основные, окислительно- восстановительные свойства.

Индивидуальные задания

Задание 1

1. Сколько миллилитров (н.у.) диоксида серы потребуется для реакции с 50 мл 0,1 н раствора едкого кали?

2. В каких из перечисленных превращений указан процесс окисления: а) S +4 → S 2 ־; б) S 2 ־→ S 0 ; в) Se +4 → Se 0 . Ответ обоснуйте, написав электронные уравнения соответствующих реакций.

3. Элементарный селен может быть получен из селеновой кислоты при восстановлении сильными восстановителями. Составьте электронно-ионные и молекулярные уравнения реакции селеновой кислоты с гидразином, который окисляется до азота.

4. Одним из распространенных природных соединений серы является минерал пирит, основным компонентом которого является сульфид FeS 2 , а также содержатся другие примеси. Определите, какой объем оксида серы (IV) можно получить (н.у.) при обжиге 600 г пирита, если массовая доля примесей в нем составляет 20%.

5. Вычислите массовую долю соли в растворе, полученном после полной нейтрализации 40%-ного раствора серной кислоты 15%-ным раствором гидроксида натрия.

Задание 2

1. Какие объемы (н.у.) сероводорода и оксида серы (IV) должны прореагировать друг с другом, чтобы масса образовавшейся серы составила 100 кг?

2. Какова пространственная конфигурация (геометрия) сульфат-иона: а) квадрат; б) четырехугольная пирамида; в) тетраэдр. Почему? Ответ обоснуйте с точки зрения теории строения атома.

3. Почему пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? Составьте электронно-ионные и молекулярные уравнения реакций пероксида водорода: а) с подкисленным серной кислотой раствором перманганата калия; б) с раствором йодида калия.

4. Какую массу раствора с массовой долей серной кислоты 70% можно получить из пирита массой 200 кг, содержащего FeS 2 и посторонние примеси? Массовая доля примесей в пирите составляет 10%, а выход серной кислоты – 80%.

5. Через раствор, содержащий 10 г гидроксида натрия, пропустили 30 г сероводорода. Какая соль образовалась при этом? Определите ее массу.

Задание 3

1. Сколько литров диоксида серы (н.у.) можно получить при взаимодействии 6,5 г меди с концентрированной серной кислотой?

2. Какие соли подвергаются гидролизу в водном растворе: а) K 2 SO 4 ; б) Al 2 (SO 4) 3 ; в) Al 2 S 3 ; г) K 2 S. Ответ обоснуйте, написав молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

3. Чему равна степень окисления кислорода в соединениях: O 2 ; O 3 ; Na 2 O; H 2 O 2 ; KO 2 ; KO 3 ? Пероксид натрия поглощает аммиак, максимально его окисляя. Составьте молекулярное и электронные уравнения реакции.

4. Массовая доля озона в смеси с кислородом составляет 10%. Рассчитайте массу водорода, который необходим для реакции с 8 г такой смеси. Учтите, что при взаимодействии водорода с обеими аллотропическими модификациями кислорода образуется вода.

5. Рассчитайте массу раствора серной кислоты с массовой долей H 2 SO 4 96%, которую можно получить из пирита массой 3,6 кг.

Задание 4

1. Сколько 10%-го (по массе) раствора серной кислоты потребуется для получения 33,6 л водорода (н.у.) при взаимодействии ее с цинком?

2. Какие соли подвергаются гидролизу в водном растворе: а) Na 2 SO 4 ; б) Na 2 S 2 O 3 ; в) Na 2 S; г) Na 2 SO 3 . Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций и определите pH среды.

3. Какие свойства пероксида водорода выражены сильнее: окислительные или восстановительные? Ответ мотивируйте значениями соответствующих потенциалов. Пероксид натрия поглощает сероводород, максимально его окисляя. Составьте молекулярное и электронно-ионные уравнения этой реакции.

4. Какой объем воздуха и какую массу воды надо взять для превращения оксида серы (IV) объемом 10 л (нормальные условия) в серную кислоту? Объемная доля кислорода в воздухе составляет 20,95%.

5. В каком случае будет получено больше кислорода: при разложении 5 г перманганата калия или при разложении 5 г хлората калия? Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций и проведя необходимые расчеты.

Задание 5

1. Определите массу SeO 2 , при гидратации которой получается 3 моля соответствующей кислоты.

2. Какие соединения могут проявлять окислительные свойства: а) H 2 S; б) H 2 SO 3 ; в) H 2 SO 4(разб) ; г) H 2 SO 4(конц) ? Почему? Ответ обоснуйте с точки зрения теории ОВР.

3. Элементарный теллур может быть получен из H 6 TeO 6 при восстановлении сильными восстановителями. Составьте электронные и молекулярное уравнения реакции ортотеллуровой кислоты с оксидом серы (IV).

4. Из перманганата калия массой 7,9 г был получен кислород, который прореагировал с магнием. Какая масса оксида магния будет при этом получена?

5. Исходя из строения атома кислорода, укажите его валентные возможности. Какие степени окисления проявляет кислород в соединениях? Ответ обоснуйте, приведя соответствующие примеры.

Задание 6

1. Сколько молей селенита натрия необходимо для реакции с 33,6 л хлора (н.у.) согласно уравнению: Na 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 O → . . . ?

2. Какие соединения могут проявлять восстановительные свойства: а) H 2 S; б) H 2 SO 3 ; в) H 2 SO 4(разб) ; г) H 2 SO 4(конц) . Почему? Ответ обоснуйте с точки зрения теории ОВР.

3. Составьте электронные формулы атомов серы и селена. Являются ли они полными электронными аналогами? Ответ обоснуйте с точки зрения теории строения атома.

4. Перечислите лабораторные и промышленные способы получения кислорода, приведите уравнения соответствующих реакций. Назовите важнейшие области практического применения кислорода.

5. Как и почему меняются кислотные свойства в ряду: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te?

p-элементы V группы

План работы по теме:

1. Общая характеристика свойств р-элементов V группы, нахождение в природе, получение. Физические и химические свойства простых веществ.

2. Азот. Получение, свойства и применение азота в технике. Аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотистоводородная кислота. Их получе­ние, свойства, применение. Жидкий аммиак как ионизирующий раст­воритель. Аммиак как лиганд. Нитриды металлов. Соли аммония, по­лучение, свойства.

3. Оксиды азота. Получение, строение молекул, свойства. Кислородсо­держащие кислоты азота, свойства. Соли этих кислот, поведение в растворе и при нагревании, в окислительно-восстановительных ре­акциях. Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами. Царская водка.

4. Фосфор, получение, свойства, применение. Фосфиды и фосфины. Фосфорноватистая кислота и гипофосфиты. Фосфористый ангидрид и фос­фористая кислота. Фосфорный ангидрид и фосфорные кислоты. Галогениды, оксогалогениды.

5. Подгруппа мышьяка. Структура и свойства простых веществ. Соеди­нения с водородом и с металлами. Оксиды, сульфиды, галогениды и оксогалогениды элементов – As, Sb, Bi. Тиокислоты и их соли. Кислот­но-основные свойства гидроксидов и окислительно-восстановительные свойства соединений мышьяка, сурьмы и висмута в различных степенях окисления. Применение.

Задание 1

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы азота, указав: а) электронные конфигурации; б) валентные возможности; в) наиболее характерные степени окисления.

2. Какова масса нитрита калия, которую можно окислить в присутствии серной кислоты 30 мл 0,09 Н раствора перманганата калия?

3. Какая масса аммиака потребуется для получения азотной кислоты массой 12,6 т, учитывая, что потери в производстве со­ставляют 5 %.

4. Методом электронного баланса подберите коэффициенты в схемах следующих окислительно-восстановительных реакций:

a) Ca + N 2 → Cа 3 N 2

б) Р 4 + О 2 → Р 4 О 6

в) NO 2 + О 2 + Н 2 О → HNO 3

5. Вычислите рН 0,1 н раствора нитрита натрия и степень гидролиза соли в данном растворе.

Задание 2

1. Напишите уравнения химических реакций, которые необходимо про­вести для осуществления следующих превращений:

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

2. Какой объем 0,05 н раствора перманганата калия потребуется для окисления 20 мл раствора арсенита натрия, содержащего 0,02 г NaAsO 2 ?

3. Закончите уравнение реакции: Cu 2 S+HNO 3(конц.) → …. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса.

4. Опишите электронное строение NH 3 , NH 4 + , НNО 3 с точки зрения метода валентных связей. Какова степень окисления азота в каждом из этих соединений?

5. Определите массу азота, который при температуре 20 °С и давлении 1,4 ∙ 10 5 Па занимает объем 10 л.

Задание 3

1. Приведите примеры соединений азота, в молекулах которых имеются связи, образованные по донорно-акцепторному механизму.

2. Какой объем 0,25 н раствора перманганата калия потребуется для окисления в кислой среде 0,05 л 0,2 М раствора нитрита натрия.

4. Опишите электронное строение молекулы N 2 с позиций метода ВС. Какие химические свойства проявляет азот как простое вещество?

5. Напишите уравнения реакций, которые необходимо про­вести для осуществления следующих превращений:

Сa 3 (РО 4) 2 → Р→ Р 4 O 10 → Н 3 РО 4 → СаНРО 4 ∙ 2Н 2 О.

Задание 4

1. Смесь сульфидов As 2 S 3 , Sb 2 S 3 , Bi 2 S 3 обработана раствором сульфида натрия. Какой сульфид остался не­растворенным? Ответ обоснуйте, написав уравнения реакций растворе­ния сульфидов.

2. Сколько молей газообразных продуктов получается при разложении 10 молей нитрата никеля (II)?

3. Какие соединения азота получают путем не­посредственного связывания (фиксации) атмосферного азота? Напишите уравнения реакции их получения и укажите ус­ловия проведения реакций.

4. Какой объем аммиака (условия нормальные) можно получить, подействовав двумя литрами 0,5 н раствора щелочи на соль аммония?

5. Какая масса оксида фосфора (V) образуется при полном сгорании фосфина РН 3 , полученного из фосфида кальция Са 3 Р 2 массой 18,2 г?

Задание 5

1. Приведите примеры характерных для аммиака реакций присоединения, замещения водорода и окисления. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Вычислите объем (н.у.) диоксида азота, необходимого для реакции с 50 мл 0,1 н раствора едкого калия?

3. Какая масса хлорида аммония образуется при взаимо­действии хлороводорода массой 7,3 г с аммиаком массой 5,1 г? Какой газ останется в избытке? Определите массу избытка.

4. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса в уравнении: Са 3 (РО 4) 2 + SiO 2 + C → CaSiO 3 + P + CO. Определите молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя.

5. Предложите способ, с помощью которого можно отделить друг от друга малорастворимые Sb(OH) 3 и Bi(OH) 3 ? Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций

Задание 6

1. Сколько тонн цианамида кальция можно получить из 3600 м 3 азота (20 °С, нормальное атмосфер­ное давление) при взаимодействии его с карбидом кальция, если потери азота составляют 40 %?

2. Напишите уравнение реакции взаимодействия висмута с концентрированной азотной кислотой. Расставьте коэффициенты в уравнении методом ионно-электронного баланса. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента восстановителя и окислителя.

3. Какие продукты получаются при прокаливании нитратов: натрия, кальция, меди, свинца, ртути и серебра? Напишите уравнения соответствующих реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

4. Нитрат аммония может разлагаться двумя пу­тями: 1) NH 4 NO 3(к) =N 2 O (г) + 2Н 2 О (г) ; 2) NH 4 NO 3(к.) = N 2(г) + ½О 2(г) + 2Н 2 О (г) . Какая из приведенных реакций наиболее вероятна и какая более экзотермична при 25 °С? Ответ подтвер­дите расчетом ∆G° 298 и ∆Н° 298 . Как изменится вероят­ность протекания этих реакций при повышении темпе­ратуры?

5. От каких факторов зависит состав продуктов восста­новления азотной кислоты? Ответ обоснуйте, приведя уравнения соответствующих реакций.

p-элементы IV группы

План работы по теме :

1. Общая характеристика р-элементов IV группы, нахождение в природе, получение. Физические и химические свойства простых веществ.

2. Углерод: природные соединения, получение, применение, физические свойства, химические свойства. Аллотропные модификации углерода. Оксид углерода (II) и карбиды металлов. Оксид углерода (IV). Угольная кислота, карбонаты, тиокарбонаты.

3. Соединения углерода с неметаллами: дициан, сероуглерод; родановодородная кислота и роданиды.

4. Кремний: природные соединения, получение, применение, физические и химические свойства. Кислородные соединения кремния. Кремневая кислота, силикаты.

5. Элементы подгруппа германия: природные соединения, получение, применение, физические свойства, химические свойства. Кислородные соединения элементов подгруппы германия: кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Задание 1

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства элемента кремния. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Чем можно объяснить окислительные свойства оксида свинца (IV)? Закончите уравнение реакции: PbO 2 + HCl → … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите массу соли и объем газа (н.у.), которые получаются в результате реакции 0,2 моль PbO 2 с соляной кислотой.

3. Составьте уравнения реакций получения хлорида и нитрида кремния и укажите условия их протекания. Почему галогениды кремния «дымят» во влажном воздухе? Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

4. Какой объем ацетилена (условия нормальные) можно получить взаимодействием воды с 0,80 кг СаС 2 .

5. Докажите амфотерный характер Sn(OH) 2 . Приведите уравнения соответствующих реакций.

Задание 2

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства элемента углерода. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Не проводя расчета, определите реакцию среды (рН = 7, рН < 7, рН > 7) водного раствора силиката натрия. Ответ обоснуйте, приведя уравнения соответствующих реакций.

3. При сжигании 3,00 г антрацита получилось 5,30 л СО 2 , измеренного при н.у. Рассчитайте, сколько процентов углерода (по массе) содержит антрацит.

4. Закончите уравнение реакции: C +HNO 3(конц.) CO 2 +… Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент и молярную массу эквивалента восстановителя и окислителя.

5. Сколько граммов NaCl можно получить из 265 г Na 2 CO 3 .

Задание 3

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства элементов подгруппы германия. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. К какому классу соединений относятся Pb 2 O 3 и Pb 3 O 4 (сурик)? Приведите их графические формулы. Составьте уравнение реакции взаимодействия сурика с раствором иодида калия в сернокислой среде.

3. Сколько граммов CaCO 3 выпадает в осадок, если к 400 мл 0,5 н раствора CaCl 2 прибавить избыток раствора соды.

4. Учитывая значения констант диссоциации циановодородной и угольной кислот: 5*10 -10 , 4*10 -7 , соответственно, рассмотрите, как влияет углекислый газ воздуха на водные растворы щелочных цианидов. Почему цианиды нужно хранить в плотно закрытых сосудах?

