Химические свойства биогенных

s - элементов.

S элементы 1 группы и свойства их соединений.

S элементы 1 группы - натрий, калий, называют щелочными металлами. На внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону - nS1. По сравнению с другими элементами они имеют наибольшие радиусы атомов и ионов и наименьшее значение энергии ионизации. Это химически активные металлы, очень сильные восстановители, проявляют только положительную степень окисления +1:

Ме0 - 1з Ме+

Их химическая активность растет от натрия к калию. Они очень реакционноспособны по отношению к электроотрицательным элементам, многим сложным веществам:

2Na + О2 = Na2О22К + S = К2S

2К + Cl2 = 2КCl2К + NН3 = 2КNН2 + Н2

2 Na + 2Н2О = 2 NaОН + Н2

С неметаллами они образуют ионные соединения: NaCl, NaBr, Na2S и др. С водородом легко образуют гидриды:

2К + Н2 = 2КН

Оксиды щелочных металлов - реакционноспособные вещества, которые энергично взаимодействуют с водой и образуют растворимые в воде гидроксиды - щелочи: Na2О + Н2О = 2 NaОН. Соли этих металлов практически известны для всех кислот. Как правило, это соединения с преобладанием ионного типа связи, многие растворимы в воде. Соли, образованные слабыми кислотами, в воде гидролизуются, создавая щелочную среду:

Na2СО3 + Н2О NaНСО3 + NaОН.

Кальций и магний относятся к биогенным S элементам II группы. Магний типический элемент, кальций- щелочно-земельный элемент. На внешнем электронном слое у атомов имеется 2 электрона - nS2. Они имеют ярко выраженные металлические свойства, уступая в активности только щелочным металлам. Являются сильными восстановителями, проявляя только положительную степень окисления+2:

Ме0 - 2з Ме2+ .

Кальций в отличие от магния, характеризуются относительно большим атомным радиусом и низким значением энергии ионизации. На воздухе они быстро окисляются, взаимодействуют со многими электроотрицательными элементами.

2Сa + О2 = 2СаО3Са + N2 = Са3N2

Са +S = CaS Ca + Cl2 = CaCl2

Кальций непосредственно взаимодействует с водородом Са + Н2 = СаН2.

Сила оснований увеличивается в ряду:

Mg(ОН)2Са(ОН)2.

В этом ряду возрастает растворимость в воде этих гидроксидов. Напротив, если большинство солей магния растворимо в воде, то у кальция растворимы кислые соли, хлориды, нитраты, а большинство солей трудно растворимы.

Магний, в отличие от кальция, образует комплексное соединение: [Mg(Н2О)6]2+.

Химические свойства d-элементов

марганец относится к d элементам VII группы. Электронная конфигурация атома его (n - 1) d5nS2. Этот элемент проявляет переменную степень окисления. Для марганца наиболее характерны степени окисления +2,+3,+4,+6,+7. В образовании связи участвуют электроны и внешнего, и предвнешнего уровней.

Как металл марганец довольно активен. При нагревании легко взаимодействует со многими неметаллами, водой, разбавленными кислотами, выделяя водород:

2Mn + N2 = Mn 3N2

Mn + О2 = Mn О2Mn + 2НCl = Mn Cl2+ Н2^

Химические свойства соединений марганца зависят от степени его окисления так соединения Mn12+ являются;

Восстановитями:

2MnSО4 + 5Р bО2 + 6Н NО3 = 2 НmnО4 + 3Р b(NО3)2 +2 Р bSО4 + 2Н2О

Mn2+- 5еMn7+52

Рb 4+ + 2е Рb 2+25

Соединениями Mn4+ слабыми восстановителями -

3Mn О2 + КсlО3 + 6 КОН = 3К2 Mn О4 + Ксl + 3Н2О

Mn4+- 2еMn6+213

5+ + 6е Сl -631

Соединения Mn6+ проявляют окислительные свойства

3К2 Mn О4+ 2Н2О = 2К2 Mn О4+ 4 КОН + Mn О2

Mn6++ 2еMn4+21

N3+ - 2е n -11

Соединения Mn7+ являются сильными окислителями

2КMn О4+ 5К2SО3+ 3Н2SО4= 6К2 SО4+ 2MnSО4+ 2Н2О

Mn7+ + 5еMn6+52

S 4+ - 2е S +655

2К2 Mn О4+ 6НNО2 = 2Mn (NО3)2 + КNО3+ КNО2+ Н2О

Соединения MnО, Mn (ОН)2 основные свойства -

Mn(ОН)2+ 2НCl= Mn Cl2+ 2Н2О

Соединения Mn2О3, Mn (ОН)3 проявляют амфотерные свойства с преобладанием основного характера -

Mn (ОН)3 + Н2SО4 = Mn2 (SО4)3 + 6Н2О

А соединения MnО2 проявляют аморфные свойства с преобладанием кислотного характера,

(Н2 MnО3):

Н2 MnО3+ 2NаОН = Nа2 MnО3+ 2Н2О

Н2 MnО3+ 4НCl = Mn Cl4+ 2Н2О

Усиление основных свойств

Mn (ОН)2, Mn (ОН)3, Mn (ОН)4, (Н2 MnО3), НmnО4

Усиление кислотных свойств.

С увеличением степени окислениями усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства.

Марганец образует во всех валентных состояниях многочисленные комплексные соединения катионного и анионного типов. Для него типичны координационные числа 6 и 4: [Mn (Н2О)6]2+, [Mn (ОН)4]4-, [Mn (СN)6]4-, [Mn F6]4-, [Mn F6]2-, [Mn Осl5]2- и др.

Известны нейтральные комплексы - карбонилы - [Mn2(сО)10].

Хлориды, сульфаты, нитраты, ацетаты марганца, манганаты, перманганаты щелочных металлов легко растворимы в воде, не растворимы гидроксиды, сульфиды, карбонаты, фосфаты и другие.

Соли Mn2+ в водных растворах гидролизуются, пермангаты щелочных металлов гидролизу не подвергаются железо, кобальт, никель относятся к d элементы семейства железа. Электронная конфигурация атомов:

Fe-3d64S2; Со - 3d74S2; Ni- 3d84S2 .

Эти элементы проявляют степень окисления:

Fe - +2,+3,+6

Со - +2,+3

Ni - +2, (+3)

Все элементы имеют незавершенный 3d - полуровень. Таким образом, в образовании связи участвуют 4S и 3d - полуровни. Это типичные металлы, средней активности, в отличие от многих притягиваются магнитом. В обычных условиях они заметно не реагируют с неметаллами, но при нагревании химически активны:

3Fe + 2О2 = Fe3О43 Fe + N2 = Fe 3N2

Fe + S = Fe SСо + Cl2 = СоCl2

2Fe + 3S = Fe2S3

Железо при высокой температуре взаимодействует с водой:

3 Fe + 4 Н2О = Fe3О4 + 4Н2

Оно легко вытесняет водород из разбавленных растворов кислот. Кобальт, никель, как менее активные, реагируют с кислотами медленно:

Fe + 2НCl = FeCl2+ Н2^

С концентрированной серной кислотой железо не взаимодействует.

Химическая активность падает в ряду Fe - Со - Ni .

Химические свойства соединений железа зависят от степени окисления элементов: Сильными восстановителями являются соединения Fe 2+

10FeSО4 + 2КMnО4 + 8Н2SО4 = 5Fe2(SО4) +2mnSО4 + Н2SО4 + 8Н2О

2Fe 2+- 2е2Fe 3+25

Mn 7+ + 6е Mn +252

2 FeСl3+ 2КI = 2FeСl2 + КСl + I2

Fe 3++ 1еFe 2+12

2I - - 2е I +221

Сильные окислителями являются соединения Fe6+

4К2 FeО4+ 10Н2SО4 = 2 Fe2(SО4)3+ 4К2 SО4+ 3О2 + 10Н2О

2Fe 6++ 6е2Fe 3+632

2О - - 4е О2 0423

Для соединений FeО, Fe(ОН)2 основные свойства - FeО, Fe(ОН)2

Fe (ОН)2+ 2НCl= Fe Cl2+ 2Н2О

Соединения Fe 2О3, Fe (ОН)3 амфотерные свойства:

с преобладанием основных свойств -

2Fe (ОН)3 + 3Н2SО4 = Fe 2 (SО4)3 + 6Н2О;

Fe (ОН)3 + 3NаОН = Nа3[Fe (ОН)6]

кислотные свойства соединения Fe О3, (Н2 Fe О4) проявляют:

Fe О3+ Nа2О = Nа2 Fe О4

Соединения Со2+ являются менее сильными восстановителями, чем соединения Fe2+, Fe (ОН)2 это объясняется тем, что легко окисляется кислородом воздуха, Со(ОН)2 постепенно, Ni(ОН)2 - не окисляется.

