а) флюорез б) кариес в) анемия г) гипотериоз

Укажите микробиогенный d - элемент:

а) Ag б) Hg в) Cu г) Cd

В каком органе накапливается йод?

а) кость б)печень в) щитовидная железа г)почки

В каком органе накапливается медь?

а) кость б)печень в) щитовидная железа г)почки

Избыток йода в организме приводит к возникновению:

а) анемии б) кариес в) гипотериоз г) гипертериоз

При добавлении к исследуемому раствору K4Fe(CN)6, образуется синий осадок. Какой ион присутствует в растворе?

а) Sn2+ б) Pb2+ в) Fe+2 г) Fe+3

Ионы натрия входят в состав:

а) внутриклеточной жидкости

б) внеклеточной жидкости

в) не входят в состав клеточных жидкостей

г) все ответы верны

Какой элемент усиливает свертываемость крови?

а) Mg б) Са в) Fe г) Со

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 21

21.1 Качественные реакции на катионы биогенных элементов

1 опыт. Реакция на ионы - Са2+

Реакция с оксалатом натрия Na2C2O4. К 5-6 каплям раствора CaCl2 прилить 5-6 капель раствора реактива. Образуется белый осадок.

2 опыт. Реакция на ионы - Сг3+

Реакция с едкими щелочами NaOH. К 5-6 каплям раствора соли Сr3+ прилить по каплям раствор NaOH до образования осадка.

3 опыт.Реакция на ион - Fe3+

Реакция с роданидом аммония NH4SCN .

а) К 4-5 каплям раствора FeCI3 добавить 4-5 капель раствора реактива, образуется кроваво-красный цвет.

б) Реакция с ферроцианидом калия (II) К4[Fе(СN)6]

К 4-5 каплям раствора FeCl3 добавить 4 -5 капель раствора реактива, образуется осодок берлинской лазури.

4 опыт.Реакция на ион - Fe2+

Реакция с ферроцианидом (III)калия К3[Fе(СN)6].

К 4-5 каплям раствора FеSО4 добавить 4-5 капель раствора реактива, образуется осадок турнбулевой сини.

5 опыт.Реакция на ион - Мn2+

Реакция с едкими щелочами.

К 4-5 каплям раствора Мп(NО3)2 добавить 4-5 капель раствора реактива, образуется белый осадок.

6 опыт.Реакция на ион - Zn2+

Реакция с ферроцианидом калия K4[Fe(CN)6]. К 4-5 каплям раствора ZnCl2 добавить 4-5 капель раствора реактива, образуется белый осадок.



7 опыт на ион - Со2+

Реакция с карбонатом натрия Na2CO3. К 4-5 каплям раствора СоCI2 добавить 4 - 5 капель раствора реактива. Образуется осадок розового цвета.

Задачи для самостоятельного решения

Напишите уравнение реакции, потверждающее амфотерные свойства гидроксида цинка.

При действии на соли хрома(III) сульфида аммония образуется гидроксид хрома. Объясните это явление. Напишите уравнение реакции.

В чем растворяется осадок Mn(OH)2?

неорганогенные элементы

Цель занятия: Познакомить студентов с химией неорганогенных элементов, изучить общие свойства элементов неорганогенов, их токсическое влияние на процессы жизнедеятельности. Приобрести навыки выполнения качественных реакций на ионы неорганогенных элементов.

Значимость изучаемой темы.

Химия неорганогенных элементов изучает химические реакции, протекающие в живом организме с участием неорганогенных ионов. Токсичное действие этих элементов в определенной степени зависит от строения их атома, совокупности их физико-химических свойств, способности накапливаться в тех или иных тканях и органах.

Известно, что ионы неорганогенных элементов содержатся в организме в определенном количестве, однако ни биологическая роль, ни форма содержания, ни особенности концентрации их в тканях и органах неизвестны. В организм человека попадают соединения неорганогенных элементов вместе с продуктами питания, пищей, воздухом и водой.

Избыток этих элементов приводит к серьезным патологиям. Для лечения патологий, вызванных токсическим действием ионов неорганогенных элементов, в клинической практике пользуются методом хелатотерапии.

Методами качественного анализа определяют наличие ионов неорганогенных элементов в биологических жидкостях.

Исходный уровень знания

Закономерность изменений свойств элементов и их соединений в связи с расположением в периодической системе Д.И. Менделееева;

Электронная структура атомов;

Типы химических связей в молекулах;

Составление уравнений химических реакций в молекулярной и ионной форме.

Учебный материал для самоподготовки

Н.Л. Глинка Общая химия, 1984, стр. 383-608.

С.С.Оленин, Г.Н. Фадеев. Неорганическая химия, М., 1979, стр. 314-336

В.Н. Алексеев Курс качественного химического полумикроанализа, М., 1973, стр. 318-419,448.

К.А. Селезнев Аналитическая химия. М., 1973, стр. 90,100,106,108,116,121.

И.К. Цитович Курс аналитической химии. М, 1985, стр. 113.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

Токсичное действие неорганогенных элементов на живой организм и его следствие.

Применение соединений неорганогенных элементов в качестве лекарственных препаратов в медицине.

Химические свойства неорганогенных элементов и их соединений.

Качественные реакции по ионы неорганогенных элементов.

Лабораторная работа.

Блок информации.

Неорганогенные элементы - это элементы, которые содержатся в организме в определенном количестве, но биологическая функция их не изучена, и увеличение их содержания в организме приводит к серьезным патологиям.

Данную формулировку неорганогенных элементов можно считать условной, так как выявление биологических функций и жизненно важных свойств неорганогенных элементов может их сблизить к классу биогенных элементов.

К неорганогенным элементам относятся барий, стронций, ртуть, алюминий, свинец, мышьяк, висмут, олово и др.

Барий. В земной коре содержится 5·10-2% (масс) бария. В организме содержание бария незначительно 1·10-5%.

Барий обнаруживается в пигментной оболочке глаза. Увеличение его количества в крови приводит к лейкозу. Этот элемент для человека ядовит. В больших количествах вытесняет кальций из биомолекул.

Растворимые соли бария токсичны. Известно, что барий оказывает влияние на гладкую мускулатуру, напоминая действие ацетилхолина. Обнаружено, что он повышает кровянное давление. В медицине из его солей используется сульфат бария. Из-за плохой растворимости (ПрBaSO4= 0,87·10-10) он применяется в рентгенодиагностике как контрастное вещество.

Увеличение содержания бария в организме приводит к онкологическим заболеваниям.

Токсичность бария объясняется возможностью образования прочного нерастворимого фосфата в костной ткани, нервных клетках и мозговом веществе.

Стронций. В земной коре содержание стронция 4·10-2%; (масс). Он содержится в скелетах высших и низших животных. До 5% стронция образуется при взрывах атомных бомб. Стронций представляет большую опасность, т.к. легко поглащается почвой, замещая кальций, и может попасть через растения в организм животных и человека. В организме он обнаруживается постоянно. Стронций накапливается в большей степени в тех органах, которые богаче кальцием и беднее магнием. Стронций может заменить кальций в биосистемах. Попадая в организм стронций замещает кальций в его фосфате, являющемся основой костной ткани и вызывает «стронциевый рахит». Вывести из организма стронций практически невозможно и ткани подвергаются постоянному «внутреннему» облучению, которое приводит к лейкемии.