5. Какими кислотно-основными свойствами обладают оксид и гидроксид свинца (II)? Ответ обоснуйте, приведя уравнения соответствующих реакций.

Задание 4

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства оксида углерода (IV) и угольной кислоты. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Почему германий не взаимодействует с разбавленной серной кислотой, тогда как в концентрированной кислоте он растворяется? Составьте уравнение реакции взаимодействия германия с концентрированной серной кислотой. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса.

3. При пропускании водяного пара над раскаленным углем получается водяной газ, состоящий из равных объемов СО и Н 2 . Какой объем водяного газа (условия нормальные) может быть получен из 3,0 кг угля.

4. Какие превращения претерпевают цианиды натрия и калия при долгом хранении их водных растворов? Напишите уравнения соответствующих реакций.

5. В какой цвет будет окрашен лакмус в водных растворах KCN, Na 2 CO 3 .Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

Задание 5

1. Охарактеризуйте физические и химические свойства оксида кремния (IV) и кремневой кислоты. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Чем отличаются взаимодействия германия и свинца с концентрированной азотной кислотой? Почему? Напишите уравнения соответствующих реакций. Коэффициенты в уравнениях расставьте методом электронно-ионного баланса.

3. Карбонат кальция разлагается при нагревании на СаО и СО 2 . Какая масса природного известняка, содержащего 90% (масс.) СаСО 3 , потребуется для получения 7,0 т негашеной извести.

4. Закончите уравнение реакции: PbS + HNO 3(конц.) PbSO 4 +NO 2 + …. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент окислителя и восстановителя.

5. Определите pH 0,02 н раствора соды Na 2 CO 3 , учитывая только первую ступень гидролиза.

Задание 6

1. Приведите электронные формулы олова в степени окисления (+2) и (+4). Какие свойства (окислительные или восстановительные) могут проявлять соединения олова в этих степенях окисления? Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

2. При растворении 0,5 г известняка в соляной кислоте получено 75 мл углекислого газа (н.у.). Вычислите процентное содержание карбоната кальция в известняке.

3. Вычислите потерю в весе (в процентах), происходящую при прокаливании гидрокарбоната натрия.

4. Сравните степень гидролиза соли и pH среды в 0,1 М и 0,001 М растворах цианида калия. Ответ обоснуйте, проведя соответствующие вычисления.

5. Закончите уравнение реакции: SnCl 2 + HgCl 2 Hg 2 Cl 2 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронного баланса. Определите эквивалент, рассчитайте молярную массу окислителя и восстановителя.

Общая характеристика d-элементов

К d-элементам относятся элементы, в атомах которых происходит заполнение d-подуровня предвнешнего энергетического уровня. Их называют также переходными, расположены в периодической системе в больших периодах в побочных подгруппах всех групп между s- и p-элементами. Общая электронная формула валентных электронов атомов d-элементов (n-1)d 1-10 ns 2 , где n-главное квантовое число, т.е. валентные электроны находятся на разных энергетических уровнях, поэтому d-элементы расположены в побочных подгруппах.

На внешнем уровне у d-элементов находятся 1-2 электрона (n s-состояние), остальные валентные электроны расположены на (n-1)d подуровне (предвнешний слой). Такое строение электронных оболочек атомов d-элементов определяет ряд их общих свойств:

1. Все d-элементы являются металлами, которые отличаются высокой твердостью, тугоплавкостью, значительной электрической проводимостью.

2. Для каждой декады d-элементов наиболее устойчивы электронные конфигурации: d 0 ,d 5 ,d 10 .

: (так, Sc, Y, Lа, в отличие от других d-элементов проявляют постоянную степень окисления +3) (n-1)d 1 ns 2

: (Mn, Fe, Re) – (n-1)d 5 ns 2

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

: (Zn, Cd, Hg) – (n-1)d 10 ns 2

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

3. Повышенная стабильность незаполненных, наполовину и полностью заполненных d-оболочек определяет наиболее характерные степени окисления этих элементов и устойчивость их соединений. Так, соединения Fe 3+ (d 5), Zn 2+ (d 10) устойчивы, а соединения Cr 2+ и Mn 3+ , имеющие конфигурацию d 4 , нестабильны.

4. При образовании соединений используются s-электроны и часть или все d-электроны. Причем, вначале в образовании связей принимают участие s-электроны, а потом – d-электроны. Исключение составляют элементы подгруппы Zn, в атомах которых нет неспаренных d-электронов – [(n-1)d 10 ns 2 ] и Pd – (4d 10 5s 0), у атома которого в невозбужденном состоянии нет внешних s-электронов. В связи с этим, особенностями d-элементов являются:

– большой набор валентных состояний;

– широкие пределы изменения окислительно-восстановительных и кислотно-основных свойств их соединений.

5. В каждой подгруппе свойства первых элементов (элементы IV периода) заметно отличаются от свойств остальных элементов. Сходство элементов V и VI периодов обусловлено лантаноидным сжатием.

6. В отличие от р-элементов, d-элементы не проявляют отрицательные степени окисления. Они не образуют газообразных соединений с водородом. Если у р-элементов в группе сверху вниз уменьшается тенденция к проявлению высшей степени окисления, то у d-элементов такая тенденция, наоборот, усиливается. Повышение устойчивости высших степеней окисления обусловлено тем, что все валентные электроны в тяжелых атомах находятся на большом расстоянии от ядра и более эффективно экранированы от него. Так, для d-элементов VI группы Mo и W характерна степень окисления +6, Cr же устойчив в соединениях, где его степень окисления +3. Следствием этого является уменьшение окислительной способности соединений в высшей степени окисления d-элементов в группе сверху вниз.

увеличивается устойчивость,

наблюдается ослабление окислительных свойств.

Так, например, оксид Mn (VII) неустойчив и разлагается со взрывом: 2Mn 2 O 7 =4MnO 2 +3O 2 ,

тогда как соответствующие оксиды технеция и рения ­­­­­­­­­­­­­­­­­– устойчивые кристаллические вещества. По этой же причине Mn и Re по-разному взаимодействуют с азотной кислотой:

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

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

7. Кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов зависят от их степени окисления: с повышением степени окисления химические свойства гидроксидов изменяются от основных через амфотерные к кислотным. Например:

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

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

основной амфотерный кислотный

МnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7

основной амфотерный кислотный

8. В группе сверху вниз кислотные свойства гидроксидов, при проявлении элементами одинаковой степени окисления, падают. Например: H 2 MnO 4 -H 2 ТсO 4 -H 2 ReO 4

ослабление кислотных свойств

9. Для d-элементов характерно образование разнообразных координационных соединений (особенно, 4d- и 5d-элементы). Большинство соединений d-элементов окрашены.

10. d-элементы являются хорошими катализаторами и используются во многих каталитических процессах.

d-элементы VI, VII, VIII групп

План работы по теме :

1. d-элементы VIII группы. Семейство железа: природные соединения, получение, применение, физические свойства, химические свойства.

2. Кислородные соединения элементов подгруппы железа: кислотно – основные и окислительно-восстановительные свойства.

3. Комплексные соединения элементов подгруппы железа.

4. d-элементы подгруппы хрома: природные соединения, получение, применение, физические свойства, химические свойства.

5. Кислородные соединения элементов подгруппы хрома: кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

6. d-элементы подгруппы марганца: природные соединения, получение, применение, физические свойства, химические свойства.

7. Кислородные соединения элементов подгруппы марганца: кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

Задание 1

1. Охарактеризуйте физические свойства элементов семейства железа.

2. Определите, какую массу диоксида свинца можно восстановить 0,15 л 0,2 н раствора хромита калия в щелочной среде.

3. Определите, какой объем займет тетракарбонилникель, образующийся в соответствии с уравнением химической реакции: Ni (тв) + 4CO (г) = (г) , если в реакцию вступило 23,48 кг никеля, а производственные потери составили 10%?

4. Закончите уравнение химической реакции: KМnO 4 + HBr = Br 2 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент и молярную массу окислителя и восстановителя.

5. Какими двумя способами можно получить хлорид никеля (II), исходя из металлического никеля? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Задание 2

1. Охарактеризуйте химические свойства элементов семейства железа, сравните их химическую активность. Приведите уравнения соответствующих реакций.

2. На сплав меди и никеля массой 1,5 г подействовали избытком раствора соляной кислоты. При этом собрали газ объемом 114 мл (н.у.). Вычислите массовую долю металлов в смеси.

3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования гидроксида никеля (II) и растворения его в азотной кислоте.

4. Закончите уравнение химической реакции: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 +HCl = O 2 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса.

5. Напишите уравнения реакций получения гидроксида кобальта (II) и его окисления кислородом воздуха.

Задание 3

1. d-элементы семейства железа: природные соединения, получение, применение.

2. Как из хлорида железа (II) можно получить хлорида железа (III), и наоборот? Составьте уравнения соответствующих реакций.

3. Наиболее распространенной рудой, из которой получается хром, является хромистый железняк FeCr 2 O 4 . Вычислите, сколько процентов примесей содержится в руде, если из 1 т ее при выплавке получилось 240 кг феррохрома (сплав железа с хромом), содержащего 65 % хрома.

4. Закончите уравнение химической реакции: KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 = Br 2 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент и молярную массу окислителя и восстановителя.

5. В природных водах железо присутствует главным образом в виде гидрокарбоната, который под действием воды и кислорода воздуха постепенно превращается в гидрооксид железа (III). Составьте уравнение этой реакции, укажите, какой элемент отдает электроны и какой их присоединяет. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса

Задание 4

1. Кислородные соединения железа: охарактеризуйте их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

2. Какой объем хлора (н.у.) выделится при взаимодействии 1 моля дихромата калия с избытком соляной кислоты?

3. Укажите характерные валентные состояния атома Ni. Какие из них являются устойчивыми? Напишите формулы оксидов и гидроксидов никеля. Дайте краткую характеристику кислотно-основных свойств этих соединений. Приведите уравнения соответствующих реакций.

4. На свету пентакарбонилжелезо разлагается в соответствии с уравнением реакции: 2=+CO. Рассчитайте, какое количество вещества разложилось, если при этом образовалось 5,6 л оксида углерода (II) (н.у.).

5. Закончите уравнение химической реакции: PbO 2 + MnSO 4 + HNO 3 = PbSO 4 + Pb(NO 3) 2 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса.

Задание 5

1. Охарактеризуйте отношение элементов семейства железа к воз­духу, воде, кислотам. Как изменяется химическая активность элементов в ряду: Fe → Co → Ni? Почему? Приведите уравнения соответствующих реакций.

2. Напишите уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Co 2 O 3 → Co → Co(NO 3) 2 ®Co(OH) 2 → Co(OH) 3 → CoCl 2 → CoCl 3 .

3. Укажите характерные валентные состояния атома Fe. Какие из них являются устойчивыми? Напишите формулы оксидов и гидроксидов железа. Дайте краткую характеристику кислотно-основных свойств этих соединений. Приведите уравнения соответствующих реакций.

4. Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей H 2 SO 4 20% (p=1,143 г/мл) нужно взять для растворения железа, массовая доля примесей в котором 12,5 %?

5. Закончите уравнение химической реакции: K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса.

Определите эквивалент и молярную массу окислителя и восстановителя.

Задание 6

1. d-элементы подгруппы хрома: природные соединения, получение, применение.

2. Железные опилки массой 16,8 г сожгли в атмосфере хлора. Полученный продукт растворили в 400 мл воды. Определите массовую долю (%) растворенного вещества в полученном растворе.

3. Напишите уравнения химических реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: NiO → Ni → Ni(NO 3) 2 → Ni(NO 3) 3 → NiCl 2 .

4. Укажите характерные валентные состояния атома Co. Какие из них являются устойчивыми? Напишите формулы оксидов и гидроксидов кобальта. Дайте краткую характеристику кислотно-основных свойств этих соединений. Приведите уравнения соответствующих реакций.

5. Закончите уравнение химической реакции: Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + … Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент и молярную массу окислителя и восстановителя.

Общая характеристика s-элементов

К s-элементам относятся элементы главной подгруппы I и II групп (IА и IIА – подгрупп) периодической системы. Общая электронная формула валентного слоя s-элементов ns 1-2 , где n – главное квантовое число.

Элементы IА – подгруппы Li, Na, K, Rb, Cs, и Fr – называют щелочными металлами, а у элементов IIА –подгруппы – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – последние четыре элемента называют щелочноземельными металлами.

Атомы щелочных металлов для образования химических связей имеют всего один электрон, находящийся на ns – атомной орбитали (АО). Сравнительно небольшое значение энергии ионизации уменьшается от Li (I = 520 кДж/моль) к Cs (I = 342 кДж/моль), что облегчает отрыв электрона с АО. Поэтому атомы щелочных металлов в различных химических реакциях легко превращаются в однозарядные катионы с устойчивой восьмиэлектронной (n-1)s 2 (n-1)p 6 конфигурацией соответствующего благородного газа. Например: K(4s 1) – e = К + ().

Таким образом, в своих многочисленных ионных соединениях щелочные металлы имеют только одну степень окисления (+1).

Элементы IIА – подгруппы содержат на внешнем энергетическом уровне уже два электрона, способных перед образованием ионных химических связей к разъединению с переходом одного из них на nр АО: ns 2 → ns 1 np 1 . Степень окисления элементов IIА – подгруппы в их различных соединениях равна (+2).

Бериллий по своим физико-химическим свойствам резко выделяется среди IIА – подгруппы. У атомов этого элемента наиболее высокое среди всех s-элементов значение первой энергии ионизации (I=901 кДж/моль) и наибольшее различие в ns и np-АО. Поэтому бериллий с другими элементами образует преимущественно ковалентные химические связи, которые рассматриваются обычно с позиции метода валентных связей. Атомные орбитали бериллия подвергаются sp-гибридизации, отвечающей образованию линейных молекул BeCl 2 , BeI 2 и др. Для бериллия (+II) характерна склонность к образованию комплексных соединений:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Оксиды и гидроксиды s-элементов имеют основные свойства. Среди всех s-элементов только Be, его оксид и гидроксид проявляют амфотерные свойства.

Химическое поведение Li и Mg, а также Be и Al в силу диагональной периодичности во многом аналогично.

Щелочные металлы с кислородом образуют не только оксиды Me 2 [O], но и соединения типа Me 2 – пероксиды; Me – надпероксиды; Me – озониды. Степень окисления кислорода в этих соединениях соответственно равна –1; –1/2; –1/3.

Известны пероксиды щелочноземельных металлов. Из них наибольшее практическое значение имеет пероксид бария BaO 2 .

