Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСККОГО ХОЗЯЙСТВА РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное

учреждение высшего образования

«ОРЛОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ имени Н.В. Парахина»

РЕФЕРАТ

по дисциплине «Неорганическая и аналитическая химия»

на тему: «Углерод»

Орел 2018



Содержание

1. Символ углерода, его положение в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Атомная масса

2. Строение ядра атома. Возможные изотопы. Примеры.

3. Электронная формула атома: распределение электронов по уровням, подуровням, ячейкам Хунда. Возбужденное состояние атома.

4. Валентность атома в стационарном и возбужденном состояниях. Возможные степени окисления атома. Окислительно - восстановительные свойства. Примеры схем перемещения электронов.

5. Атомные характеристики атома: потенциал ионизации. Сродство к электрону, электроотрицательность в сравнении с «соседями» слева, справа, снизу, сверху по периодической системе

6. Эквивалент углерода и его соединений. Примеры расчетов

7. Химические свойства углерода и его соединений

8. Виды концентрации.

9. Электролитическая диссоциация. Схема процесса диссоциации гидроксида (кислоты, основания). Константа диссоциации. Расчет для 0,1М раствора слабого электролита, степени диссоциации.

10. Расчет pH, pOH 0,01М раствора гидроксида и соли углерода

11. Гидролиз. Пример гидролиза кислоты. Расчет константы гидролиза. Характеристика pH водного раствора соли. Значение кислотности в практике сельскохозяйственного анализа

12. Биологическая роль и применение в сельском хозяйстве углерода и его соединений.

13. Качественный анализ (сущность, группа к которому относится катион или анион, уравнение реакции, условия и признаки реакции)

14. Методы количественного определения элемента или его соединений

Список литературы



1. Символ углерода, его положение в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Атомная масса

Символ элемента - С. В периодической системе элементов Д. И. Менделеева занимает положение в периоде 2, B IVA. Атомная масса = 12.0.

Порядковый номер элемента (№) определяет его заряд ядра (зарядное число Z), а следовательно, количество протонов Np+ (обозначение протона -- p1+) и общее количество электронов NeЇ (обозначение электрона -- eЇ) в ядре. Для углерода порядковый номер равен 6, следовательно, ядро атома углерода состоит из 6 протонов и 6 электронов.

Атомная масса элемента, или массовое число изотопа (A) равно сумме масс протонов и нейтронов (обозначение нейтрона -- n10) в ядре, следовательно, по разности можно вычислить количество нейтронов N. Для углерода атомная масса равна 12 а.е.м.

Номер периода, в котором находится элемент в ПС, численно равен главному (радиальному)квантовому числу n и определяет число энергетических уровней в атоме. Иногда встречается другое обозначение главного квантового числа -- nr (по Зоммерфельду). Углерод находится во втором периоде ПС, следовательно, имеет два энергетических уровня, главное квантовое число равно 2. Схематическая запись: № пер. = 2 => n = 2.

Номер группы, в которой расположен элемент в ПС, соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Углерод расположен в IV группе главной подгруппы, следовательно, на внешнем энергетическом уровне у него 4 электрона. Схематическая запись: № гр. = IV => N валентных eЇ валентных = 4.

2. Строение ядра атома. Возможные изотопы. Примеры

В органических соединениях атом углерода всегда четырехвалентен, это значит, что в образовании химической связи участвуют все 4 валентных электрона. Но в образовании связи участвуют только неспаренные электроны! Чтобы объяснить несоответствие между понятием валентности и электронным строением атома углерода, следует применить модель возбужденного состояния атома углерода C?, допускающая переход электрона с 2s- на 2р-подуровень:

1s22s22p1_x2p¹_v > 1s²2s¹2p¹_x2p¹_v2p¹_z

В этом случае энергия, затрачиваемая на переход электрона, компенсируется энергией, высвобождаемой при образовании двух дополнительных связей. Однако такая модель предполагает нахождение электрона на четырех «чистых» орбиталях -- одной s и трех р. Тогда в возбужденной состоянии атома энергия s-орбитали должна быть меньше энергии образования р-орбиталей. На самом деле это не совсем так. Как показывают исследования, энергия всех четырех образующихся в результате «перескока» электрона орбиталей примерно одинаковая, соответственно, и энергии образования связей в молекуле с одинаковыми гетероатомами (например, атомами водорода в метане) тоже примерно равны, причем энергия каждой из вновь образующихся орбиталей больше, чем энергия «чистой» s-орбитали, но меньше, чем энергия «чистой» р-орбитали.