Кадмий. В земной коре содержится 5·10-4% (масс). Если содержание кадмия в почве достигает 3 мг/кг, то его концентрация в биомассе растений будет не менее 0,4 мг/кг, что может вызвать токсический эффект у животных и человека. В организме человека содержится 1·10-4% (масс) кадмия. Соединения кадмия являются токсичными для организма. Это микроэлемент растительных и животных организмов. Биологическая роль кадмия не выявлена. Известны случаи замещения кадмием ионов цинка в карбоксипептидазе и в щелочной фосфатазе. Кадмий накапливается главным образом в печени и почках. Кадмий в живом организме проявляет как синергизм, так и антогонизм в действии: недостаток цинка увеличивает содержание кадмия в печени и корковом веществе почек. Предельно допустимая концентрация кадмия для организма составляет 70мкг. Его избыток повышает кровяное давление, приводит к искривлению и деформации костей, так как ионы Сd2+ вытесняют ионы биометаллов (Са2+, Mg2+, Zn2+) из менее прочных комплексов, образуя более прочные связи с серосодержащими лигандами белков. Он обладает также канцерогенным свойством, так как в период роста табак аннулирует кадмий из почвы и в результате в одной сигарете его содержание 1,2-2,5 мкг. В легкие курящего человека попадает 0,1-2,5мкг кадмия.

Кадмий усиливает явление цинковой недостаточности у крупнорогатого скота.

Он ингибитор многих ферментов, влияет на углеводный обмен, регулирует содержание сахара в крови.

Ртуть. В земной коре содержится 7· 10-6% (масс) ртути. В организме человека содержится 1·10-6% (масс). Ежедневно в организм человека вместе с пищей поступает в среднем 0,02-0,05 мг ртути. Комплексные соединения ртути более устойчивы, чем кадмиевые, что приводит к прочному связыванию различных ферментов с ртутью (II) и их ингибированию. Это объясняется высокой токсичностью соединений ртути.

Вследствие чрезвычайно высокой устойчивости комплексных соединений ртути с белками и денатурации белка под действием солей ртути, последние накапливаются в живом организме и трудно выводятся из организма.

По современным представлениям, ртуть и её органические соединения считаются ферментными ядами, которые вызывают сильнейшие отравления. Токсичность ртути обусловлена взаимодействием с группами -SН клеточных протеинов. Металлическая ртуть и ее пары очень ядовиты.

Ртуть в окружающей среде находится как в виде «неорганических соединений», так и в виде «органических соединений», в виде алкильных, арильных, алкоксильных соединений. Особенно токсичны метилртуть, этилртуть, менее токсична - фенилртуть.

Ртуть угнетает работу щитовидной железы. Введение избыточного количества йодида приводит к уменьшению угнетающего действия ртути, так как йод связывает избыток ртути по схеме:

HgI2 + 2KIК2[Hg I4]

Ионы ртути прочно соединяются с белками и образуют нерастворимые соединения с альбуминами, вызывающие расстройство кишечника и также почек, в результате почки теряют способность удалять из крови продукты распада, что может привести к смерти.

При отравлении ртутью появляется сильная боль в желудочно-кишечном тракте, появляется рвота, выделяется стул с кровью, при сильном отравлении появляется язва в кишечнике, желудке, наблюдается их гниение (некроз). При хроническом отравлении наблюдается выпадение волос, бровей, ресниц, зубов. Поражаются слизистые оболочки, нервная система, нарушается обмен веществ, кровообращение, функции щитовидной железы и т.д. Поэтому содержание ртути в воздухе промышленных предприятий не должно превышать 1?10-5мг/л.

При отравлении ртутью и его соединениями необходимо употреблять молоко и яичный белок, так как белки осаждают ртуть в области желудка.

Алюминий. Этот элемент составляет 8,7·10-5% массы организма. Суточная потребность организма в алюминии составляет 35-40мг в сутки. В организме находится в виде комплексных соединений с оксикислотами, полифенолами, углеводами, липидами и т.д.

Он является составной частью органов и тканей человека, участвует в построении эпителиальной и соединительной ткани. Содержание алюминия в воздухе не должно превышать 0,5мг/дм3. В противном случае последний нарушает метаболизм биологически активных веществ, содержащих остатки фосфорной кислоты. Алюминий осаждается в кишечнике фосфатами, что приводит к рахиту из-за уменьшения фосфора вследствие связывания последнего в малорастворимый фосфат алюминия. Наибольшее количество алюминия содержится в головном мозге, легких, печени, селезенке, почках, костях.

Алюминий образует прочные соединения с белками ткани, что приводит к нарушению обмена веществ.

Алюминий снижает активность таких ферментов, как лактатдегидрогеназа, щелочная фосфатаза, фосфогексоизомераза, альдолаза и повышает активность глутаматаспартат - аминоферазы. Это объясняется замещением ионов магния и кальция, которые находятся в активном центре ферментов и являются активаторами последних.

Вследствие высокой комплексообразующей способности алюминий в больших количествах тормозит синтез гемоглобина, блокируя активные центры ферментов, участвующих в процессе кроветворения.

Повышение содержания алюминия в организме приводит к нейротоксическому отравлению.

У рабочих цветной металлургии, у лиц занятых производством алюминиевой пудры, добычей и плавной бокситов возникает заболевание алюминоз. Поэтому предельно допустимая норма в воздухе рабочих помещений 2мг/м3. В больших дозах препараты алюминия оказывают раздражающее действие на слизистые оболочки, небольшое вяжущее, дезинфицирующее свойство.

Свинец. Содержание свинца в организме составляет 1·10-4% массы организма. В воздухе 0,01мг/м3. Увеличение содержания ацетата свинца до 145 мг/кг приводит к летальному исходу.

Свинец является элементом, который содержится в моторном топливе, он накапливается и загрязняет атмосферу. Загрязнение атмосферного воздуха свинцом способствует его проникновению в организм.Свинец в значительном количестве находится в почве.

Свинец - яд для протоплазмы всех клеток организма. Через дыхательные пути пары свинца накапливаются в альвеолах, бронхиолах и рассасываются в легкие.

Основное количество свинца, попадая в организм, накапливается в красных кровяных тельцах и костях (~ 40-50%).

Отравление ионами свинца приводит к появлению пятен на деснах, расстройству нервной системы, нарушению функции почек, способствует развитию анемии.Симптомы отраления свинцом - слабость, малокровие, головокружение, обморок, паралич , судороги.

Противоядием при отравлении ионами свинца является яичный белок и аскорбиновая кислота.

Мышьяк. Этот элемент ядовит для человека и живых организмов. Содержание в организме составляет 1·10-6% (масс). Является токсичным элементом. Содержание в воздухе не должно превышать - 0,3 мг/м3, в воде - 0,05 мг/л. В атмосферу попадает в результате загрязнения выбросами промышленных предприятий. С пищей в организм попадает около 1мг мышьяка в сутки. В основном он концентрируется в эритроцитах и селезенке, белках тканей. Смертельная доза для взрослого человека составляет 0,1-0,3г.

Соединения As(III) - арсениты, оказывают отравляющее влияние на тиольную группу при взаимодействии с белками и ферментами. Они ингибируют -SH группы по следующей схеме:

Замещение водорода сульфгидрильной группы мышьяком приводит к изменению конформации фермента и потере его активности. Из соединений мышьяка наиболее токсичным действием обладает арсин (AsН3). Это соединение ингибирует активность гема

3Hb · O2 + 2AsH33 MetHb + 2HАsO2 + 2Н2О

Вследствие этого усиливается гемолиз эритроцитов и происходит закупорка каналов почек. Последнее ослабляет проток желчных кислот их метаболитов, что приводит к пожелтению организма.