Представляют также интерес соединения s-элементов с водородом – гидриды, в которых водород имеет степень окисления –1.

План работы по теме :

1. Общая характеристика s-элементов I и II групп периодической системы Д.И. Менделеева.

2. Свойства простых веществ.

3. Нахождение в природе и получение простых веществ.

4. Важнейшие соединения s-элементов: оксиды, пероксиды, гидроксиды, соли.

Задание 1

1. Какие химические свойства щелочных металлов характеризуют их как наиболее типичные металлы? Ответ обоснуйте, приведя уравнения соответствующих реакций.

2. При 25 0 С растворимость NaCl равна 36,0 г в 100 г воды. Найти массовую долю NaCl в насыщенном растворе.

3. Определите процентное содержание примесей в техническом карбиде кальция, если при полном разложении 1,8 кг образца водой образовалось 560 л ацетилена (н.у.).

4. Какие s-элементы II группы являются полными электронными аналогами? Почему?

5. Какое количество гидроксида кальция следует прибавить к 162 г 5%-ного раствора гидрокарбоната кальция для получения средней соли?

Задание 2

1. Охарактеризуйте свойства оксидов s-элементов I группы. Приведите способы их получения. Напишите уравнения соответствующих реакций.

− дигидрофосфатом натрия и едким кали;

− карбонатом кальция и хлороводородной кислотой;

− гидроксидом олова (II) и едким натром.

3. Напишите уравнения химических реакций, в результате которых можно осуществить следующие превращения: Be → BeCl 2 → Be(OH) 2 → Na 2 → BeSO 4 .

4. Закончите уравнение следующей химической реакции: BaO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + NaOH → …. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Рассчитайте эквивалент окислителя. Приведите названия исходных веществ и продуктов реакции в соответствии с международной номенклатурой.

5. Плотность 26 %-ного раствора КОН равна 1,24 г/мл. Сколько молей эквивалента КОН находится в 5 л раствора?

Задание 3

1. Охарактеризуйте свойства оксидов s-элементов II группы. Приведите способы их получения. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Какие вещества образуются при горении кальция на воздухе? Почему при смачивании полученного продукта водой выделяется значительное количество теплоты и ощущается запах аммиака. Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

3. Какой объем SO 2 (при н.у.) можно получить при действии на раствор сульфита калия 0,085 Н раствора серной кислоты объемом 0,05 л?

4. Определите тип химической связи между атомами в молекуле СаCl 2 . Какова геометрическая форма молекулы? Полярны ли связи в молекуле, полярна ли молекула?

5. Почему щелочные металлы не могут применяться для восстановления растворенных в воде веществ? Ответ обоснуйте.

Задание 4

1. Охарактеризуйте свойства гидроксидов s-элементов I группы. Приведите способы их получения. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Почему раствор хлорита натрия имеет нейтральную среду, а раствор гипохлорита натрия – щелочную? Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

3. Для приготовления 5%-ного раствора MgSO 4 взято 400 г MgSO 4 *7Н 2 О. Найдите массу полученного раствора.

4. Какой объем 0,25 н H 2 SO 4 можно нейтрализовать прибавлением 0,6 л 0,15 н Ca(OH) 2 ? Ответ обоснуйте, проведя соответствующие расчеты.

5. 25 г питьевой соды прокалили, остаток растворили в 200 г воды. Вычислите массовую долю соли в растворе.

Задание 5

1. Охарактеризуйте свойства гидроксидов s-элементов II группы. Приведите способы их получения. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций, протекающих в растворах между следующими веществами:

Гидрофосфатом калия и едким натром;

Гидрокарбонатом кальция и оксидом углерода (IV);

Гидроксидом свинца (II) и едким кали.

3. На какой реакции основано получение гидридов щелочных металлов? Составьте уравнения реакций гидролиза гидрида натрия и электролиза расплава гидрида лития.

4. Для растворения 4 г оксида двухвалентного элемента потребовалось 25г 29,2%-ной соляной кислоты. Определите, оксид какого элемента был взят?

5. Как можно получить гидрид и нитрид бария? Напишите уравнения реакций взаимодействия этих соединений с водой.

Задание 6

1. Оксид и пероксид натрия. Получение, физические и химические свойства. Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. Почему магний хорошо растворяется в воде, содержащей соли аммония? Ответ обоснуйте, написав уравнения соответствующих реакций.

3. Один из промышленных методов получения калия состоит во взаимодействии расплавленного KOH с жидким натрием (440˚С): Na + KOH → NaOH + K. Докажите, что приведенная реакция возможна.

4. Сколько граммов CaCO 3 выпадает в осадок, если к 400 мл 0,5 н раствора CaCl 2 прибавить избыток раствора соды?

5. Закончите уравнение следующей химической реакции: BaO 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → … . Расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса. Рассчитайте молярную массу эквивалента окислителя. Приведите названия исходных веществ и продуктов реакции в соответствии с международной номенклатурой.

р - ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

1. Общая характеристика р-элементов (р-блок).

Кр-блоку относят 30 элементовIIIА-VIIIА-групп периодической системы. р-Элементы входят во второй и третий малые периоды, а также в четвертый - шестой большие периоды. У элементов IIIА-группы появляется первый электрон на р-орбитали. В других группах IVА-VIIIА происходит последовательное заполнение р-подуровня до 6 электронов (отсюда название р-элементы).

Строение внешних электронных оболочек атомов элементов р-блока (общая формула п s 2 np a , где а = 1-6).

Впериодах слева направо атомные и ионные радиусы р-элементов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону в целом возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность элементных веществ и неметаллические свойства усиливаются.

В группах радиусы атомов и однотипных ионов, в общем, увеличиваются. Энергия ионизации при переходе от 2р-элементов к 6р-элементам уменьшается, так как по мере возрастания числа электронных оболочек усиливается экранирование заряда ядер электронами, предшествующими внешним электронам.

С увеличением порядкового номера р-элемента в группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

На свойства р-элементов и их соединений оказывает влияние как появление новых подуровней на внешней электронной оболочке, так и заполнение подуровней внутренних электронных оболочек. р-Элементы второго периода - В, С, N, О, F - резко отличаются от элементов нижеследуюших периодов Так, начиная с р-элементов третьего периода, появляется низколежащий свободный d-подуровень, на который могут переводить электроны с р-подуровня при возбуждении атомов Полностью заполненный 3d-полуронень у d-элементов четвертого периода - Gа, Gе, Аs, Sе, Вr - обусловливает отличие их свойств от элементов третьего периода Максимальное заполнение 4f-подуровня в шестом периоде аналогично сказывается на различии свойств р-элементов шестого и пятого периода.

Вдоль периода у р-элементов падает способность к образованию положительно заряженных ионов с зарядом, отвечающим номеру группы. Наоборот, способность к образованию отрицательных ионов с зарядом, равным разности (8 - № группы), возрастает при движении вдоль периода.

р
-Элементы образуют двухатомные молекулы Э 2 , различающиеся по устойчивости. Наиболее устойчивы молекулы Э 2 элементов второго периода - N 2 , О 2 и F 2 . При переходе от IIIА- к IVА- и VА-группам устойчивость молекул возрастает, а затем при переходе к VIIIА-группе понижается. В группах при движении вниз прочность связи Э-Э уменьшается.

р-Элементы второго периода - азот, кислород и фтор - обладают ярко выраженной способностью участвовать в образовании водородных связей. Элементы третьего и последующих периодов эту способность теряют.

Сходство р-элементов второго периода с р-элементами последующих периодов заключается в основном только в строении внешних электронных оболочек и тех валентных состояний, которые возникают за счет неспаренных электронов в невозбужденных атомах. Бор, углерод и особенно азот сильно отличаются от остальных элементов своих групп (наличие d- и f-подуровней).

При переходе от р-элементов второго периода к р-элементам третьего и последующих периодов сохраняются все типы связей, характерные для элементов второго периода, и появляются новые типы химической связи. В этом направлении увеличивается склонность элементов образовывать комплексные соединения и повышаются координационные числа.

Т
ак, если р-элементы второго периода имеют в соединениях координационные числа 2, 3, 4, то р-элементы последующих периодов могут иметь координационные числа 5, 6, 7, 8 и даже 12.

При переходе вниз по группе устойчивость максимальной положительной степени окисления у р-элементов уменьшается и возрастает устойчивость низших степеней окисления. Так, например, для углерода устойчивая степень окисления +4, а для свинца +2, для алюминия +3, а для таллия +1.

Физические свойства простых веществ р-элементов сильно различаются. Одни вещества - кислород, азот (газы) - кипят и плавятся при очень низких температурах, другие - бор, углерод - при очень высоких. По группам и периодам физические свойства изменяются немонотонно, и не всегда характер изме­нений легко связать со строением электронных оболочек атомов, типом химической связи, координационным числом атома.

Таким образом, у p-элементов различия в свойствах соседних элементов как внутри группы, так и по периоду выражены значительно сильнее, чем у s-элементов.

Все р-элементы и в особенности р-элементы второго и третьего периодов (С, N. Р, О, S, Si, Сl) образуют многочисленные соединения между собой и с s-, d- и f-элементами. Большинство известных на Земле соединений - это соединения р-элементов.

Таким образом, изучение р-элементов особенно важно для медиков, так как пять из них - С, N. Р, О и S - являются органогенами и составляют основу живых систем, а ряд других - Р, Сl, I - незаменимые микроэлементы.

Большинство известных на Земле соединений – это соединения р-элементов, пять из них (C, N, P, O, S) являются органогенными, то есть входят в состав любой клетки. Р-элементы находятся в главных подгруппах с III по VIII группы. Валентные электроны находятся на внешнем р-подуровне, общая электронная формула внешнего уровня отвечает составу ns 2 np a , где а = 1 - 6. Р-элементы проявляют положительную степень окисления, равную номеру группы. В характере промежуточных степеней окисления проявляется «правило четности» - элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а элементы четных групп – четные. Отрицательные степени окисления проявляются у элементов, начиная с 4 А подгруппы.

В периодах слева направо атомные радиусы р-элементов уменьшаются, величина энергии ионизации возрастает, что приводит к нарастанию неметаллических и окислительных свойств р-элементов. В подгруппах в направлении сверху вниз возрастают металлические свойства и устойчивость низших степеней окисления.

Селен, фтор, бром и йод являются микроэлементами и находятся в организме в виде ионов со степенью окисления – 2 для селена и -1 для галогенидов. Ион Cl - является макроэлементом. Р-элементы в низшей положительной степени окисления проявляют токсическое действие, в то время как в высшей являются микроэлементами.

В пособии представлена краткая характеристика биологического действия важнейших Р-элементов.

Азот – основной компонент воздуха: его объемная доля составляет 78,2%. Простейшими соединениями азота являются аммиак и соли аммония, образующиеся в результате катаболизма, а также при разложении растений и животных организмов. Ионы аммония не могут проникать через клеточные мембраны, молекулы же аммиака легко преодолевают мембранные барьеры и быстро воздействуют на головной мозг, что и использовалось ранее в медицинской практике при обмороках. Аммиак - токсичный газ, способный поражать при вдыхании слизистые дыхательных путей, вызывать одышку и воспаление легких.

Оксид азота (II) NO может образовываться в атмосфере под действием грозовых разрядов по уравнению:

N 2 + O 2 ¾® 2NO

В конце 1980-х годов было установлено, что NO синтезируется эндотелиальными клетками с помощью фермента NO-синтазы из аминокислоты аргинина. Время жизни NO не превышает секунды, но нормальное функционирование кровеносных сосудов без его участия невозможно. Это соединение обеспечивает расслабление гладких мышц сосудов, регулирует работу сердца, иммунной системы, участвует в передаче нервных импульсов, сексуальном возбуждении. Предполагают, что NO играет важную роль в обучении и запоминании. В 1988 году за открытие свойств NO была присуждена Нобелевская премия (Фурчготт, Игнарро, Мурад).

Оксид азота (IV) NO 2 – сильный окислитель. Он образуется из оксида азота (ΙΙ) по уравнению 2NO + O 2 ¾® 2NO 2 .

Оксид азота NO 2 , выделяющийся в больших количествах при сгорании топлива на электростанциях, может являться причиной кислотных дождей. Кислотные дожди приводят к уменьшению рН озёр и гибели рыбы, влияют на структуру почв, что является причиной гибели сельскохозяйственных культур и деревьев.

При вдыхании оксидов азота в легких образуется азотная и азотистая кислоты, вызывающие раздражение, изъязвления легких, а при длительном вдыхании - опухоли. Реакции взаимодействия оксидов азота с водой приведены ниже

2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2

N 2 O 3 + H 2 O → 2HNO 2

N 2 O 4 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3

Нитриты (NO 2 -), использующиеся в качестве консервантов мясопродуктов,образуют азотистую кислоту HO-N=O, котораянитрозирует аминогруппы белков с образованиемнитрозоаминов по реакции:

R 2 N-H + HO-N=O ® R 2 N-N=O + H 2 O.

Нитрозоамины придают мясным и колбасным изделиям розово-красный цвет. В высоких концентрациях нитрозоамины проявляют токсическое действие, могут стать причиной рака мочевого пузыря. Нитриты могут окислять катион Fe +2 (гемоглобин) до катиона Fe +3 (метгемоглобин):

HbFe 2+ + NO 2 - ® HbFe +3 + NO

В этом - одна из причин токсического действия нитритов.

Нитраты (NO 3 -), присутствующие в продуктах питания, попадая в организм, легко восстанавливаются до токсичных нитритов. Высокое содержание нитратов в воде может приводить к раку желудка (при пониженной кислотности), служить причиной детской смертности.В медицине соединения азота применяют в качестве наркотических (закись азота), мочегонных (хлорид аммония), антиангиальных (нитроглицерин), противоопухолиевых (эмбихин), радиозащитных (меркамин) средств. Метиламин, диметиламин, диэтиламин и др. алифатические амины используются в синтезе лекарственных препаратов..

Фосфор является органогеном, общая массовая доля этого макроэлемента в организме человека составляет 0.95%. Фосфор содержится в костной ткани, почках, мышцах, печени, крови, молоке, волосах, ногтях и зубах. Фосфаты в живых организмах служат структурными компонентами скелета. Остаток фосфорной кислоты входит в структуру фосфолипидов клеточных мембран, нуклеиновых кислот, сложных углеводов. Полифосфаты (три- и дифосфаты) участвуют в аккумуляции энергии в виде макроэргических связей (например, АТФ, креатинфосфат). В организме человека присутствует около 30 г АТФ, Энергия гидролиза АТФ является главной энергетической валютой, обеспечивающей круговорот энергии в клетке.

