Важнейшие соединения бора, алюминия иах физико-химические свойства. КО и ОВ свойства. Борная кислота. Кристаллогидрат тетраборатанатрия /бура

Р—элементы и их соединения

Содержание темы и учебно-целевые вопросы

Общая характеристика р-элементов. Неметаллы, амфотерные -элементы.Изменение неметаллических свойств в соответствии с пе­риодическим законом Менделеева.

Элементы III—А группы и IV— А группы. Общая характеристика групп.

Важнейшие соединения бора, алюминия иах физико-химические свойства. КО и ОВ свойства. Борная кислота. Кристаллогидрат тетраборатанатрия /бура/.

Важнейшие соединения элементов IV—А группы: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли, физико-химические свойстваважнейших соединений. КО и ОВ свойства. Оксид и диоксид углерода. Их биологическая активность. Угольная кислота и ее соли. Простые и комплексные соединения. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и силикаты.

Соединения бора, углерода, кремния в организмах, их биоло­гическая роль, применение в медицине.

Элементы V-А группы. Общая характеристика группы.

Важнейшие соединения азота и их физико-химические свойства. Изменение КО и ОВ свойств азота с изменением степени его окисления.Аммиак. Соли аммония. Свойства аминокислот как производных аммиака. Оксиды азота, их токсическое действие. Азотистая и азотная кислота, нитриты и нитраты.

Важнейшие соединения фосфора и их физико-химические свойств Аллотропия фосфора. Изменение КОи ОВсвойства соединений фосфор с изменением его степени окисления.

Фосфин. Оксиды фосфора. Фосфористая и фосфорнаякислоты,стереохииия молекул. Орто-, мета-, пиро- фосфаты. Свойства АДФ и АТФ как производных ди— и три—фосфорной кислоты.

Биологическая роль азота, фосфора, применение их соединений в медицине.

Элементы VI—А группы. Общая характеристика группы. Халькогены.

Кислород. Озон. Оксиды, кислородсодержащие кислоты, основания, соли - закономерности изменения физико-химических свойстви соответствии спериодической системойД.И.Менделеева.

Биологическая роль кислорода. Применение кислорода и озона в медицине.

Важнейшие соединения серы и их физико-химические свойства. Аллотропиясеры. Изменение КО и ОВ свойств соединений серы с изменением ее степени окисления. Важнейшие соединения серы.

Биологическая роль соединений серы. Применение в медицине соединений серы.

Элементы VII-А группы. Общаяхарактеристика группы.

Галогены, галогениды - закономерности изменения физико-хими­ческих свойств всоответствии с периодиаеской системой Менделее­ва.Галогеноводородные кислоты, изменения КО и ОВ свойств в груп­пе.Кислородные кислоты хлора, изменение КО и ОВ свойств с изме­нением степени окисления. Хлорная /белильная/ известь. Хлорная вода. Бертолетова соль.

биологическая роль соединений фтора, хлора, бромаи йода, их применение вмедицине.

3.2. Вопросы и ответы по разделу "Р—элементы и их соединения".

Вопрос:Какое положение занимают р—элементы в ПСЭ?

Ответ: Р—элементы расположены в ПСЭ в главных подгруппах с III по VII групп, а также к ним относятся элементы VIII-А группы, за исключением гелия. Р—элементы завершают короткие и длинные пе­риоды. В атомах этих элементов происходят заполнение электронами внешних р-орбиталей /с пs² пр^I — пs² пp ⁶ подуровень/. Всего в таблице Д.И.Менделеева 30 р-элементов.

Пятнадцать р-элементов — типичные неметаллы, они занимают в ПСЭ верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор, а основанием — линия, проходящая через элементы бор — астат.

III гр. - В,

IV гр. - С,Si ,

V гр. - N, Р, As,

VI гр. - О, S, Se, Те,

VII гр. - F, CI, Вr, Y, At

Остальные десять элементов являются типичными металлами и близкими по свойствам к ним, в ПСЭ располагаются

Ш гр. - AI, Gа, In, Те,

IV гр. - Ge, Рв, Sn,

V гр..- Sb, Bi,

VI гр. - Ро. '

Германий и сурьма обладают и металлическими и неметалличе­скими свойствами, оксиды и гидроксиды р-элементов /А1,Gа, In, Sn, Рв, As, Sb/ являются амфотерными.

Вопрос: Как происходит изменение радиусов атомов р-элементов, потенциалов ионизации, электроотрицательности, неметаллических и металлических свойств простых веществ в группах р-элементов.

Ответ: В группе /табл. 18/ с ростом порядкового номера элемента,

по мере появления новых энергических уровней происходит воз­растание радиусов атомов, уменьшение энергии ионизации и электроотрицательности. При этом связь электрона с ядром ста­новится слабее у последующего элемента, чем у предыдущего. В таком состоянии легко происходит отрыв электронов и атом превращается в катион, т.е. происходит усиление металлических свойств.

 

Таблица 18

Некоторые свойства элементов VI А группы

Элемент	O	S	Se	Te	Po
Ковалентный радиус атома, А0	0,73	1,04	1,16	1,43
Энергия ионизации ЭВ	13,6	10,36	9,7	9,01	8,43
Электроотрицательность по Полингу	3,4	2,6	2,5	2,0
Изменение свойств простых веществ	Газ твёрдые вещества — ———————— O S Se Te Po —————————— —— Неметаллы металл     Усиление металлических свойств

 

Вопрос: Как происходит изменение радиусов атомов, потенциалов ионизации, электроотрицательности, неметаллических и металличе­ских свойств простых веществ р-элементов по периодам?

Ответ: В периоде /табл. 19,2 0/ слева направо по мере увеличе­ния заряда ядра происходит уменьшение радиусов атомов, возраста­ние энергии ионизации и электроотрицательности. Ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства простых веществ р—элементов.

Таблица 19

Некотрые свойства элементов II периода

 

II период

Элемент ! B ! C ! N ! O ! F

Ковалентный 0,89 0,77 0,74 0,73 0,72 радиус атома, А0

Энергия ионизации 8,29 11,26 14,53 13,61 17,42 ЭВ

Электроотрицательность 2,0 2,5 3,0 3,4 4,0 по Полингу

Изменение свойств твёрдые ве-ва газ простых веществ B C N O F Усиление неметаллических свойств

 

 

Таблица 20

Некоторые свойства элементов III периода

 

III период

Элемент ! Al ! Si ! P ! S ! Cl

Ковалентный 1,43 1,17 1,11 1,04 0,99 радиус атома, А0

Энергия ионизации ,98 8,1 10,49 10,36 1,97 ЭВ

Электроотрицательность 1,61 1,90 2,19 2,58 3,16 по Полингу

Изменение свойств твёрдые ве-ва газ простых веществ Al Si P S Cl металл ——————————————— неметаллы Возрастание неметаллических свойств

 

 

Вопрос: Обладает ли р-элементы способностью к комплексообразованию?