Соединения Со3+ - более сильные окислители, чем Fe3+:

Со (ОН)3+ 3НCl= 2СоCl2+ Cl2 + 6Н2О

Со3++ 1еСо 2+12

Cl- - 2е Со 021

Подобно большинству переходных металлов, эти элементы являются прекрасными комплексообразователями. Комплексные соединения образуются как с неорганическими, так и с органическими лигандами, как катионного, так и анионного типа, как правило, с координационным числом 6 и 4.

[Fe(Н2О)6]2+ [Fe(NН3)6]2+ [Fe(СN)6]4- [Fe(СО)5]	[Fe(Н2О)6]3+ [Fe(NН3)6]3+ [Fe(SСN)6]3- [FeF6]3- [Fe(СN)6]3-	[Со(Н2О)6]2+ [Со(NН3)6]2+ [Со(ОН)4]2- [Со(SСN)4]2- [Со(NО2)6]3-	[Ni (Н2О)6]2+ [Ni (NН3)6]2+ [Ni (СN)4]2- [Ni Cl4]2-

Многие комплексные соединения имеют характерную окраску, что дает возможность использовать их в качественном анализе для обнаружения этих ионов.

Характерным свойством железа является способность образовывать комплексы с СО, имеющие структуру тригональной бипирамиды с атомом железа в центре: Fe + 5СО = [Fe(СО)5].

Растворимыми солями железа, кобальта, никеля являются хлориды, сульфаты, нитраты; нерастворимыми - гидроксиды, сульфиды, фосфаты, карбонаты, основные соли и другие. Гидролизу наиболее подвергаются соли железа /III/:

Fe Cl3+ Н2О Fe(ОН)Cl2+ НCl

Fe(ОН)Cl2+ Н2О Fe(ОН)2Cl + НCl

Fe(ОН)2Cl + Н2О Fe(ОН)3+ НCl

цинк относится к d элементам II группы. Электронная конфигурация его атома (n - 1) d10nS2. Он является последним d элементом в периоде, имеет завершенную d10 конфигурацию предвнешнего слоя. Этим он отличаются от остальных d-элементов и проявляет определенное сходство с р-элементами больших периодов. Он проявляет положительную степень окисления М2+.

Это -тяжелый металл, восстановитель. На воздухе устойчив из-за наличия на поверхности оксидной пленки. При нагревании легко взаимодействует со многими неметаллами:

2Zn + О2 = 2Zn О

Zn + Cl2 = Zn Cl2

Цинк в электрохимическом ряду напряжений расположен до водорода, поэтому вытесняют его из бескислородных кислот:

Zn + 2НCl = Zn Cl2+ Н2

Цинк при нагревании растворяется в растворах щелочей:

Zn + 2NаОН + 2Н2О = Nа2 [Zn (ОН)4]+ Н2

Цинк образует оксиды и гидроксиды. Оксиды и гидроксиды цинка проявляют амфотерные свойства:

Zn (ОН)2+ 2НCl= Zn Cl2+ 2Н2О

Zn(ОН)2 + 2NаОН = Nа2 [Zn (ОН)4]

Zn(ОН)2 + 2NаОН = Nа2ZnО2+ 2Н2О

Цинк образуют комплексные соединения катионного и анионного типа с координационным числом 4 и 6:

[Zn (ОН)4]2- [Zn (NН3)6]2+ [Zn (Н2О)6]2+

Большинство солей цинка в воде малорастворимые. Растворимыми являются хлориды, нитраты, сульфаты. Все соли в водном растворе подвергаются гидролизу и имеют кислую среду:

Zn(NО3)2 + 2Н2О ZnОНNО3 + НNО3

ZnОНNО3 + 2Н2О Zn(ОН)2 + НNО3

К d элементам I группы относится медь. Электронная конфигурация его атома (n - 1) d10nS1. Его химическая активность невелика. Медь является слабым восстановителем и окисляется с трудом. В образовании связи у атомов этого элемента участвует как внешний, так и предвнешний уровень. Для меди характерна степень окисления +2, +1.

При обычной температуре галогены и кислород на него не действуют. С водородом, азотом, углеродом он непосредственно не воздействуют. Кислоты, не обладающие окислительными свойствами, не растворяют его, хорошо взаимодействует с ним концентрированная Н2SО4, концентрированная и разбавленная НNО3:

Сu + 2Н2SО4= Сu SО4 + SО2+ 2Н2О

Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

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

Оксиды и гидроксиды меди весьма малопрочные соединения, нерастворимы в воде. При нагревании гидроксид меди разлагается:

Сu(ОН)2 t СuО + Н2О

Медь является прекрасным комплексообразователем, образуя катионные и анионные комплексные соединения с координационным числом 4 и 6:

[Сu (Н2О)6]2+ ; [Сu (NН3)4]2+ ; [Сu(Н2О)4(NН3)2]2+; [Сu (ОН)4]2-

Хорошо растворимы соли меди: хлориды, сульфаты, нитраты, ацетаты.

Химические свойства p элементов

К р-элементам V группы относятся азот, фосфор. Электронная конфигурация их атомов nS2nр3. Из них азот и фосфор - типичные неметаллы. Наиболее устойчивой степенью окисления элементов являются -3,+3 и +5; азот может образовать соединения и с другими степенями окисления.

Азот - газ, фосфор - твердое вещество, типичные неметаллы, при высокой температуре соединяются со многими металлами, водородом, кислородом:

6Li + N2 = 2LiN N2 + 3Н2 2 NН

3Mg +2Р = Mg3Р2 N2 + О2 2NО

2Р + 3Н22РН3

Аммиак - NН3 - газ с характерным запахом, присоединяя Н+, превращается в катион аммония - NН4+

Водный раствор аммиака - NН4ОН.

Аммиак взаимодействует с металлами, оксидами металлов, с кслотами, является восстановителем:

2NН3 + 2Nа = 2NН2Nа+ Н2

2NН3+ 3СuО = 3Сu + N2 + 3Н2О

NН3 + НCl = NН4Cl

4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О

4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О

2NН3 + Аg Cl = [Аg (NН3)2]Cl

Соли аммония являются хорошо растворимыми в воде, гидролизуются, реакционноспособны, легко разлагаются:

NН4ClNН3 + НCl

NН4Cl+ Н2О NН4ОН+ НCl

Азот образует несколько соединений с кислородом. Известно пять оксидов азота: N2О, NО, N2О3, NО2, N2О5.

N2О3 является ангидридом азотистой кислоты. N2О3 и НNО2 являются и окислителями и восстановителями:

Н NО2 + 2НI = I2 +2 NО+ 2Н2О

N 3++ 2еN 2+21

2I - - 2е I221

НNО2 + КclО = НNО3+ Кcl

N 3+- 2еN 5+21

cl+ + 2е cl-21

Азотистая кислота неустойчива: 2НNО2 = NО + NО2+ Н2О

NО2, N2О3 - кислотный оксид, окислитель:

2 NО2 + 2NаОН = Nа NО3 + Nа NО2+ Н2О

N 4+- 1еN 5+1

N+4 + 1е N+31

N2О5 - кислотный оксид, образующий с водой азотную кислоту - НNО3. Азотная кислота - сильная кислота, окислитель, полностью диссоциирует:

НNО3Н+ + NО3-

В зависимости от концентрации НNО3 и природы восстановителя она может образовывать различные продукты: NН3, N2, NО, N2О3, NО2

НNО3 окисляет и металлы, и неметаллы:

Сu+ 4НNО3 (Конц.)= Сu(NО3)2 + 2NО2+ 2Н2О

N 5++ 1еN +41

cu0 - 2е cu-1221

S+ 6НNО3 (Конц.)= Н2SО4 + 6NО2+ 2Н2О

N 5++ 1еN +416

S0 - 6е cu+661

4Мg + 10НNО3 (разбавлен.)= 4Мg (NО3)2 + N2О+ 5Н2О

2N 5++ 8е2N +1841

Mg0 - 2е cu2+214

3Р + 5НNО3 + 2Н2О (разбав.) = 3Н3 РО4 + 5NО

N 5++ 3еN +235

P0 - 5е P+553

Соли азотной кислоты - нитраты, азотистой - нитриты. Большинство нитритов в воде растворимы и сильно гидролизуются. Нитраты также растворимы в воде и являются окислителями.