В отличие от перечисленных арсенат ионы (НАsО4-2) ингибируют синтез АТФ.

Арсенат ионы ослабляют метаболизм пировиноградной кислоты в митохонриях

Это приводит к нарушению метаболизма углеводов, аминокислот и липидов.

Также увеличение количества мышьяка в организме приводит к заболеванию «черных стоп».

Будучи в больших дозах ядом, мышьяк и его соединения в малых дозах усиливают деятельность сердечно-сосудистой системы, кроветворных органов, влияют на общий тонус организма.

Висмут. В связи с тем, что он содержится в питьевой воде, в организм человека поступает с водой и пищей около 20 мкг висмута в сутки. В организме содержится 1·10-6% (масс) висмута. Выявлено, что в печени, почках, железах внутренней секреции висмута незначительно.

Соли висмута, попадая в организм, легко гидролизуются и образуют малорастворимые соединения. В желудочно-кишечном тракте ионы висмута образуют прочные комплексные соединения с лигандами, содержащими аминогруппу, не усваиваются организмом и выделяются из него. Этим объясняется токсическое действие солей висмута, которые угнетают амино - и карбоксиполипептидазу.

При проникновении растворимых соединений висмута в кровь они обнаруживаются в плазме в соединениях с белками.

Увеличение ионов висмута в организме ослабляет сердечную деятельность, чрезмерное увеличение приводит к поражению центральной нервной системы.

Основная масса висмута накапливается в почках и приводит к нарушению его функции. Увеличение количества висмута в кожном покрове приводит к дерматитам.

Растворимые соединения висмута ядовиты.

Сурьма. В организме содержится 1·10-6% (массы) сурьмы. По медико-биологическим свойствам и фармакологическому эффекту сурьма похожа на мышьяк, но ее соединения менее токсичны. Это связано малой растворимостью продуктов гидролиза солей висмута и вследствие этого невозможностью поглощения стенками пищеварительного тракта. Сурьма и ее соединения в основном концентрируются в скелете, печени, почках и селезенке. Смертельной дозой для человека является 0,12г. сурьмы.

Олово. Этот элемент составляет 1·10-4% массы организма. В организм попадает с пищей. С пищей человек получает около 1 мг олова в сутки, при преобладании в пище консервированных продуктов это количество увеличивается вдо 38 мг.

Причиной отравления оловом является то, что оно содержится в бензине в виде Sn(CrH5) и накапливается в печени, легких, почках, эритроцитах. Неорганические соединения олова не очень ядовиты, но оловоорганические соединения весьма токсичны.

В организме олово в основном концентрируется в печени, почках, мышцах, крови и легких.

Отравление оловом вызывает анемию, уменьшение гемоглобина и красных кровяных телец.

Избыток олова в организме приводит к поражению кожи и верхних дыхательных путей, а также вызывает психические заболевания. В частности при отравлении оловом у 59% больных наблюдается энцефалопатия, у 38% больных наблюдается умственная отсталость.

Медицинские препараты неоргаогенных элементов

BaSО4	- сульфат бария	Применяется при рентгеноло-гических обследованиях пищевода, желудка и кишечника
BaS	-сульфид бария	Средство для удаления волос с кожи.
89Sr и 90Sr	- изотопы стронция	Применяется в лучевой терапии при костных опухолях
Cd	- кадмий	Применяется в стоматологии. Амаль-гамы, содержащие кадмий, применя-ются при пломбировании зубов
Al(OH)3		Адсорбирующее средство.
KAl(SO4)·12H2O	- Квасцы	Применяется для лечения воспали-тельных заболеваний кожи и слизис-тых оболочек
Al2S3		Применяется как непротезирующее средство в стоматологии
Соединения Sb	- самосурьма	Применяется для лечения лейшманиоза
As2S3		Непротезирующее средство в стоматологии
Na2HAsO4·7H2O		Общеукрепляющее и тонизирующее средство при малокровии
Соединения мышьяка Аминарсон Новарсенол Миарсенол		Применяются для лечения амебиоза, сифилиса
Bi(OH)2Na BiOOH BiONO3		Применяются для лечения желудочно -кишечных заболеваний; в мази при воспалениях кожи
Соединения висмута дерматол, бисмоверол, бийохинол -кентабисмол		Применяются для лечения желудочно -кишечных заболеваний; в мази при воспалениях кожи Для лечения сифилиса
HqCl2	- Сулема	Применяется для лечения кожных заболеваний
HqO,-HqNH2Cl		Применяется для лечения кожных заболеваний
Hq2Cl2	- Каломель	Применяется для лечения раговицы
PbO	- свинцовый глет	В виде свинцового пластыря приме-няется при гнойно-воспалительных заболеваниях кожи, фурункулах
Сплав олова с серебром и золотом		Используется в стоматологии
Соединения сурьмы KC4H4O6(SbO)·H2O		Рвотный камешек для гельментоза кожных заболеваний

Химические свойства неорганогенных элементов.

Барий в природе встречается в различных минералах в виде сульфатов, карбонатов, силикатов, алюмосиликатов. Важнейшие минералы бария - барит ВаSО4, витерит ВаСО3 и др. В земной коре содержится 5·10-2% (масс.).

Барий - ковкий металл (t=7100С, tкип.=16960С). Из 7 стабильных изотопов самыми важными являются 140Ва с периодом полураспада 13,4 дня и 133Ва с периодом полураспада 1,77 дня. Барий обладает относительно большим объемом и слабо выраженной тенденцией, к поляризации, поэтому не образует устойчивых комплексных соединений.

Барий устойчив на воздухе, он энергично реагирует с кислородом, поэтому его хранят в герметических сосудах под слоем керосина, петролейного эфира или парафинового масла. На воздухе блеск бария теряется вследствие образования оксида, пероксида и нитрида: ВаО, ВаО2 и Ва3N2. Барий химически активнее кальция и реагирует с неметаллами более энергично, образуя галогениды ВаГ2 (Г= F, Cl, Br, I).

Металлический барий разлагает воду:

Ва + 2Н2О = Ва(ОН)2 + Н2 + 387 кДЖ

При обычной температуре он реагирует с диоксидом углерода:

5Ва + 2 СО2 = ВаС2 + 4ВаО

Металлический барий - сильный восстановитель.

Гидрид бария ВаН2 получают нагреванием металлического бария в атмосфере водорода:

Ва + Н2 = ВаН2 + 230,1 кДж

Оксид бария ВаО получают непосредственым синтезом из элементов или термическим разложением карбонатов или нитратов:

Растворяясь в воде, оксид бария образует гидроксид бария Ва(ОН)2 - баритовую воду:

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2

Ва(ОН)2 - самое сильное основание среди элементов II А группы, так как барий - наиболее электроположительный металл главной подгруппы II группы.

Пероксид бария ВаО2 образуется при непосредственном взаимодействии между кислородом и оксидом бария при нагревании:

ВаО2 в воде трудно растворим.

Растворимые в воде соли бария исключительно токсичны. Смертельная доза - приблизительно 0,2г соли бария. Растворимые соли бария применяются для травления грызунов (крыс, мышей) С физиологической точки зрения ВаCl2 представляет собой сильный сердечный яд! ВаСО3 и ВаSО3, растворимые в соляной кислоте желудочного сока, также токсичны. Нетоксичен только ВаSО4 так как не растворим в соляной кислоте желудочного сока и поэтому применяется в рентгенологии в качестве контрольного вещества, не пропускает рентгеновские лучи и поэтому применяется для защиты облицовки стен рентгеновских камер.