Фосфолипиды, формируют бислойную структуру биологических мембран. Фосфор в виде фосфолипидов преимущественно концентрируется в головном мозге (12%), в печени (5%), молоке (2-3%) и сыворотке крови (0.6%). Однако, основное количество фосфора – 600 г – содержится в косной ткани, что составляет 85% от массы всего фосфора, находящегося в организме человека. В твердых тканях зубов, фосфор находится в виде гидроксил-, хлор-, фторапатитов общей формулы Ca 5 (PO 4) 3 X, где Х = ОН, Cl, F соответственно. Основным минеральным компонентом костной ткани является гидроксифосфат кальция Ca 5 (PO 4) 3 OH, называемый гидроксиапатитом. Обмен фосфора в организме тесно связан с обменом кальция, но эта связь антагонична. При увеличении содержания кальция в крови наблюдается уменьшение содержания фосфатов, прежде всего неорганических.

Фосфор поступает в организм с пищевыми продуктами – молоком, мясом, рыбой, хлебом, овощами, яйцами и др. Суточная потребность в фосфоре 0,8-1,2 г, избыток фосфатов способствует потерям марганца и кальция, что приводит к остеопорозу.

В медицине множество соединений фосфора используется в виде лекарственных препаратов для лечения заболеваний сердца, печени, желудка. Фосфаты цинка используются в качестве пломбировочных материалов в стоматологии.

Кислород относится к органогенам. В организме взрослого человека массой 70 кг содержится примерно 43 кг кислорода. Вместе с водородом кислород образует молекулу воды, содержание которой в организме взрослого человека в среднем составляет около 55 – 65 %.

Кислород входит в состав белков, нуклеиновых кислот и других жизненно необходимых компонентов организма. Кислород необходим для дыхания. Экзотермическая реакция окисления биомолекул (жиров, белков, углеводов, аминокислот) служит источником энергии для организма. С участием кислорода (О 2) осуществляются фагоцитарные (защитные) функции организма, а также процессы дыхания. Основное количество кислорода поступает в организм через легкие, проникает в кровь и при участии гемоглобина доставляется во все органы и ткани. Кислород поступает в организм через легкие, проникает в кровь, связывается с гемоглобином и образует легко диссоциирующее соединение – оксигемоглобин, а затем из крови поступает во все органы и ткани. Практически весь кислород метаболизируется до углекислого газа и воды и выводится из организма через легкие и почки.

Молекулярный кислород (О 2) обычно не вступает в прямые неферментативные химические реакции с органическими соединениями. Реакция с участием О 2 в живой клетке чаще всего происходит в активном центре ферментов оксидаз или оксигеназ. В ходе этих реакций образуются промежуточные продукты восстановления О 2 , которые в реакционном центре ферментов подвергаются превращениям до углекислого газа и воды. С участием ряда ферментов (ксантиноксидазы), гемоглобина в организме генерируются промежуточные продукты восстановления кислорода, так называемые активные формы кислорода (АФК), обладающие высокой реакционной способностью.

К ним относят супероксидные анион-радикалы (О 2), пероксид водорода (Н 2 О 2), гидроксильные радикалы (ОН), а также молекулы кислорода в синглентном состоянии (О 2 * ). (Основное состояние молекул кислорода – триплетное, для которого характерно нахождение двух неспаренных электронов с одинаковым спином на различных π * орбиталях). Образование АФК протекает по схеме:

1. одноэлектронное восстановление О 2 , приводит к образованию супероксидного анион-радикала (О 2 ), который является родоначальником других АФК:

О 2 + е → О 2

Указанная реакция протекает, в частности, при окислении гемоглобина, при этом к кислороду переносится электрон, освободившийся в реакции

Fe 2+ - e → Fe 3+

2. супероксид анион-радикал, вступает в реакцию дисмутации, регулируемую ферментом супероксиддисмутазой (СОД), в результате образуется пероксид водорода (Н 2 О 2):

О 2 + О 2 + 2 Н + → Н 2 О 2 + О 2

3. Образование гидроксильного радикала (ОН ) происходит при взаимодействии пероксида водорода с супероксидным анион-радикалом или ионами металлов переменной валентности:

Н 2 О 2 + О 2 → НО + ОН ─ + О 2

Н 2 О 2 + Fe +2 → НО + ОН ─ + Fe +3 (реакция Фентона)

Реакция Фентона отражает токсическое действие пероксида водорода на гемоглобин, поскольку происходит окисление катиона Fe +2 до катиона Fe +3 , усугубляемое образованием гидроксильного радикала;

4. Синглентный кислород (О 2 *) образуется при возбуждении молекулы кислорода в триплетном состоянии под действием кванта света (hυ). В результате происходит электронная перестройка молекулы, при которой электроны с противоположно направленными спинами располагаются на одной или на разных π * орбиталях:

Также возможно образование О 2 * по реакции между суперокид-анион радикалом и гидроксильным радикалом:

О 2 + НО → О 2 * + ОН ─

АФК играют важную роль в жизнедеятельности организма. Например, супероксид аниона-радикал участвует в активации фагоцитирующих клеток (нейтрофилов, макрофагов, моноцитов, эозинофилов), необходимых для уничтожения инородных микроорганизмов, опухолевых клеток. АФК участвуют в процессах апоптоза (самопроизвольной гибели клеток, органов или организма в целом).

Процессы образования АФК в норме протекают в организме и регулируются ферментами антиоксидантной защиты (супероксиддисмутазой, каталазой, глутатионпероксидазой, глутатионтрансферазой).

каталаза

2 H 2 O 2 Н 2 О + О 2

супероксиддисмутаза

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

глутатионпеоксидаза

R-SH + H 2 O 2 2 Н 2 О + R-S-S-R

R-S-S-R + 2Н + +2е 2 R-SH

Избыточное количество АФК ведет к развитию ряда патологических состояний, в основе которых лежат окислительные превращения липидов биологических мембран, повреждения структуры нуклеиновых кислот, белков и их надмолекулярных комплексов. Эти превращения, условно в общем виде представляются схемой:

RH + OH ∙ → R ∙ + H 2 O

R ∙ + O 2 → RO 2 ∙

RH + RO 2 ∙ → ROOH + R ∙

Усиление свободнорадикальных процессов окисления приводит к нарушению целостности биологических мембран и гибели клеток, вызывает изменения в структуре белков, снижение активности ферментов, является причиной мутаций.

В медицине для лечения гипоксических состояний, сердечно-сосудистых заболеваний, отравлений цианидами и угарным газом применяют молекулярный кислород. Дозированное воздействие кислорода осуществляют при повышенном давлении (гипербарическая оксигенация), в результате чего улучшается гемодинамика и кислородное обеспечение тканей. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов используют кислородную пену (кислородный коктейль). Подкожное введение кислорода (озона) показано при трофических язвах, гангрене. Озонирование питьевой воды используется для ее очистки и обеззараживания.

Углерод - важнейший органоген. Общее содержание углерода около 21 % (15 кг на 70 кг общей массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Физиологическая роль углерода определяется тем, что этот элемент входит в состав всех органических соединений и принимает участие во всех биохимических процессах в организме. Окисление биомолекул под действием кислорода приводит к образованию воды и углекислого газа (СО 2), который является стимулятором дыхательного центра, играет важную роль в регуляции дыхания и кровообращения.

В свободном виде углерод не токсичен, но многие его соединения обладают значительной токсичностью: СО (угарный газ), четыреххлористый углерод ССI 4 , сероуглерод CS 2 , соли цианистой кислоты HCN, бензол С 6 Н 6, фосген СОСI 2 , и ряд других. Углекислый газ в концентрации свыше 10% вызывает ацидоз (снижение рН крови), одышку и паралич дыхательного центра. В фармации и медицине широко используются различные соединения углерода – производные угольной кислоты и карбоновых кислот, полимеры и др. Карболен (активированный уголь) применяется для адсорбции газов и выведения из организма различных токсинов, графит в виде мазей используется для лечения кожных заболеваний. В медико – биологических исследованиях используются продукты, меченные 14 С.

Сера относится к макроэлементам, органогенам. Сера участвует в образовании соединений в степени окисления –2. В виде сульгидрильных - SH - групп или дисульфидных связей - S - S- сера входит в состав белков, аминокислот (цистеин, цистин, метионин), гормонов (инсулин), ферментов (кофермент А), витаминов (В 1), керотина (волосы, кости, нервная ткань). Третичная структура белка содержит дисульфидные мостики между цистииновыми остатками аминокислот. Обратимый переход тиоловых групп в дисульфидные связи защищает организм от радиационных поражений и действия сильных окислителей:

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

R-S – H R-S – H S-R 1

Pb 2+ → Pb 2+

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

В результате фермент теряет активность и нарушается протекание биохимических реакций. В процессе метаболизма соединений серы образуется эндогенная серная кислота, которая участвует в обезвреживании ядовитых соединений (фенола, индола), вырабатываемых в кишечнике микроорганизмами. Серная кислота связывает многие ксенобиотики в относительно безвредные вещества (коньюгаты), выводимые с мочой.

Токсичными соединениями серы являются H 2 S сероводород, SО 2 сернистый газ. H 2 S сероводород содержится в сернистых минеральных водах, которые в виде ванн используются для лечения ряда заболеваний. Это бесцветный газ с неприятным запахом. Образуется при гниении растительных и животных остатков под действием микроорганизмов.

SО 2 - сернистый газ, имеет удушливый запах. Ядовит. Действует как раздражитель слизистой оболочки дыхательных путей. Примерно одна треть оксида серы (IV) поступает в атмосферу за счёт микробиологического окисления органических веществ, его источником являются действующие вулканы. Около 70% SO 2 образуется в результате сжигания нефтепродуктов и сернистых руд. Под действием солнечного света и катализаторов (V 2 O 5) оксид серы SО 2 превращается в SO 3:

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

Hастворяясь в атмосферной влаге SO 3 образует серную кислоту, которая образует кислотные дожди, приводящие к гибели лесов, закислению почвы.

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

Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 применяют в медицинской практике как противотоксическое, противовоспалительное средство при отравлениях соединениями ртути, свинца, солями синильной кислоты. Тиосульфат натрия и осажденная сера применяются при лечении чесотки.

Сульфаты многих металлов применяют в качестве лекарственных средств: Na 2 SO 4 ´10H 2 O – как слабительноe, MgSO 4 ´7H 2 O – как слабительное и желчегонное средство, CuSO 4 ´5H 2 O и ZnSO 4 ´7H 2 O как антисептические, вяжущие, рвотные средства. ВаSO 4 используют в качестве контрастного вещества при рентгенологическом исследовании пищевода и желудка. Сера осажденная используется при лечении чесотки.

В организм сера поступает с пищей. Наиболее богаты соединениями серы яйца, мясо, творог, гречневая крупа, отруби, хлеб грубого помола.

Хлор в организме человека содержится в количестве 100 г (0,15%) преимущественно в виде хлорид-иона. Хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании определенного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Суточная потребность в хлориде натрия составляет 1 г NaCl необходим для выработки хлороводородной (соляной кисло­ты) в желудке, играющей важную роль в процессе пищеварения, уничтожающей различные болезнетворные бактерии (холеры, тифа).

Жизненно необходимые хлорид - ионы не обладают токсическим действием, в то время как элементный хлор - высокотоксичный газ.

В последние годы установлено образование в организме ряда активных форм галогенов (АФГ) – галоген-содержащих соединений, обладающих повышенной реакционной способностью и образующихся в живом организме или поступающих в него в результате контакта человека с окружающей средой.

Активные формы галогенов (АФГ) – это галоген-содержащие соединения, обладающие повышенной реакционной способностью и образующиеся в живом организме или поступающие в него в результате контакта человека с окружающей средой. Различают экзогенные (привнесенные) и эндогенные (образующиеся в организме) АФГ. К экзогенным источникам активных форм галогенов относят пестициды, фармпрепараты, анестетики, сточные воды, выхлопные газы автомобилей и самолетов, промышленные яды. Активные формы галогенов образуются в организме с участием ферментов пероксидаз, в частности миелопероксидазы, а также Н 2 О 2 -редуктазы преимущественно в нейтрофилах. Из хлорид и бромид-ионов образуются хлорноватистая НОCl и бромноватистая НОВr кислоты (первичные АФГ), которые могут стать источниками образования активного хлора и брома, а также продуктов галогенирования важнейших биомолекул: аминокислот, липидов, нуклеиновых кислот, холестерина (вторичные АФГ) (см. схему).

Cl 2 + H 2 O → H + + Сlˉ + HOCl

Активные формы галогенов в небольших количествах необходимы для уничтожения и обезвреживании микроорганизмов, при их избыточном уровне они могут служить источниками активных свободных радикалов, оказывающих повреждающее действие на структуры организма.

В случаях, когда появление или образование АФГ превосходит способность организма удалять или нейтрализовывать эти соединения могут развиваться многочисленные патологии, включая атеросклероз, инфаркты, инсульты, васкулиты, болезнь Альцгеймера, респираторная, почечная дисфункция, ревматоидный артрит, сепсис и др.

Селен является микроэлементом, в основном концентрируется в печени и почках. Концентрация селена в крови составляет 0,001 - 0,004 ммоль/л.

В живых организмах несомненна связь селена с серой. При больших дозах селен в первую очередь накапливается в ногтях и волосах, основу которых составляют серосодержащие аминокислоты. Очевидно, селен как аналог серы замещает ее в различных соединениях:

R- S- S- R ¾® R- Se-Se- R

Установлено, что недостаток селена ведет к уменьшению концентрации фермента глутатионпероксидазы, что, в свою очередь, приводит к окислению липидов и серосодержащих аминокислот.

Проведенные в последние годы исследования показали, что селен в комплексе с какой-либо кислотой входит в состав активных центров нескольких ферментов: формиатдегидрогеназы, глутатионредуктазы и глутатионпероксидазы, глутатионтрансферазы. В частности, в активном центре глутатионпероксидазы содержится остаток необычной аминокислоты селеноцистеина: НOОC-CH(NH 2)-CH 2 -Se-H. Этот фермент вместе с белком глутатионом защищает клетки от разрушающего действия органических пероксидов ROOH и водородпероксида H 2 O 2 . Возможно, что водородселенидная группа - SeH селеноцистеина обладает какими-то преимуществами по сравнению с водородсульфидной группой -SH в механизме действия этого и других селенсодержащих ферментов.

Хорошо известна способность селена предохранять организм от отравления солями ртути Hg и кадмия Cd. Оказалось, что селен способствует связыванию солей этих токсичных металлов с активными центрами других ферментов, на которые их токсическое действие не влияет.