Ответ: Ионы р-элементов склонны к образованию внутрикомплексных соединений с рядом органических реагентов. В процессе комплексообразования с неорганическими реагетнами они входят в состав внутренней сферы в виде комялексоообразователей или лиганда, а также могут образовывать внешнюю сферу. Например, Na₃ [Al /OH/₆] ; Na₂ [SiF₆]; [Ag /NH₃/₂]CI. Комплексообразующая способность р-элементов связана с наличием у ионов металлов свободных квантовых ячеек на р и S -орбиталях и неподеленных электронных пар у ионов неметаллов.

Вопрос: Каково строение внешнего электронного уровня в нормальном и возбужденном состоянии атомов р—элементов III-А группы и чему равны их степени окисления?

Ответ: Атомы р-элементоз II периода во внешнем электронном уровне /слое/ имеют S и р-орбитали. Атомы р-элементов с III по VI периоды имеют, помимо S , р и d орбитали, что в общем случае приводит к возрастанию их валентных возможностей. Как правило, максимальная валентность р-электронов соответствует номеру группы

 

Таблица 21

Строение внешнего электронного уровня в нормальном

и возбужденном состоянии атомов р-элементов III-А группы,характерные СО.

 

Элементы III-А группы	Распределение электронов на внешних орбиталях	СО
Нормальное состояние	Возбужденное состояние
В	— — — S P S P	/+1/, +3,/ -3 /
Al,Ga,In,Tl	- - - - - - - - - - - - - S P d S P d	/+1/, +3,/ -3 /
Изменение свойств простых веществ	В Al Ga In Tl неметалл амфотерный металл металлы Усиление металлических свойств

 

Для элементов подгруппы бора /за исключением ТI/ характерна степень окисления+3. Для TI характерна степень окисления+1, при чем TIОH является сильным основанием. Это объясняется тем, что для TI более прочным оказываются соединения, в которых атом сохраняет спаренные электроны на S-орбиталях и валентным становится р-электрон. Отрицательная степень окисления бора проявляется крайне редко, например, в гидридах бора- бораны В_пН_{п + 4} , В_пН_{п + 6}.

Вопрос: Как изменяются кислотно-основные свойства соединений р-элементов III—А группы?

Ответ:Все элементы III-А группы образуют оксиды типа R₂0₃ и соответствующие им гидроксиды, основные свойства которых в подгруп­пах растут сверху вниз /табл. 22/

Таблица 22

Изменение КО свойств соединений элементов III-А группы

 

Элемент ! Оксиды ! Кислоты ! Амфолиты ! Основания

В B2O3 -кислотный HBO2 ,HBO3 — — Al Al2O3 -амфотерный — Al /OH/3 — Ga Ga2O3 -амфотерный — Ga/OH/3 — In In2O3 -слегка амфотерный — In /OH/3 основные свойства преобладают над кислотными

Tl Tl2O3 -основной Tl/OH/3 -слабое Tl2O -основной — — Tl/OH/3-сильное

 

Вопрос: Охарактеризуйте способность элементов III-А группы к комплексообразованию.

Ответ: Ионы /Э⁺⁵/ элементов IIIА группы способны к процессу компленсообразования /проявляют акцепторное свойства/ за счет участия в образовании координационных связей свободных S и р-орбиталей в Sр³ —гибридизации /В, АI/, при этом координационное число равно 4, S, p³ d²-гибридизации / AI, Yn, TI, Уа /S,р и d-орбиталей с координационным числом 6.

Вопрос: Каковы основные химические свойства бора и его важнейших соединений?

Ответ: В обычных условиях бор, подобно кремнию, весьма инертен и непосредственно соединяется только со фтором:

2B + ЗF₂ —> 2BF₃

При нагревании бор реагирует со многими веществами, вступая в реакции как в роли окислителя, так и восстановителя.

В+ неметаллы /О, S ,CI₂, N₂ /, например, 4В + 3О₂= 2В₂О₃ восстановитель

В + металлы, например, В + Mg = Мg₃В₂
окислитель " «

Бор реагирует со сложными веществами:

2В +3H₂O —> B₂O₃ + 3Н₂

В + 3НNO₃ —>Н₃ВO₃ + 3NO₂

2B + 2NaOН + 2H₂O —>2 NaBO₂ + 3H₂

С водородом бор непосредственно не взаимодействует, бораны по­лучают действием воды или кислоты на бориды:

2Mg₃B₂ + I2Н₂O —> 2В₂Н₆ + 6Мg/0Н/₂

Mg₃B₂ + 6HCI —> В₂Н₆ + 3МgСl₂.

Характер связей бора в соединениях ковалентный.

Бор способен и к реакциям комплексообразования, находясь в ссстоянии Sp³ -гибридизации / K [BF₄] /.

Наибольшее практическое значение имеют кислородные соединения бора.

Оксид бора, борный ангидрид В₂0₃ - бесцветная, стекловидная масса. С водой образует ортоборную кислоту- B₂O₃ + 3Н₂О =2Н₃ВО₃.

Безводная Н₃ВО3 - бесцветные, чешуйчатые кристаллы, плохо растворяются в холодной воде при нагревании растворимость повышает­ся. Н₃ВО₃ - очень слабая кислота, слабее H₂CO₃ и H₂S

В растворе Н₃ВО₃ диссоциирует, проявляя кислую реакцию-Н₃ВО₃ Н⁺³ + Н₂ВО₃^- К_I = 6.10^-10 /1-я ступень/

Н₂ВО₃ Н⁺³ + НВO₃^-2 К₂=2.10^-13 /1-я ступень/

НВО₃ Н⁺² + BO₃^-3 К₃ =2.1 0^-14/3-я ступень/

или

Н₃ВО³ + НОН = В/ОН/₄ ^- + Н ⁺ К = 1.10^-9

При нагревании Н₃ВО₃ постепенно теряет Н₂О, превращаясь в B₂O₃

н₃во₃ ---------> нво₂ ----------------> н₂в₄о₇ -------------> в₂о₃

ортоборная метаборная тетраборная борный ангидрид

/пирофорная /

Ортоборная кислота — самая стойкая из борных кислот, но соли ортобораты не образует. Соли борных кислот - бораты - большей частью являются производными мета- чаще тетраборной кислот.

4Н₃В0₃ + 2NаОН Nа₂В₄О₇ + 7Н₂0

4Н₃В0₃ + 2 ОН ^- В₄0₇ ^-2 + 7Н₂0

Кристаллогидрат татрабората натрия /буря/ Na₂B₄O₇ • IOH₂O -бесцветные кристаллы; его водные растворы вследствие гидролиза обладают сильной щелочной реакцией:

Nа₂В₄0₇ + 7H₂0 = 2NаОН + 4Н₃В0₃

В₄0₇ ^-2 + 7Н₂0 = 20Н ^- + 4Н₃В0₃

Вопрос: Какова биологическая роль бора, применение его соедине­ний в медицине?