Оксиды фосфора Р2О3 и Р2О5 - кислотные оксиды, им соответствуют фосфористая Н3РО3 и фосфорная кислоты. Р2О5 может образовывать 3 типа кислот:

Р2О5 + Н2О = 2 НРО3 - матафосфорная

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7 - пирофосфорная

Р2О5 + 3Н2О = Н3РО4 - ортофосфорная

Наиболее важна ортофосфорная кислата Н3РО4. Она является твердым веществом, средней силы кислота, трехосновна, образует множество солей, как средних, так и кислых.

углерод относится к р - элементам IV группы. Электронная конфигурация его атома nS2nр2. Наиболее характерна его степень окисления +2,+4,-4. Углерод- типичный неметалл. Углерод обладает уникальным электронным строением атома: у него число валентных электронов в атоме равно числу валентных орбиталей, что дает возможность осуществления ковалентных связей со многими элементами, образования практически бесконечных цепей с различным числом связей. Углерод - основа органического мира (это его свойство рассматривает наука биоорганическая химия).

Углерод весьма инертный, элементами химическая активность усиливается с повышением температуры. Он реагируют с металлами, неметаллами, с некоторыми соединениями, являясь восстановителем:

2С + О2 = 2СО

Са + 2С = СаС2

С + 2Н2 = СН4

С+ Н2О = СО + Н2

3С + 4Н NО3 = 3СО2+ NО + Н2О

Диоксид СО2 - газ, кислотный оксид:

СО2+ Н2О= Н2СО3

СО2 + СаО = Са СО3

Н2СО3 - слабая двухосновная, неустойчивая кислота, соли ее гидролизуются:

Н2СО3 = СО2+ Н2О

Nа2СО3+ Н2О Nа Н СО3+ Nа ОН

Кислород и сера являются р-эелементами Vi группы. Электронная конфигурация их атомов nS2nр4. Степень окисления кислорода -2, сера проявляет степень окисления -2,+4,+6. Кислород и сера типичные неметаллы.

Кислород образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона; сера менее активный неметалл, также взаимодействует со многими элементами и соединениями:

2Н2+ О2 = 2Н2ОН2 + s = Н2 s

4Li + О2 = 2Li2О s + О2 = sО2

4Р + 5О2 = 2Р2О52s + 3О2 = 2sО3

4 Аl + 3О2 = 2 Аl 2О3 s + cl2 = scl2

4NН3 + 3О2= 6Н2О + 2N2Cu + s = Cus

2s О2+ О2 = 2sО32Zn s+ 3О2 = 2Zn О + 2sО2

s + 6Н NО3 = Н2 sО4 + 6 NО2 + 2Н2О

3s + 6КОН = К2 sО4 + 2К2 s + 3Н2О

Кислород - сильный окислитель, его аллотропическим видоизменением является озон - О3, озон проявляет еще большую окислительную способность за счет атомарного кислорода:

О3О2 + О

Кислород образует многочисленные кислотные, амфотерные, основные оксиды и гидроксиды, кислородосодержащие кислоты:

Nа2ОАl2О3sО3

NаОНАl(ОН)3Н2 sО4

основн. св-вамфотерные св-вакислотные св-ва

Важным водородным соединением серы является сероводород. Это - восстановитель, газ с характерным запахом, при растворении в воде образует слабую двухосновную кислоту Н2s, большинство солей которой нерастворимы в воде, многие имеют окраску:

2Н2 s + 3О2 = 2Н2О + 2 sО2Н2 s + Сu(NО3)2 = Сu sv+Н NО3

Н2 s + 4Br2 +4Н2О = Н2 sО4 +8Н Brчерный

Сера образует оксиды sО2 и sО3 и соответствующие им кислоты - Н2sО3 и Н2sО4.

sО2, Н2sО3 имеют двойственный окислительно-восстановительный характер:

sО2 + Br2 +Н2О = Н2 sО4 + 2Н Br

S +4- 2еS+621

Br20 + 4е 2Br-21

sО2 + 2Н2 s = 3s + 2Н2О

S +4+ 4еS0421

S-2 - 2е S0212

Н2sО3 - неустойчивая:

Н2sО3Н2О + sО2^

Серная кислота - Н2sО4 - окислитель, свойства ее зависят от концентрации. Взаимодействует как с простыми, так и со сложными веществами, ей присущи все свойства кислот:

Zn + Н2sО4 (разб.) = ZnsО4 + Н2

Zn + 2Н2sО4 (Конц.)= ZnsО4 + sО2 + 2Н2О

3Zn + 4Н2sО4 (разб.) = 3ZnsО4 + s + 4Н2О

s + 2 Н2sО4 (Конц.) = 3sО2 + 2Н2О

Н2sО4 образует множество растворимых и нерастворимых солей.

Сера образует также тиосерную кислоту Н2s2О3, в которой один атом серы имеет степень окисления - 2, другой - +6. Тиосерная кислота неустойчива:

Н2s2О3 + cl2 + Н2О = Nа2 sО4 + s + 2Нcl

Фтор, хлор, бром, иод относятся к р- элементам VII группы . Электронная структура их атомов nS2nр5. Они проявляют степени окисления: -1,+2,+3,+5,+7.

Все галогены - типичные неметаллы. В подгруппе галогенов сверху в низ увеличивается окислительные свойства. Галогены являются очень активными, взаимодействуют со многими элементами простыми и сложными соединениями:

Н2+ cl2= 2НclН2О+ cl2= Нcl + НclО

2Nа+ cl2= 2NаclSiО2 +2F2 = Si F 4 +О2

Р+ cl2= Рcl3

Кроме НF, все галогеноводородные кислоты относятся к сильным кислотам, им присущи все свойства кислот.

4Нcl +МnО2 = Мn cl2+ cl2 + Н2О

4НI+О2 = 2I2 + Н2О

почти все металлы образуют галогениды, которые находят широкое применение. Анионы галогенидов являются и прекрасными лигандами:

Галогены образуют ряд кислородных соединений, которые неустойчивы.

[Аl cl4]-[Ве F 4]2-[Hg Вr 4]2-[Аl F 6]3-

[ВF 4]2-[Si F 6]2-[I3]-

Их получают взаимодействием галогенов с водой и другими соединениями:

Н2О+ cl2= Нcl + НclО

Известны следующие кислородные кислоты хлора:

НclО-----НclО2-----НclО3-----НclО4

В этом ряду окислительные свойства ослабевают с увеличением степени окисления хлора, сила же кислот возрастает.