Показано, что селен стимулирует образование антитьел и тем самым повышает защиту организма к инфекционным и простудным заболеваниям. Участвует в выработке эритроцитов, способствует поддержанию сексуальной активности. В мужском организме практически 50% селена сосредоточено в семенных канальцах яичек, селен теряется с эякулятом. Поэтому потребность мужчин в селене выше, чем для женщин. Активность селена повышается в присутствии витамина Е. Установлен факт взаимосвязи между высоким содержанием селена в рационе и низкой смертностью от рака.

В больших дозах селен токсичен. Распад соединений селена в организме животных приводит к выделению высокотоксичного диметилселена CH 3 -Se-CH 3 , имеющего чесночный запах. Установлен механизм этой реакции. При взаимодействии селенистой кислоты H 2 SeO 3 с глутатионом образуются соединения, содержащие группу -S-Se-S-

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

восстановленный окисленный

глутатион глутатион

Под действием ферментов соединения, содержащие группу

S-Se-S-, восстанавливаются до диводородселенида H 2 Se, который метилируется с образованием токсичного диметилселена.

В рационе питания большинства индустриально развитых стран отмечается дефицит микроэлемента. Потребность взрослого человека составляет 150-200 мкг/сутки. Содержится в мясе, печени, почках, морских рыбах, дрожжах, хлебе, топинамбуре. Однако зачастую требуются дополнительные источники селена, которыми являются витаминно-минеральные комплекы и другие биологически активные добавки к пище.

В медицине широко применяются соединения селена (селенит натрия, селен-метионин, селен-цистеин и др.) для лечения и профилактики многих заболеваний, поскольку селен является природным антиоксидантом. В дерматологии и косметологии используют селеносодержащие шампуни, крема, мыла и гели. Изотоп 15 Se в составе селената и селенита натрия используется в медицинских исследованиях.

Йод относится к числу незаменимых биогенных микроэлементов. В организме человека содержится около 25 мг (4·10 -5 %) йода, большая его половина находится в щитовидной железе в структуре гормонов (трийодтиронина, тироксина). В виде иодид-иона I - находится около 1 % присутствующего в организме йода.

Основным источником йода для организма человека являются морепродукты, а также применяемые в пищевой промышленности йодофоры и йодированная соль. Количество йода во фруктах и овощах зависит от состава почвы, а также от вида обработки продуктов. Щитовидная железа способна концентри­ровать йод, содержание в ней элемента в 25 выше, чем в плазме крови. Щитовидная железа секретирует гормоны тироксин и трийодтиронин. Имеются данные, что йод влияет на синтез некоторых белков жиров, гормонов.

Пониженная активность щитовидной железы (гипотиреоз) может быть связана с уменьшением ее способности накапливать иодид-ионы, а также с недостатком в пище иода (эндемический зоб). При эндемическом зобе назначают препараты иода: калий иодид KI или натрий иодид NaI в дозах, соответствующих суточной потребности человека в иоде (0,00l г калия иодида). В районах, где отмечается дефицит иода, для профилактики эндемического зоба к поваренной соли добавляют NaI или KI (I,0 - 2,5) г/ кг соли).

При повышенной активности щитовидной железы (гипертиреоз) вследствие избыточного синтеза тиреоидных гормонов наблюдается увеличение скорости метаболических процессов.

NaI и KI используют при воспалительных заболеваниях дыхательных путей. Препараты йода применяют наружно как антисептики (например, йодоформ), в качестве раздражающих и отвлекающих средства при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек. К препаратам, содержащим йод относят: 5% спиртовый раствор йода, микстура противоастматическая, йодиды калия и натрия, кальцийодин, таблетки антиструмина и йодактива.

Фтор является микроэлементом. Соединения фтора концентрируются в костной ткани, ногтях, зубах. В состав зубов входит около 0,01 % фтора, причем большая часть приходится на эмаль, что связано с при­сутствием в ней труднорастворимого фторапатита Са 3 (PO 4) 3 F. Недостаток фтора в организме приводит к криесу зубов. Минеральную основу зубных тканей - дентина составляют гидроксилапатит Ca 5 (PO 4)з(ОН), хлорапатит Ca 5 (PO 4)зС1 и фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Фторид-ион легко замещает гидроксид-ион в гидроксилапатите, образуя защитный эмалевый слой более твердого фторапатита:

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

Кроме того, фторид-ионы способствуют осаждению кальция фосфата, ускоряя процесс реминерализации (обра­зования кристаллов):

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

Кариес зубов представляет собой процесс растворения гидроксилапатитной компоненты эмали под действием кис­лот, вырабатываемых бактериями:

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

Имеются предположения, что при незначительном повреждении эмали введение натрия фторида способствует образованию фторапатита, облегчающего реминерализацию начавшегося повреждения. Фторирование воды натрия фторидом (до содержания фторид ионов 1 мг/л) приводит к значительному снижению заболеваемости населения кариесом зубов.

Фторид натрия употребляют в медицинской практике в качестве местно действующего наружного средства. Применение NaF основано на образовании фторапатита:

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

паста зубная ткань

При этом одновременно происходит подщелачивание среды ротовой полости и нейтрализации кислот, вырабатываемых бактериями.

Соединения фтора поступают в организм с пищей и водой. Много фтора в рисе, говядине, яйцах, молоке, луке, шпинате, яблоках.

Вреден не только недостаток, но и избыток фтора. При содержании фтора в питьевой воде выше предельно допустимой нормы (1,2 мг/л) зубная эмаль становится хрупкой, легко разрушается и появляются другие симптомы хронического отравления фтором - повышение хрупкости костей, костные деформации и общее истощение организма. Возникающее в этом случае забо­левание называется флуорозом (фторозом).

Бром - микроэлемент. Масса брома в организме человека составляет около 7 мг (~10 -5 %). Биологическая роль соединений брома недостаточно выяснена. Он локализуется в железах внутренней секреции, в первую очередь в гипофизе, почках, щитовидной железе, межклеточной жидкости. Повышенное содержание бромид анионов способствует выведению почками хлорид анионов. Имеются данные, что соединения брома угнетают функцию щитовидной железы и усиливают активность коры надпочечников. Наиболее чувствительной к введению в организм бромид-ионов является ЦНС. Бромиды накапливаются в различных отделах мозга, усиливая тормозные процессы в нейронах коры, поэтому препараты брома (бромиды калия, натрия, бромкамфора) применяются как успокаивающие средства при повышенной возбудимости, способствуют восстановлению нарушенного равновесия между процессами возбуждения и торможения

По ионному радиусу, электроотрицательности и другим физико-химическим характеристикам бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. Поэтому бромид ионы могут замещать ионы С1 - и I - в организме. Примером такого взаимозамещения является замещение иода бромом при избытке брома в организме в гормонах щитовидной железы, что приводит к гипертиреоидизму.

В связи с различной индивидуальной чувствительностью дозировка препаратов брома меняется в пределах от 0,05 до 2,0 г. В организм бром поступает с зерновыми, орехами и рыбой.

Бор . Давно известно, что микроэлемент бор необходим высшим растениям, однако данные о его биологической роли появились относительно недавно – с 1985 г. Установлено, что бор участвует в углеродно-фосфатном обмене, взаимодействует с рядом биологически активных соединений (углеводами, ферментами, витаминами, гормонами). Установлено, что бор – партнер кремния, кальция, марганца, магния, участвующих в процессах кальцификации, формирования костной ткани и предотвращения остеопороза. В механизме его влияния на кальциевый обмен у женщин в постменопаузе важную роль играет повышение уровня активных эстрогенов. Бор участвует в активации и эстрогенов и витамина D. Под влиянием бора уменьшается выделение кальция с мочой и повышение уровня 17-β-эстрадиола. Препараты бора предотвращают потерю кальция с мочой, что немаловажно при остеопорозе и переломах. Бор вместе с цинком участвует в мобилизации жирных кислот из жировых клеток. Препараты бора ослабляют боль в суставах и улучшают самочувствие. Наиболее эффективны и безопасны органические производные микроэлемента, например, глицеринат бора. Неорганические производные – борная кислота и бура могут оказывать токсическое действие. Буру - кристаллогидрат натрия тетрабората Na 2 B 4 O 7 ·10Н 2 О широко применяют как антисептик. Фармакологическое действие препарата обусловлено гидролизом соли с выделением борной кислоты:

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

Образующиеся щелочь и кислота вызывают свертывание (денатурацию) белков микробных клеток.

В зубопротезировании борную кислоту Н 3 ВО 3 используют в качестве наполнителя формы при отливке зубных протезов. В состав стоматологических паст, применяемых как клей-прослойка для зубных протезов, входит натрий метаборат NaB0 2 в смеси с алюминием гидроксидом А1(ОН) 3 .

Суточная потребность в боре ориентировочно составляет 2-7 мг. Источниками бора являются фрукты, овощи, орехи, вина.

Употребление пищевых продуктов с большим содержанием бора нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к возникновению эндемических кишечных заболеваний - энтеритов.

Алюминий является иммунототоксичным микроэлементом. В организм человека содержится 10 -5 % алюминия и ежесуточно поступает от 5 до 50 мг. Источником поступления алюминия является пища и питьевая вода. С возрастом содержание этого элемента в легких и головном мозге увеличивается. Алюминий участвует в образовании фосфатных и белковых комплексов, процессах регенерации костной, соединительной и эпителиальной ткани, оказывает тормозящее или активирующее действие (в зависимости от концентрации) на пищеварительные ферменты, влияет на функцию околощитовидных желез.

В медицине используются адсорбирующие, обволакивающие, антацидные, защитные и обезболивающие свойства препаратов, содержащих алюминий. Силикат алюминия (белая глина, каолин) и жженые квасцы KAI(SO 4) 3 ·7H 2 O применяют наружно в виде присыпок, мазей и паст при лечении кожных заболеваний. AI(OH) 3 используют как антацидное средство при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки, гастритах и отравлениях. AI(OH) 3 вместе с MgO входит в состав препарата «Альмагель»применяемого в качестве обволакивающего и антацидного средства при заболеваниях желудка. Фосфат алюминия обладает противоязвенным, адсорбирующим действием, снижает кислотность желудочного сока.

Мышьяк - иммунотоксичный микроэлемент, содержится в организме человека в количестве (10 -6 %) . Мышьяк накапливается в костях и волосах и в течение нескольких лет не выводится из них полностью. Эта особенность используется в судебной экспертизе для выяснения вопроса, имело ли место отравление соединениями мышьяка.

В организм человека соединения мышьяка поступают с питьевой и минеральной водой, виноградными винами и соками, морепродуктами, медицинскими препаратами, пестицидами и гербицидами. Мышьяк может поступать в организм в повышенных количествах с атмосферным воздухом, т.к. концентрация его в воздухе повышается при сжигании угля в котельных и ТЭЦ, около медеплавильных комбинатов. В питьевой воде в некоторых регионах мира (Индия, Бангладеш, Тайвань, Мексика), содержание мышьяка повышено (1мг/л), что является причиной массовых хронических отравлений мышьяком и вызывает так называемую болезнь «черной стопы». Соединения мышьяка (V) и в особенности мышьяка (III) очень токсичны. Механизм токсического действия объясняется способностью мышьяка блокировать сульфгидрильные SH - группы ферментов, белков, аминокислот (цистеин, глутатион, липоевая кислота).

Кроме того, мышьяк может замещать йод, селен и фосфор, нарушая биохимические процессы метаболизма в организме, As является антиметаболитом этих элементов. Смертельная доза для человека составляет приблизительно 0,1-0,3 г мышьяка.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Общая характеристика р-элементов III группы

Электронная конфигурация основного состояния у этих элементов ns 1 np 2 характеризуется наличием одного неспаренного электрона. В возбужденном состоянии они содержат три неспаренных электрона, которые, находясь в sр 2 -гибридизации, участвуют в образовании трех ковалентных связей. При этом у атомов элементов IIIА группы остается одна незанятая орбиталь, а число валентных электронов остается меньше числа доступных по энергии орбиталей. Поэтому многие ковалентные соединения элементов IIIА группы являются кислотами Льюиса - акцепторами электронной пары, приобретая которую, они не только повышают координационное число до четырех, но и изменяют геометрию своего окружения - одна из плоскостей становится тетраэдрической (состояние sр 2 -гибридизации).

Бор отличается по свойствам от других элементов этой подгруппы. Бор - единственный неметалл, химически инертен и образует ковалентные связи B?F, B?N, B?C и т.д., кратность которых часто повышена за счет рр?рр - связывания. Химии бора близка химия кремния, в этом проявляется диагональное сходство. У атомов алюминия появляются вакантные d-орбитали, возрастает радиус атома, поэтому увеличиваетсякординационное число до шести. Галлий, индий, таллий располагаются сразу за металлами d-блока; заполнение d-оболочки сопровождается последовательным сжатием атомов. В результате d-сжатия ионные радиусы алюминия и галлия близки, а атомный радиус галлия даже меньше. При переходе от Al к Ga рост эффективного заряда ядра оказывается более значительным, чем изменение радиуса атома, поэтому энергия ионизации повышается. Рост энергий ионизации при переходе от Iп к Tl является результатом d- и f-сжатия, приводящего к усилению взаимодействия валентных электронов с ядром атома. Увеличение энергии связи 6s 2 -электронов таллия с ядром затрудняет их участие в образовании связей и приводит к понижению стабильности их соединений в высшей степени окисления. Так для талля, свинца, висмута и полония устойчивы соединения со степенью окисления +1, +2, +3, +

К р-элементам III группы относятся типические элементы - бор и аллюминий и элементы подгруппы галлия - галлий, индий, таллий. Все перечисленные элементы, кроме бора, являются металлами. Все элементы редкие, за исключением алюминия, на долю которого приходится 8,8% массы земной коры. На внешнем электронном уровне они имеют три электрона ns 2 np 1 , а в возбужденном состоянии - ns 1 np 2 электроны. Высшая степень окисления элементов подгруппы бора равна +3. Из-за того, что в атомах Ga, In, T1 предпоследний уровень содержит 18 электронов, нарушаются закономерные различия некоторых свойств при переходе от А1 к Ga. Некоторые физические константы элементов подгруппы IIIА приведены в табл. 7.

2. Элементы IIIА группы (подгруппа бора)

2.1 Бор

Природные ресурсы . В свободном состоянии бор не встречается, а только в связанном состоянии. Основные минералы - бораты: Na 2 B 4 0 7 10Н 2 О - бура, Н 3 ВО 3 - борная кислота, нитрид бора BN.

Получение. Технический (аморфный) бор получают магнийтермическим восстановлением его оксида:

3Mg + B 2 О 3 3MgO + 2B; Н<0.

MgO удаляют растворением в HCl. Кристаллический бор получают восстановлением галогенидов водородом:

2ВВr 3 + ЗН 2 6HBr + 2B.