Ответ: Бop для живых организмов жизненно важный микробиогенный элемент. Он влияет на белковый и углеводный обмен животных и растений. Концентрируется в костях, зубах, мышцах, в костном мозгу и щитовидной железе животных, и, вероятно, ускоряет рост и разви­тие организмов. Установлено, что бор тормозит кишечную амилазу и кишечные протеиназы, усиливает действие инсулина и тормозит окисление адреналина, ослабляет действие витаминов В₂ и B₁₂. Для химии организма важную роль играют сильнейшие акцепторные свой­ства бора. Из соединений бора в медицине в основном используют ортоборную кислоту - Н₃В0₃ - растворы /водные, спиртовые/ приме­няют наружно, для полоскания рта, зева, для промывания глаз, в виде мази и в примочках при заболеваниях кожи.

Тетраборат натрия Nа₂В₄0₇ • IOH₂O - растворы /водные, гли-цириновые/ применяют наружно как антисептическое средство для по­лосканий, смазываний. Внутрь - при лечении больных эпилепсией.

Вопрос:Какими химическими свойствами обладает алюминий?

Ответ: Химически активен, является сильным восстановителем.

Fe₂0₃ + 2А1 = 2AI₂0₃ + 2Fe

реагирует с кислородом: 4AI + 30₂ = 2AI₂0₃ галогенами: 2AI + 3С1₂ = 2 А1С1₃

при высокой температуре - с серой, азотом, углем. С водородом алюминий непосредственно не взаимодействует, гидрид его полу­чают косвенным путем:

AlCl₃ + 3 Li Н AlH₃ + 3LiCl

После удаления оксидной пленки алюминий энергично соединяет­ся с водой: 2А1 + 6Н₂0 = 2Al /0H/₃ + 3H₂

Будучи амфотерным, алюминий растворяется в растворах кислот и щелочей, образуя соответстдующие катионные и анионные комплексы

2AI + 6HCl + 12H₂O = 2 [Al /H₂O/₆ ]Cl₃ + 2H₂

2AI + 6H + 12H₂O = 2 [Al /H₂O/₆ ] ⁺³ + 3H₂

2AI + 6NaOH + 6Н₂O = 2Na₃ [Al /OH/₆ ] + 3H₂

2AI + 6OH ^- + 6Н₂O = 2 [Al /OH/₆ ] ^-3 + 3H₂

Алюминий практически не взаимодействует с концентрированны­ми и сильно разбавленными азотной и серной кислотами. В умеренно концентрированных растворах этих кислот он растворяется.

С НN0₃ реагирует с выделением / N₂;NO₂;NO;NH₃ / :

8AI + 3ОНNO₃ = 8AI /NH₃/₃ + 3N₂O₅ + 15H₂O

Алюминий - комплексообразователь Na₃ [Al/OH/₆ ] , характер­ные к.ч. = 6;4.

Вопрос: Какими свойствами обладают соединения алюминия?

Ответ: Химическая связь в соединениях алюминия преимущественно ковалентная, но с более выраженной ионностью в сравнении с соединениями бора.

А1/0Н/₃ - студенистый белый осадок, получают действием щелочей на растворы солей алюминия.

А1С1₃ + 3NaOH = А1/ОН/₃ + 3NaCI

А1³⁺ + 3ОН ^- = А1/ОН/₃

Диссоциацию амфотерного А1/ОН/₃ можно выразить уравнением:

А1³⁺ + 3ОН ^- А1/0Н/₃ H₃AlO₃ HAlO₂ + H₂O H⁺ +AlO₂^- + А1³⁺ +3ОН ^- А1/0Н/₃ А1/0Н/₃ +3H₂O [Al /OH/₄ /H₂O/₂] ^- + H⁺

[Al /OH/₆ ] ^-3 + 3H⁺

по типу кислоты

Гидроксид алюминия в Н₂О и растворе NH₃ не растворим, но свеже­приготовленный легко растворяется в кислотах и щелочах с образо-ванием солей.

 

А1/0Н/₃ + 3HCI = А1С1₃ + 3Н₂0

А1/0Н/₃ + 3H⁺ = А1³⁺ + 3Н₂0

или

А1/0Н/₃ + 3HCI + 3Н₂0 = [Al /H₂O/₆ ]Cl₃

А1/0Н/₃ + 3H⁺ + 3Н₂0 = [Al /H₂O/₆ ] ⁺³

сплавлен. Na[А1/0Н/₄] или Na₃[А1/0Н/₆]

А1/0Н/₃ + NaOH

в ра-ре

 

NaА1О₂ + 2Н₂0

_{сплавл.}

А1/0Н/₃ +OH ^- А1О₂ ^- + 2Н₂0

в ра-ре[А1/ОН/₄] ^- или [А1/ОН/₆] ^-3

 

При растворении A1/OH/₃ в щелочах полученные соли называют алюминатами.

А1₂Оз - белое тугоплавкое с высокой твердостью вещество, относится к амфотерным оксидам, с водой и кислотами не взаимо­действует, со щелочами только при нагревании

_{сплавление}

А1₂Оз + 2NaOH 2NaА1О₂ + Н₂0

_{сплавление}

А1₂Оз + Na₂СО₃ 2NaА1О₂ + СО₂

_{сплавление}

А1₂Оз + 6KHSO₄ 2K₂SO₄ + 3Н₂0 + А1₂ /SO₄/₃

Известно много солей алюминия. В растворе как соли катиона A1⁺³ /A1C1₃, Al / NO₃ /₃ , А1₂ /SO₄/₃ ,так и алюминаты подвергаются гидролизу:

I ступень A1C1₃ + Н₂0 = AlOHCl₂ + HCl
гидролиза A1⁺³ + HOH = AlOH ⁺² + H⁺ / pH< 7/

 

Соли алюминия, образованные очень слабыми летучими кислота­ми Н₂S,H₂SO₃, Н₂СО₃ и т.д./, гидролизуются полностью:

А1₂S₃ + 6Н₂0 = 2A1/OH/₃ + ЗН₂S

Вопрос: Является ли алюминий биогенным элементом?

Ответ: Алюминий микробиогенный элемент, обнаружен во всех органах, тканях человека, больше всего его содрежится в легких, печени, костях, головном мозгу, почках. С возрастом A1 накапли­вается в крови /в цельной крови от 0,02 - 0,06 мг на 100 мл крови/. В организме человека и животных A1 содержится в основном в связанном с белками виде. Основная биологическая роль алюминия заключается в участии в построении эпителиальной и соединительной ткани, в процессах регенерации костной ткани, в обмене фосфора. Возбуждение ЦНС сопровождается повышением A1в крови, а торможение — понижением.

Вопрос: Какие соединения алюминия применяются в медицине? Ответ: Из соединений алюминия в медицине применяют: A1ОН/СН₃СОО/₂ - бурова жидкость оказывает вяжущее и противовоспа­лительное действие при заболеваниях кожи и слизистых оболочек /примочки/ компрессы/.