Запишем наборы квантовых чисел для этих электронов:

Главное квантовое число - n - определяет энергетический уровень электрона, удалённость энергетического уровня от ядра и размер электронного облака.

Орбитальное квантовое число - l - определяет геометрическую форму атомной орбитали.

Магнитное квантовое число - ml - определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля.

Спиновое квантовое число - ms - определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси.

C = (6p + 6n) + 6 e

n= 2(L)

L= 0,1 (s,p)

ml = -1;0;1;

Se = Ѕ

3. Электронная формула атома: распределение электронов по уровням, подуровням, ячейкам Хунда. Возбужденное состояние атома

Углерод, входящий в состав органических соединений проявляет постоянную валентность. На последнем энергетическом уровне атома содержится 4 электрона, 2 из которых занимают 2s - орбиталь, имеющую сферическую форму, а два электрона - 2p орбитали, имеющие гантелеподобную форму. При возбуждении, один электрон из 2s орбитали может переходить на одну из вакантных 2p орбиталей. Этот переход требует некоторых энергетических затрат (403 кДж/Моль). В результате, возбужденный атом углерода имеет 4 неспаренных электрона и его эл. конфигурация выражается как формула 2s¹2p³

Электронная формула углерода: ??C 1sІ2sІ2pІ

Электронная формула углерода в возбужденном состоянии. Происходит распаривание s электронов на второй орбитали:. 1S2 2s1 2p3

4. Валентность атома в стационарном и возбужденном состояниях. Возможные степени окисления атома. Окислительно - восстановительные свойства. Примеры схем перемещения электронов

Валентность атома углерода в возбужденном и невозбужденном состоянии.

Углерод существует в виде нескольких простых веществ, в которых его степень окисления равна нулю.

С менее электроотрицательными, чем он сам, элементами углерод дает карбиды. Поскольку для углерода характерно образовывать гомоцепи, состав большинства карбидов не отвечает степени окисления углерода (-4): Si⁺⁴C^-4, B₄C^-4, CaC^-4₂, Al₄C^-4₃. В качестве простейшего карбида можно рассматривать метан C^-4H₄.

Углерод проявляет степени окисления (+2) и (+4), в соединениях с более электроотрицательными, чем он сам, неметаллическими элементами, например C⁺²O^-2, C⁺²S^-2, H⁺¹C^-2N⁺¹, C⁺⁴O^-2₂, C⁺⁴F^-1₄, C⁺⁴O^-2S^-2, C⁺⁴O^-2Cl^-1₂, C⁺⁴Cl^-1₄ и т.д.

При нормальных условиях аллотропные модификации углерода - графит и алмаз - довольно инертны. Но при повышении t активно вступают в химические реакции с простыми и сложными веществами.

Так как электроотрицательность углерода невысока, то простые вещества являются хорошими восстановителями. Легче окисляется мелкокристаллический углерод, труднее - графит, ещё труднее - алмаз.

Аллотропные модификации углерода окисляются кислородом (горят) при определённых температурах воспламенения: графит воспламеняется при 600 °С, алмаз - при 850-1000 °С. Если кислород находится в избытке, образуется оксид углерода(IV), если в недостатке - оксид углерода(II):

С + О2 = СО2

2С + О2 = 2СО

Углерод восстанавливает оксиды металлов. При этом получают металлы в свободном виде. Например, при прокаливании оксида свинца с коксом выплавляется свинец:

PbO + C = Pb + CO

восстановитель: C0 - 2e => C+2

окислитель: Pb+2 + 2e => Pb0

Окислительные свойства углерод проявляет и по отношению к металлам. При этом он образует разного рода карбиды. Так, с алюминием проходит реакции при высокой температуре:

3C + 4Al = Al4C3

C0 + 4e => C-4 3

Al0 - 3e => Al+3 4

В результате химического взаимодействия углерод может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

С⁰ -2e > С²⁺;

С⁰-4e > С⁴⁺;

С⁰+4e > С^4-.

В (С) = II, IV, III _{ст. окисления} (валентность)

Cт. окисления = -4 …. 0 …. +2 …. +4.