Свойства. Бор известен в аморфной (коричневой) и кристаллической (черной) формах. Кристаллическая решетка бора очень прочна (икосаэдры), это проявляется в высокой твердости, малой энтропии S 0 (в) =7 э.е. и высокой температуре плавления. Бор - полупроводник, ширина запрещенной зоны составляет 1,42 эВ.

Бор - первый р - элемент в периодической системе элементов. Строение внешней электронной оболочки 2s 2 2p l . Возбуждение переводит атом в sp 2 - гибридное валентное состояние, в котором орбитали расположены под 120 0 (ВFз, ВС1з). Благодаря наличию свободной р-орбитали и малому размеру атома, бор - один из сильнейших акцепторов неподеленных электронных пар, образует комплексные ионы типа:

BF 3 (г) + HF = H (p),

BF 3 (г) + F - (p) = -1 (p).

Комплексный ион [ВF 4 ] -1 имеет тетраэдрическое строение, которое характерно и для других соединений бора.

Свойства элементов подгруппы III А

С донорно-акцепторным взаимодействием связано наличие большого числа неорганических боросодержищих полимеров. По значению электроотрицательности бор находится почти в середине шкалы электроотрицательности, поэтому он может быть как окислителем в соединениях со степенью окисления +3 (ВF 3 , В 2 О 3), так и восстановителем в соединениях со степенью окисления -3 (Mg 3 B 2 , В 3 Н 6). Связи, образуемые бором, - ковалентные. Для бора типичны соединения, в которых он входит состав комплексного аниона (В 4 O 7 2- , BF 4 -).

Бор обнаруживает диагональную аналогию с кремнием. Для бора и кремния наиболее характерны производные, в которых эти элементы поляризованы положительно. Для обоих элементов их низшие гидриды малоустойчивы и газообразны. Много общего имеет химия кислородных соединений бора и кремния: кислотная природа оксидов и гидроксидов, стеклообразование оксидов, способность образовать многочисленные полимерные структуры и т.д. При обычных условиях бор химически инертен. Вода не действует на бор; концентрированная азотная и серная кислоты окисляют его до борной кислоты:

2В + ЗН 2 S0 4 = 2Н 3 ВО 3 + 3SO 2,

В + 3HNO 3 = Н 3 ВО 3 + ЗN0 2.

Кипящие соляная и плавиковая кислота на него не действуют. Аморфный бор растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием метаборатов:

2В + 2КОН + 2Н 2 О 2КВО 2 + ЗН 2.

Во всех случаях кристаллический бор химически менее активен, чем аморфный. В химических реакциях бор чаще выступает как восстановитель.

Водородные соединения бора. С водородом бор не реагирует; бороводороды или бораны получают искусственным путем. Это газы или легколетучие жидкости с неприятным запахом, очень ядовиты! Их можно разделить на две группы: B n H n +4 (B 2 H 6) и B n H n +6 (B 4 H 10). Боран ВНз существует как промежуточный продукт в химических реакциях, частицы которого, взаимодействуя друг с другом образуя димер (диборан):

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

Дибораны получают:

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

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

Эти реакции протекают в газовой фазе или в неводных средах.

Диборан является энергичным восстановителем; воспламеняется на воздухе:

В 2 Н 6 + 3О 2 3Н 2 О + В 2 О 3 ;

энергично взаимодействует с водой с выделением водорода:

В 2 Н б + 6Н 2 0 2В(ОН) 3 + 6Н 2.

В среде эфира В 2 Н б реагирует с гидридом лития, образуя тетрагидроборат лития:

В 2 Н 6 + 2LiН 2Li.

С кислородом бор образует оксид В 2 О 3 - белый гигроскопичный порошок или хрупкую стекловидную массу. B 2 O 3 энергично присоединяет воду, образуя кислоты:

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

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

Ортоборная (или просто борная) кислота - белое кристаллическое вещество, легко расслаивается на очень тонкие перламутровые чешуйки. Молекулы Н 3 ВО 3 , расположенные в плоских параллельных слоях, связаны между собой водородными связями, а связь между слоями осуществляется слабыми силами Ван-дер-Ваальса. Борная кислота хорошо растворима в воде, а также в некоторых растворах органических растворителей. В водных растворах она проявляет себя как одноосновная кислота, вследствие образования гидроксокомплекса:

В(ОН) 3 + Н 2 0 = Н [В(ОН) 4 ].

Тетрагидроксоборат водорода представляет собой слабую кислоту, близкую по силе к угольной кислоте. Ортоборная кислота Н 3 ВО 3 при 100°С с отщеплением молекулы воды переходит в метаборную кислоту НВO 2 . И ортобораты, и метабораты активных металлов подвергаются гидролизу:

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

Тeтpaбopнaя кислота Н 2 B 4 О 7 в свободном состоянии неизвестна, ее соли тетрабораты встречаются в природе; тетраборат натрия образуется при нейтрализации H 3 BO 3 водными растворами щелочей:

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

Степень окисления +3 у бора проявляется в соединениях с более электроотрицательными элементами (нитриды, галогениды).

Кислотная природа галогенидов проявляется при их гидролизе:

ВС1 3 + ЗН 2 О = Н 3 ВО 3 + ЗНС1.

С азотом бор образует соединение BN - нитрид бора. Синтез осуществляется при температуре выше 1200°С по реакции:

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

Полученный таким образом нитрид бора представляет собой белый, похожий на тальк, порошок; его часто называют «белым графитом». Его кристаллическая структура аналогична графиту. Атомы бора и азота связаны между собой sp 2 - гибридными связями. В плоскости слоев осуществляется дополнительное - связывание за счет пустой р - орбитали атома бора и неподеленной электронной пары атома азота. Отдельные слои связаны силами Ван-дер-Ваальса. «Белый графит» обладает высокой огнеупорностью, химически инертен и расслаивается на чешуйки, как графит.

Другая модификация нитрида бора имеет кубическую алмазоподобную структуру. В ней атомы бора и азота находятся в sp 3 - гибридном состоянии. При КЧ=4 три связи образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному, причем атом бора является акцептором электронной пары, а атом азота - донором. Эта модификация BN - называется боразоном или эльбором. При высоких температурах эльбор можно получить из «белого графита», подобно тому как алмаз получается из черного графита:

BN (гекс) BN (куб).

При нагревании с углеродом бор образует карбид В 4 С:

7С + 2В 2 O 3 6СО + В 4 С.

Карбид бора уступает по твердости лишь алмазу и боразону.

При нагревании бор взаимодействует со многими металлами, образуя бориды различного состава, например: Сг 4 В, Сг 3 В, СгВ, СгВ 2 . Это кристаллические вещества. Все бориды d-элементов характеризуются большой твердостью, тугоплавки и химически инертны. Бориды s - элементов, например, MgB 2 , реакционноспособны.

Применение. Бор применяют как добавку к сплавам, увеличивающую их жаропрочность и износостойкость. Поскольку ядро бора имеет высокое сечение захвата нейтронов, бор используют для защиты от нейтронов и в регулирующих устройствах атомных реакторов.

Бораты входят в состав многих моющих средств. В 2 О 3 - необходимая часть ряда эмалей, глазурей и специальных сортов стекла. В микроэлектронике бор используется в качестве полупроводника, применяется для легирования полупроводниковых материалов. Белый графит служит изолятором и твердой высокотемпературной смазкой. Боразон применяют как сверхтвердый материал в буровых работах, при обработке металлов. Бориды применяют для изготовления высокоогнеупорных деталей.

Борная кислота применяется в медицине. Тетраборат натрия Nа 2 В 4 0 7 (бура) используется в качестве флюса при пайке, т.к. в расплаве этой соли хорошо растворяются оксиды металлов с образованием метаборатов:

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

2.2 Алюминий

Второй типический элемент III группы периодической системы. Алюминий является первым и самым легким р-металлом. У алюминия по сравнению с бором атомный радиус больше, а потенциал ионизации меньше; следовательно, возрастают его металлические свойства. В отличие от неметалла бора алюминий является амфотерным элементом. Алюминий и его гидроксид растворяются в кислотах и щелочах. Для химии алюминия исключительно важное значение имеет его большое сродство к кислороду, в таблице 8 приведены значения энтальпий и энергий Гиббса образования оксидов алюминия и его аналогов.

Термодинамические параметры оксидов IIIА группы

И энтальпия, и энергия Гиббса образования алюминия резко отличаются от таковых для галлия и его аналогов, что указывает на его высокую устойчивость. И, наконец, для алюминия наблюдается горизонтальная аналогия с кремнием. Отчетливо проявляется она в алюмосиликатах, наиболее распространенных в земной коре химических соединений.

Природные ресурсы . Алюминий - один из самых распространенных на земле элементов, занимает третье место по распространенности после кислорода и кремния. Алюминий входит в состав 250 минералов, главным образом алюмосиликатов, из которых образована земная кора; продуктом их разрушения является глина А1 2 О 3 2SiO 2 2Н 2 O (каолинит). Обычно глина содержит примесь соединений железа, придающую ей бурый цвет. Иногда встречается белая глина, без примесей железа. Техническое название А1 2 O 3 - глинозем. Для добычи алюминия используют минералы: боксит А1 2 O 3 Н 2 O, а также нефелин Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2 , криолит Na 3 . Встречается чистый А1 2 O 3 - корунд. В зависимости от содержания примесей корунд имеет различную окраску и названия. Драгоценные камни рубин и сапфир - это кристаллы корунда, окрашенные примесью оксида хрома (рубин) и оксидов титана и железа (сапфир).

Алюминий получают электролизом расплава смеси глинозёма с криолитом. Расплав A? 2 O 3 в криолите Na 3 подвергают электролизу при 950 о С и напряжении 6-7 B. Протекаемые процессы:

Al 2 O 3 = 2A? 3+ + 3O 2 - (диссоциация на ионы);

на катоде: A? 3+ +3e = A?;

на аноде: 2O 2- - 4e =O 2 .

Особо чистый алюминий, необходимый, например, в электронной технике, получают специальными методами: вакуумной дистилляцией или зонной плавкой.

Физические и химические свойства алюминия . Алюминий - серебристо-белый металл. Очень мягок, легко вытягивается в фольгу. Кристаллизуется в ГЦК - структуре. По электрической проводимости занимает четвертое место после серебра, золота и меди. На воздухе покрывается тончайшей пленкой (10 -5 мм) Al 2 O 3 , отличающейся большой прочностью. Защитная пленка надежно предохраняет металл от дальнейшего окисления. Почти все реакции с участием алюминия идут с латентным (скрытым) периодом, необходимым для разрушения оксидной пленки или диффузии реагента через нее.

С пниктогенами и халькогенами алюминий взаимодействует при высокой температуре. С галогенами, за исключением йода, алюминий непосредственно не реагирует. Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют его, поэтому он в них не растворяется. Алюминий растворяется в соляной кислоте и в растворах щелочей:

2А? + 6НС? = 2А?С1 3 + ЗН 2,

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

Алюминий, лишенный защитной пленки, энергично взаимодействует с водой:

2А? + 6Н 2 O = 2А? (ОН) 3 + 3H 2 .

Химическая связь в соединениях алюминия обладает большей долей ионности, чем в соединениях бора. Так, ВF 3 -газ, А?F 3 -твердое соединение с высокой температурой плавления, его вполне можно назвать солью; галогениды А?С1 3 , А?Вг 3 , А?I 3 обнаруживают свойства, промежуточные между свойствами галогенидов неметаллов и солей.

Ион A? 3+ , имеющий малый радиус и большой заряд, проявляет склонность к комплексообразованию, причем у алюминия она больше, чем у магния, и меньше, чем у бора. Алюминий образует прочные комплексы с H 2 O, OH - , F - ; как все s- и р - элементы не дает прочных комплексов с аммиаком и его производными. При комплексообразовании в химическую связь могут вносить вклад свободные d - орбитали атома алюминия. Этим объясняется возможность образования комплексов с К.Ч.=6, например, [А?(Н 2 O) 6 ] 3+ (sp 3 d 2 - гибридизация).

Соединения. Алюминий не вступает в реакцию с водородом. Гидрид алюминия получают косвенным путем, действуя гидридом лития в эфирном растворе на А1С1 3:

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

Гидрид алюминия АlН 3 - белый порошок; это полимерное соединение (А1Н 3) n . Если предыдущую реакцию провести с избытком LiH, то получаем тетрагидроалюминат лития:

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

Li сильный восстановитель, бурно реагирует с водой с выделением водорода:

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

При нагревании алюминий энергично взаимодействует с кислородом:

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

Оксид алюминия Аl 2 О 3 - очень твердое, тугоплавкое, химически стойкое соединение (T пл =2072 о C, Т кип = З500 о С), разрушается лишь при длительном нагревании с кислотами или щелочами:

А? 2 O 3 + 6НС? = 2А?С? 3 + ЗН 2 O,

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

В щелочных растворах образуются гидроксоалюминаты:

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

Гидроксид алюминия А? (ОН) 3 амфотерное соединение, ему соответствуют два типа солей: соли алюминия (III), например, A? 2 (SO 4) 3 , А?С? 3 , и алюминаты - соли алюминиевых кислот. В водных растворах алюминаты существуют в виде гидроксокомплексов, например, К [А?(ОН) 4 ], в расплавах в виде cолей несуществующей в свободном состоянии метаалюминиевой кислоты, например, КА?O 2 . Схему равновесия в насыщенном водном растворе А1 (ОН) 3 можно представить следующим образом:

A? 3+ +3ОH?A? (OH) 3 H H + + -

раствор осадок раствор

Добавление кислоты (Н +) приводит к смещению равновесия в сторону образования катиона Al 3+ (солей алюминия катионного типа):

А? (ОH) 3 + ЗН + = A? 3+ + ЗH 2 O.

Добавление щелочи (ОН -) - в сторону образования анионов (солей алюминия анионного типа):

А? (ОН) 3 + ОН - = - .

Соли алюминия в водных растворах сильно гидролизованы. Реакция среды зависит от типа растворенной соли:

A? 3+ + H 2 OA?OH 2+ + Н + рН < 7.

Соли А? 3+ и слабых кислот гидролизуются полностью с образованием осадков гидроксида алюминия или гидроксосолей алюминия:

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

Вследствие сильного гидролиза многие соли алюминия не удается выделить из водных растворов (например, сульфид, карбонат, цианид и др.):

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

Соли алюминия и кислородосодержащих кислот растворимы в воде. Исключение составляет фосфат алюминия А?РО Образование малорастворимого фосфата играет важную роль в жизнедеятельности организмов. Усвоение фосфора организмом уменьшается в присутствии катионов А? 3+ вследствие образования в кишечнике малорастворимого фосфаталюминия. Это обстоятельство необходимо учитывать при назначении препаратов алюминия, например средства против повышенной кислотности желудка А?(ОН) 3 .