A1/OH/₃ — гидроксид A1 - обволокивающее, адсорбирующее средство. Применяется внутрь при язве желудка и 12-перстной кишки, при отравлениях, как наружное в присыпках.

Силикат алюминия используется в составе белковой глины в виде при­сыпок, мазей.

Алюминиевые квасцы КA1/SO₄ /₂ • 12H₂О - обладают вяжущим, дезинфицирующим и кровоостанавливающим действием. Они употреб­ляются в виде водных растворов при катарах слизистых оболочек, при лечении ран, язв, мокнущих поверхностей.

Сульфат алюминия А1₂ /SO₄/₃ • 18H₂О используется для очиски водопроводной воды. В результате гидролиза соли получается колло­идный раствор А1/OH/₃, студенистый осадок, который и захватывает в воде частицы и бактерии, не пропуская их через фильтр.

Вопрос: Каково строение внешнего электронного уровня в нормаль­ном и возбужденном состоянии атомов р-элементов IV-А группы и чему равны их степени окисления?

Ответ: Строение внешнего электронного уровня в нормальном и возбужденном состоянии атомов р-элементов IV-А группы и харак­терные СО представлены в табл.23.

Таблица 23

 

Группа IV-А Элемент	Распределение электронов на внешних орбиталях	CО	Валент- ность
	Нормальное состояние	Возбужденное состояние
С	— S P S P	+2, +4, -4	II , IV
Si,Ge,Sn,Pb	- - - - - - - - - - - S P d S P d	+2, +4, -4	II , IV
Изменение свойств простых веществ	твердые вещества С,Si Ge,Sn Pb неметаллы металлы с амфотерными типичный металл свойствами возрастание металлических свойств

 

Для р-элементов IV- А группы характерны две степени окисления

+ 2 и +4. Первая отвечает восстановительным свойствам, вторая -окислительным.

Вопрос: Как изменяются КО свойства соединений р-элементов IV-А группы?

Ответ: Таблица 24

 

Изменение КО свойств соединений Р-элементов IV-А группы.

 

 

co

Изменение КО свойств соединений р-элементов IV-А группы.

+2   +4

СО - несолеобразующий оксид, не взаимодействующий при комн. ни с кислотами, ни с щелочами. Si - неустойчивое соединение,образующееся с большим трудом GeO,SnO,PbO-амфотерные оксиды с преобладанием основных свойств Ge/OH/2, Sn/OH/2, Pb/OH/2 - амфотерные соединения-гидроксиды усиление основных свойств Характерна для C и Si / так как rэ+4 < rэ+2 , то связь Э+4 -О прочнее связи Э+2 -О, соединения Э+4 -ОН проявляют кислотные свойства/ CO2,SiO2 -кислотные оксиды Ge2O, SnO2, PbO2 -амфотерны,с преобладанием кислотных свойств H2CO3, H2SiO3, H2GeO3, H2SnO3, H4PbO4 - слабые кислоты сила кислот уменьшается

 

 

Вопрос: Дайте характеристику водородным соединениям элементов IV-А группы.

Ответ: Для всех p—элементов IV-А группы свойственно образование водородных соединений. Однако устойчивость их в подгруппе резко падает. Так, если углерод образует необозримое число водородных соединений, то для кремния их известно сравнительно немного, для германия их несколько, для олова - два, а для Pb удалось полу­чить только одно крайне неустойчивое соединение - PbН₄.

Вопрос: Охарактеризуйте способность р-элементов IV-А группы

к комплексообразованию.

Ответ: Углерод /IV/ не проявляет свойств акцептора, т.к. не

имеет свободных орбиталей на внешнем уровне. Молекулы СО и ионы СN ^-, содержащие углерод, могут выступать в качестве лигандов в различных комплексах, например, K₄[Fе/СN/₆]. У аналогов углерода есть свободные d-орбитали, поэтому они в четырехвалентном сос­тоянии легко образуют многочисленные комплексные соединения, проявляя свойства акцепторов. Чаще всего координационное число У Si /IV/, Gе /IV/ равно 6;

H₂[SiF₆], H₂[GeF₆], Na₂[Sn/OH/₆]₄ и т.п. Свинец образует комплексные соединения с координационным числом 4 - K₂[PbI₄] и др.

Вопрос: Дайте характеристику физико-химических свойств углерода и его важнейших соединений. Применение их в медидине.

Ответ: Известно несколько аллотропных модификаций углерода -

алмаз, графит и карбин. Огромная разница в их свойствах объяс­няется особенностями их молекулярного строения.

Любой кристалл алмаза, даже огромный, шестисотграммовый "Куллинан" - это по существу одна молекула в высшей степени регулярного, почти идеально достроенного трехмерного полимера. В графите полимерная упорядоченность распространяется только в двух направлениях - по плоскости, а не в пространстве.

Синтетическим путем советскими химиками был получен линей­ный полимер углерода - карбин, впоследствии найденный в метео­ритном кратере.

Углеродные атомы в карбине соединены в цепочку чередующи­мися одинарными и тройными связями / — СС— СС —/. Внешне он выглядит как черный мелкокристаллический порошок, обладает полупроводниковыми свойствами. Открылись у карбина и вовсе неожиданные свойства. Оказалось, что кровь при контакте с ним не образует сгустков — тромбов, поэтому волокно с покрытием из карбина стали применять при изготовлении неотторгаемых кро­веносных сосудов. В атмосфере углерод находится в виде диокси­да - CO₂, и хотя содержание СО₂ в атмоофере невелико /0,03%/,

его общая масса составляет около 600 млн.т. Углерод входит в

состав тканей всех живых организмов. Содержание углерода в организме человека - 10,5%, _в земной коре - 0,08 ат.%

Углерод в виде активированного угля применяется в виде порошка и таблеток внутрь при жедудочно-кишечных заболеваниях, метеоризме, при отравлениях алколоидами, животными ядами, солями тяжелых металлов, бактерийными токсинами и т.д.

Углерод образует с кислородом два соединения СО и СО₂. Оксид углерода /II/ образуется в процессе горения угля:

С + СО₂ 2СО

Это газ без цвета и запаха. Очень токсичен, т.к., соединяясь с гемоглобином, образует карбоксигемоглобин,что препятствует переносу кислорода кровью. Так как константа равновесия реакции образования карбоксигемоглобина примерно в 300 раз выше, чем оксигемоглобина, то небольшие примеси СО в воздухе вызывают— тяжелые отравления При отравлениях СО рекомендуется вдыхание чистого воздуха, согревание тела, искусственное дыхание. Пре­дельно допустимая концентрация окиси углерода в воздухе 0,02мг/л.Оксид углерода при комнатной температуре мало реак-ционноспособен, но при нагревании вступает в реакции со многими веществами.

 

+H₂O HCOOH -муравьиная кислота

+NaOH HCOONa - фомиат натрия

CO +H₂ CH_2n , CH₃OH и др.