С⁰ + СО₂ ⁺⁴ > 2СО ⁺²

С⁰ - 2е > С ⁺² | 2 | - окислитель

С⁺⁴ + 2е > С⁺² | | - восстановитель

2NO₂ ⁺⁴ + C⁰ 2CO₂ ⁺² + N₂ ⁰

N ⁺⁴ + 4e > N ⁰ | 4 1| - окислитель

C⁰ - 2e > C ⁺² | 2 2 | - восстановитель

5. Атомные характеристики атома: потенциал ионизации. Сродство к электрону, электроотрицательность в сравнении с «соседями» слева, справа, снизу, сверху по периодической системе

В свободном состоянии углерод существует в виде одноатомных молекул С.

Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу углерода:

Энергия ионизации атома, эВ	11,25
Относительная электроотрицательность	2,55
Радиус атома, нм	0,077

B<C<N C>Si } энергия ионизации - сродство к электрону - электроотрицательность

Увелич. B, C, N >

Увелич. ^

B>C>N C<Si } атомный радиус Увелич. < Увелич. v

6. Эквивалент углерода и его соединений. Примеры расчетов

Эквивалент - такое количество вещества (элемента), которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Это величина безразмерная, непостоянная, зависит от ряда факторов: валентности, реакций, в которых участвует вещество.

Примеры:

Э_H2CO3 = 62/2 = 31

Э_Na2CO3 = 106/ (1*2) = 53

Э_CO2 = 44/ (1*2) = 22

7. Химические свойства углерода и его соединений

1. Взаимодействие с фтором

Углерод обладает низкой реакционной способностью, из галогенов реагирует только с фтором:

С + 2F₂ = CF₄.

2. Взаимодействие с кислородом

При нагревании взаимодействует с кислородом:

2С + О₂ = 2СО,

С + О₂ = СО₂,

образуя оксиды СО и СО₂.

3. Взаимодействие с другими неметаллами

Реагирует с серой:

С + 2S = CS₂.

не взаимодействует с азотом и фосфором.

Реагирует с водородом в присутствии никелевого катализатора, образуя метан:

C + 2H₂ = CH₄.

4. Взаимодействие с металлами

Способен взаимодействовать с металлами, образуя карбиды:

Ca + 2C = CaC₂.

А так же:

соединяясь с металлами и образуя карбиды, он выступает окислителем:

5. Взаимодействие с водой

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород:

C + H₂O = CO + H₂.

6. Восстановительные свойства

Углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов:

2ZnO + C = 2Zn + CO₂.

Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV):

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O;

C + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O.



8. Виды концентрации

В зависимости от растворителя различают водные и неводные растворы. Неводные растворы -- это растворы веществ в органических растворителях.

По точности выражения концентрации растворы делят на растворы приблизительной и точной концентрации.

Массовая доля -- отношение массы данного компонента системы к общей массе этой системы:

Часто массовую долю выражают в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть %) и в миллионных долях (млн^-1).

Молярная доля -- отношение количества вещества (в моль) компонента, содержащегося в данной системе, к общему количеству вещества системы (в моль):

углерод химический

Молярная концентрация -- отношение количества вещества л(Х), содержащегося в системе (например, в растворе), к объему системы V(X) и имеет размерность моль/м³ (в СИ) или, чаще, моль/л:

Молярность раствора записывается числовым значением молярной концентрации растворенного вещества в моль/л с последующей буквой М или словом «молярный».

Например, 1 М или одномолярный раствор, 0,1 М или деци-молярный, 0,01 М или сантимолярный, 0,001 М или миллимо-лярный растворы.

Еще пример. Масса моля серной кислоты равна 98,08 г, значит, в литре 1 М раствора серной кислоты содержится 98,08 г H₂S0_4, а в литре 0,1 М раствора -- соответственно 9,808 г H₂S0₄.

Молярная концентрация эквивалента -- отношение числа моль-эквивалентов в системе к объему этой системы:

где-- число моль-эквивалентов;-- молярная

масса эквивалента вещества;-- масса одного моль-эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества

Фактор эквивалентностиобозначает долю реальной ча-

стицы веществаэквивалентной одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Согласно рекомендации Международного союза теоретической и прикладной химиираствор, содержащий 1 моль-эквива-

лент веществаможно называть нор-

мальным раствором этого вещества и обозначать символом «н.» с указаниемв скобках фактора эквивалентности, например,

Молярная масса эквивалента вещества X равна произведению фактора эквивалентностина молярную массу вещества М(Х):

и имеет размерность молярной массы.