Соли бария взаимодействуют с хроматом калия с образованием осадка желтого цвета

Ва Cl2 + К2СrО4 = vВа СrО4 + 2К Cl

Ва 2+ + СrО42- = vВа СrО4

При нагревании образуется желтый кристаллический осадок хромата бария ВаСrО4, растворимый в азотной и соляной кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте:

ВаСrО4 + 2Н Cl = Ва Cl2 + Н2 СrО4.

В серной кислоте желтый осадок хромата бария переходит в белый осадок сульфата бария:

ВаСrО4 +Н2 SО4 = vВа SО4 + Н2 СrО4.

Стронций. В земной коре содержится 4· 10-20% (масс) стронция. Он встречается чаще в кальциевых минералах, но известны и стронциевые минералы: целестин SrSO4, стронцианит SrSO3. Стронций имеет 4 стабильных изотопа: 84Sr, 86Sr, 87Sr, 88Sr. Наиболее распространен 88Sr (82,56%). Кроме того, получено два искусственных изотопа (в-излучение): 89Sr с периодом полураспада 51 день и 90Sr с периодом полураспада 27,7 года. Радиоактивные изотопы стронция очень токсичны.

Стронций легкий металл (t=7700С, tкип.=13800С). Стронций легко теряет свои два s-электрона, поэтому известно существование только иона Sr.2+ Стронций энергично взаимодействует с кислородом, поэтому его хранят под слоем парафинового масла, петролейного эфира, керосина и т.д. На воздухе он быстро покрывается пленкой из оксидов (SrО, частично SrО2) и нитрида Sr3N2, которая не обладает защитными свойствами, при хранении на воздухе разрушается.

Стронций - сильный восстановитель благодаря большому сродству к кислороду и галогенам. Он растворяется в жидком NН3, образуя растворы, обладающие металлической проводимостью. Стронций при нагревании с водородом легко образует гидрид SrН2:

Sr + Н2 = SrН2 + 176 кДж,

который разлагается водой подобно гидриду кальция:

SrН2 + 2Н2О = Sr(ОН)2 + 2Н2

При нагревании стронций взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, азотом:

Sr + О2 = SrО + 589,1 кДж,

Sr + Cl2 = Sr Cl2 + 827,9 кДЖ

Sr + S = SrS + 473,2 к ДЖ

3 Sr + N2 = Sr3 N2 + 771,5 кДж

Стронций быстро реагирует с водой:

Sr+ 2Н2О = Sr(ОН)2 + Н2

Легко растворяется в кислотах с образованием соли и выделением водорода. Реагирует он и с разбавленной НNО3:

4Sr + 10 НNО3 = 4 Sr(NО3)2 + NН4NО3 + 3Н2О

и медленно с концентрированной Н2SО4:

Sr + 2 Н2SО4 = v Sr SО4 + SО2 + 2Н2О.

Пероксид стронция SrО2 можно получить прямым взаимодействием между кислородом (при высоком давлении 200-250 атм и температуре 350-4000С) и SrО:

О2 + 2 SrО = 2 SrО2

а также при взщаимодействии гидроксида стронция с пероксидом водорода:

Sr(ОН)2 + Н2О2= SrО2+ 2Н2О

Растворимость солей стронция выше, чем бария, но ниже, чем солей кальция. Сульфат стронция Sr SО4 лучше растворим, чем Ва SО4, но хуже, чем СаSО4. Хорошо растворимы галогениды (кроме SrF2), нитрат, ацетат, хлорат стронция.

Благодаря способности летучих солей стронция давать яркий карминово-красный цвет, они находят применение в пиротехнике для фейерверков, получения красных огней в сигнальных и осветительных ракетах. Для этой цели используются нитрат Sr(NО3)2, оксалат SrС2О4 и карбонат SrСО3.

Кадмий (Сd). Кадмий в свободном состоянии в природе не встречается. Он встречается в виде минералов: гринокит СdS, отавит СdСО3 и монтепонит СdО. Также содержится в минералах цинка, свинца и полиметаллических рудах Природный кадмий состоит из 8 изотопов.

Кадмий - тяжелый, мягкий металл (tпл = 7780С, tкип. = 3210С, плотность = 8,65 г/см3).Это ковкий и тягучий металл. На воздухе его поверхность покрывается защитной пленкой оксида. При обычной температуре кадмий с водой не реагирует из-за образования защитной пленки Сd(ОН)2, но при высокой температуре он взаимодействует с водой:

Сd + 2Н2ОСd(ОН)2v + Н2

Сd(ОН)2 имеет слабо выраженный амфотерный характер. Гидроксид кадмия получается также и в результате обменных реакций между реакциями их солей и основанием. Это белый рыхлый осадок. При нагревании кадмий на воздухе или в кислороде образуется коричневый оксид СdО. В основаниях он практически не растворим, медленно растворяется в разбавленных кислотах НNО3, НCl и Н2SО4 при нагревании:

3Сd + 8 НNО3 = 3 Сd(NО3)2 + 2NО + 4Н2О

Кадмий взаимодействует с галогенами, образуя соответствующие соли: CdF2, CdCl2, CdBr2, CdI2. Он взаимодействует только с водородом и азотом, образуя гидрид CdН2 и нитрид Cd3N2 .

При взаимодействии кадмия с серой образуется не растворимый в воде сульфид кадмия.

Соединения кадмия обладают большой склонностью к комплексообразованию.

Сd(СN)2 + 2 КСN = К2[Cd(CN)4]

CdS + 4HCl = H2[CdCl4] + H2S

CdS + 4КСN = К2[Cd(CN)4] + К2S

Все соли кадмия ядовиты.

Ртуть. Ртуть в природе находится в виде минералов киновари HqS, каломели Hq2Cl2, монтроидита HqO и др. В земной коре ртуть находится в виде 7 стабильных изотопов.

Ртуть - блестящий серебристо-белый жидкий металл (tзам = -38,890С, tкип. = 356,950С, плотность = 13,595 г/см3). Она имеет высокое сродство к электрону и большую электроотрицательность. Для нее характерно образование ионовHq2+, в котором атомы ртути сохраняют ковалентную связь между собой (например, каломель Cl - Hq - Hq - Cl, оксид ртути (I) Hq - Hq, нитрат ртути (I) Hq2(NO3)2). Она растворяет многие металлы (Au, Ag, Sn и др.), образуя сплавы, называемые амальгамами. При обычной температуре кислород не действует на ртуть, но при нагревании ртути с кислородом образуется ее красный оксид HqО, который при длительном нагревании вновь распадается на ртуть и кислород:

Оксид ртути существует в 2х модификациях: желтой и красной. Озон окисляет ртуть до закиси ртути Hq2О черного цвета. Оксид ртути имеет основной характер, с водой не реагирует (гидраты ртути неизвестны). Ртуть растворяясь в кислотах, образует соли:

Hq + 4НNО3 = Hq(NО3)2 + 2 NО2 + Н2О

6Hq + 8НNО3 = 3Hq2(NО3)2 + 2NО2 + 4Н2О

Ртуть в ряду активности металлов расположена после водорода, поэтому не вытесняет водород ни из воды, ни из кислот. При действии растворов оснований на соли ртути вместо гидроксидов выделяются оксиды:

Hq2+ + 2ОН- = HqО + Н2О

Она образует 2 ряда соединения: простые и комплексные, со степенью окисления ртути +2, а также соединения, в составе которых находятся устойчивый комплекс из 2-х связанных друг с другом атомов ртути, в котором эти пара атомов является в целом двух валентной и, т.о., степень окисления каждого атома ртути равна +1. Следовательно, ртуть кроме нормальных соединений ртути (II) образует еще своеобразные субсоединения или соединения ртути (I). Соединения ртути (II) легко восстанавливаются до соединения ртути (I) и до металла :

Hq(NО3)2 + Hq = Hq2(NО3)2

HqCl2 +SO2 + 2Н2О = Hq +Н2SO4 + 2НCl

Металлическая ртуть взаимодействует с галогенами при обычной температуре. Соединения Hq2+ в зависимости от условий проявляют восстановительные и окислительные свойства:

Hq2Cl2 + Cl2 = 2HqCl2

Восстановитель

Hq2Cl2 +SnCl2 = 2Hq + SnCl4

Окислитель.

Галлоидные соединения ртути образуют многочисленные комплексные соединения с галлоидными соединениями щелочных металлов. Например, плохо растворимый в воде йодид ртути (II) растворяется в растворе йодида калия с образованием тетрайодо (II) гидраргирата калия:

Hq2J2 + 2KI = K2[HqI4].

Тетрайодо (II) гидраргираты меди и серебра - Cu2[HqI4] и Aq2[HqI4] - окрашенные вещества, изменяющие цвет при определенной температуре, всвязи с чем их применяют в термоскопии.

Алюминий. Это очень распространенный в природе элемент. По распространенности в земной коре Al занимает 3 место после кислорода и кремния.. Алюминий входит в состав более чем 250 минераллов, главным образом алюмосиликатов, составляющих основную массу земной коры. Важным минералом является: боксит Al2O3 · хH2O, каолин Al2O3 · 2SiO2 · 2H2O, нефелин Na2O · Al2O3 · 2SiO2 и др. В свободном состоянии в природе алюминий не встречается Алюминий имеет 1 природный изотоп 27Al. Это серебристо-белый металл, легкий (плотность 2,7 г/см3), относительно мягкий, очень пластичный, ковкий и тягучий, лучший проводник тепла и электричества после серебра и меди, обладает довольно хорошей химической устойчивостью.

По химическим свойствам алюминий не очень активный элемент. Он легко взаимодействует с кислородом при комнатной температуре, но его поверхность покрывается защитной пленкой Al2O3 и предохраняет металл от дальнейшего окисления. Если очистить металл от защитной пленки, то он взаимодействует с водой:

2Al + 6Н2O = 2 Al(ОН)3 + 3Н2^

2Al + 3Н2O = Al2О3 + 3Н2^

Алюминий растворяется в разбавленных кислотах и растворах щелочей:

2Al + 3Н2SO4 = Al2(SO4)3 + 3Н2^

2Al + 6НCl 3AlCl3 + 3Н^

2Al + 6NaOH 2Na3AlО3 + 3Н2^

Оксиды и гидроксиды алюминия проявляют амфоротерные свойсваAl2О3 + 6НCl = 2AlCl3 + Н2О

Al2О3 + 2 NaOH = 2NaAlО2 + Н2О

Алюминат Na

Al(ОН)3 + 3НCl = AlCl3 + 3Н2О

Al(ОН)3 + NaOH = NaAlО2 + 2Н2О

Соли Al3+ и алюминаты в растворах сильно гидролизуются. Алюминий не взаимодействует с концентрированной НNО3. Металлический алюминий, при нагревании взаимодействует с галогенами, выделяя большое количество тепла и света и образуя соответствующие галогениды. При температуре 700-20000С он взаимодействует с серой, азотом и углеродом и образует соответственно сульфид Al2S3, нитрид AlN и карбид Al4С3.

Алюминий со многими металлами образует большое количество сплавов . Они отличаются среди сплавов других элементов легкостью (малым удельным весом), высокой устойчивостью на воздухе, в воде и кислотах, прочностью, хорошими электрическими свойствами и теплопроводимостью. Благодаря этим преимуществам алюминий широко примененятся во всех отраслях техники.

Олово и свинец - редкей и малорастворимей элементы. Олово и свинец имеют 10 и 4 изотопа соответственно. Это блестящие металлы. Электроотрицательность этих элементов уменьшается в ряду Sn-Pb. В обычных условиях олово может длительное время находится на воздухе без всяких изменений, а свинец покрывается защитной пленкой оксида. В воде олово устойчиво, а свинец окисляется растворенным в ней кислородом. При нагревании Sn в присутствии кислорода образуется SnО2. При нагревании Pb на воздухе сначала образуется желтый оксид свинца (II) PbО и ярко-красный Pb3О4 (сурик). Взаимодействие сурика с азотной кислотой дает PbО2:

Pb3О4 + 4НNО3 = PbО2v + 2 Pb(NО3) + 2Н2О

Эти элементы образуют многочисленные простые и комплексные соединения, в которых устойчивой валентностью является 2. Соединения Sn2+ - сильные восстановители, а Pb+4 - сильные окислители.

Отрицательную степень окислителя олово и свинец проявляется только в соединениях с более электроположительными элементами:

2Са + Sn = Са2Sn (станид кальция)

2Мg + Pb = Мg2Pb (плюмбид магния)

При взаимодействии Са2Sn и Мg2Pb с соляной кислотой образуются более неустойчивые и ядовитые газы:

Са2Sn + 4НСl = 2 СаСl2 + SnН4^ (станиан)

Мg2Pb + 4 НСl = 2 МgСl2 + PbН4^ (плюмбан)

Оксид олова SnО и SnО2 - амфотерны. SnО реагирует с горячими концентрированными щелочами, при сплавлении SnО2 с оксидами щелочных металлов или с щелочами получаются метастаннаты, а в присутствии воды - гексагидроксостанниты:

SnО2 + К2О = К2 SnО3

SnО2 + 2КОН = К2 SnО3 + Н2О

К2 SnО3 + 3 Н2О = К2 [Sn(ОН)6]

PbО и PbО2 - амфотерны, хотя у PbО основные свойства выражены сильнее, чем у PbО2 - кислотные. оксидам Sn (IV) и Pb (IV) отвечают очень слабые кислоты оловянная Н2SnО3 и свинцовая Н2PbО3. Олово и свинец образуют большое количество комплексных соединений, причем более устойчивы соединения их тетрагалогенидов с галогенидами щелочных металлов и галогенидами аммония с координационными числами 6 и 8.

Ионы свинца являются сильными комплексообразователями, взаимодействуют с сульфгидрильными группами белков и ферментов, что приводит к уменьшению их активности.

Мышьяк, сурьма и висмут. Содержание их в земной коре невелико. Обычно в природе они встречаются в виде сульфидных руд и чаще сопутствуют другим металлам в полиметаллических рудах. Основными минералами, содержащими As, Sb, Bi являются As2S3 - аурипигмент, FeAsS - мышьяковый колчедан (арсенопирей); Sb2S3 - сурьмяный блеск (антимонит), Bi2S3 - висмутовый блеск и др. Рассматриваемые элементы могут встречаться и в свободном состоянии.