+Cl₂ COCl₂ фосген /ядовитый газ/

+O₂ CO₂

 

Диоксид углерода СО₂- продукт полного сгорания углерода. При нормальных условиях он тяжелее воздуха, при повышенном давлении легко сжимается и может быть получен в твердом виде /"сухой лед"/.

СО₂ применяют для тушения огня, т.к. этот оксид препят­ствует горению. Однако щелочные и щелочноземельные металлы легко сгорают в СО₂

2 Mg + СО₂ 2 MgO + C

Растворение СО в воде приводит к частичному образованию слабой и непрочной угольной кислоты:

СО₂+ Н₂О H₂CО₃ — равновесие смещено влево.

Солм угольной кислоты — карбонаты обычно мало растворимы в воде. Хорошо растворимы карбонаты Na, К, Rb, Cs и аммония. При нагревании карбонаты разлагаются:

_t

СаСO₃ СаО + СО₂

Чем сильнее выражены металлические свойства элемента, тем более устойчив карбонат. Для щелочных металлов известны гидрокарбонаты. При слабом нагревании они легко разлагаются:

2NaHCО₃ Na₂CО₃ + СО₂ + Н₂О

Оксид углерода /IV/ участвует в фотосинтезе углеводов. Раститель­ный пигмент хлорофилл поглощает энергию солнечного света,которая используется для превращения углекислого газа и воды в углеводы и кислород.

Общая схема процесса фотосинтеза

_hv

х СО₂ + у Н₂О С_х / Н₂О /_у + хО₂

_{хлорофилл}

Углеводы являются огромным хранилещем энергии и существова­ние всех форм жизни на нашей планете обязано фотосинтезу.

Именно фотосинтез сделал доступным кислород для существовав­ших живых форм. В свою очередь присутствие кислорода привело к

созданию аэробного метаболизма.

Суммарная реакция клеточного дыхания

в аэробных условиях:

6СО₂ + глюкоза + 38/АДФ + H₃PO₄/ 6СО₂+ 6Н₂О + 38 АТФ

СО₂, образующийся в процессе клеточного дыхания, переносится кровью и легким в виде растворенного газа в жидкости, в виде бикарбонатов и в комплексе с гемоглобином /карбгемоглобин/.

Оксид углерода /IV/ находит применение в медицине в составе дыхательных смесей с кислородом.

Цианистоводородная кислота, НСN, содержащая углерод, является ядом, взаимодействует с дыхательным ферментом, соединяясь с Fе⁺³, с которым она образует прочные комплексы. В резуль­тате тканевое дыхание останавливается. Клетки мозга, управляющие дыханием, исключительно чувствительны к этому эффекту. Смерть наступает мгновенно в результате паралича этого нервного центра.

Вопрос: Дайте характеристику физико-химическим свойствам Si и его важнейших соединений. Применение в медицине соединений кремния.

Ответ: Ближайшим аналогом углерода по числу валентных электронов является кремний. Однако кремний, в отличие от углерода, имеет свободные р-,d- орбитали. Разница в строении атомов делает существенном различие и в химических свойствах. Так, углерод -основной элемент в органической химии, кремний - в неорганической. После кислорода кремний занимает второе место по распространению в земной коре. Главная масса земной коры состоит из силикатных пород. Конечный продукт так называемого "выветривания" горных пород — обычный кварцевый песок. -SiO₂.

Существует мнение о билогической инертности кремния. С другой стороны, известно, что при высоком содержании пыли оксида кремния /IV/ в воздухе она попадает в легкие человека и вызывает серьезное заболевание- силикоз /у бурильщиков кварцевых пород, точильщиков, горняков/. При силикозе кремниевая кислота вызывает глубокие изме­нения в процессах обмена веществ, нарушает физиологические функции организма и морфологическую структуру органов и тканей. Некоторые кремнийорганические соединения - арилсилотроны оказались токсичными для всех теплокровных животных. В то же время в человеческом орга­низме кремний есть практически повсеместно.

В среднем организм человека содержит п .I0 ^-3%Si . Наибольшим со-
держанием кремния отличаются лимфоузлы корней легких, хрусталик глаза, гладкие мышцы кишечника и желудка, поджулудочная железа. Количество Si в коже новорожденных — максимально, а с возрастом оно уменьшается. Содержание в легких человека за время его жизни
возрастает 140 - 20000 мкг SiO₂ на 1 г сухой ткани, а в лимфоузлах корней легких - с 270 до 50000 мкг SiO₂ на 1 г сухой ткани.

В организме человека Si присутствует в 3-х формах.

1/. Растворимые в Н₂О неорганические соединения, которые прони­кают через стенки клеток и могут легко выводится из организма/орто-кремниевая кислота, ионы орто- и олигокремниевай кислот/.

2/. Растворимые в органических растворителях кремнийорганиче­ские и комплексные соединения /орте— и олигокремниевые эфиры углеводов, белков, холестерина и других стеринов/.

3/. Нерастворимые нолимеры Si /поликремниевая кислота, амфорный кремнезем, нерастворимые силикаты и кварц./

Si в организме человека играет важную роль. Соединения Si облег­чают удаление с мочой метаболитов, чужеродных и токсических ве­ществ, служат барьером, задерживающим развитие дегенеративных процессов, активируют обмен коллагена.

Обмен Si тесно связан с обменом Са. Старение организма сопряже­но с нарушением равновесия Si - Са: снижение содержания Si и повыше­ние содержания Са в соединительной ткани. Обмен Si также связан с обменом Р, Cl, F, K, Na, Al, Mо и Со.

Человеку ежедневно требуется 20-30 мг SiO₂, который поступает с Н₂О и пищей.

Понижение поступления Si в организм приводит к "силикозной" ане­мии, наблюдаемой при рахите, заболеваниях лимфосистемы и др. Повышенное поступление Si в организм наблюдается в кремниевых биогеохимических провинциях /в местах выхода кремниевых пород/. Это приводит к нарушениям фосфориокальциевого обмена, образованию камней в мочевых путях.

Вот почему исследование роли кремния в живых организмах и изыс­кания возможности использования этого элемента для лечения и про­филактики различных заболеваний и травм, а также для борьбы со ста­рением, чрезвычайно актуально.

Элементарный кремний при обычной температуре химически не ак­тивен, но щелочи переводят кремний в соответствующие соли кремние­вой кислоты:

_ки-та

------x------->

Si | +2KOH + Н₂О

K₂SiO₃ + 2Н₂

 

Кремниевые соли — силикаты, как правило, бесцветны, тугоплавки и практически нерастворимы в воде за исключением силикатов натрия и калия.