Моляльная концентрация-- отношение количества рас-

творенного вещества X (в молях) к массе т растворителя Y (в килограммах):

Термином моляльность предпочтительнее пользоваться в случае реакций, протекающих в неизотермических условиях.

Массовая концентрация р(Х) -- отношение массы компонента, содержащегося в системе (растворе), к объему этой системы (раствора).

Для растворов:

Плотность раствора -- отношение массы раствора к его объему:

Связь между плотностью раствора, массовой долей и молярной концентрацией выражается уравнениями:

Титр раствора-- масса веществасодержащегося в 1 см³

или 1 мл раствора:

На практикеобычно выражают в граммах на миллилитр

(г/мл).

Связь между титром раствора и другими видами концентраций выражается уравнениями:

Титр раствора, г/мл, по определяемому компоненту (веществу) -- отношение массы определяемого компонента (вещества) к эквивалентному объемустандартного раствора:

показывает, какая масса определяемого компонента (вещества) X реагирует с 1 мл стандартного раствора реагента Y. Связь между титром по определяемому компоненту (веществу) и другими видами концентраций выражается уравнениями:

где-- стехиометрические коэффициенты веществ X и Y в

уравнении реакции:

В 1 л 1М раствора H2CO3 - 62г. H2CO3

В 1 л 1Н раствора H2CO3 - 31г. H2CO3

9. Электролитическая диссоциация. Схема процесса диссоциации гидроксида (кислоты, основания). Константа диссоциации. Расчет для 0,1М раствора слабого электролита, степени диссоциации

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-.

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации б - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

б=vґ(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.



Примеры слабых и сильных электролитов

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Практически все соли и кислоты: HBr, KOH, NaOH, Ca(OH)2, HNO3, HClO4.	Большинство кислот и оснований: H2S. H2CO3. Al(OH)3, NH4OH.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ? A- + K⁺.

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

H2CO3 <--> H(+) + HCO3(-) диссоциация по первой ступени; HCO3(-) <-->H(+) + CO3(2-) диссоциация по второй ступени;

Суммарно: H2CO3 <-->2H(+) + CO3(2-).

Примеры:

I. H₂CO₃ - H⁺ + HCO₃ ^- C = 0.01 M

II. HCO₃ - H⁺ + CO₃ ^-2

Kg. (I) = 4,45 * 10 ^-7

Kg. (II) = [H⁺] * [CO₃ ^-] = 4.69 * 10^-11

б₁ =

10. Расчет pH, pOH 0,01М раствора гидроксида и соли углерода

Расчёт pH, pOH раствора гидроксида или соли элемента

pH₁ = lg =

pH₂ = -lg =

pOH₁ = 14 - …

pOH₂ = 14 - …

pOH + pH = 14.



11. Гидролиз. Пример гидролиза кислоты. Расчет константы гидролиза. Характеристика pH водного раствора соли. Значение кислотности в практике сельскохозяйственного анализа

ГИДРОЛИЗ (от греч. hydor-вода и lysis - разложение, распад), обменная р-ция между в-вом и водой. Количественно гидролиз характеризуют константой гидролиза (константой равновесия р-ции гидролиза) КГ и степенью, представляющей собой отношение числа частиц ионов или молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц, введенных в р-р. При и связаны друг с другом как константа и степень ионизации электролита, где с-концентрация р-ра в моль/л). При гидролизе солей образуются основания и кислоты. В большинстве случаев это обратимая р-ция.

Гидролиз карбоната натрия

Гидролизуется по аниону. Характер среды щелочной. Уравнение гидролиза выглядит следующим образом:

Na₂CO₃ - 2Na⁺ + CO₃^2- (диссоциация соли);

2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O - HCO₃-- + OH-- + 2Na⁺ (полное ионное уравнение);

CO₃^2- + H₂O - HCO₃-- + OH-- (сокращенное ионное уравнение);

Na₂CO₃ + H₂O -NaHCO₃ + NaOH (молекулярное уравнение).