Мышьяк и сурьма существуют в нескольких аллотропических модификациях. Основными формами для мышьяка являются металлическая, серая и желтая; для сурьмы - желтая, черная и взрывчатая.

Для As, Sb, Bi характерно понижение стабильности частиц, в котором элементы имеют положительную степени окисления, по отношению к восстановителю с ростом порядкового номера. Так, мышьяк чаще всего имеет степень окисления +5 или +3, сурьма в основном +3 (редко +4)и висмут чаще всего +3 (только очень сильные окислители переводят висмут в состояние +5).

В воде и органических растворителях элементы подгруппы мышьяка не растворимы. В обычных условиях на воздухе сурьма не изменяется, а мышьяк и висмут слегка окисляются с поверхности. При нагревании на воздухе As, Sb, Bi; горят с образованием оксидов типа Э2О3. Гидроксиды Э(ОН)3 амфотерны, у As(ОН)3 преобладает кислотный, а у Bi(ОН)3 - основной характер. Мышьяковистая кислота Н3AsО3 существует только в растворе. Н3SbО3 - сурьмянистая кислота, белый осадок, соли ее называются антимонитами.

При кислотной диссоциации от этих кислот может отщепляться молекула воды и образуются очень слабые кислоты: метамышьяковистая НasО2 и матасурьмянистая НsbО2. Высшим оксидам As2О5 и sb2О5 соответствует мышьяковая Н3AsО4 и сурьмяная Н3SbО4 кислоты. Их соли называются арсенатами и антимонатами, которые бесцветны и труднорастворимы в воде As, Sb, Bi с водородом не реагируют, их водородные соединения ЭН3 получают при действии кислоты на соединения As, Sb, Bi с металлами.

Са3As2 + 6НСl = 3СаСl2 + 2AsН3^

Газообразные гидриды: AsН3 - арсин, sbН3 - стелогин и BiН3 - висмулин - очень неустойчивы и ядовиты. AsН3 и sbН3 очень сильные восстановители.

С водой As, Sb, Bi при обычной температуре не взаимодействуют. Они реагируют только с кислотами проявляющими окислительную способность:

2Bi + 6Н2SО4 = Bi2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О

As, Sb, Bi растворяются в концентрированной азотной кислоте:

3As + 5НNО3 + 2Н2О = 3Н3AsО3 + 5NО^

2 Sb + 10НNО3 = Sb2О3 + 10NО2^+ 5Н2О

Bi + 6НNО3 = Bi(NО3)3 + 3NО2^+ 3Н2О

Сульфиды As, Sb, Bi окрашены и их часто используют в качественном анализе этих элементов. Сульфиды мышьяка As2S3 и As2S5 - желтые, сульфиды сурьмы Sb 2S3 и Sb 2S5 - оранжевые, сульфид висмута Bi 2S3 - черный.

As, Sb, Bi легко соедининяются с галогенами. Из галогенидов наибольшее значение имеют хлориды AsСl3, SbСl3, BiСl3 и SbСl3. С хлоридами некоторых одновалентных металлов они образуют комплексные соединения.

As, Sb, Biвходят в состав мягких сплавов цветных металлов. Они сильно понижают их температуру плавления, образуя легкоплавные сплавы.

Качественные реакции на ионы неорганогенных элементов:Ba, Sr, Hg, Cd, Al, Sb, Pb, As, Br, Sn.

Реакция катиона бария - Ba2+

Реактив серная кислота - Н2SО4

Серная кислота - Н2SО4 и растворимые сульфаты образуют с солями бария белый кристаллический осадок BaSО4.

ВаСl2 + Н2SО4BaSО4v + 2НСl

Ba2+ + SО42-BaSО4v

Исследования свойств осадка BaSО4.

Осадок не растворяется в кислотах и едких щелочах.

Реактив хромат калия К2СrО4.

Хромат калия К2СrО4 - образует с солями бария желтый осадок BaСrО4

ВаСl2 + К2СrО4BaСrО4v + 2КСl

Ba2+ + СrО42-BaСrО4v

Исследование свойств осадка BaСrО4.

Осадок растворяется в сильных кислотах, но не растворим в уксусной кислоте:

BaСrО4 + 2НСl =ВаСl2 + Н2СrО4

BaСrО4 + 2Н+ Ba2+ + Н2СrО4

Реактив дихромат калия К2Сr2О7 .

Дихромат калия К2Сr2О7 - образует с солями бария желтый осадок хромата бария BaСrО4. Причина этого заключается в следующем. В водном растворе ионы Сr2О72- находятся в равновесии с ионами СrО42-

Сr2О7 2- + Н2О2СrО42- + 2Н+

Так как хромат бария менее растворим, чем дихромат, то в осадок выпадает BaСrО4:

2ВаСl2 + К2Сr2О7 + Н2О = Ва СrО4v + 2КСl + 2НСl

Ba2+ + Сr2О72- + Н2О =Ва СrО4v + 2Н+

Для полного осаждения ионов Ba2+ реакцию следует вести в присутствии ацетата натрия. Реагируя с сильной кислотой НСl, выделяемой при реакции, в которой ВаСrО4 растворяется, он заменит ее слабой СН3ООН, в которой

Ва СrО4 не растворяется:

НСl + СН3СООNа = NаСl + СН3СООН

Реакция катиона стронция - Sr2+.

Реактив серная кислота Н2SО4. Серная кислота - Н2SО4 - и растворимые сульфаты образуют с солями стронция белый кристаллический осадок SrSО4

SrСl2 + Н2SО4 = SrSО4v + 2НСl

Sr2+ + SО42- = SrSО4v

Исследование осадка SrSО4

Осадок не растворяется в кислотах и едких щелочах.

Реактив гипсовая вода - СаSО4? 2Н2О

Насыщенный водный раствор гипса образует с солями стронция белую муть

Sr SО4.

Нагревание раствора ускоряет образование мути. Данная реакция может применятся для обнаружения Sr2+ только после отделения Ва2+, дающей подобный эффект:

SrСl2 + Са SО4 = SrSО4v + СаСl2

Sr2+ + SО42- = SrSО4v

Реакция ионов ртути - Нg2+.

Реактивы гидроксиды натрия и калия - NаОН, КОН

Едкие щелочи при действии на соли ртути выделяют из раствора желтый осадок оксида ртути НgО.

Нg(NО3)2 + 2NаОН = НgОv + 2Nа NО3 + Н2О

Нg2+ + 2ОН- = НgОv + Н2О

Исследование свойств осадка НgО

Осадок растворяется в минеральных кислотах:

НgО + 2Н NО3 = Нg(NО3)2+ Н2О

НgО + 2Н+ = Нg2++ 2Н2О.

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Реактив иодид калия КI

Иодид калия осаждает катионы ртути в виде красно-оранжевого осадка йодида ртути НqI2:

Нq(NО3)2 + 2КI = НqI2v + 2 КNО3

Нq2+ + 2I- = НqI2

Исследование осадка

Осадок растворяется в избытке реактива с образованием комплексного соединения К2[НqI4]

НqI2 + 2КI = К2[НqI4]

НqI2 + 2I- = [НqI4]2-

Реакция ионов ртути - Нq2 2+.

Реактив соляная кислота - НСl.

Соляная кислота с ионами Нq2 2+ образует осадок белого цвета Нq2Сl2:

Нq2(NО3)2 + 2 НСl = Нq2Сl2v + 2Н NО3

Нq2 2+ + 2Сl- = Нq2Сl2v

Исследование свойств осадка Нq2Сl2

Осадок не растворяется в разбавленных кислотах

Осадок не растворяется в избытке NН4ОН.

