Хімічні елементи та сполуки, їх властивості

· ZnO - зовнішньо у вигляді присипок, мазей, паст як в'яжучий, підсушуючий та дезінфікуючий засіб при шкірних хворобах.

· ZnSO₄ ? 7Н₂О - антисептичний та в'яжучий засіб:

Ш очні краплі при кон'юнктивітах;

Ш при ларингіті;

Ш для спринцювань при уретритах та вагінітах.

Алюміній та його сполуки

₁₃Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ Ступінь окиснення +3.

Фізичні властивості:

Проста речовина - алюміній. Це сріблясто-білий, легкий метал. На поверхні легко утворює оксидну плівку.

Хімічні властивості алюмінію:

Алюміній - амфотерний метал.

· 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

· 2Al + 3S = Al₂S₃

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

· 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂^ (при нагріванні)

· 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂^

· 2Al + 3CuSO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3Cu

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

· алюміній відновлює метали з їх оксидів: Al + Fe₂O₃ = Al₂O₃ + Fe

· концентровані нітратна та сульфатна кислоти не діють на алюміній із-за щільної оксидної плівки.

Сполуки Алюмінію

Мають амфотерний характер.

- безбарвна дуже тверда речовина, нерозчинна.

· Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

- біла драглиста речовина, нерозчинна.

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O (при сплавленні)

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] (в розчині)

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O (при нагріванні)

Якісні реакції на Al³⁺:

Al³⁺ + 3OH- > Al(OH)₃v білий драглистий осад,

AlOH)₃v + NaOH > Na[Al(OH)₄] розчиняється в надлишку лугу

Медичне застосування сполук Al³⁺:

· Al(OH)₃ - зовнішньо у вигляді присипок, мазей, паст як адсорбуючий та обволікаючий засіб при шкірних хворобах. У вигляді суспензії входить до складу препарату „Альмагель”, який використовують для лікування гастриту.

· КAl(SO₄)₂ ? 12Н₂О (алюмокалієві галуни) - кровоспинний засіб.

Плюмбум та його сполуки

₈₂Pb 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p²

Ступінь окиснення +2, +4.

Фізичні властивості:

Проста речовина - свинець. Це метал сірого кольору з синюватим відтінком, дуже м'який і пластичний. На поверхні свинцю знаходиться матова оксидна плівка.

Хімічні властивості свинцю:

· 2Pb + O₂ = 2PbO

· Свинець у розведених HCl та H₂SO₄ практично не розчиняється внаслідок утворення на його поверхні малорозчинних PbCl₂ та PbSO₄. Свинець розчиняється у концентрованій HCl, оскільки при цьому утворюється розчинна комплексна сполука:

Pb + 4HCl (к) = H₂[PbCl₄] + H₂

Свинець взаємодіє з HNO₃:

3Pb + 8HNO₃ (р) = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Pb + 4HNO₃ (к) = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

· Свинець виявляє деякі властивості амфотерних елементів:

Pb + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Pb(OH)₄] + H₂

Медичне застосування cвинцю:

Свинцевий екран - захист від радіаційного та рентгенівського випромінювання.

Сполуки Плюмбуму(ІІ)

Амфотерні з перевагою основного характеру:

· PbO + 2HCl = PbCl₂ + H₂O

· PbO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Pb(OH)₄]

· Pb(OH)₂ + 2HCl = PbCl₂ + 2H₂O

· Pb(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Pb(OH)₄]

Якісні реакції на Pb²⁺:

· Pb²⁺ + 2Cl- > PbCl₂v білий осад

· Pb²⁺ + 2Br- > PbBr₂v жовтуватий осад

· Pb²⁺ + 2I- > PbI₂v жовтий осад

· Pb²⁺ + CrO₄^2- > PbCrO₄v жовтий осад

· Pb²⁺ + S^2- > PbSv чорний осад

Розчинні солі Плюмбуму(ІІ) Pb(NO₃)₂ та Pb(СН₃СОО)₂ отруйні ! Викликають виснаження організму, розлад роботи нирок, слабкість м'язів, чорну кайму на зубах.

Сполуки Плюмбуму(ІV)

Амфотерні з перевагою кислотного характеру:

· PbO₂ + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Pb(OH)₆]

· З розведеними кислотами не взаємодіє.