Теоретически возможна вторая ступень:

NaHCO₃- Na⁺ +HCO₃-- (диссоциация соли);

Na⁺ + HCO₃-- + H₂O - H₂CO₃ (H₂O + CO₂) + OH-- + Na⁺ (полное ионное уравнение);

HCO₃-- + H₂O - H₂CO₃ (H₂O + CO₂) + OH-- (сокращенное ионное уравнение);

NaHCO₃ + H₂O - H₂CO₃ (H₂O + CO₂) + NaOH (молекулярное уравнение).

I. CO₃^2- + H₂O> HCO₃ ^- + OH^-

II. HCO₃ ^- + H₂O > H₂CO₃ + OH -

Кг =

h = v

12. Биологическая роль и применение в сельском хозяйстве углерода и его соединений

Биологическое значение.

Все без исключения живые организмы построены из соединений углерода. Особенностью атома углерода является их способность соединяться между собой, образуя сколь угодно длинные цепи, которые могут быть и разветвленными, содержащими миллионы и миллиарды атомов углерода, соединенных с атомами других элементов (самые из известных молекул - это молекулы белков, содержащих до миллиарда углеродных звеньев). Их длина может даже достигать одного метра!

Углерод в организме. Углерод - важнейший биогенный элемент, составляющий основу жизни на Земле, структурная единица огромного числа органических соединений, участвующих в построении организмов и обеспечении их жизнедеятельности (биополимеры, а также многочисленные низкомолекулярные биологически активные вещества - витамины, гормоны, медиаторы и другие). Значительная часть необходимой организмам энергии образуется в клетках за счет окисления Углерода. Возникновение жизни на Земле рассматривается в современное науке как сложный процесс эволюции углеродистых соединений.

Уникальная роль Углерода в живой природе обусловлена его свойствами, которыми в совокупности не обладает ни один других элемент периодической системы. Между атомами Углерода, а также между Углеродом и другими элементами образуются прочные химические связи, которые, однако, могут быть разорваны в сравнительно мягких физиологических условиях (эти связи могут быть одинарными, двойными и тройными). Способность Углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с других атомами Углерода создает возможность для построения углеродных скелетов различных типов - линейных, разветвленных, циклических. Показательно, что всего три элемента - С, О и Н - составляют 98% общей массы живых организмов. Этим достигается определенная экономичность в живой природе: при практически безграничном структурном разнообразии углеродистых соединений небольшое число типов химических связей позволяет намного сократить количество ферментов, необходимых для расщепления и синтеза органических веществ. Особенности строения атома Углерода лежат в основе различных видов изомерии органических соединений (способность к оптической изомерии оказалась решающей в биохимической эволюции аминокислот, углеводов и некоторых алкалоидов).

Согласно общепринятой гипотезе А. И. Опарина, первые органических соединения на Земле имели абиогенное происхождение. Источниками Углерода служили метан (СН4) и цианистый водород (HCN), содержавшиеся в первичной атмосфере Земли. С возникновением жизни единственным источником неорганического Углерода, за счет которого образуется все органическое вещество биосферы, является оксид углерода (IV) (СО2), находящийся в атмосфере, а также растворенный в природных водах в виде НСО3. Наиболее мощный механизм усвоения (ассимиляции) Углерода (в форме СО2) - фотосинтез - осуществляется повсеместно зелеными растениями (ежегодно ассимилируется около 100 млрд. т СО2). На Земле существует и эволюционно более древний способ усвоения СО2 путем хемосинтеза; в этом случае микроорганизмы-хемосинтетики используют не лучистую энергию Солнца, а энергию окисления неорганических соединений. Большинство животных потребляют Углерод с пищей в виде уже готовых органических соединений. В зависимости от способа усвоения органических соединений принято различать автотрофные организмы и гетеротрофные организмы. Применение для биосинтеза белка и других питательных веществ микроорганизмов, использующих в качестве единственного источника Углерода углеводороды нефти, - одна из важных современное научно-технических проблем.