Самый сильный окислитель: НclО

Самая сильная кислота - НclО4

Применение соединений элементов в медицине

Li2СО3	Карбонат лития	Используется в психиатрической практике
NaCl - 0,85% (масс.) раствор	Физиологический раствор	Применяют для внутривенных вливаний при больших кровопотерях
NaCl 3%, 5% (масс.) раствор	Хлорид натрия	в хирургической практике
NaНСО3	Гидрокарбонат лития	Применяется для нейтрализации повышенной кислотности желудочного сока
Na2SO4 ·10H2O	Сульфат натрия	Применяется в качестве слабительного средства
NaBr, KBr	Бромиды калия и натрия	Успокоительные средства
NaI, KI	Иодиды калия и натрия	Применяется при заболеваниях щитовидной железы
КCl	Хлорид калия	Применяется при аритмии сердца
СН3СООК	Ацетат калия	Мочегонное средство
MgО	Оксид магния	Обладает адсорбционным, антацидным действием, применяется при заболевании желудочно-кишечного тракта
MgSO4·7H2О	Сульфат магния	Применяется при гипертонии, атеросклерозе, хронической коронарной недостаточности, при кожных заболеваниях
MgS2O3·6H2О	Тиосульфат магния	Применяется при гипертонии, атеросклерозе, хронической коронарной недостаточности
3MgSiO3·Mg(НSiO3)2	Силикат и гидросиликат магния	Применяется для лечения кожных заболеваний
CaCl2·6H2О	Хлорид кальция	Применяется при аллергических кожных заболеваниях, нефрите, кровотечениях;
СаСО3	Карбонат кальция	Применяется при повышенной кислотности желудочного сока;
СаРО3 - О - С3Н5(ОН)2 ·nH2О		Применяется при истощении нервной системы;
СаSO4·1/2H2О	Сульфат кальция	Гипсовые повязки;
КМnО4	Перманганат калия	Антисептическое средство
Na2CrO4	Хромат натрия	Меченный радиоактивным изотопом Cr используется для диагностических целей в онкологии.
Коамид		Координационное соединение кобальта с амидом никотиновой кислоты является стимулятором кроветворения.
Витамин В12		Применяется при лечении злокачественного малокровия.
Кобавит		Применяется при лечении гепатита, а также увеличивает иммунные свойства организма
Железо восстановленное		Применяется при лечении железодефицитной анемии.
Железо глицерофосфат		При той же патологии
Железо лактат		При той же патологии
Fе SO4·7H2О		При той же патологии
Феррамид		При той же патологии
Ферроцерон		При той же патологии
Ферковен		При той же патологии
Гемостимулин		При той же патологии
Fе Cl3·6H2О		Применяется для остановки кровотечений.
ZnSO4·7H2О	Сульфат цинка	Применяется для лечения коньюктивита, наружно
ZnO	Оксид цинка	Применяется для лечения кожных заболеваний, наружно
HgCl2	Сулема	Применяется для лечения кожных заболеваний
Hg(CN)2·HgO		Дезинфицирующее средство
HgO	Оксид ртути	Применяется для лечения кожных заболеваний
HgNH2Cl		Применяется для лечения кожных заболеваний
Hg2Cl2	Каломель	Применяется для лечения роговицы (в настоящее время внутрь не применяется).
CuSO4·5H2О	Медный купорос	Применяется для лечения коньюктивитов
Cu Cl2·2В6		Применяется для лечения туберкулеза, гепатита, витилиго
Цитрат меди		Применяется для лечения туберкулеза, гепатита, витилиго;
AgNO3	Ляпис	Обладает противовоспалительным, прижигающим, антисептическим и бактерицидным действием, применяется наружно
(Аu - S - СН2 - СНОН - СН2 SO3)2 Са	Кризанол	Применяется для лечения туберкулеза, проказы, волчанки
NН4Cl	Хлорид аммония	Обладает диуретическим действием

Основы качественного анализа

Аналитическая химия - это наука, разрабатывающая теоретические основы и методы химического анализа. Задачей курса аналитической химии является установление химического состава вещества или их смесей. Как правило, сначала устанавливают качественный состав вещества, т.е. определяют, из каких атомов, групп атомов, катионов и анионов состоит данное вещество, а затем устанавливают количественный состав, т.е. определяют в каком количественном соотношении находятся компоненты в данном веществе.

Основной задачей качественного анализа является обнаружение отдельных элементов или ионов, входящих в состав вещества.

Качественный анализ имеет огромное значение в медицинской практике для анализа биологических объектов, а также лекарственных препаратов.

В качественном анализе для определения качественного состава вещества применяют различные методы: химические, физические и физико-химические. Эти методы постоянно развиваются и совершенствуются.

Химические методы основаны на использовании химических реакций, характерных для определяемого элемента или его соединения с различными веществами, которые в этом случае называются реактивами (реагентами) на определяемый элемент или соединение, а протекающие химические реакции - аналитическими реакциями. При этом в качестве реагентов применяют вещества, при взаимодействии которых с анализируемым веществом происходит какое-либо легко наблюдаемое изменение: образуется осадок, выделяется газ, изменяется окраска раствора, появляется характерный запах и т.п.

Физические методы анализа основаны на измерении какого-либо параметра системы, являющегося функцией состава.

Физико-химические методы качественного анализа основаны на наблюдении, какого - либо физического свойства, характерного для открываемого элемента или его соединения, например спектров излучения или поглощения (спектральный анализ), формы и цвета кристаллов (кристаллохимический анализ), характера свечения, вызываемого действием ультрафиолетовых лучей (люминесцентный анализ), температуры плавления (термический анализ), способности адсорбироваться на различного рода поглотителях (хроматографический адсорбционный анализ) и т.п.

В данном руководстве рассматриваются в основном химические методы анализа.

Анализ исследуемого вещества можно проводить ''мокрым'' или ''сухим'' путем. В первом случае анализируемое вещество растворяют в воде или, в каком либо растворителе, после чего на полученный раствор действуют соответствующими реактивами. Во втором случае анализу подвергают сухие вещества. При этом определение состава вещества обычно основано на способности его окрашивать в характерный цвет бесцветное пламя горелки или давать окрашенные ''перлы'' при сплавлении с бурой или однозамещенным фосфатом натрия в ушке платиновой проволоки и т.п.

В зависимости от количества анализируемого вещества различают:

Макроанализ - для анализа берется от 0,1 до 1г сухого вещества.

Полумикроанализ - количество анализируемого вещества приблизительно в 20 - 30 раз меньше, чем при макроанализе.

3. Микроанализ - количество анализируемого вещества приблизительно в 100 раз меньше, чем при макроанализе.

4. Ультрамикроанализ - количество анализируемого вещества приблизительно в 1000 раз меньше, чем при макроанализе

Качественный анализ неорганических веществ в большинстве случаев сводится к анализу ''мокрым '' путем, т.е. водных растворов электролитов, где последние находятся в диссоциированном состоянии в виде ионов.

Реакции, применяемые в качественном анализе должны быть чувствительными и протекать быстро и полно. Их важным условием является: среда, температура, концентрация обнаруживаемого иона в растворе и др

Для качественного обнаружения ионов применяют реакции, при которых образуется осадок, имеющий определенную окраску, растворимость, или изменяется окраска раствора, выделяется газ с известными свойствами и т.д. Такие реакции и применяемые при этом реактивы называются характерными для данного иона. Например, ионы кальция можно обнаружить по образованию белого кристоллического осадка с оксалат ионами:

Са2+ + С 2О42-vСаС 2О4

Характерным реактивом данные ионы могут быть обнаружены только при отсутствии в растворе других ионов, также реагирующих с этим реактивом. бионеорганический синтетический химический термодинамика

Большое значение имеет специфичность реакции. Специфической называется реакция, которая позволяет обнаруживать ионы в присутствии других ионов. Реактивы, вызывающие эти реакции, также называются специфическими. Например, специфическим реактивом на ион аммония является щелечь, при действии которой на аммонийные соли выделяется аммиак, определяемый по запаху и посинению лакмусовой бумаги:

NН4Сl + КОН NН3^ + КСl + Н2О

Этой реакцией ионы аммония могут быть обнаружены в присутствии других ионов.

Реакции, при помощи которых из смеси ионов может быть выделена группа их, называются групповыми реакциями, а реактивы, вызывающие такие реакции - групповыми реактивами. Например, групповым реактивом на группу ионов: Аg, Рb, Нg, Си является сероводород, образующий со всеми ионами этой группы осадки сульфидов, не растворимые в разбавленных кислотах.

Открытие ионов, находящихся в смеси с другими ионами проводится также дробным методом анализа или по систематическому ходу анализа.

Обнаружение ионов с помощью специфических реакций в отдельных порциях анализируемого раствора, производимое в любой последовательности, называется дробным анализом.

В систематическом ходе анализа катионы разделяют на аналитические группы путем последовательного применения групповых реактивов. Если в пределах одной группы ионы мешают открытию друг друга, то их отделяют с помощью соответствующих реакций и затем открывают каждый вид ионов характерными реакциями.

Таким образом, при систематическом анализе наряду с реакциями обнаружения отдельных ионов, приходится прибегать также к реакции отделения их друг от друга.

Реакции, дающие сходный эффект лишь с ограниченным числом ионов, называются избирательными или селективными.

Изучение частных качественных реакций катионов биогенных элементов.

Реакции ионов натрия - Na+.