· Дія концентрованих кислот:

PbO₂ + 4HCl = PbCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

2PbO₂ + 2H₂SO₄ = 2PbSO₄ + O₂ + 2H₂O

Аргентум та його сполуки

₄₇Ag 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s¹ Ступінь окиснення +1.

Фізичні властивості:

Проста речовина - срібло. Це сріблясто-білий м'який метал, дуже пластичний, має найвищу серед металів електро- та теплопровідність. На цьому засновано його використання у приладобудуванні.

Хімічні властивості срібла:

В електрохімічному ряді напруг Ag розміщений за воднем, тому не витісняє водень з розчинів кислот.

· З киснем не взаємодіє.

· З неметалами:

2Ag + S = Ag₂S

2Ag + Cl₂ = 2AgCl

· З кислотами-неокисниками та водою не взаємодіє.

· Розчиняється в кислотах-окисниках:

Ag + 2HNO₃ (к) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

3Ag + 4HNO₃ (р) = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O

· Срібло має велику спорідненість до сірки, тому в присутності кисню повітря реагує з сірководнем (вироби срібла на повітрі, в якому є незначні домішки H₂S, темніють):

4Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S + 2H₂O

Аргентум нітрат AgNO₃ (ляпіс)

Фізичні властивості: безбарвні прозорі пластинки, дуже легко розчинні у воді.

Хімічні властивості:

· AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂Ov + 2NaNO₃ + H₂O бурий осад

· AgNO₃ + HCl = AgClv + HNO₃ білий осад

· AgNO₃ + NaCl = AgClv + NaNO₃

· AgNO₃ + Zn = Zn(NO₃)₂ + 2Ag

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂

Якісні реакції на Ag⁺:

· Ag⁺ + Cl- = AgClv білий осад

· Ag⁺ + Br- = AgBrv жовтуватий осад

· Ag⁺ + I- = AgIv світло-жовтий осад

Осад AgCl легко розчиняється в розчині амоніаку:

AgClv + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

Осади AgBr та AgI в розчині аміаку не розчиняються. Ця властивість використовується в якісному аналізі, щоб відрізнити хлориди від бромідів та йодидів.

· 2Ag⁺ + CrO₄^2- = Ag₂CrO₄v цегляно-червоний осад

Медичне застосування сполук Ag ⁺:

Іони Ag⁺ мають бактерицидну, в'яжучу, припікаючу та протизапальну дію.

· 1-2% водні розчини AgNO₃ - антисептичний засіб, використовують зовнішньо для лікування очних хвороб та захворювань шкіри.

· колоїдні розчини (комплексні сполуки Ag з білком) - для промивання сечогінних шляхів, в очній практиці та дерматології як в'яжучі та антисептичні засоби:

Ш протаргол (8% Ag);

Ш коларгол (70% Ag).

Бактерицидні властивості Ag⁺ використовують для знезараження питної води.

Купрум та його сполуки

₂₉ Сu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ Ступені окиснення +1, +2.

Фізичні властивості:

Проста речовина - мідь. Це червоний м'який метал, пластичний, має високу електропровідність.

Хімічні властивості міді:

В електрохімічному ряді напруг Сu розміщений за воднем, тому не витісняє водень з розчинів кислот.

· 2Cu + O₂ = 2CuO

· З неметалами:

Cu + S = CuS

Cu + Cl₂ = CuCl₂

· З кислотами-неокисниками та водою не взаємодіє.

· Розчиняється в кислотах-окисниках:

Cu + 4HNO₃ (к) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

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

Cu + 2H₂SO₄ (к) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

· У вологому повітрі мідь поступово вкривається зеленою плівкою:

2Сu + O₂ + H₂O + CO₂ = (CuOH)₂CO₃

Сполуки Купруму (ІІ)

Мають основний характер.

- чорна тверда речовина, нерозчинна.

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

- блакитна драглиста речовина, нерозчинна.

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2Н₂O

t°

Cu(OH)₂ = CuO + Н₂O

Оксид та гідроксид Купруму (ІІ) легко розчиняються в розчині амоніаку, утворюючи розчин яскраво-синього кольору:

CuO + 4NH₃ + H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Солі Купруму (ІІ) мають окисні властивості:

2CuSO₄ + 4KI = 2CuIv + I₂ + 2K₂SO₄

Ця реакція використовується в кількісному аналізі для визначення вмісту CuSO₄ у розчині або препараті.