Наиболее характерным и усточивым соединенней кремния является его оксид /IV/ SiO₂. Все свойства диоксида кремния свидетельствуют о большой прочности кристаллических решеток кварца. В природе встречается кварц с самой различной окраской: с великолепной фиолетовой или голубовато-фиолетовой окраской кристаллы называют аметистом, с желтой -цитрином, с дымчатой -топазом. К разновидностям кварца относят агат, яшму, опал, кремень. Оксид кремния /IV/ химически инертен, нерастворим в воде и кислотах. Реагирует только с плави­ковой кислотой:

SiO₂+ 4HF SiF₄ + 2Н₂О

Оксид кремния /IV/ соответствует слабым нерастворимым в воде кремниевым кислотам nSiO₂ • mН₂О, в свободном виде выделены орто-кремниевая H₄SiO₄, метакремниевая H₂SiO₃ и др. кислоты. При сплав­лении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются соли кремниевых кислот - силикаты:

SiO₂ + 2NaОН Na ₂SiO₃ + Н₂О

Кремниевая кислота и силикаты - нежелательная примесь в питьевых водах, благодаря внешнему сходству со стеклом и растворимости в воде, силикаты натрия и калия называют "растворимым стеклом". При действии соляной или серной кислоты на раствор Na ₂SiO₃ образуется практически нерастворимый в воде гель кремниевой кислоты H₂SiO₃. Отмытый и высушенный гель кремниевой кислоты называется силика— гелем. Природные силикаты являются обычно полисиликатами или алюмосиликатами, образующимися из кислот с общей формулой хН₂О • yAl₂O₃ • 2SiO₂. Исходными основными веществами для получения стекла являются сода Nа₂СO₃, известняк СаСО₃, песок SiO₂.Смесь этих веществ нагревают в печах до 1400° и выдерживают до полного удаления газов, получая

Nа₂СO₃ + СаСО₃ + 6SiO Na₂O.Ca.O.6SiO₂ +2CO₂

стекло, предназначенное для приготовления широчайшего ассортимен­та бытовых изделий. В качестве стеклообразующих веществ использу­ются разнообразные оксиды. Для получения цветных стекол к ним при­бавляют в процессе варки оксид меди /синий цвет/, оксид хрома /зеленый цвет/ и т.д. Стекла молочного цвета содержат фториды. При плавлении в кислородно-водородном пламени кварц превращает­ся в кварцевое стекло, которое, в отличие от обычного стекла, про­пускает ультрафиолетовые лучи и используется в ртутных лампах, применяемых для облучения больных ультрафиолетовыми лучами. Кварце­вое стекло выдержит резкую смену температуры, устойчиво к действию кислот /кроме плавиковой/ и находит широкое применение для изготов­ления лабораторной посуды и в химической промышленности.

Кварц и каолин /А1₂О₃ . 2SiO₂ . 2H₂O / составляют основу глины. Особо чистый сорт глины, белая глина, применяется внутрь как адсорбирующее средство при гастритах и кишечных заболеваниях. В семоси с другими веществами применяется наружно при ожогах, экзе-мах и язвах.

Кремниевые соединения /силиконы/ получили широкое применение в

медицине для приготовления искусственных клапанов сердца, искус— стенного сердца и т.п.

Вопрос: Каково строение внешнего электронного уровня атомов эле— центов V-А группы в нормальном и возбужденном состоянии и соответветствующие СО.

Ответ: Таблица 2 5

 

Строение внешнего электронного уровня атомов элементов V-А группы в нормальном и возбужденном состоянии и соответствующие СО.

 

Элемент	Распределение электронов на внешних орбиталях	CО
Нормальное состояние	Возбужденное состояние
N	S P S P	-3, +1, +2, +3, +4, +5
P , As, Sb , Bi	- - - - - - - - - S P d S P d	-3, +3, +5
Изменение свойств простых веществ	газ твердые вещества —— ———————————— N P As Sb Bi ———————— неметаллы усиление металлических свойств

 

Вопрос: Почему максимальная валентность азота в соединениях равна 4?

Ответ: Из таблицы 25 легко увидеть, что валентность 5 азот прояв-лить не может, т.к. имеет только три неспаренных электрона и отсутствует d-орбиталь. Для осуществления состояния атома азота с 5 неспаренными электронами необходимо возбудить и распарить S-электронами, переведя на 3-й энергетический уровень, что потребует большой затраты энергии. Поэтому азот, в отличие от других элементов груп­пы, не является пятивалентным. Соединения азота со степенью окисления +5 / N₂O₅ ; HNO₃/ можно рассматривать как производное четырехвалент­ного иона N⁺, который имеет во внешнем электронном слое 4 неспаренных электрона:

 

N S P

Так, в молекуле азотной кислоты / Sp² -гибридиpацbя/ одна из связей одинарная, две другие близки к двойным.

 

O

H ——— O——— N

O

Вопрос: Как изменяются КО и ОВ свойства оксидов и гидроксидов

р-элементов V-А группы?

Ответ: Таблица 26

 

CO	Изменение КО и ОВ свойств оксидов и гидроксидов р-элементов V-А группы
+3	N2O3 P2O3 As2O3 Sb2O3 Bi2O3 кислотные оксиды амфотерные соединения основной оксид   HNO2 H3PO3 H3AsO3 Sb/OH/3 Bi/OH/3 кислоты амфотерные гидроксиды гидроксид основного характера усиление основных свойств   ОВ ослабление восстановительных свойств двойственность
+5	N2O5 P2O5 As2O5 Sb2O5 Bi2O5 кислотные оксиды   HNO3 H3PO4 H3AsO4 H3SbO4 КBiO3 кислоты     уменьшение кислотных свойств   окислительные свойства усиливаются

 

 

Азот, в отличие от остальных элементов группы, образует с кислородом пять оксидов, проявляя СО от +1 до +5.

Вопрос: Охарактеризуйте физико-химические свойства азота и его
важнейших соединений. Применение их в медицине.
Ответ: Азат входит в состав белков и других органических соединений,селитр /например, чилийской NaNO₃/. В свободном состоянии содержится в атмосфере /75,5%/. Энергия связи NN

велика /942 кдж/моль /, поэтому в молекулярном состоянии азот очень инертен. Чтобы азот стал более реакционноспособным, его надо перевести в атомарное состояние. Это достигается при помощи катализаторов, температуры, воздействии электрозаряда. При -198°С азот превращается в бесцветную жидкость, употребляющуюся обычно при химических,биологических и медицинских работах для охлаждения и замораживания. Фи­зиологически при обычных условиях азот инертен. При повышенном дав­лении, например, при погружении водолазов, растет концентрация раство­ренного азота в крови и тканях организма. Это приводит к так называ­емому азотному наркозу. Водолаз словно пьянеет: нарушается координа­ция движений, сознание. Симптомы наркоза отсутствуют, если в ска­фандр вместо обычного воздуха подается гелио—кислородная смесь.

Азот — элемент, который относится к типичным неметеллам, его
связи всегда ковалентны. В соединениях азота встречаются все степени
окисления от -3 до +5:

N ^-3H₃ ; N₂^-2H₄ ; N^-1H₂ ; N₂⁰ ; N₂⁺¹O; N⁺²O; HN⁺³O₂ ; N⁺⁴O₂ ; HN⁵O₃

При обычной температуре он взаимодействует только с металлом литием, образуя Li₃N. Однако при нагревании он начинает реагировать со мно­гими металлами, образуя нитриды: Mg₃N₂; Ва₃N₂; AIN и др.