Осадок при действии избытка NН4ОН чернеет, вследствие выделения металлической ртути.

Нq2Сl2 + 2NН4ОН = [NН2Нq2]Сlv + NН4Сl + 2Н2О

[NН2Нq2]Сl [NН2Нq]Сlv + Нqv

Реактив металлическая медь - Сu

На очищенную медную пластинку (медная монета) нанести 1-2 капли раствора Нq2(NО3)2. Через некоторое время появляется блестящее металлическое пятно от выделившейся металлической ртути:

Нq2(NО3)2 + Сu=Сu(NО3)2 + 2Нqv

Нq 22+ + Сu =Сu2+ + 2Нqv

Реакция катионов алюминия - Аl

Реактивы гидроксиды натрия и калия NаОН, КОН

Едкие щелочи при осторожном добавлении выделяют из раствора соли алюминий белый студенистый осадок гидроксида алюминия Аl(ОН)3;

AlCl3 + 2 NаОН = Al(ОН)3v + 3NаCl

Al3+ + 3ОН- = Al(ОН)3 v

Исследование свойств осадка Al(ОН)3

Al(ОН)3 обладает аторотерными свойсвами.

Осадок растворяется в минеральных кислотах:

Al(ОН)3 + 3НCl = AlCl3 + 3Н2О

Al(ОН)3 + 3Н+ = Al3++ 3Н2О

Осадок растворяется в избытке едких щелочей

Al(ОН)3 + NaOH = NaHO2 + 2Н2О

Al(ОН)3 + 3Н+ = AlO2-+ 2Н2О

Реактив гидрокарбонат натрия - NаНСО3

Гидрокарбонат натрия и карбонаты образуют с солями алюминия белый студенистый осадок гидроксида алюминия Al(ОН)3:

AlCl3 + 3NаНСО3 = Al(ОН)3v + 3NаCl + 3СО2^

Al3+ + 3 НСО3- = Al(ОН)3v+ 3СО2^

В водных растворах NаНСО3 подвергается гидролизу:

NаНСО3 + Н2ОNаОН + Н2СО3

В растворе этой соли присутствуют ионы ОН- и СО32-. Осадок Al(ОН)3 менее растворим, чем Al (СО3)3, поэтому и выпадает осадок Al(ОН)3

Реактив ализарин красный S- С14Н5О2(ОН)SО3Nа.

Ализарин красный образует с солями алюминия образует лак красно-розового цвета. Реакция проводится на полоске фильтровальной бумаги: на полоску фильтровальной бумаги поместить каплю раствора соли алюминия. Пятно обработать газообразным аммиаком. Для этого фильтровальную бумагу поместить бумагу над отверстием склянки с концентрированным раствором аммиака. Пятно по периферии обвести капилляром с ализарином и опять обработать газообразным аммиаком. На фоне (окраска ализарина в аммиачной среде) появляется красно-розовое окрашивание. Ализарин красный (1,2 диоксиантрохинон - 3 - сульфонат натрия) образует с алюминием внутрикомплексную соль:

Реакции иона свинца - Рb2+

Реактив соляная кислота НСl

Разбавленная соляная кислота выделяет из раствора солей свинца белый хлопьевидный осадок хлорида свинца PbCl2

Рb(NO3) + 2 НСl = PbCl2v + 2НNО3

Pb2+ + 2Сl- = PbCl2v

Исследование свойств осадка PbCl2

Осадок растворяется в кипящей воде

Осадок не растворяется в кислотах

Осадок не растворяется в едких щелочах.

Реактивы гидроксиды натрия, калия: NaОН, КОН.

Едкие щелочи при осторожном прибавлении к солям свинца выделяют из раствора осадок гидроксида свинца Pb(OH)2:

Pb(NO3)2 + 2NаОН = Pb(OH)2v + 2NaNO3

Pb2+ + 2ОН- = Pb(OH)2v

Исследование свойств осадка Pb(OH)2

Pb(OH)2 обладает амфотерными свойствами

Осадок растворяется в минеральных кислотах

Pb(OH)2 + 2НNО3 = Рb(NO3)2 + 2Н2О

Pb(OH)2 + 2Н+ = Pb2+ + + 2Н2О

Осадок растворяется в избытке едких щелочей:

Pb(OН)2 + 2NаОН=Na2[Pb(OН)4]

Pb(OН)2 + 2ОН- = [Pb(OН)4]2-

Реактив иодид калия - КI

Иодид калия - КI - образует с растворимыми солями свинца желтый аморфный осадок иодида свинца - PbI2:

Pb(NO3)2 + 2КI = PbI2v + 2КNO3

Pb2+ + 2I- = PbI2v

Исследование свойств осадка PbI2

Осадок частично растворяется в избытке реактива

PbI2+ 2КI = К2[PbI4]

PbI2+ 2I- = [PbI4]2-

Осадок растворяется в кипящей воде

Осадок растворяется при кипячении в разбавленной уксусной кислоте. Если затем раствор медленно охлаждать, то осадок будет теперь выделятся в виде блестящих золотисто-желтых кристаллов. Это одна из красивых реакций качественного анализа.

Реакции иона мышьяка - As3+

Реактив тиосульфат натрия Na2S2O3

Тиосульфат натрия в кислой среде (НCl) образует с солями мышьяка желтый осадок сульфида мышьяка Аs2S3.

Выполнение реакции: в пробирку внести 2-3 капли раствора Na2АsO3, 1 каплю раствора НCl и 2-3 капли раствора Na3S2O3. Смесь довести до кипения. Через 2-3 минуты образуется осадок:

2Na 3АsO3 + 3Na2S2O3 + 6 НCl = Аs2S3v + 3Na2SO4 + 6NaCl + 3Н2О

2АsO33- + 3S2O32- + 6 Н+ = Аs2S3v + 3SO42- + 3Н2О

Исследование свойств осадка Аs2S3

Осадок растворяется в растворах едких щелочей:

Аs2S3 + 6NaOH = Na3 АsO3 + Na3 АsS3+ 3Н2О

Аs2S3 + 6OH- = АsO33- + АsS33-+ 3Н2О

Na3АsS3 называется тиосолью. Это соли соответствующих тиокислот. Тиокислоты подобны кислородным кислотам тех же элементов с той лишь разницей, что в них атомы кислорода заменены атомами серы:

Н3АsО3 - мышьяковистая кислота, Н3АsS3 - тиомышьяковистая кислота,.

Осадок растворяется в сернистых щелочах Na2S, K2S

Аs2S3 + 3Na2S = 2Na3 АsS3

Аs2S3 + 3S2- = 2АsS33-

Осадок растворяется в карбонате аммония

Аs2S3 + 3(NН4)2СО3 = (NН4)3АsО3 + (NН4)3 АsS3 + 3СО2^

Аs2S3 + 3СО32- = АsО33- + АsS33- + 3СО2^

Реакции иона висмута - Вi3+

Реактивы гидроксиды натрия и калия - NаОН, КОН.

Едкие щелочи образуют с солями висмута белый осадок гидроксида висмута - Bi(OH)3:

Bi(NO3)3 + 3NаОН = Bi(ОН)3v + 3NаNO3

Bi3++ + 3ОН- = Bi(ОН)3v

Исследование свойств осадка Bi(ОН)3:

Осадок растворяется в минеральных кислотах:

Bi(ОН)3 + 3Н NO3 = Bi(NO3)3 + 3Н2О

Bi(ОН)3 + 3Н+ = Bi3+ + 3Н2О

Осадок не растворяется в избытке едких щелочей.