Якісні реакції на Cu²⁺:

· Cu²⁺ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ яскраво-синій розчин

· 2Cu²⁺ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆]v + 4K⁺ бурий осад

Біологічна роль Cu ²⁺:

Cu належить до незамінних мікроелементів організму людини. Він специфічно діє на синтез гемоглобіну та утворення еритроцитів.

Медичне застосування сполук Cu²⁺:

CuSO₄ ? 5Н₂О (мідний купорос):

– блювотний засіб (внутрішньо);

– антисептичний, в'яжучий та припікаючий засіб (зовнішньо).

Меркурій та його сполуки

₈₀ Hg 1s^{2 2}2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴ 5s²5p⁶5d¹⁰ 6s²

Ступені окиснення +1, +2.

Одновалентного Меркурію не існує: - Hg - Hg -

Фізичні властивості:

Проста речовина - ртуть. Це єдиний рідкий за звичайних умов метал.

Хімічні властивості ртуті:

В електрохімічному ряді напруг Нg розміщений за воднем, тому не витісняє водень з розчинів кислот.

· При незначному нагріванні на повітрі утворюється оксид червоного кольору:

2Hg + O₂ = 2HgO

При подальшому сильному нагріванні оксид знов розкладається:

2HgO = 2Hg + O₂

· Реагує з сіркою:

Hg + S = HgS

На цій реакції базується знезараження приміщень від розлитої ртуті (засипають порошком сірки).

· Реагує тільки з кислотами-окисниками:

Нg + 4HNO₃ (к) = Нg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

· У присутності аніонів, які утворюють міцні комплекси, ртуть також розчиняється:

Нg + 4НІ = Н₂[HgI₄] + H₂

Сполуки Меркурію

З кислотами-окисниками в умовах надлишку кислоти утворюються солі Нg(ІІ), а при надлишку ртуті - солі Нg(І):

Нg + 4HNO₃ (к) = Нg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

6Нg + 8HNO₃ (р) = 3Нg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Дія лугів на солі Нg(+2):

Нg(NO₃)₂ + 2КOH = HgOv + 2КNO₃ + H₂O

Дія лугів на солі Нg(+1):

Нg₂(NO₃)₂ + 2КOH = Нg + HgO + 2КNO₃ + H₂O

Тобто оксид та гідроксид Нg(+1) не існують.

Відомі сполуки Нg(+1):

Hg₂Cl₂, Hg₂Br₂, Hg₂I_2, Hg₂SO₄, Нg₂(NO₃)₂

Hg + Нg(NO₃)₂ = Нg₂(NO₃)₂

Динітрат димеркурію є вихідною речовиною для одержання інших сполук Нg(+1):

Нg₂(NO₃)₂ + 2NaCl = Hg₂Cl₂v + 2NaNO₃

Нg₂(NO₃)₂ + 2KI = Hg₂I₂v + 2KNO₃

При додаванні надлишку KI утворюється розчинна комплексна сполука:

Hg₂I₂v + 2KI = K₂[HgI₄] + Hgv

Якісні реакції на іони Меркурію:

· Hg²⁺ + 2I- = HgI₂v червоний осад

· Hg₂²⁺ + 2I- = Hg₂I₂v болотно-зелений осад

Осад легко розкладається і змінює колір:

Hg₂I₂v = HgI₂v + Hgv

· Hg₂²⁺ + CrO₄^2- = Нg₂CrO₄v бурий осад

Медичне застосування сполук Меркурію:

Сполуки Меркурію виявляють антисептичну, проти паразитарну, сечогінну та послаблюючу дію.

· HgO - використовують в офтальмології та дерматології у вигляді мазей.

· Hg₂Cl₂ (каломель) - антисептичний, сечогінний та послаблюючий засіб.

HgCl₂ (сулема) - у концентрації 1:1000 використовують для дезінфекції білизни, одягу інфекційних хворих, приміщень.

· HgNH₂Cl (амідохлорид меркурію) - у косметології для відбілювання шкіри.

Hg₂Cl₂ + 2NH₃ = HgNH₂Clv + NH₄Cl

Хром та його сполуки

₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹ Ступені окиснення +2, +3, +6.