NН₃ - очень ядовит и действует на слизистые оболочки глаз и дыхатель­ных путей. Вдыхание большого количества может привести к воспалению легких.

Нашатырный спирт широко применяется в медицине как средство для возбуждения дыхательного центра /первая помощь при угаре, обмо­рочном состоянии, опьянении/. Раствор аммиака оказывает антимикроб­ное действие и хорошо очищает кожу.

Аммиак используется для получения солей аммония:

 

 

_+HNO3

NH₄NO₃

NH₃ |

NH₄Cl

_+HCl

 

NH₄Cl /нашатырь/ применяется внутрь при отеках сердечного происхож­дений, а также как отхаркивающее при бронхитах, пневмонии и т.д.При замещении водорода на электроотрицательные группировки или органиче­ские радикалы образуются амины и имины. Например, гидроксиламия NH₂ОН , метилаяин СН₃NH₂ , анилин С₆Н₅NH₂ , а также аминокислоты:

CH₃ CH₃ CH₃

| | |

NН₃ + C=O C=NН C—NН₂

| ^-H2O | |

СООН СООН СООН /аланин/

_ПВК

Для химии живых организмов очень большое значение имеют α-аминокислоты, где карбоксильная группа и аминогруппа находятся у одного ж того же атома углерода / α-атом/.

Аминокислоты являются амфотерными и могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

_+HCl R-CH-NH₃ ⁺ Cl^-

|

R - CH - COOH COOH

| |

NH₂ ^+NaOH R-CH-COO^- Na⁺

|

NH₂

 

Оксид азота / I / N₂O- бесцветный газ, химически мало активен. Малые концентрации его вызывают чувства опьянения и потерю болевых ощущений, поэтому применяется в медицине в смеси с кислородом для наркоза при операциях, при профилактике травматического шока, острой коронарной недостаточности и для обезболевания родов.

Оксид азота /II/ NO - бесцветный, очень ядовитый газ, быстро окисляющийся кислородом воздуха в красновато-коричневый NO₂ /IV/

2NO + O₂ 2 NO₂

восстановитель

При действии некоторых восстановителей проявляет окислительные свойства:

2NO + SO₂ SO₃ + N₂O

окислитель

Оксид азота /III/ N₂O₃- темно-синяя жидкость, при низких температурах разлагается:

N₂O₃ NO + NO₂

С водой образует азотистую кислоту, а с основаниями-нитриты:

_{+ Н2О}

2HNO₂

N₂O₃ - | _+OH

2NaNO₂ + Н₂О

NO₂ - токсичен, энергично реагирует с металлами. Применяется как сосудорасширяющее средство, при отравлении цианидами. Оксид /V/ N₂O₅ - белые кристаллы, неустойчив, постепенно разлагается, сильный окислитель. Оксиды азота - опаснейшие промышленные яды. При хроническом отравлении ими наблюдается повышенное сердцебиение, крово­харкание, катар дыхательных путей и разрушение зубов. Максимально допустиная концентрация оксидов азота в воздухе 0,005 мг/м³.

Азотистая кислота /HNO₂/ - кислота средней силы. Известна только в разбавленном водном растворе и в газовой среде:

NO /г/ + NO₂ /г/ + Н₂О /г/ 2HNO₂ /г/

Азотистая кислота, в которой азот имеет промежуточную степень окисления +3, может быть как окислителем, так и восстановителем. Сильные окислители переводят NO₂ ^- в NO₃ ^- :

5NaNO₂ + 2 KMnO₄ + 3Н₂SO₄ 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3Н₂О

Сильные восстановители обычно восстанавливают HNO₂ до NО:

2NaNO₂ + 2KI + 2Н₂SO₄ Na₂SO₄ + 2NО + K₂SO₄ + I₂ + 2Н₂О

Соли азотистой кислоты — нитриты — можно получить восстановлением нитратов, например:

NaNO₃ + Pb PbO + NaNO₂

Нитриты устойчивее HNO₂. Нитриты,так же как 2HNO₂, обладают окислительной и восстановительной активностью.

Азотная кислота - сильная одноосновная кислота и сильный окислитель. Концентрированная азотная кислота при нормальной тем­пературе разлагается:

4HNO₃ 4NO₂ + 2Н₂О + O₂

Вследствие этого высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску. Пары ее сильно ядовиты. Попадание HNO₃ на кожу приводит к тяжелым ожогам. Концентрированная и разбавленная HNO₃ ведет себя различным образом:

|cлабые вост. / С, S, Р, Сu, Ag, Нg /

^{_________________________________________________}

HNO₃ разб. ____ |акт. вост. /Са, Mg, А1,NН₄ , NO₃/

_{__________________________________________________}

|вост. ср.силы /Zn, NO, N₂O, NН₄ , NO₃, N₂ /

^{__________________________________________________}

Al, Cr, Fe пассивация

HNO₃ конц. ------ | _вост.

NO₂

Соли азотной кислоты - нитраты - получают действием HNO₃ на ме­таллы, оксиды, гидррксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо раст­воримы в воде.

Азотная кислота HNO₃ применяется наружно для прижигания и выве­дении бородавок и мозолей. Нитриты вызывают значительное пониже- ние артериального давления, особенно при гипертонии. Однако, для лечения гипертонической болезни, они не применяются, т.к. гипотен­зивный эффект сопровождается побочными явлениями, непостоянен и непродолжителен. Иногда нитриты применяются при стенокардии, т.к. они быстро вызывают расширение сосудов и курируют болевой синдром. Органические нитриты /нитроглицерин, эринит и др./ широко приме­няются при коронарной недостаточности.

Вопрос: Назовите важнейшие соединения фосфора. Охарактеризуйте их физико-химические свойства.

Ответ: Фосфор - аналог азота. Хотя физические и химические свойства этих элементов очень сильно различаются, есть у них и общее, в частности то,что оба эти элемента необходимы животным и растениям.

Фосфор - неметалл средней активности. Для фосфора характерно II аллотропных модификаций, наиболее изучены белый, красный, черный. Белый фосфор крайне ядовит /доза - 0,1-0,15 г. смертельна для человека/. При отравлении фосфором необходимо принимать во внутрь 2% раствор медного купороса через каждые пять минут до появления рвоты.

При нагревании-без доступа воздуха выше 250°С белый фосфор превращается в красный. Это уже полимер, но неупорядоченной струк­туры. Реакционная способность у красного фосфора значительно меньше, чем у белого. Он не светится в темноте, не растворяется в сероуглероде, не ядовит.

Другая, еще более высокомолекулярная модификация фосфора - ченый фосфор, получен в условиях болыших давлений /200 тыс. атм., t° -200°С/ и скорее напоминает графит, чем белый или красный фос­фор. Это мало активная форма.