В желудке гидроксид алюминия образует гель, который нейтрализует ионы гидроксония желудочного сока:

A?(ОН) 3 + 3Н 3 О + = A? 3+ + 6Н 2 О

Перешедшие в раствор ионы алюминия в кишечнике переходят в малорастворимую форму - фосфат алюминия:

A? 3+ (р) +РО 4 3- (р) = A?РО 4 (т)

В живых организмах с биолигандами (оксикислотами, полифенолами, углеводами, липидами) алюминий образует хелатные комплексные соединения. Как правило, связи с органическими лигандами он образует через атомы кислорода.

В стоматологической практике находят широкое применение соединения алюминия, например, белая глина (каолин) A? 2 О 3 SiO 2 2H 2 O. Каолин входит в состав цементов, которые используют как временный пломбировочный материал, а также для штамповки коронок.

С сульфатами металлов в степени окисления +1 сульфат алюминия образует двойные соли типа Ме 2 SO 4 А? 2 (SO 4) 3 12Н 2 O. Эти соединения получили название алюминиевых квасцов. Квасцы в твердом состоянии устойчивы, а в растворах диссоцированы на составляющие ионы. Квасцы хорошо растворимы в воде и кристаллизуются из растворов, образуя большие октаэдрические кристаллы.

Гидроксид алюминия получается в виде аморфных осадков. Кристаллический A?(ОН) 3 можно получить, пропуская СО 2 через щелочные растворы алюмината натрия:

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

Применение. Алюминий - второй (после железа) металл по объему производства и применения в технике. Используют как чистый алюминий, так и его сплавы. Сплав - дюралюминий, содержащий 4%(масс.) Сu, 1,5% Mg, 0,5% Mn - основной конструкционный материал в самолетостроении. Большое количество алюминия идет на изготовление проводов. Из алюминиевых сплавов был изготовлен первый искусственный спутник Земли. Благодаря высокому сродству с кислородом алюминия, возможен процесс алюмотермии - выделение металлов из их оксидов при действии алюминия. Алюмотермию используют для лабораторного получения многих металов (Mn, Cr, V, W, и др.), в ряде случаев в промышленности (получение Sr, Ba, и др.)

Из оксида алюминия изготовляют огнеупорную и химически стойкую керамику. В больших количествах выращивают монокристаллы чистого А? 2 О 3 с добавками примесей (искусственные рубины и сапфиры). Из них изготавливают лазеры и подшипники для точных механизмов.

Соединения алюминия входят в состав многих продуктов силикатной промышленности (цемент, фарфор, керамика). Квасцы применяют в кожевенной и в текстильной промышленности. Сульфат алюминия применяют для очистки воды. В основе первого этапа водоочистки используется реакция:

А? 2 (SO 4) 3 + ЗСа(НСО 3) 2 ЗСаSO 4 + 2А? (ОН) 3 + 6СO 2 .

Образующиеся хлопья гидроксида алюминия увлекают в осадок различные примеси. Хлорид алюминия и гидроалюминат лития используют в органических синтезах.

Из кристаллогидратов солей алюминия в медицинской практике находят применение алюмокалиевые квасцы КA?(SO 4) 2 12H 2 O и жженые квасцы КA?(SO 4) 2 которые получают нагреванием алюмокалиевых квасцов при температуре не выше 433 К.

Жженые квасцы используют в виде присыпок как вяжущее и высушивающее средство. Осушающее действие связано с тем, что жженые квасцы медленно поглощают воду:

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

Фармакологическое действие солей алюминия основано на том, что ионы A? 3+ образуют с белками (протеинами Pr) комплексы, выпадающие в виде гелей:

A? 3+ + Pr >A?Pr

Это приводит к гибели микробных клеток и снижает воспалительную реакцию.

Квасцы применяют для полосканий, промываний и примочек при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек и кожи. Кроме того, этот препарат применяют как кровоостанавливающее средство при порезах (свертывающее действие).

2.3 Подгруппа галлия

Несмотря на то, что элементы подгруппы галлия - типовые аналоги, наблюдаются особенности в свойствах отдельных ее представителей. Галлий непосредственно следует за первой десяткой переходных 3d-металлов, для которых особенно сильна d-контракция, поэтому атомный радиус галлия не только меньше его более тяжелых аналогов, но и алюминия, вследствие этого другие энергетические характеристики отличаются от его аналогов.

Природные соединения. Галлий, индий, таллий, в отличие от алюминия, - редкие и рассеянные элементы. Они входят в качестве примеси в различные руды. Практически существует один минерал галлия - галлит CuGaS 2 , редко встречающийся. Галлий сопутствует алюминию и цинку. Индиевые руды рокезит CuInS 2 и индит FeInS 2 встречаются тоже очень редко. Основным сырьем для получения таллия являются полиметаллические руды.

Получение. Соли и оксиды Ga, In, T? выделяют путем переработки отходов производства алюминия и извлечения соединений этих металлов из полиметаллических руд. Свободные металлы получают электролизом подкисленных водных растворов из солей или восстановлением их оксидов углем или водородом. Выделенные металлы очищают зонной плавкой или методами амальгамной металлургии.

Свойства. Существование галлия - экаалюминия было предсказано Д.И. Менделеевым в 1870 г., а также «вычислены» основные свойства этого элемента. В 1875 г. французский химик Лекок де Буабодран открыл и выделил этот элемент. В свободном состоянии галлий, индий, таллий - серебристо-белые металлы. Галлий хрупкий, а индий и таллий очень мягкие металлы. Галлий и индий на воздухе устойчивы, в отличие от таллия, который во влажной атмосфере покрывается слоем гидроксида и быстро разрушается. Уникальная среди металлов кристаллическая решетка галлия, состоящая из атомных пар Ga 2 , обуславливает необычные свойства металлического галлия. Для него характерна низкая температура плавления, меньшая плотность кристаллов по сравнению с жидкостью, большая склонность к переохлаждению. Галлий - вещество с очень большим температурным интервалом существования жидкой фазы. В парах галлий одноатомен.

Галлий, индий, таллий - химически активны. По отношению к различным окислителям они проявляют индивидуальные особенности. Галлий напоминает алюминий (особенно по отношению к щелочам); в HNO 3 растворяется медленно, хорошо растворяется в НС1 и H 2 SO 4 ; таллий хорошо растворяется в HNO 3:

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

а в НС1 и Н 2 SO 4 медленно из-за пассивирующих пленок Т?С? и T? 2 SO При растворении в кислотах галлий и индий ведут себя как трехвалентные металлы, а таллий образует соли ТI + ; т.к. ион Tl 3+ неустойчив:

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

2Т? + 2НС?= 2Т?С?+ Н 2 ^

Галлий и индий взаимодействует со щелочами с образованием галлатов и индатов с выделением водорода, причем галлий реагирует быстро, а индий - медленно.

2Ga + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + ЗH 2 .

С водородом галлий, индий и таллий не реагируют. Косвенным путем можно получить легко разлагающиеся гидриды: Ga 2 H 6 (жидкость) и GaН 3 , InН 3 (полимеры, аналогичные АIН 3). При нагревании галлий, индий и таллий образуют оксиды типа Ме 2 O 3 и соответствующие гидроксиды Ме(ОН) 3 (табл. 9).

Повышение устойчивости низких степеней окисления в ряду Ga-In-TI показывает следующая закономерность: Gа 2 O 3 плавится без разложения, Iп 2 O 3 разлагается при нагревании выше 850°С, Т? 2 О 3 начинает отщеплять кислород при 90°С, превращаясь в ТI 2 О.

С увеличением атомного номера возрастает интенсивность окраски: Ga 2 O 3 - белый, In 2 O 3 -светло-желтый, T? 2 O 3 - коричневый. Этот факт указывает на усиление доли ионности в оксидах с ростом атомной массы элемента. Ga 2 O 3 - изоструктурен корунду, а In 2 O 3 и T? 2 O 3 кристализируются в решетке типа О.Ц.К. Взаимодействие со щелочами в указанном ряду ослабевает: Ga 2 O 3 растворяется в растворах щелочей хорошо, образуя гидроксогаллаты, T? 2 O 3 практически не растворяется:

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

В расплавах щелочей образуются безводные галлаты:

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

Гидроксоиндаты Na 3 образуются только при большем избытке щелочи. При действии воды галлаты и индаты полностью гидролизуются:

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

Гидроксиды Ga(OH) 3 , In(OH) 3 , T?(OH) 3 получают действуя растворами щелочей на растворы соответствующих солей. Гидроксид галлия растворяется в сильных кислотах и основаниях. Он является редким примером идеального амфолита, для которого кислотные и основные свойства выражены практически в равной мере. Для обезвоживания Ga(OH) 3 требуется нагревание, а TI(OH) 3 самопроизвольно теряет воду при комнатной температуре, о чем свидетельствуют значения G 0 298:

2Ga(OH) 3 (k) = Ga 2 O 3 (k) + 3H 2 O(r); G 0 298 = - 8 кДж,

2T? (OH) 3 (k) = T? 2 O 3 (k) + 3H 2 O(r); G 0 298 = -117 кДж.

Оксид T? 2 O 3 в отличие от своих аналогов разлагается при 100 о С: и окисляет НС? до С? 2: T? 2 O 3 + 6НС? = 2Т?С?+3Н 2 О +2С? 2.

T? 2 O получают прямым окислением металла на воздухе при небольшом нагревании. TI 2 O - порошок черного цвета; в расплавленном состояниии - желтый, легко растворяется в воде с образованием щелочи, то есть ведет себя как оксид щелочного металла. Расплав TI 2 O разрушает силикаты - стекло, фарфор. Такое же действие оказывает и растворT?OH (сильная щелочь). Гидроксид Т?ОН получают по реакции обмена: гидроксид таллия (I) поглащает угдлекислый газ:

2T?OH + СО 2 = T? 2 СО 3 + Н 2 О

T? 2 СO 3 + СО 2 + Н 2 О = 2T?НСО 3

При комнатной температуре Ga, In, T? реагируют с галогенами F 2 , C? 2 , Br 2 , а при нагревании с I 2 . В результате образуются галогениды ЭГ 3 . По свойствам GaГ 3 ближе к галогенидам неметеллов, а InГ 3 и T?Г 3 к солям.

Известно много солей Ga +3 , In +3 , T? +3 , большинство из них хорошо растворимы в воде. Ионы Ga 3+ , In 3+ бесцветны, T? 3+ имеет светло-желтую окраску. Все соли рассматриваемых металлов Э 3+ подвержены гидролизу. Халькогениды известны для галлия и индия. Для таллия известен сульфид T? 2 S 3 , который может быть получен сухим путем. Гидроксид T?OH получают по реакции обмена:

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

Применение. Металлический галлий и индий используются в вакуумной технике: галлий для жидкометаллических затворов (заменяющих ртутные), в качестве уплотняющих прокладок в аппаратах, где создается высокий вакуум. Галлий можно использовать для изготовления оптических зеркал, отличающихся высокой отражающей способностью.

Разнообразные применения имеют полупроводниковые материалы элементов подгруппы галлия (GaAs, GaSb, InAs, InSb, Т1 2 S 3 и др.). Эти полупроводники работают в фотоэлементах и в фотосопротивлениях, воспринимающих инфракрасное излучение.

3 . Биологическая роль р-элементов III А-группы

Бор. Бор относится к примесным микроэлементам, его массовая доля в организме человека составляет 10 -5 %. Бор концентрируется главным образом в легких (0,34 мг), щитовидной железе (0,30 мг), селезенке (0,26 мг), печени, мозге (0,22 мг), почках, сердечной мышце (0,21 мг). Биологическое действие еще недостаточно изучено. Известно, что бор входит в состав зубов и костей, в виде труднорастворимых солей борной кислоты с катионами металлов.

Избыток бора вреден для организма человека. Имеются данные, что большой избыток бора угнетает амилазы, протеиназы, уменьшает активность адреналина. Предполагается, что снижение активности адреналина, являющегося производным полифенола, связано с его взаимодействием с отоборной кислотой.

Давно известно, что бор необходим высшим растениям, однако данные о его биологической роли противоречивы.

Исследования, проведенные в последние годы, показали, что бор является необходимым для некоторых животных. Установлено, что бор участвует в углеродно-фосфатном обмене, взаимодействует с рядом биологически активных соединений (углеводами, ферментами, витаминами, гормонами). Вместе с тем употребление пищевых продуктов с большим содержанием бора нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к возникновению эндемических кишечных заболеваний - энтеритов.

Алюминий. По содержанию в организме человека (10 -5 %) алюминий относится к примесным микроэлемен6там. Алюминий концентрируется главным образом в сыворотке крови, легких, печени, костях, почках, ногтях, волосах, входит в структуру нервных оболочек мозга человека.

Суточное потребление алюминия человеком составляет 47 мг. Алюминий влияет на развитие эпителиальной и соединительной тканей, на регенерацию костных тканей, влияет на обмен фосфора.

Алюминий оказывает действие на ферментативные процессы. В большинстве случаев катион A? 3+ замещает ионы Э 2+ - активаторы ферментов Е, например, ионы Mg 2+ , Са 2+ :

Э 2+ Е + A? 3+ = Э 2+ + A? 3+ Е

Такая взаимозамещаемость возможна вследствие сходства ряда свойств ионов A? 3+ и Mg 2+ , Са 2+ . Избыток алюминия в организме тормозит синтез гемоглобина, так как благодаря довольно высокой комплексообразующей способности алюминий блокирует активные центры ферментов, участвующих в кроветворении. Имеются данные, что алюминий может катализировать реакцию трансаминирования (перенос NH 2 -группы.)

Галлий. Галлий - примесный микроэлемент (содержание в организме человека 10- 6 - 10- 5 %). Биологическая роль галлия в живых организмах почти не выяснена.

Индий. В настоящее время биологическое действие индия неизвестно, не имеется достоверных сведений о его наличии в живых организмах. Учитывая близость атомного строения и физико-химических свойств индия и галлия, можно прогнозировать сходство их биологического действия. Очевидно индий, как и алюминий, попадая в организм должен накапливаться в костной и других тканях в виде малорастворимого фосфата.

Таллий. Таллий относится к весьма токсичным элементам. Ион Tl + склонен, подобно Ag + , образовывать прочные соединения с серосодержащими лигандами:

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

Вследствие этого он токсичен, так как подавляет активность ферментов, содержащих тиогруппы - SH. Даже весьма незначительные количества соединений Tl + при попадании в организм вызывают выпадение волос.