Реактив хлорид олова (II) - SnCl2

Хлорид олова (II) в сильно щелочной среде восстанавливает из солей Bi3+ до металлического висмута, который выделяется в виде черного осадка. Выполнение реакции: к раствору соли SnCl2 добавить раствор NаОН, образуется белый осадок Sn(ОН)2. Последний обладает амфотерными свойствами. Растворить его в избытке NаОН. Затем добавить раствор соли висмута. При этом от действия NаОН выделяется белый аморфный осадок Bi(ОН)3, который мгновенно чернеет вследствии выделения мелко раздробленного восстановленного металлического висмута:

SnCl2 + 2NаОН = Sn(ОН)2v + 2NаCl

Sn(ОН)2 + 2NаОН = Na2[Sn(ОН)4]

Вi(NO3)2 + 3NаОН = Вi(ОН)3v + 3NaNO3

2 Вi(ОН)3 + 3Na2[Sn(ОН)4] = 2Вiv + 3Na2[Sn(ОН)6]

Реакции иона кадмия - Cd2+

Реактив сероводород - H2S.

Сероводород в уксусной среде с катионами Сd2+ образует желтый осадок сульфида кадмия СdS:

CdCl2 + H2S = CdSv + 2HCl

Исследование свойств осадка CdS

Осадок не растворяется в разбавленной соляной кислоте.

Осадок растворяется в теплой разбавленной азотной кислоте.

Осадок растворяется в концентрированных кислотах.

Обучающие задачи и эталон их решения

Задача № 1. Сколько металлического свинца можно получить из 25 г свинцового блеска, содержащий 6% примесей:

Дано:

m(руды) = 25г

W(примеси) = 6%

m(PbS) = 239,25 г/моль

Эталон решения.

Уравнение происходящих реакций:

2 PbS + 3О2 = 2PbО + 2SО2

2PbО + 2С = 2Pb + 2СО

Находим массу примеси в свинцовом блеске

25г (руды) - 100%

х - 6%

m(примеси) = 1,5г.

Находим массу чистого PbS:

m(PbS) = 25г. (руды) - m(примеси) = 25г - 1,5г = 23,5г.

Находим массу свинца, полученного из 23,5г PbS. По уравнению реакций видно, что 1 моль PbS образует 1 моль Pb. Отсюда, 1 моль · 239,25г/моль = 239,25г PbS образует 1 моль х 207,19г/моль 207,19 Pb. Запишем:

239,25г PbS- 207,19г Pb.

23,5г PbS- хг Pb

Составляем пропорцию: 239,25 : 207,19 = 23,4 : х

Ответ:

m(Pb) = 20,35г.

Задача № 2. В каком из разбавленных растворов солей (концентрации одинаковы) рН ниже: Zn(NO3)2 или Hq(NO3)2

Эталон решения

Соли ртути и цинка, как образованные слабыми основаниями, в водных растворах подвергаются гидролизу. Гидролиз протекает ступенчато:

М(NО3)2 + Н2О М(ОН)NО3 + Н NО3; М-Zn; Нq

Данный равновесный процесс зависит от диссоциации иона М(ОН)+:

М(ОН)+ М2+ + ОН-

качественной характеристикой которого является временная Кдисс. Причем, чем выше ее значение тем полнее идет процесс диссоциации. Известно, что Кдисс.([Zn(OH)]+) = 4·105; Кдисс.([HqOH]+) = 5·10-11Кдисс.([Zn(OH)]+) > Кдисс.([HqOH]+), , следовательно, рН соли Hq(NO3)2 меньше, чем Zn(NO3)2 и поэтому гидролиз соли Hq(NO3)2 протекает в большей степени, чем Zn(NO3)2.

Напишите уравнение реакции этого реактива с NН4Cl, который имеет диуретическое действие.

1. На чем основано применение Al(OH)3 внутрь для лечения желудочно-кишечных заболеваний, сопровождаемых повышенной кислотностью желудочного сока? Как вы думаете, почему в большом количестве препарат опасно принимать внутрь?

5.Соли бария являются для человека токсичными. Почему же в медицинской практике используется ВаSО4 при рентгенологических обследованиях желудочно - кишечного тракта?

Ситуационные задачи.

Задача 1. Детская присыпка содержит: оксида цинка -1 часть, крахмала - 2 части, талька - 8 частей. Какова массовая доля (%) этих компонентов в порошке?

Ответ:

щ%(ZhO)=9,094%; щ%(крах)=18,2%; щ%(тальк) = 72,7%

Задача 2. Ацетат свинца - Pb(CH3COO)2 - является вяжущим средством при воспалительных заболеваниях кожи. Применяется 0,5% раствор. Рассчитайте массу этого вещества для приготовления 100 мл 0,5% (масс) раствора. Какова массовая доля свинца (%) в этом растворе: p =1 г/мл.

Ответ:

m(Pb(CH3COO)2 = 0,5 г. щ%(Pb) = 0,32%.

Тестовые вопросы.

1. Укажите неорганогенные элементы

А) О, Cu, Hg

Б) Al, Ba, As

В) Al, Hg, Fe

Г) Cu, Fe, Na

2. Какое содинение является реагентом на катион свинца ?

А) NaCl

Б) KOH

В) NaOH

Г) KI

3.Какое соединение обладает рентгеноконтрастным свойством и применяется в рентгенологии?

CaSO4

Б) BaSO4

В) Na2SO4

Г) K2SO4

4. Укажите соединение, которое применяется в медицине для гипсовой повязки?

А) BaSO4

Б) CaSO4

В) CaSO4?0,5H2O

Г) CaSO4?2H2O

5. Укажите ряд p-элементов?

А) Al, Pb, Hg

Б) Hg, Au, Ag

В) Al, As, Рb

Г) Pb, Au, Hg

6. Какое соединение мышьяка применяется в стоматологии?

А) AsH3

Б) As2S3

В) As2O3

Г) Na2AsO3

7. Какой из следующих элементов обладает наиболее выраженным канцерогенным свойством?

А) Са+2 Б) Сu+2 В) Ni+2 Г) Ba+2

8. As2O3 это:

А) основной оксид

Б) кислотный оксид

В) амфотерный оксид

Г) индеферентный оксид

9. Какой элемент вызывает некроз?

А) As Б) Ba В) Ni Г) Li

10. Укажите реагент на катион Вi3+

А)SnCl2 Б) Na2S2O3. В) Н3 АsО3 Г) КI

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 22

Опыт 1. Реакция на катион Ва2+. Pеактив - хромат калия К2CrO4

В пробирку поместить 5 капель ВаСl2, 3-5 капель СН3СООNa, 3 капли раствора К2CrO4. Появляется осадок ВаCrO4 желтого цвета. Осадок растворяется в сильных кислотах, а в СН3СООН не растворяется. Напишите уравнение реакции напишите в молекулярном и ионном виде.

Опыт 2. Реакция на ионы Hg2+. Реактив - калий йодид КI.

К 3-5 каплям Hg(NO3)2 добавить 3-5 капель раствора КI. Появляется осадок HgI2 красно-бурого цвета. Осадок растворяется в большом количестве KI, образуются комплексное соединение. Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

...