Содержание Углерода в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет: 34,5-40% у водных растений и животных, 45,4-46,5% у наземных растений и животных и 54% у бактерий. В процессе жизнедеятельности организмов, в основные за счет тканевого дыхания, происходит окислительный распад органических соединений с выделением во внешнюю среду СО2. Углерод выделяется также в составе более сложных конечных продуктов обмена веществ. После гибели животных и растений часть Углерода вновь превращается в СО2 в результате осуществляемых микроорганизмами процессов гниения. Таким образом происходит круговорот Углерода в природе. Значительная часть Углерода минерализуется и образует залежи ископаемого Углерода: каменные угли, нефть, известняки и другие. Помимо основной функции - источника Углерода - СО2, растворенная в природных водах и в биологических жидкостях, участвует в поддержании оптимальной для жизненных процессов кислотности среды. В составе СаСО3 Углерод образует наружный скелет многих беспозвоночных (например, раковины моллюсков), а также содержится в кораллах, яичной скорлупе птиц и других Такие соединения Углерода, как HCN, СО, ССl4, преобладавшие в первичной атмосфере Земли в добиологический период, в дальнейшем, в процессе биологической эволюции, превратились в сильные антиметаболиты обмена веществ.

Помимо стабильных изотопов Углерода, в природе распространен радиоактивный 14С (в организме человека его содержится около 0,1 мккюри). С использованием изотопов Углерода в биологических и медицинских исследованиях связаны многие крупные достижения в изучении обмена веществ и круговорота Углерод в природе. Так, с помощью радиоуглеродной метки была доказана возможность фиксации Н14СО3- растениями и тканями животных, установлена последовательность реакций фотосинтеза, изучен обмен аминокислот, прослежены пути биосинтеза многих биологически активных соединений и т. д. Применение 14С способствовало успехам молекулярной биологии в изучении механизмов биосинтеза белка и передачи наследственной информации. Определение удельной активности 14С в углеродсодержащих органических остатках позволяет судить об их возрасте, что используется в палеонтологии и археологии

13. Качественный анализ (сущность, группа к которому относится катион или анион, уравнение реакции, условия и признаки реакции)

Kачественный анализ, идентификация (обнаружение) компонентов анализируемых веществ и приблизительная количеств, оценка их содержания в веществах и материалах. В качестве компонентов могут быть атомы и ионы, изотопы элементов и отдельные нуклиды, молекулы, функциональные группы и радикалы, фазы (смотри Элементный анализ, Изотопный анализ.,Молекулярный анализ, Органических веществ анализ. Фазовый анализ).

СO₃ ^2- - I группа анионов

Na₂CO₃ + 2 HCI > 2NaCl + H₂CO₃

H₂CO₃ > H₂O + CO₂

Признак реакции: выделение газа CO₂

14. Методы количественного определения элемента или его соединений

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ, определение содержания (массы, концентрации и т.п.) или количеств. соотношений компонентов в анализируемом образце. Определяемыми компонентами м. б. атомы, молекулы, изотопы, функц. группы, фазы и т. п. (см. Элементный анализ, Молекулярный анализ, Изотопный анализ, Органических веществ анализ, Фазовый анализ). Обычно количественный анализ основан на использовании зависимости доступных измерению физических св-в изучаемого объекта или продукта его преобразования от состава. Методика, или алгоритм проведения, количественного анализа подробно и в строгой последовательности регламентирует все стадии количественного анализа: отбор и подготовку пробы; переведение анализируемой части пробы в состояние, удобное для анализа; возбуждение и измерение аналит. сигнала - физ. величины (оптич. плотности, интенсивности спектральной линии, высоты полярографич. волны, скорости счета импульсов в заданном канале гамма-спектрометра и т.д.), корреляционно связанной с содержанием определяемого компонента; построение градуировочной характеристики, описывающей эту связь; определение поправки контрольного опыта; расчет результата единичного определения; расчет результата анализа путем усреднения результатов единичных определений и др. Большинство методов количественного анализа относятся к сравнительным (относительным), в к-рых градуировочную характеристику строят с использованием образцов сравнения. В абс. методах количественного анализа (напр., гравиметрии, кулонометрии) образцами сравнения не пользуются. Большое значение имеют метрологич. характеристики - закон распределения результатов параллельных определений, границы интервала определяемых содержаний, воспроизводимость, правильность, погрешности анализа (см. Метрология химического анализа). За ниж. границу определяемых содержаний обычно принимают то миним. содержание, к-рое можно определить с заданной максимальной относит, случайной погрешностью ?r для принятой доверительной вероятности Р (обычно Р=0,95). При анализе в-в высокой чистоты часто задают ?r=0,66. По кол-ву в-ва, взятого для анализа, различают макрометоды (масса пробы более 0,1 г), полумикрометоды (0,01-0,1 г), микрометоды (0,001-0,01 г), субмикрометоды (0,1-1 мг) и ультрамикрометоды (менее 0,1 мг). Компоненты анализируемого в-ва по их относит, содержанию условно делят на основные (составляют 1-100% по массе), неосновные (0,01-1% по массе) и следовые, или примесные (менее 0,01% по массе). При контроле технол. процессов, прир. среды и т.п. используют непрерывный автоматизир. количественный анализ. Автоматизир. системы аналит. контроля (АСАК) могут входить в автоматизир. системы управления технологией произ-ва, в к-рых результаты количественного анализа используют для оперативного регулирования условий проведения технол. процессов. В АСАК возможен как периодич. отбор пробы, так и количественный анализ в-ва в потоке. Тенденция развития количественного анализа - дальнейшая автоматизация с применением компьютеров и внедрение физ. методов, отличающихся экспрессностью, хорошими метрологич. характеристиками, высокой разрешающей способностью; такими методами можно определять одновременно неск. компонентов.