Вследствие близости радиусов К + и Tl + (?r = 11 пм) они обладают сходными свойствами и способны замещать друг друга в ферментах. Ионы Tl + и К + являются синергистами. Этим объясняется тот факт, что ферменты пируваткиназа и диолдегидратаза активируются не только ионами К + , но ионами Tl + (ион Tl + замещает К + в каталитическом центре ферментов). Синергизм таллия и калия проявляется и в том, что подобно ионам К + , ионы Tl + накапливаются в эритроцитах.

В качестве противоядия при отравлениях ионами Tl + используют серосодержащий лиганд - аминокислоту цистин HS-CH 2 CH(NH 2) COOH.

В заключение необходимо отметить, что биологическая роль р-элементов IIIА-группы изучена недостаточно. В настоящее время известно, что бор и галлий взаимодействуют в растениях с ингибиторами их развития полифенолами, уменьшая токсичность последних. Установлена также несомненная роль алюминия в построении эпителиальной и соединительной тканей, а кроме того его участие в ферментативных процессах как в качестве активатора, так и в качестве ингибитора. Свойством ингибировать многие серосодержащие ферменты обладает ион Tl + .

Биологическая активность р-элементов IIIА-группы связана главным образом с их способностью к образованию комплексных соединений с кислородосодержащими лигандами и нерастворимых фосфатов.

4. Элементы IVА группы (подгруппа углерода)

4 .1 Общая характеристика элементов IVА группы

Четвертая главная группа периодической системы включает два типических элемента углерод и кремний, и элементы: германий, олово свинец (подгруппа германия). Углерод является основой органической химии, главным органогенным элементом, необходимым компонентом организма всех живых существ. Второй типический элемент - кремний - основной элемент неорганической химии и всей неживой природы. Кремний и германий - доминирующие полупроводниковые материалы. Интегральные схемы на основе кремния и германия являются основой компьютеров, микропроцессоров и т.д.

Все элементы этой подгруппы содержат по четыре валентных электрона - это ns 2 np 2 электроны. Это число валентных электронов является оптимальным для возникновения тетраэдрических связей по обменному механизму. Некоторые физико-химические константы данных элементов подгруппы приведенные в табл. 10.

В пределах IVА - группы наблюдается зависимость свойств от положения элемента. Так, ОЭО германия больше, чем кремния, хотя первый потенциал ионизации германия меньше. Это объясняется существованием у атома германия в отличие от кремния, заполненного внутреннего 3d 10 - уровня, который служит экраном для р-электронов. В ряду C - Si - Ge - Sn - Pb энергия ионизации уменьшается и увеличивается атомный радиус, то есть усиливаются металлические свойства. Первые два элемента - типичные неметаллы, кремний и германий - полуметаллы. Свинец типичный - металл. Все элементы проявляют степень окисления: +4, +2, причем, сверху вниз устойчивость высокой степени окисления уменьшается, а низкой возрастает. У соединений элементов со степенью окисления (+4) в ряду от углерода к свинцу усиливаются окислительные свойства, а у соединений со степенью окисления (+2) ослабляются восстановительные свойства. Например, германий и олово в степени окисления (+2) являются сильными восстановителями, у соединений Ge (+2) восстановительные свойства настолько сильны, что в отсутствие окислителя они диспропорционируют. Для свинца степень окисления (+2) является наиболее устойчивой, а соединения Pb (+4) - сильные окислители.

Свойства элементов подгруппы углерода

4.2 Углерод и его соединения

Природные ресурсы. Содержание углеродав земной коре составляет 0,1%.Встречается как в свободном виде (алмаз, графит), так в связанном состоянии (диоксид углерода, карбонаты, нефть, природный газ, сланцевое масло, битумы).

В зависимости от числа у-связей координационное число углерода равно четырем (sp 3 - гибридизация), трем (sp 2 - гибридизация), или двум (sp - гибридизация) валентных орбиталей:

В соответствии с характерными гибридными состояниями орбиталей атомы углерода могут объединятся в полимерные образования координационной (sp 3), слоистой (sp 2) и линейной (sp) структуры.

Этому соответствует три простых типа веществ: алмаз, графит, карбин. В продуктах конденсации паров графита выделена новая модификация углерода - фуллерен.

Алмаз (sp 3) - кристаллическое вещество с атомной координационной решеткой, обладающее большой твердостью и значительной плотностью. Он тверже всех веществ. Его широко используют для резки стекол, бурения горных пород, шлифования особо твердых материалов. Образцы его в чистом виде сильно преломляют свет (светятся). При специальной огранке прозрачных кристаллов получают бриллианты. Это самый дорогой из драгоценных камней. Массу алмаза выражают в каратах (1 карат соответствует 0,2 грамма). Стоимость алмаза растет пропорционально квадрату его массы.

При sp 2 гибридизации образуется плоская структура графита . Графит - черно-серое кристаллическое вещество со слабым металлическим блеском. Расстояние между слоями очень велико (0,335 нм), а межмолекулярные силы между слоями в графите очень малы. Графит расщепляется на тонкие чешуйки, которые сами по себе очень прочны и легко прилипают к бумаге. Графит тугоплавок, из него готовят тигли для металлургии. В ядерных реакторах графит используют в качестве замедлителя нейтронов. Встречается в виде залежей (Алтай), получается из кокса. Переход графита в алмаз осуществляется при температуре 1800°С и давлении 6 ГПа в присутствии растворителей (расплавленный FeS, Та, Ni и др.).

При sp гибридизации образуется карбин , открытый в 1963 году, позднее обнаруженный в природе. Карбин получают путем каталитического окисления ацетилена. Карбин - мелкокристаллический порошок черного цвета. Кристаллы карбина состоят из линейных цепочек углеродных атомов, соединенных чередующимися одинарными и тройными связями:

- С С - С С - … (- С С -) n

По твердости карбин превосходит графит, но уступает алмазу. Обладает полупроводниковыми свойствами. При нагревании (Т=2880°C) без доступа воздуха превращается в графит.

К разновидностям графита относят сажу и древесный уголь. Уголь получается при термическом разложении углеродистых соединений. Уголь представляет собой тонко измельченный графит. Древесный уголь получается при обугливании древесины. Уголь (особенно древесный) содержит большое количество пор, поэтому обладает большой адсорбционной способностью. Адсорбцией называется свойство угля и других твердых тел удерживать на своей поверхности пары, газы и растворенные вещества. Вещества, на поверхности которых происходит адсорбция, называются адсорбентами. Если пропустить через растертый уголь чернила (уголь - адсорбент, чернила - адсорбат), то они обесцвечиваются. В технике в качестве адсорбентов применяются алюмосиликаты. В медицине таблетки из активированного угля используют для удаления вредных веществ.

Химические свойства. При обычной температуре углерод весьма инертен, при определенных условиях проявляет окислительные и восстановительные свойства. Окислительные свойства проявляются в реакциях:

4А1 + 3 = Al 4 +3 С 3 -4 (карбид А?);

СаО + 3С = С +2 О + СаС 2 (карбид Са);

С + 2Н 2 = С -4 H 4 (метан).

Восстановительные свойства для угля более характерны:

С° + О 2 = СО 2 .

Уголь восстанавливает Fe, Cu, Zn, Pb и другие металлы из их оксидов, например:

2ZnO + С° = 2Zn + С +4 О 2 .

При высоких температурах углерод взаимодействует с кислородом, азотом, галогенами и многими другими металлами.

Оксид углерода (II) СО образуется в процессе сгорания угля при недостатке кислорода:

2С + O 2 = 2СО.

В молекуле монооксида тройная химическая связь, поэтому СО характеризуется низкой температурой плавления и малой растворимостью в воде. В промышленности СО получают пропусканием диоксида углерода над раскалённым углём при высокой температуре:

СО 2 + С = 2СО.

Вследствие протекания этой реакции выхлопные газы автомобилей содержат СО, также содержат СО, отходящие газы печей при плохой тяге.

В лаборатории оксид углерода СО получают, добавляя по каплям муравьиную кислоту к концентрированной серной кислоте, которая отнимает от неё воду:

НСООН СО + Н 2 О.

Щавелевая кислота при нагревании с серной кислотой даёт смесь двух оксидов:

Н 2 С 2 0 4 = СО + С0 2 + Н 2 О.

Смесь полученных газов пропускают через раствор гидроксида бария, который поглощает только CO 2 .

Физиологическое действие . Монооксид углерода очень ядовит, смертельная доза СО в воздухе 0,2%. С гемоглобином крови СО связывается прочнее, чем кислород, тем самым блокируя перенос кислорода в организме. Признаки отравления малыми дозами: кровь необычно яркой окраски, сильная головная боль, иногда потеря сознания.

Свойства. Оксид углерода (СО) - бесцветный газ, тяжелее воздуха, мало растворим в воде. Поглощается активированным углём, а также фильтрующим слоем, содержащим I 2 O 5 . Оксид углерода при обычных температурах химически инертен, однако при участии катализаторов реагирует с водородом с образованием углеводородов. Из-за наличия неподеленных пар у углерода и кислорода монооксид углерода является лигандом и образует прочные комплексы с переходными металлами, например, , , . При высоких температурах СО восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CO + CuO = Cu + CO 2.

Это свойство оксида углерода (II) используется при выплавке металлов из руд. Соединяясь с серой, образует тиооксид:

Соединяясь с хлором, образует фосген:

СО + C? 2 = СОС? 2 .

Фосген (СОС? 2) - бесцветный газ со слабым сенным запахом. Очень ядовит , в первую мировую войну его использовали как удушающее и отравляющее средство. Фосген медленно гидролизуется водой с образованием соляной и угольной кислот:

СОС? 2 + 2НОН = Н 2 СО 3 + 2НС?.

Диоксид углерода СO 2 - образуется в природе при сгорании и гниении органических веществ. В воздухе его концентрация составляет 0,03%, содержится он также во многих минеральных источниках (нарзан, боржоми). Атмосфера Венеры на 95% состоит из СО 2 . Диоксид углерода ассимилируется в процессе фотосинтеза зелеными растениями с помощью имеющегося у них хлорофилла; при поглощении солнечной энергии в растениях образуются органические вещества (в первую очередь глюкоза), а кислород освобождается и выделяется в атмосферу. Поглощенная энергия при диссимиляции в живых организмах животных и растений снова высвобождается. Диссимиляция органических веществ в организмах - это процесс их окисления в присутствии ферментов с образованием диоксида углерода и воды:

Подобные документы

Физические свойства элементов главной подгруппы III группы. Общая характеристика алюминия, бора. Природные неорганические соединения углерода. Химические свойства кремния. Взаимодействие углерода с металлами, неметаллами и водой. Свойства оксидов.

презентация , добавлен 09.04.2017


Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

учебное пособие , добавлен 03.02.2011


Общая характеристика элементов VIA подгруппы, их получение, физические и химические свойства, распространение в природе. Водородные и кислородные соединения халькогенов. Обоснование степеней окисления +IV, +VI. Основные области применения серной кислоты.

презентация , добавлен 11.08.2013


Кальций как один из самых распространенных элементов на Земле, его главные физические и химические свойства, история открытия и исследований. Нахождение элемента в природе, сферы его практического применения. Существующие соединения и биологическая роль.

контрольная работа , добавлен 26.01.2014


Атомные, физические и химические свойства элементов подгруппы меди и их соединений. Содержание элементов подгруппы меди в земной коре. Использование пиро- и гидрометаллургическиех процессов для получения меди. Свойства соединений меди, серебра и золота.

реферат , добавлен 26.06.2014


Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Общая характеристика элементов І группы, их химические и физические свойства, история открытия и особенности способов получения. Литий и его соединения. Закономерности в строении атомов щелочных металлов. Правила хранения некоторых элементов этой группы.

презентация , добавлен 30.11.2012


Характеристика и групповое значение р-элементов. Степени их окисления. Состояние атомов халькогенов. Свойства галогенов. Подгруппа алюминия, азота и углерода. Основные минеральные формы бора. Распространенность в земной коре различных видов минералов.

презентация , добавлен 22.04.2016


Металлы. Методы получения металлов. Химические свойства металлов. Характеристика металлов главной подгруппы I группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий. Переходные металлы

реферат , добавлен 18.05.2006


Элемент главной подгруппы второй группы, четвертого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. История и происхождение названия. Нахождение кальция в природе. Физические и химические свойства. Применение металлического кальция.

p -элементами являются:

• в 1-м периоде - нет p -элементов
• во 2-м периоде - -
• в 3-м периоде - -
• в 4-м периоде - -
• в 5-м периоде - -
• в 6-м периоде - -

К P-элементам относятся непереходные металлы и большинство неметаллов . P-элементы имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-неметаллы - это высокореакционные, как правило, вещества, имеющию сильную электроотрицательность, P-металлы - умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу ПСХЭ .

См. также

• -элементы
• -элементы
• -элементы
• -элементы

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "P-элементы (химические)" в других словарях:

- (a. chemical elements; н. chemische Elemente; ф. elements chimiques; и. elementos quimicos) составные части простых и сложных тел, представляющие собой совокупность атомов c одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в … Геологическая энциклопедия

Элементы химические - элементы Периодической таблицы элементов Менделеева, в которой каждый элемент это вся совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. В настоящее время число известных элементов 118 … Начала современного естествознания

Простейшая форма материи, которая может быть идентифицирована химическими методами. Это составные части простых и сложных веществ, представляющие собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра атома определяется числом протонов в … Энциклопедия Кольера

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева H … Википедия

Каждый Э. х. это совокупность Атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. Ядро атомное состоит из протонов, число которых равно атомному номеру (См. Атомный номер) элемента, и нейтронов,… … Большая советская энциклопедия

Совокупности атомов с определенным зарядом ядра Z. Д. И. Менделеев определял Э. х. так: материальные части простых или сложных тел, к рые придают им известную совокупность физ. и хим. св в. Взаимосвязи Э. х. отражает периодическая система… … Химическая энциклопедия

Элементы химические - составные части всего многообразия простых и сложных веществ. Каждый химический элемент это совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. Атомное ядро состоит из… … Энциклопедический словарь по металлургии

Громадное разнообразие явлений и веществ природы, при её изучении, мысль человеческая всегда стремилась упростить при помощи допущения если не полного единства основных Э. (Демокрит, Эпикур), то, по крайней мере, при помощи небольшого числа Э.,… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

- (аббр. ХИТ) устройства, в которых энергия протекающих в них химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию. Содержание 1 История создания 2 Принцип действия … Википедия

Книги

• Химические элементы , Вайткене Любовь Дмитриевна. Fe, Au, Cu Феррум, аурум, купрум Ты еще не знаешь, что означают эти слова, но очень хотел бы узнать? Тогда эта книга твой верный помощник в освоении такой непростой науки, как химия. Прочитав…