Реактив гексагидроксостибат /V/ калия -K[Sb(ОН)6]

Гексагидроксостибат /V/ калия -K[Sb(ОН)6] - в нейтральной или слабо-щелочной среде образует с солями натрия белый кристаллический осадок - Na[Sb(ОН)6]

NaCl+ K[Sb(ОН)6]= Na[Sb(ОН)6]v+KCl

Na+ + [Sb(ОН)6]- = Na[Sb(ОН)6]

Образование осадка ускоряется охлаждением раствора, перемешиванием и трением стеклянной палочкой о стенки пробирки. Исследуемый раствор не должен быть кислым, так как в присутствии свободных кислот выпадает белый осадок метасурьмяной кислоты:

K[Sb(ОН)6] + НCl = Н SbО3v + КCl + 3Н2О

Исследование свойств осадка. Na[Sb(ОН)6]

Осадок растворяется в воде при нагревании.

Осадок растворяется в растворах едких щелочей.

Na[Sb(ОН)6] +2NaОН = Na3 [SbО2(ОН)4] + 2 Н2О

Na[Sb(ОН)6] +2ОН- = Na+ + [SbО2(ОН)4]3- + 2 Н2О

Реакции ионов калия - К+

Реактив гидротартрат натрия - NaНС4Н4О6

Гидротартат натрия - NaНС4Н4О6 - в нейтральной среде образует с солями калия белый мелкокристаллический осадок,

КCl+ NaНС4Н4О6= КНС4Н4О6v+ NaCl

К++ НС4Н4О6-= КНС4Н4О6v

Образование осадка ускоряется охлаждением, перемешиванием и трением стеклянной палочкой о стенки пробирки.

Исследование свойств осадка. КНС4Н4О6

Осадок растворяется в воде при нагревании.

Осадок растворяется в растворах сильных кислот.

КНС4Н4О6+ НCl= КCl+ Н2С4Н4О6

КНС4Н4О6+ Н+= К++ Н2С4Н4О6-

Осадок растворяется в растворах едких щелочей

КНС4Н4О6+ КОН= К2С4Н4О6+ Н2О

КНС4Н4О6+ ОН-= К++ С4Н4О62- + Н2О

Реактив гексанитрокобальт /III/ натрия - Na3[Cо(NO2)6]

Гексанитрокобальт /III/ натрия - Na3[Cо(NO2)6] в слабокислой и нейтральной среде образует с солями калия желтый кристаллический осадок К2Na[Cо(NO2)6].

2 КCl + Na3[Cо(NO2)6] = К2Na[Cо(NO2)6]v + 2NaCl

2 К+ + Na+ + [Cо(NO2)6]3- = К2Na[Cо(NO2)6]v

Образование осадка ускоряется при трении стеклянной палочкой о стенки пробирки и при стоянии.

Реакции следует проводить в нейтральной или слабокислой среде, так как в сильнокислой среде реактив разлагается.

Na3[Cо(NO2)6] + 3NaОН = Cо(OН)3 v+ 6Na NO2

Cо(OН)3 - осадок темно-бурого цвета.

Реакции ионов магния - Mg2+.

Реактив - гидроксиды натрия, калия - NaОН, КОН

Едкие щелочи выделяют из раствора солей магния белый амфорный осадок гидроксида Mg (ОН)2:

MgCl2 + 2 NaОН = Mg (ОН)2v + 2 NaCl

Mg2+ + 2ОН- = Mg (ОН)2v

Исследование свойств осадка. Mg (ОН)2

Осадок растворяется в кислотах

Mg (ОН)2 + 2НCl = MgCl2 + 2Н2О

Mg (ОН)2 + 2Н+ = Mg2+ + 2Н2О

Осадок растворяется в солях аммония:.

Mg (ОН)2 + 2NН4 Cl = MgCl2 + 2 NН4ОН

Mg (ОН)2 + 2NН4 + = Mg2+ + 2 NН4ОН

Реакция Петрашеня.

Раствор иода (иодная вода) в присутствии щелочи дает с солями магния темно-бурый осадок.

В пробирку помещают 2-3 капли йодной воды, помешивают стеклянной палочкой, смоченной в растворе щелочи до обесцвечивания раствора йода. При прибавлении к полученной смеси капли раствора соли магния образуют темно-бурый осадок.

I2 + 2 NаОНNаIО + NаI + Н2О

MgCl2 + 2 NаОН = Mg(ОН)2v + 2 NаCl

Реакция взаимодействия йода со щелочью обратима, введение в смесь ионов магния смещает равновесие справа налево вследствии образования осадка Mg(ОН)2, при этом выделяется молекулярный йод, который адсорбируется на белом осадке Mg(ОН)2, давая темно-бурую окраску. Реакцию нельзя проводить в избытке щелочи.

Реакции катионов кальция - Са2+.

Реактив серная кислота - Н2SО4

Серная кислота Н2SО4 и растворимые ее соли образуют с солями кальция белый кристаллический осадок СаSО4:

СаCl2 + Н2SО4 = СаSО4v + 2 НCl

Са2+ + SО42- = СаSО4v

Исследование свойств осадка. Са SО4

Осадок растворяется в воде при нагревании.

Осадок не растворяется в кислотах и едких щелочах.

Реактив оксалат аммония - (NH4)2С2О4

оксалат аммония - (NH4)С2О4 - образует с солями кальция мелко-кристаллический белый осадок СаС2О4

СаCl2 + (NH4)2С2О4 = СаС2О4v + 2 NH4Cl

Са2+ + С2О42- = СаС2О4v

Нагревание способствует более быстрому осаждению осадка.

Исследования свойства осадка СаС2О4.

Осадок растворяется в минеральных кислотах, но не растворяется в уксусной кислоте в отличие от ВаС2О4 и SrС2О4

СаС2О4 + 2HCl= СаCl2 + Н2 С2О4

СаС2О4 + 2H+= Са2+ + Н2 С2О4

Реакции ионов хрома - Сr3+

Реактив - гидроксиды натрия и калия - NаОН и КОН

Едкие щелочи при осторожном прибавлении выделяют из растворов солей хрома III серо-зеленый осадок гидроксида хрома Сr(ОН)3:

Сr Cl3 + 3NaОН = Сr(ОН)3v + 3NaCl

Сr 3+ + 3ОН- = Сr (ОН)3v

Исследование свойств осадка Сr (ОН)3

Сr (ОН)3 обладает амфотерными свойствами.

Осадок растворяется в минеральных кислотах

Сr (ОН)3 + 3НCl = Сr Cl3 + 3Н2О

Сr (ОН)3 + 3Н+ = Сr 3+ + 3Н2О

Осадок растворяется в избытке едких щелочей.

Сr (ОН)3 + 3NaОН = Na3[Сr (ОН)6]

Сr (ОН)3 + 3ОН- = [Сr (ОН)6]3-

[Сr (ОН)6]3- изумрудно-зеленого цвета.

Реактив гидрокарбонат натрия - NaНСО3.

Гидрокарбонат натрия - NaНСО3 выделяет из солей хрома зеленый осадок гидроксида хрома Сr (ОН)3:

Сr Cl 3 + 3NaНСО3 = Сr (ОН)3v + 3Na Cl + 3СО2^

Сr 3+ + 3НСО3- = Сr (ОН)3v + 3СО2^

В водных растворах NaНСО3 подвергается гидролизу:

NaНСО3 + НОНNaОН + Н2СО3

НСО3- + НОНОН- + Н2СО3

Поэтому в водном растворе этой соли есть ионы НСО3-, ОН- и СО32-. Так как Сr(ОН)3 менее растворим, чем Сr 2(СО3)3, то именно это соединение и выпадает в осадок.

Реактив комплексон III - Na[Н2г].

В слабокислой среде комплексон III образуют с катионами хрома при нагревании комплексное соединение фиолетового цвета, очевидно, такого состава:

ООСН2ССН2СОО Na

N - СН2- СН2 - N

ООСН2ССН2СОО

Сr·Н2О

К раствору соли хрома следует добавить по 2-3 капли растворов СН3СООН и СН3СООNa для создания необходимой среды и комплексон III. При нагревании через 2-3 минуты образуется характерная фиолетовая окраска раствора.