Гравиметрический анализ, весовой анализ, один из важных методов количественного химического анализа, основанный на точном измерении массы вещества. Определяемое вещество обычно выделяют из анализируемой пробы в виде малорастворимого соединения известного постоянного химического состава, т. к. выделение вещества в химически чистом виде связано с большими трудностями, а иногда и невозможно. Гравиметрический анализ начинается с взятия точной навески анализируемой пробы и перевода её в раствор. Затем, прибавляя соответствующий реактив, получают малорастворимый осадок соединения, содержащего определяемое вещество. Осадок отделяют от раствора фильтрованием, промывают и сушат или прокаливают до постоянного значения массы. Зная навеску анализируемой пробы а, массу осадка b и его состав, вычисляют содержание определяемого вещества Х (обычно. в % по массе): F -- фактор пересчёта, представляющий собой отношение атомной массы определяемого вещества (или величины, кратной атомной массе) к молекулярной массесоединения в осадке. Например, при определении содержания железа (атомной масса 55,85), выделенного в виде его окиси Fe₂O₃ (молярная масса 159,70),

Наиболее ответственная операция гравиметрического анализа -- получение легко фильтрующегося (по возможности крупнокристаллического) малорастворимого осадка (потеря вещества вследствие его растворимостине должна превышать 0,1 мг), свободного от примесей посторонних веществ, не удаляющихся при сушке или прокаливании. Гравиметрический анализ отличается большой точностью: относительная ошибка опыта не превышает 0,1%, а при особо тщательной работе может быть доведена до 0,02--0,03%. Недостатки гравиметрического анализа -- длительность выполнения и необходимость применения сравнительно больших количеств анализируемой пробы (~0,5 г). Последний недостаток устраняется при использовании микро- и ультрамикрометодов гравиметрического анализа (подробнее см. Микрохимический анализ).

Гравиметрический анализ применяют для определения химического состава горных пород, минералов, сплавов, для контроля качества сырья и готовой продукции в ряде отраслей промышленности. К разновидностям гравиметрического анализа относятся пробирный анализ и электрогравиметрический анализ.

СaCO3 >^t0 Ca ²⁺ + CO3 ^2-

Ca(OH)2 + H2CO3 > CaCO3v +2H2O

Fпересчёта= = 40/100= 0.4



Список литературы

1. Г.П. Хомченко, И.К. Цитович «Неорганическая химия», М. изд. «Высшая школа» 1987г.

2. Ю.Д. Третьяков (ред.) «Неорганическая химия» (т. 1-3). М. изд. «Химия» 1973г.

3. П.М. Саргаев «Неорганическая химия», М. изд. Лань 2013г.

4. Краткая химическая энциклопедия т. 1-5. Под ред. И.Л. Кнунянца, М., «Советская энциклопедия», 1961-1967 гг.

5. Тиунов Л. А., Кустов В. В. Токсикология окиси углерода, Л. «Химия» 1969г

6. Бухаркина Т. В. Химия природных энергоносителей и углеродных материалов / Т.В. Бухаркина, Н.Г. Дигуров. -- М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 1999.

Размещено на Allbest.ru

...