Фізичні властивості:

Проста речовина - хром. Це білий блискучий метал, дуже твердий та тугоплавкий. Має на поверхні оксидну плівку.

Хімічні властивості свинцю:

t°

· 4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

· 2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

· 2Cr + 3S = Cr₂S₃

· Хром реагує з розведеними HCl та H₂SO₄, оскільки оксидна плівка Cr₂O₃ має амфотерні властивості й під впливом кислот поступово руйнується:

Cr + 2HCl = CrCl₂ + Н₂^

У присутності кисню повітря:

4Cr + 12HCl + 3О₂ = 4CrCl₃ + 6Н₂О

· Концентровані HNO₃ та H₂SO₄ пасивують хром: захисна оксидна плівка ущільнюється настільки, що оброблений цими кислотами хром перестає реагувати з іншими речовинами навіть при нагріванні.

Сполуки Хрому(ІІ)

Мають основний характер.

- чорний порошок, нестійкий на повітрі, нерозчинний.

4CrO + O₂ = 2Cr₂O₃

CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

- драглиста жовта речовина, нерозчинна.

Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2Н₂O

Cr(OH)₂ = CrO + Н₂O

Нестійкий, легко окислюється на повітрі:

4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Cr(OH)₃

- нестійкі.

2CrCl₂ + 2HCl = 2CrCl₃ + H₂^

Сполуки Хрому(ІІІ)

Мають амфотерний характер.

- дуже твердий (близький до корунду) тугоплавкий порошок зеленого кольору, нерозчинний.

Cr₂O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

- драглиста сіро-зелена речовина.

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3Н₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

Сполуки Хрому(VІ)

Мають кислотний характер.

- яскраво-оранжеві кристали, легко розчинні у воді.

Дуже отруйний !

Недостача CrO₃: CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄

Надлишок CrO₃: 2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

CrO₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

При нагріванні розкладається:

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3О₂

- відомі тільки у водних розчинах. Сильні кислоти.

H₂CrO₄ - хроматна кислота.

H₂Cr₂O₇ - дихроматна кислота.

Дихроматна кислота при розчиненні переходить у хроматну:

H₂Cr₂O₇ + H₂O = 2H₂CrO₄

· Хромати (жовті) - утворюються при взаємодії CrO₃ з лугами або основними оксидами:

CrO₃ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

При підлуженні дихроматів:

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

· Дихромати (оранжеві) - утворюються при підкисленні розчинів хроматів:

2K₂CrO₄ + 2HCl = К₂Cr₂O₇ + 2KCl + H₂O

Таким чином, між хроматами та дихроматами існує рівновага:

Хромати та дихромати - сильні окисники, особливо у кислому середовищі:

X + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = Y + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

Якісні реакції на CrO₄^2- та Cr₂O₇^2-:

CrO₄^2- + Ba²⁺ = BaCrO₄v жовтий осад

CrO₄^2- + Pb²⁺ = PbCrO₄v жовтий осад

CrO₄^2- + 2Ag²⁺ = Ag₂CrO₄v коричневий осад

Дихромати окислюються пероксидом водню до надхроматної кислоти синього кольору:

K₂Cr₂O₇ + 4H₂O₂ + H₂SO₄ = 2H₂CrO₆ + K₂SO₄ + 3H₂O

Біологічна роль Хрому:

· Позитивно впливає на процеси кровотворення.

· У складі ферменту трипсину приймає участь у процесі травлення.

· Впливає на вуглеводний обмін. Недостача Хрому в їжі приводить до підвищення рівня глюкози у крові та сечі.

Застосування сполук Хрому:

· Хромова суміш (K₂Cr₂O₇ та конц. H₂SO₄) використовується для миття лабораторного посуду.

Манган та його сполуки

₂₅ Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s² Ступені окиснення +2, +4, +6, +7.

Фізичні властивості:

Проста речовина - марганець. Це сріблясто-білий, твердий, тугоплавкий, стійкий на повітрі метал.

Хімічні властивості марганцю:

· Mn + O₂ = MnO₂

· Mn + Cl₂ = MnCl₂

· Mn + S = MnS

· Mn + 2HCl = MnCl₂ + H₂^

· Mn + H₂O = MnO + H₂^

Сполуки Мангану (ІІ)

Мають основний характер.