Реакции ионов марганца - Мn2+

Реактив - гидроксиды натрия и калия - NаОН и КОН

Едкие щелочи из растворов солей марганца выделяют белый осадок гидроксида марганца: Мn(ОН)2:

Мn Cl2 + 2NaОН = Мn (ОН)2v + 2NaCl

Мn 2+ + 2ОН- = Мn (ОН)2v

Исследование свойств осадка. Мn (ОН)2

На воздухе осадок легко окисляется переходя из белого в темно-бурый:

2Мn (ОН)2 + О2= 2МnО(ОН)2

Осадок растворяется в кислотах:

Мn (ОН)2 + Н2SО4 = Мn SО4 + 2 Н2О

Мn (ОН)2 + 2Н+ = Мn 2+ + 2 Н2О

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Осадок растворяется в солях аммония:

Мn (ОН)2 + 2NН4Cl = МnCl2 + 2NН4ОН

Мn (ОН)2 + 2NН4+ = Мn2+ + 2NН4ОН

Реактив щавеленая кислота - Н2С2О4

Щавелевая кислота - Н2С2О4- с Мn(ОН)2 образует комплексный ион [Мn(С2О4)3]3- ярко-розового цвета. Методика обнаружения состоит в следующем: к соли-марганца добавить 2-3 капли щелочи КОН или NаОН, перемешивать содержимое в пробирке стеклянной палочкой до перехода белой окраски осадка в темно-бурую по реакции:

2Мn (ОН)2 + О2= 2МnО(ОН)2 (Н2 МnО3),

Затем прилить раствор щавелевой кислоты до растворения осадка, при этом раствор окрасится в ярко-розовый цвет:

2 Н2 МnО3 + 7 Н2С2О4 = 2Н3[Мn(С2О4)3] + 2 СО2 + 6 Н2О.

Реакции ионов железа - Fe2+.

Реактив - гидроксиды натрия, калия - NaОН, КОН.

Едкие щелочи при действии на растворы солей Fe2+ выделяют белый осадок Fe(ОН)2, который на воздухе быстро меняет свой цвет до темно-зеленого и красно-бурого:

FeSO4 + 2 NaОН = Fe (ОН)2v + Na2SO4

Fe2+ + 2ОН- = Fe (ОН)2v

Исследование свойств осадка. Fe (ОН)2

1. На воздухе осадок легко окисляется, переходя в темно-бурый Fe (ОН)3

4 Fe (ОН)2 + О2 + 2Н2О = 4 Fe (ОН)3

2. Осадок растворяется в минеральных кислотнах и в уксусной кислоте:

Fe(ОН)2 + 2НCl = FeCl2 + 2 Н2О

Fe(ОН)2 + 2Н += Fe 2+ + 2 Н2О

3. Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Реактив гексацианоферрат /III/ калия - К3[Fe(CN)6].

Гексоацианоферрат /III/ калия - К3[Fe(CN)6] - образует с ионами Fe2+ в нейтральной или слабокислой среде темносиний осадок, так называемой «трунбулевой сини» / - Fe3[Fe(CN)6]2:

3 Fe Cl2 + 2 К3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2v + 6 КCl

3 Fe 2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2v

Исследование свойства осадка Fe3[Fe(CN)6]2

Осадок не растворяется в кислотах.

Осадок разлагается едкими щелочами:

Fe3[Fe(CN)6]2 + 6 NaОН = 3Fe (ОН)2v+2Na3[Fe(CN)6]

Fe3[Fe(CN)6]2 + 6ОН- = 3Fe (ОН)2v+2 [Fe(CN)6]3-

Реакции ионов железа - Fe3+.

Реактив- гидроксиды натрия, калия - NaОН, КОН.

Едкие щелочи при действии на растворы солей Fe3+ дают красно-бурый осадок гидроксида железа Fe(ОН)3:

Fe Cl 3 + 3 NaОН = Fe (ОН)3v + 3 NaCl

Fe3+ + 3ОН- = Fe (ОН)3v

Исследование свойства осадка Fe (ОН)3

Осадок растворяется в минеральных кислотах.

Fe (ОН)3 + 3НCl= FeCl3 + 3Н2О

Fe (ОН)3 + 3Н+= Fe3+ + 3Н2О

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей:

Реактив гексацианоферрат /II/ калия - К4[Fe(CN)6].

Гексацианоферрат /II/ калия - К4[Fe(CN)6] - образует с ионами Fe3+ темно-синий осадок, «берлинской лазури» / - Fe4[Fe(CN)6]3:

4Fe Cl3 + 3 К4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3v + 12 КCl

4 Fe 3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3v

Реакцию следует проводить в умеренно кислом растворе для подавления гидролиза соли железа:

Fe 3+ + Н2О [Fe ОН]2+ + Н+

Исследование свойства осадка Fe4[Fe(CN)6]3

Осадок не растворяется в кислотах.

Осадок разлагается едкими щелочами:

Fe4[Fe(CN)6]3 + 12 NaОН = 4Fe (ОН)3v+3Na4[Fe(CN)6]4

Fe4[Fe(CN)6]3 + 12ОН- = 3Fe (ОН)3v+3 [Fe(CN)6]4-

Реактив тиоцианат аммония или калия - NH4SCN, КSCN.

Тиоцианаты калия и аммония NH4SCN, К SCN - в избытке образуют с ионами Fe 3+ комплекс [Fe(SCN)6]3-, окрашивающий раствор в кроваво-красный цвет:

FeCl3 + 6 КSCNК3[Fe(SCN)6] + 3КCl

Fe3+ + 6 SCN-[Fe(SCN)6]3-

Исследование свойства [Fe(SCN)6]3-

Щавелевая, винная, фосфорная кислоты, а также фториды обезцвечивают раствор вследствие образования более устойчивых комплексных соединений железа:

[Fe(SCN)6]3- + 6F-=[Fe F 6]3- + 6 SCN-

Реакции ионов кобальта - Со2+

Реактив - гидроксиды натрия, калия - NaОН, КОН.

Едкие щелочи при осторожном добавлении выделяют из растворов солей Со2+ синий осадок основной соли СоОНCl:

Со Cl 2 + NaОН = СоОНCl v + NaCl

Со2+ + Cl- + ОН- = СоОНClv

При дальнейшем добавлении щелочи основная соль переходит в гидроксид кобальта Со(ОН)2 - розового цвета:

СоОНCl + NaОН = Со(ОН)2v + NaCl

СоОНCl + ОН- = Со(ОН)2v

Исследование свойства осадка Со(ОН)2

На воздухе осадок постепенно буреет вследствие частичного окисления его кислородом воздуха до гидроксида кобальта /III/ -

4Со(ОН)2+О2+2Н2О= 4 Со (ОН)3v.

Осадок растворяется в кислотах:

Со(ОН)2+2НCl= СоCl2+2Н2О

Со(ОН)2+2Н+= Со2++2Н2О

Осадок растворяется в избытке NН4ОН с образованием комплексного соединения грязно-желтого цвета:

Со(ОН)2 + 6 NН4ОН = [Со(NН3)6](ОН)2 + 6Н2О

Со(ОН)2 + 6 NН4ОН = [Со(NН3)6]2 + 2ОН- + 6Н2О

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Реактив тиоцианат аммония- NH4SCN.

Тиоцианат аммония NH4SCN- образует с ионами Со 2+ комплексное соединение, которое в присутствии органических растворителей, например, ацетона, переходит в его слой (он сверху, так как легче воды), окрашивая в интенсивно-синий цвет. Поэтому для обнаруживания используют насыщенный раствор NH4SCN в ацетоне:

СоCl2 + 4 NH4SCN = (NH4)2[Со(SCN)4] + 2 NH4Cl

Со2+ + 4SCN- = [Со(SCN)4]2-

Реакции ионов никеля - Ni

Реактив - гидроксиды натрия, калия - NaОН, КОН.

Едкие щелочи осаждают из растворов солей Ni+2 осадок гидроксида никеля светло-зеленого цвета Ni (ОН)2:

Ni (NО3) + 2NaОН = Ni (ОН)2v + Na NО3

Ni 2+ + 2ОН- = Ni (ОН)2v

Исследование свойства осадка Ni (ОН)2

Осадок устойчив на воздухе

2. Осадок растворяется в кислотах:

Ni (ОН)2+2НCl= Ni Cl2+2Н2О

Ni (ОН)2+2Н+= Ni 2++2Н2О

Осадок растворяется в избытке NН4ОН с образованием комплексного соединения ярко-синего цвета:

Ni (ОН)2 + 6 NН4ОН = [Ni (NН3)6](ОН)2 + 6Н2О

Ni (ОН)2 + 6 NН4ОН = [Ni (NН3)6]2+ + 2ОН-+ 6Н2О

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Реактив диметилглиоксим Реактив Чугаева.