Фосфор не реагирует с водородом. Фосфористый водород /фосфин/ получают гидролизом фосфида кальция:

Са₃Р₂ + 6Н₂О 3Са/ОН/₂ + 2РН₃

или нагреванием белого Р с концентрированным раствором щелочи. При этом происходит реакция диспропорционирования:

Р₄+ 3NaOH + 3Н₂О РН₃ + 3NaН₂PO₂

гипофосфит натрия

Фосфин - РН₃ - сильно ядовитый бесцветный газ с чесночным запахом. С сильными кислотами РН₃ образует соли фосфония. В воде они пол­ностью гидролизуются. Фосфин - энергичный восстановитель, при действии на него галогенов образуются три- и пентагалогениды:

 

РН₃ + 3Сl₂ PCl₃ + 3HCl

РН₃ + 4Сl₂ PCl₅ + 3HCl

Фосфор активно взаимодействует с галогенами. При избытке фос­фора образуется РНаI₃, при изоытке галогенов - РНаI₅.

РНаI₃ и РНаI₅ являются ангидридами соответствующих кислот.

PCl₃ + 3Н₂О Н₃РО₃ + 3HCl

РС1₅ + 4Н₂О Н₃РО₄ + 5HCl

РС1₅ + Н₂О РОС1₃ + 2HCl

РС1₅ и РОС1₃ легко отщепляют хлор и поэтому являются удобными хлорирующим агентами. Указанные вещества обладают удушливым запахом и ядовиты.

Кислородсодержсшие соединения Фосфора.

/P2O3 /x , /P2O5 /x , /P2O4 /x Оксид P2O3 состоит из димерных молекул P4O6 , получается при сжига­нии фосфора…  

Контрольные вопросы.

1.Какие элементы ПСЭ относятся к р-блоку?

2.Как изменяются наиболее характерные свойства /Rа; R; OЭO; СO; I; неметаллические свойства/ в III-А—VII-А группах?

3. Охарактеризуйте комплексообразующую способность р-элементов.

4. Как изменяются КО и ОВ свойства соединений:

а/ III—А группы, б/ IV-А группы, в/ V-А группы, г/ VI-А группы,

д/ VII-А группы?

5. Каковы валентные возможности и СО элементов:

а/ III-А группы, б/ IV-А группы, в/ V-А группы, г/ VI-А группы?

6. Чем р-элементы II периода отличаются от р-элементов тех же

групп других периодов?

7. Чему равна валентность азота в солях аммония и азотной кислоте?

8. Почему фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1, а хлор проявляет переменную степень окисления от -1 до +7 ?

9. Составьте формулы хлоридов элементов III периода и разделите на кислотные, основные к амфотерные.

10. Какие хлориды NACl; SiCl₄; PCl₅ ^- - будут взаимодействовать между собой?

11.Как взаимодействуют р-элементы с водородом?

12.Составьте уравнения гидролиза бинарных соединений р-элементов РС1₃; ICl; Cl₃N и P₂S₃ , если электроотрицательность элемен­тов в ряду Р, I ,S, С1,N возрастает слева направо?

13.Как изменяется сила кислот водородных соединений р-элементов и их устойчивость в ряду Н₃Аs - Н₂Se - НВr, сравните степень гидролиза солей этих кислот К₃As , К₂Se, ХВr ? Составьте уравнения реакций гидролиза.

14. Как изменяются восстановительне свойства водородных соедине­ний р-элементов в следующих рядах:

NН₃, Н₂О, HF

Н₂О, H₂S, Н₂Se, Н₂Tе

15.В какой последовательности изменяется прочность водородной
связи между молекулами водородных соединений р-элементов в
ряду H₂S, HCl, NН₃, Н₂О, НF , если электроотрицательность

элементов в ряду S-Cl-N-O-F возрастает слева направо.

16. Докажите с помощью реакций амфотерность Al.

17. Где и как применяются в медицине бypa, борная кислота и соединения Al /белая глина, гидроксид Al, квасцы, ацетат А1/.

18. Какие соединения углерода обладают токсичными свойствами?

19. Какова биогенная роль С оn vivo?

20. Какие соединения р-элементов IV-А группы применяются в ме­дицине?

21. Где применяются в медицине соединения р-элементов V—А группы и какие из них являются токсичными?

22- Какие элементы VI-А группы и их соединения применяются в медицине?

23. Напишите продукты реакции, составьте электронные схемы для следующих реакций и подоврите коэффициенты:

NaBr + H₂SO₄

H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄

H₂SO₃ + Br₂ +H₂O

SO₂ + HI

KI + KNO₂ + H₂SO₄

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄

24. Какие соединения галогенов применяют в медицине?

25. Какова биогенная роль галогенов?

26. Как изменяется жесткость оснований Льюиса в ряду F ^-, С1 ^-, Вr ^-, I ^-. Дать объяснение с позиций концепции ЖМКО.

27. Как изменяется прочность связей и константа устойчивости в ряду лигандов F ^-, С1 ^-, Вr ^-, I ^- для катиона А1⁺³ / жесткая кислота и катиона Аg⁺ /мягкая кислота/.

28. С какими электронодонорными /О,N,S/ биолигандов катионы

Са⁺² и Сu⁺³ образуют прочные связи?

Темы реферативных докладов по теме "биогенные элементы" для студентов I курса

1. Водород и его соединения. Их роль в медицине.

2. Nа и К в организме человека, соединения натрия и калия, используемые в медицине.

3.Свойства и биогенная роль Са и Мg, применение их соединений в

медицине.

4.Соединения азота, фосфора, углерода, кремния, серы, кислорода,
их биологическая роль, применение в медицине.
5.Биологическая роль d-элементов.

6. Химические основы применения соединений S, p, d-элементов в

медицине.

7. Химические основы токсического действия на организм человека

различных элементов и их соединений.

8. Концепция жестких и мягких кислот и оснований /ЖМКО/ в бионеор— ганической химии. Подбор лекарств на основе концепции /ЖМКО/ для вывода из организма различных ионов металлов.

9. Элементы в организме человека и их роль в процессе старения.

 

 

СОДЕРЖАНИЕ стр.

ПРЕДИСЛОВИЕ........................................................................3

ВВЕДЕНИЕ.......................................................................4

I. S-элеменгы и их соединения........... ......................................8

1.Содержаний темы и учебно-целевые
вопросы................................ ........................................... 8

2. Ответы на вопросы...........................................................9

3. Контрольные вопросы ............ ..................................... 33

II. d-элементи и их соединения........... ......................................34

1. Содержание темы и учебно-целевые вопросы................34

2. Ответы на вопросы..........................................................35

3. Контрольные вопросы.....................................................57

III. Р-элементы и их соединения...... ........................................59

1. Содержание темы и учебно-целевые вопросы................59

2. Отводы на вопроси.........................................................60

3. Контрольные вопросы.....................................................99

IV.Учебно—исследовательская работа
/темы докладов/............................. .....................................101

V.Литература................................... ......................................102

VI.Содержание .................................. .....................................104