- зелений порошок, нерозчинний.

MnO + 2HCl = MnCl₂ + H₂O

- драглиста біла речовина, нерозчинна.

Mn(OH)₂ + 2HCl = MnCl₂ + 2H₂O

На повітрі темнішає:

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄

Сполуки Мангану (ІV)

Мають амфотерний характер.

- тверда бура речовина, нерозчинна.

MnO₂ + 2NaOH = Na₂MnO₃ + H₂O

На холоді:

2MnO₂ + 2H₂SO₄ = Mn(SO₄)₂ + 2H₂O

При нагріванні:

2MnO₂ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + O₂ + H₂O

Виявляє окисно-відновну двоїстість, але більш сильний окисник:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Сполуки Мангану (VI)

Мають кислотний характер.

Оксид MnO₃ та манганатна кислота H₂MnO₄ - дуже нестійкі. Солі - манганати - сполуки яскраво-зеленого кольору. Стабільні тільки у лужному середовищі, тому їх одержують сплавленням з лугами у присутності кисню або інших окисників:

2MnO₂ + 4KOH + O₂ = 2K₂MnO₄ + 2H₂O

- калію манганат

У нейтральному та кислому середовищі диспропорціонує, як і відповідна йому кислота: +6 +4 +7

3K₂MnO₄ + 2H₂O = MnO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH

Має окисно-відновну двоїстість:

· 2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl

відновник

Mn⁺⁶ - 1e = Mn⁺⁷

· K₂MnO₄ + 2KI + 2H₂O = MnO₂ + I₂ + 4KOH

окисник

Mn⁺⁶ + 2e = Mn⁺⁴

Сполуки Мангану (VIІ)

Мають кислотний характер.

- темно-зелена масляниста рідина, дуже нестійка.

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂^

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

- перманганатна кислота, відома тільки в розчині, сильна.

- калію перманганат, чорна кристалічна речовина, розчини якої мають інтенсивний фіолетовий колір.

Дуже сильний окисник:

· Кисле середовище:

+7 +2

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

· Нейтральне середовище:

+7 +4

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOН

· Лужне середовище:

+7 +6

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO₄ + H₂O

Окиснена форма Відновлена форма

При нагріванні KMnO₄ розкладається:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂^

Схема окисно-відновних перетворень сполук Мангану:

Біологічна роль Мангану:

· Манган відноситься до 5 найважливіших мікроелементів організму.

· Біологічна роль Мангану обумовлена його здатністю до комплексоутворення з лігандами ферментів, гормонів та вітамінів. Завдяки цьому він впливає на жировий, білковий та вуглеводний обмін. Нестача Мангану в організмі призводить до паталогічного ожиріння.

· Солі Мангану сприяють засвоєнню Фосфору, Кальцію та Йоду.

· Стимулює процеси кровотворення.

Застосування сполук Мангану:

· KMnO₄ - антисептичний засіб: 0,01-0,1% розчини використовують в урології та гінекології для полоскань та спринцювань, для промивання шлунку при отруєннях. Розчини більш високих концентрацій (0,1-0,5%) - для промивання ран. При опіках першого ступеня рекомендують обробляти поверхню 2,5-4% розчином.

– в хімічному аналізі використовують метод перманганатометрії для кількісного визначення відновників.

Ферум та його сполуки

₂₆ Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s² Ступені окиснення +2, +3.

Фізичні властивості:

Проста речовина - залізо. Відноситься до чорних металів, має магнітні властивості, у вологому повітрі ржавіє.

Хімічні властивості заліза:

· 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (змішаний оксид FeO • Fe₂O₃)

· Fe + S = FeS

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

· 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂^

· Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂^

· Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

· ржавіння: 4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

Сполуки Феруму(ІІ)

Мають основний характер.

- чорний порошок, нерозчинний.

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

- драглиста біла речовина, нерозчинна.

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2Н₂O

Fe(OH)₂ = FeO + Н₂O

Нестійкий, легко окислюється на повітрі:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

· FeSO₄ * 7H₂O (залізний купорос) - лікарські препарати при анеміях.

· Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ * 6Н₂О - сіль Мора - використовується в аналітичній хімії.