Н3С - С- С -СН3

НО - N N - ОН

Диметилглиоксим образует с ионами Ni2+ в пределах рН 5-10 кристаллический осадок красно-розового цвета, который является внутрикомплексной солью:

Н3С - С = NN= С - СН3

Н3С - С = NN= С - СН3

Реакцию проводят в присутствии ацетатной буферной смеси с рН =5, создаваемой добавлением 1 капли СН3СООН и 5 капель СН3СОО Nа. Реакцию можно проводить и в присутствии NН4ОН, не допуская его избытка.

Качественные реакции на анионы биогенных элементов.

Реакции карбонат анионов - СО3 2-.

Реактив хлорид бария - ВаCl2.

Хлорид бария ВаCl2 - выделяет из растворов карбонатов белый кристаллический осадок карбоната бария ВаСО3.

Na2CO3 + BaCl2ВаСО3 +NaCl2

Исследование свойств осадка ВаСО3.

Осадок растворяется в минеральных кислотах:

2Н Cl = Ва Cl2 + Н2О + СО2

ВаСО3 + 2Н += Ва 2+ + Н2О + СО2

Осадок растворяется в уксусной кислоте:

ВаСО3 + 2СН3СООН = Ва (СН3СОО)2 + Н2О + СО2

ВаСО3 + 2СН3СООН = Ва2+ +2СН3СОО- + Н2О + СО2

Реактив серная кислота - Н2 SO4

Разбавленная серная кислота - Н2SO4 - разлагает карбонаты с выделением углекислого газа СО2. Последний при пропускании в известковую воду вызывает ее помутнение вследствие образования белого осадка карбоната кальция СаСО3.

Nа2СО3 + Н2SO4 = Nа2SO4+ Н2О + СО2

СО32- + 2Н+ = Н2О + СО2

СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3v + Н2О

Исследование свойств осадка СаСО3

При длительном пропускании СО2 осадок растворяется:

СаСО3 + СО2+ Н2О = Са(НСО3)2

СаСО3 + СО2+ Н2О = Са2+ + 2НСО3-

Реакции ионов - РО43-

Реактив хлорид бария - ВаCl2.

Хлорид бария ВаCl2 - выделяет из растворов гидрофосфатов белый аморфный осадок гидрофасфата бария ВаНРО4

Nа2 НРО4 + ВаCl2 = ВаНРО4v + 2 NаCl

НРО42- + Ва2+ = ВаНРО4v

В присутствии гидроксида аммония получается фосфат бария:

2Nа2 НРО4 + 3ВаCl2 + 2NН4ОН = Ва3(РО4)2 v + 2NН4Cl + 4 NаCl +2Н2О

3Ва2+ + НРО42- + 2NН4ОН = Ва3(РО4)2v+ 2NН4++ 2Н2О

Исследование свойств осадка ВаНРО4.

Осадок растворяется в минеральных кислотах:

ВаНРО4 + 2Н Cl = ВаCl2 + Н3РО4

ВаНРО4 + 2Н += Ва 2+ + Н3РО4

Осадок растворяется в уксусной кислоте:

ВаНРО4+ 2 СН3СООН = Ва (СН3СОО)2 + Н3РО4

ВаНРО4+ 2 СН3СООН = Ва 2+ + 2 СН3СООН- +Н3РО4

Реактив магнезиальная смесь - МgCl2 + NН4ОН + NН4Cl

Хлорид магния в присутствии гидроксида и хлорида аммония выделяет из растворов фосфатов белый кристаллический осадок двойной соли МgNН4РО4. Выполнение опыта: к 3 каплям раствора Мg Cl2 прибавить 2 капли раствора NН4ОН и несколько капель раствора NН4Cl до растворения выпадающего осадка Мg(ОН)2, затем 2-3 капли раствора Nа2НРО4, выпадает осадок МgNН4РО4:

МgCl2 + Nа2 НРО4+ NН4ОН = МgNН4РО4v + 2NаCl+ Н2О

Мg 2+ + НРО42-+ NН4ОН = МgNН4РО4v + Н2О

Исследование свойств осадка МgNН4РО4

Осадок растворяется в минеральных кислотах:

МgNН4РО4 + 3Н Cl = МgCl2 + NН4Cl + Н3РО4

МgNН4РО4 + 3Н += Мg+2 + NН4 ++ Н3РО4

Осадок растворяется в уксусной кислоте:

МgNН4РО4+ 3СН3СООН = Мg (СН3СОО)2 + NН4 СН3СОО + Н3РО4

МgNН4РО4+ 3СН3СООН = Мg 2+ + 3СН3СОО- + NН4 + + Н3РО4

Реакции ионов NО2-

Реактив серная кислота - Н2 SO4

Разбавленная серная кислота - Н2SO4 - разлагает нитриты с выделением газа бурого цвета NО2, хорошо видимого на белом фоне:

2К NО2 + Н2SO4 = К2SO4+ NО^ + NО2^ + Н2О

2NО2- + 2Н+ = NО^ + NО2^ + Н2О

Разбавленная Н2SO4 на нитрbты не действует, их разлагает только концентрированная Н2SO4.

Реактив иодид калия - KI

Иодид калия - KI - в кислой среде окисляется нитритами до свободного иода - I2 - .

Выполнение реакции: в пробирку налить 2-3 капли раствора КNО2, добавить 2-3 капли раствор Н2SO4, 2-3 капли раствора KI, несколько капель эфира. Выделившийся иод окрашивает эфирный слой в фиолетовый цвет:

2 К NО2 + 2 KI + 2Н2 SO4 = 2 К2 SO4 + 2 NО + I2+ 2Н2О

2I--2з I201

N3+ + з N2+ 2

2 I- + 2N3+ I2+ 2 N2+

Реакции ионов - NО3-

Реактив сульфат железа /II/ - FeSO4

Сульфат железа - FeSO4 - восстанавливает нитраты до оксида азота - NО, который с FeSO4 образует комплексное соединение [FeSO4· NО] бурого цвета.

Выполнение реакции: в пробирку налить раствор КNО3, внести несколько кристалликов твердого FeSO4 и осторожно по стенке пробирки капилляром спустить каплю концентрированной Н2SO4.

2Nа NО3 + 6FeSO4 + 4Н2SO4 = 3Fe2 (SO4)3 + Nа2 SO4 + 2NО + 4Н2О

2 Fe 2+-2з 2 Fe 3+3

N5+ + 3з N2+ 2

6 Fe 2+ + 2N5+ 6 Fe3+ + 2N2+

NО + Fe2+ + SO42- = [Fe(NО)SO4]

Реакции ионов- S 2-.

Реактив нитрат серебра - Ag NО3

Нитрат серебра - Ag NО3 - образует с растворами сульфидов серый осадок сульфида серебра - Ag2S

2Ag NО3 + Nа2S 3 = Ag2Sv + 2Nа NО3

2Ag + + S 2- = Ag2Sv

Исследование свойств осадка Ag2S

Осадок не растворяется в разбавленной соляной кислоте.

Осадок не растворяется в растворе аммиака.

Осадок растворяется в разбавленной азотной кислоте

3 Ag2S + 8Н NО3 = 6Ag NО3 + 3 S + 2 NО + 4 Н2О

3 Ag2S + 8Н+ + 2NО3- = 6Ag + + 3 S + 2 NО + 4 Н2О

Реатив нитрат кадмия - Cd(NО3)2

Соли кадмия с сульфидами образуют ярко-желтый осадок сульфида кадмия Cd S:

Cd(NО3)2 + Nа2S = Cd Sv + 2Nа NО3

Cd2+ + S2- = Cd Sv

Исследование свойств осадка Cd S

Осадок растворяется в разбавленной соляной и серной кислотах.

Cd S + 2НCl = CdCl2 + Н2 S

Cd S + 2Н += Cd2+ + Н2 S

Осадок растворяется в разбавленной азотной кислоте

3 Cd S + 8Н NО3 = 3Cd(NО3)2 + 2NО + 3S + 4Н2О

Реакции ионов SO42-

Реактив хлорид бария - ВаCl2.

Хлорид бария ВаCl2 выделяет из растворов сульфатов белый осадок сульфата бария Ва SO4

ВаCl2 +Nа2 SO4 = Ва SO4v + 2 NаCl

Ва2+ + SO42- = Ва SO4v

Исследование свойства осадка Ва SO4

Осадок не растворяется в минеральных кислотах

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Реакции ионов SO32-

Реактив хлорид бария - ВаCl2.

Хлорид бария ВаCl2 выделяет из растворов сульфитов белый осадок сульфита бария Ва SO3

ВаCl2 +Nа2 SO4 = Ва SO3v + 2 NаCl

Ва2+ + SO32- = Ва SO3v

Исследование свойства осадка Ва SO3

Осадок растворяется в минеральных кислотах

Ва SO3+ 2Н Cl = ВаCl2 + Н2О + SО2

Ва SO3+ 2Н += Ва 2+ + Н2О + SО2

Реактив перманганат калия - КмnО4

перманганат калия КмnО4 при добавлении к раствору сульфитов, подкисленного серной кислотой, обесцвечивается

5К2 SO3 + 2 КмnО4 + 3 Н2 SO4 = 6К2 SO4 + 2мn SO4 + 3Н2О

S4+ + 2з=S6+ 5

мn7++ 5з=мn2+ 2

5S4+ + 2мn7+ = 5S6+ + 2мn2+

Реакции ионов S2O32-

Реактив хлорид бария - ВаCl2.

Хлорид бария ВаCl2 выделяет из растворов тиосульфатов белый осадок тиосульфата бария - Ва S2O3

ВаCl2 +Nа2 S2O3 = Ва S2O3v + 2 NаCl

Ва2+ + S2O32- = Ва S2O3v

Исследование свойства осадка ВаS2O3

Осадок растворяется в минеральных кислотах

Ва S2O3+ 2Н Cl = ВаCl2 + Н2S2О3

Ва S2O3+ 2Н + = Ва2+ + Н2О + SО2^ + Sv

Реактив серная кислота - Н2 SO4

При действии разбавленной серной кислоты при кипячении на тиосульфаты раствор постепенно мутнеет вследствие выделения элементарной серы:

Nа2 S2O3 + Н2 SO4 = Nа2 SO4+ SО2^ + Sv + Н2О

S2O32- + 2Н+ = SО2^ + Sv + Н2О

Реакции ионов - Cl-

Реактив нитрат серебра - Ag NО3

Нитрат серебра AgNО3 выделяет из растворов бромидов творожный белый осадок хлорида серебра - AgCl

AgNО3 + NаCl = AgCl v + Nа NО3

Ag + + Cl- = AgCl v

Исследование свойств осадка AgCl

Осадок не растворяется в азотной кислоте.

Осадок растворяется в избытке раствора аммиака.

AgCl + NН4 ОН = [Ag (NН3)2]Cl + 2 Н2О

AgCl + NН4 ОН = [Ag (NН3)2]+ + Cl- + 2 Н2О

Реакции ионов Вr-

Реактив нитрат серебра - Ag NО3

Нитрат серебра AgNО3 выделяет из растворов хлоридов желтоватый осадок бромида серебра - Ag Вr

AgNО3 + Nа Вr = Ag Вr v + Nа NО3

Ag + + Вr - = Ag Вr v

Исследование свойств осадка Ag Вr

Осадок не растворяется в азотной кислоте.

Осадок частично растворяется в избытке раствора аммиака.

Ag Вr + 2NН4 ОН = [Ag (NН3)2] Вr + 2 Н2О

Ag Вr + 2NН4 ОН = [Ag (NН3)2]+ + Вr - + 2 Н2О

Реактив хлорная вода - Cl2

Хлорная вода Cl2 в кислой среде из бромидов выделяет свободный бром, имеющий характерную окраску.

Выполнение реакции: к раствору бромида добавить 2-3 капли раствора, Н2SO4, 2-3 капли раствора хлорной воды, несколько капель эфира или бензола, встряхнуть содержимое пробирки.

Элементарный бром окрашивает слой эфира в желто-оранжевый цвет:

2Nа Вr + Cl2 = 2NаCl + Вr2

2Вr- + Cl2 = 2Cl- + Вr2

Реакции ионов I-

Реактив нитрат серебра - Ag NО3

Нитрат серебра AgNО3 выделяет из растворов иодидов светло-желтый осадок иодида серебра - Ag I

AgNО3 + Nа I = Ag I v + Nа NО3

Ag + + I - = Ag I v

Исследование свойств осадка Ag I

Осадок не растворяется в азотной кислоте.

Осадок не растворяется в избытке раствора аммиака.

Реактив хлорная вода - Cl2

Хлорная вода Cl2 в кислой среде из иодидов выделяет свободный йод, имеющий характерную окраску.

Выполнение реакции: к раствору иодида добавить 2-3 капли раствора, Н2SO4, 2-3 капли раствора хлорной воды, несколько капель эфира или бензола, встряхнуть содержимое пробирки.

Элементарный иод окрашивает слой эфира в малиново-фиолетовый цвет:

2Nа I + Cl2 = 2NаCl + I 2

2 I - + Cl2 = 2Cl- + I 2

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача №1. Почему Mg(OH)2 растворяется в солях аммония?

Эталон решения

Как известно, осадок Mg(OH)2 растворяется в солях аммония. Это объясняется тем, что концентрация ионов ОН- уменьшается вследствие образования малодиссоциированного основания NH4OH. Равновесие осадок - раствор нарушается в сторону растворения осадка: Mg(OH)2 Mg+2 + 2OH-

2Cl- + 2 NH4+NH4OH

Задача № 2. Как приготовить хромокалиевые квасцы, если в качестве исходного вещества взять дихромат калия? Найти массу К2Сr2О7, необходимую для получения 1 кг квасцов.

Дано:

m(квасцы) = 1кг

M(К2Сr2О7)=294 г/моль

M(квасцы)=499,09 г/моль

m(К2Сr2О7) - ?

Эталон решения

Хромокалиевые квасцы имеют формулу КСr(SO4)2? 12H2O

1. Чтобы получить хромокалиевые квасцы из К2Сr2О7, необходимо восстановить Cr6+ в Cr3+. Этот процесс можно провести при помощи различных восстановителей: SO2, HI, H2S и др. Наиболее удобным является восстановление хрома этиловым спиртом, так как в этом случае не образуется других неорганических ионов:

3С2Н5ОН + К2Сr2О7 + 4H2SO4 +17H2O= K2SO4? Cr2(SO4)3 ? 24H2O + 3C2H4O

2. По уравнению реакции видно, что из 1 моля К2Сr2О7 получается 2 моля КСr(SO4)2? 12H2O, то есть из 1моль ? 294,10г/моль = 294,10 г получится

2моль? 559,09г/моль= 1118,18 г КСr(SO4)2? 12H2O. Запишем:

294,10г К2Сr2О7 -------------- 1118,18 г КСr(SO4)2? 12H2O

Х г К2Сr2О7 -------------- 1000 г КСr(SO4)2? 12H2O

Составляет пропорцию:

294,10 : 1000 = Х : 1118,18

Х =

m(К2Сr2О7) =0,264 кг

Ситуационные задачи.

Задача 1. В хирургической практике широко применяется 3, 5, 10% (масс) гипертонический раствор NaCl. Сколько граммов соли необходимо для приготовления 1л. 10%ного раствора? На чем основано его действие?

(=1,11 г/мл)

Ответ:

m(NaCl) = 111,0 г. Смоченный, раствором NaCl тампон прикладывается на участки пораженной кожи с целью рассасывания гнойных жидкостей.

Задача 2. Сульфат меди - CuSO4 5H2O используется как вяжущее и антисептическое средство при коньюктивитах. Рассчитайте массу препарата для приготовления 100,00 мл 0,25% раствора. Какова массовая доля меди (%) в данном препарате?

Ответ:

m(CuSO4 5H2O) = 0,25г. %(Cu) = 0,06%.

Тестовые вопросы.

Какой реагент используется для определения катиона Fe+3?

а) NaOH б) NH4SCN в) K3Fe(CN)6

г) NH4Cl д) HCl

Какой раствор можно использовать в качестве физиологического раствора?

а) 3% NaCl б) 0,86% KCl в) 0,86% NaCl г) 0,9% СаCl2

Недостаток фтора в организме приводит к следующим заболеваниям:

...