Якісна реакція на Fe²⁺

3Fe²⁺ +2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂v + 6K⁺ синій осад

червона

кров'яна сіль

Відновлюючі властивості Fe²⁺:

_{+2 +3}

6 FeSO₄ + К₂Сг₂О₇ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7Н₂О

Fe⁺² - lз > Fe⁺³

Сполуки Fe(ІІІ)

Мають амфотерний характер з перевагою основного.

- порошок червоно-бурого кольору, нерозчинний.

Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

- драглиста речовина бурого кольору, нерозчинна.

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3Н₂O

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3Н₂O

FeCl₃ - кровоспинний засіб.

Якісні реакції на Fe³⁺

4Fe³⁺ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃v + 12K⁺ синій осад

жовта

кров'яна сіль

Fe³⁺ + 3KSCN = Fe(SCN)₃ + 3K⁺ криваво-червоний розчин

Окисні властивості солей Fe³⁺:

+3 +2

Fe₂(SO₄)₃ + 2KI = K₂SO₄ + 2FeSO₄ + I₂

Fe⁺³ + 1з = Fe⁺²

Фізіологічне значення Феруму:

· Входить до складу гемоглобіну, здійснює перенос О₂.

· Входить до складу ферментів - цитохроми, каталаза, пероксидаза.

· В організмі дорослої людини 4-5 г заліза, з них 65% у крові. За допомогою залізовмісного білка феритину Fe накопичується в печінці, кісному мозку, селезінці.

Використання неорганічних речовин у медицині

HCl NaCl КСl NaBr, KBr NaI, KI І2 KMnO4 Н2О2 NaHCO3 (сода) S (сірка осаджена) Na2S2O3 ? 5H2O С (вугілля активоване) Na2B4O7 ? 10H2O NaNO2 Na2НPO4 NH4OH (нашатирний спирт) AgNO3 (ляпіс) CaCl2 ? 6H2O кальцій лактат, кальцій глюконат BaSO4 Al(OH)3 (алмагель) KAl(SO4)2 ? 12H2O (алюмокалієві галуни) ZnSO4 ? 7H2O FeSO4 ? 7H2O ферум лактат ферум аскорбінат MgSO4 ? 7H2O (гірка сіль) CuSO4 ? 5H2O CH3COOК MgO ZnO	· при зниженій кислотності шлунку. · 0,9% - фізіологічний (ізотонічний) розчин, використовується як тимчасовий замінник при крововтратах та для нормалізації осмотичного тиску крові; · 5 - 10% - гіпертонічний розчин, використовується для промивання гнійних ран. · при гіпокаліємії, що виникає внаслідок приймання серцевих глікозидів та діуретичних засобів. · заспокійливі засоби. · при захворюваннях щитоподібної залози. · 5% спиртовий розчин - антисептичний засіб для дезинфекції ран. · антисептичний засіб для полоскання шлунку, промивання ран. · 3% розчин - антисептичний засіб для дезинфекції ран. · при підвищеній кислотності шлунку; · для полоскання носа і горла. · зовнішньо для лікування шкірних захворювань. · для лікування корости (припинення свербіння та протипаразитарна дія); · протиалергійний засіб. · При диспепсії, харчових інтоксикаціях, отруєнні. · антисептичний засіб. · судинорозширюючий засіб при стенокардії, мігрені. · антацидний препарат при підвищеній кислотності шлунку. · для виведення хворого з непритомного стану; · припиняє свербіння при укусах комах; · знімає похмільний синдром. · антисептичний засіб для припікання ран (наружньо) та при виразках шлунку і кишечнику (внутрішньо). · кровоспинний засіб; · протиалергійний засіб. · при недостачі кальцію в організмі. · контрастна речовина при рентгені шлунку та кишечнику. · обволікаюча речовина при захворюваннях шлунково-кишкового тракту. · кровоспинний засіб. · антисептичний засіб у складі очних крапель. · препарати заліза використовують при анеміях. · проносний засіб; · жовчогінний засіб; · спазмолітичний засіб при гіпертонічній хворобі; · знеболюючий засіб під час пологів. · блювотний засіб. · діуретичний засіб при набряках серцевого походження. · антацидний засіб при підвищеній кислотності шлунку; · проносний засіб. · в'яжучий, підсушуючий та дезінфікуючий засіб при шкірних захворюваннях.

Размещено на Allbest.ru

...