Билеты по общей и неорганической химии
Характеристика кальция, магния, и их соединений. Галогены, биологическая роль и их применение в медицине. Биологическая роль азота. Применение йода и его соединений в медицине и народном хозяйстве. Действие сероводорода на организм. Основные законы химии.
| Рубрика | Химия |
| Вид | шпаргалка |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 09.10.2023 |
| Размер файла | 3,2 M |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.
Степени окисления атома галогенов - от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.
Галогены образуют двухатомные молекулы например: I2, Cl2, Br2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.
В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.
Йод и его соединения.
Йод является самым тяжёлым из часто встречающихся галогенов и находится в главной подгруппе VII периодической системы Менделеева. Он существует в виде блестящего пурпурно-чёрного неметаллического твёрдого вещества в стандартных условиях, которое плавится с образованием глубокой фиолетовой жидкости. Электронная конфигурация йода в основном состоянии:
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
Атом йода содержит на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и 3 неподеленных электронных пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом йода может образовывать 1 связь по обменному механизму. За счет вакантной d-орбитали атомы йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние:
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p4 5d1
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p3 5d2
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1 5p3 5d3
Для атома йода в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность VII.
Степени окисления атома йода - от -1 до +7. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
Типичные соединения йода:
йодоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
cоли йодноватой кислоты - йодаты NaI
йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1
йодноватая кислота (HIO3) степень окисления +5
оксиды йода, пентаоксид (пятиокись) йода (I2O5)
йодная кислота (HIO4) степень окисления +7
соли йодной кислоты - периодаты NaIO4
Способы получения йода
Получение йода осуществляют путем окисления ионов I- сильными окислителями:
Химические свойства йода
Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.
· Довольно известной качественной реакцией на йод является его взаимодействие с крахмалом, при котором наблюдается синее окрашивание в результате образования соединения включения. Эту реакцию открыли в 1814 году Жан-Жак Колен (Jean-Jacques Colin) и Анри-Франсуа Готье де Клобри (Henri-Franзois Gaultier de Claubry).
· С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды:
Hg + I2 > HgI2
· С водородом йод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя йодоводород:
H2 + I2 > 2HI
· Йод является окислителем, менее сильным, чем фтор, хлор и бром. Сероводород H2S, Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I?:
I2 + H2S > S + 2HI
I2 + 2Na2S2O3 > 2NaI + Na2S4O6
Последняя реакция также используется в аналитической химии для определения йода.
· Реакция образования нитрида трийода:
3I2 + 5NH3 > 3NH4I + NH3 ? NI3v
Нитрид трийода в сухом кристаллическом состоянии разлагается с выделением фиолето-вых паров йода, что демонстрируется как эффектная химическая реакция.
· Йодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять (растворять) молекулы галогенов с образованием полийодидов (перйодидов) -- трийодид калия, дихлоройодат I калия:
KI + I2 > KI3
Биологическая роль йода.
Основная биологическая роль йода заключается в синтезе гормонов щитовидной железы (тироксина и трийодтиронина), через которые он и реализует следующие эффекты:
· стимулирует рост и развитие организма
· регулирует рост и дифференцировку тканей
· повышает артериальное давление, а также частоту и силу сердечных сокращений
· регулирует (увеличивает) скорость протекания многих биохимических реакций
· регулирует обмен энергии, повышает температуру тела
· регулирует белковый, жировой, водно-электролитный обмен
· регулирует обмен витаминов
· повышает потребление тканями кислорода
Применение йода и его соединений в медицине и народном хозяйстве.
В медицине
· - 5% спиртовой раствор йода используется в качестве антисептического и кровеостанавливающего средства, однако обрабатывать йодной настойкой можно только небольшие раны, так как йод может вызвать омертвение ткани, что при больших ранах увеличит сроки их заживления.
· В рентгенологических и томографических исследованиях применяются йодсодержащие контрастные препараты
В технике
· Галогенная лампа - лампа накаливания, в баллон которой добавлены пары галогенов (брома или йода)
· Лазерный термоядерный синтез иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах
· для получения высокочистого титана (Ti), циркония (Zr), гафния (Hf), ниобия (Nb) и других металлов (так называемое йодидное рафинирование металлов);
· применяют в пищевых добавках;
· в фотоделе;
· в аналитической химии - йодометрии;
2. К кислотам относятся следующие соединения: KCl CaS LiHSO4 H2SO4 NaOH Al(OH)3 HCl Na3[AlF6] H3PO4 CaO Mg(OH) HNO3. Назовите их.
Кислоты -- сложные вещества, в молекулах которых содержатся атомы водорода, способные замещаться атомами металлов, и кислотные остатки.
H2SO4 - серная кислота
HCl - хлороводород, соляная кислота, хлорид водорода
H3PO4 - ортофосфорная кислота
HNO3 - азотная кислота, селитряная кислота, крепкая водка
Билет №7
1. Соединения углерода. Биологическая роль углерода. Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.
Углерод расположен в главной подгруппе IV группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества -- нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).
Электронная конфигурация углерода в основном состоянии:
+6С 1s22s22p2 1s 2s 2p
Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии:
+6С* 1s22s12p3 1s 2s 2p
Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома углерода -- от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.
Типичные соединения углерода.
оксид углерода (валентность IV) CO2
угольная кислота H2CO3 степень окисления +4
карбонаты Cu2CO3, Na2CO3
гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2
оксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2
муравьиная кислота HCOOH
метан CH4
карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4
бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)
Аллотропия углерода.
Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Алмаз -- это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз -- самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации.
Графит -- это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода. Графит -- мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.
Карбин -- вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин -- мелкокристаллический порошок серого цвета.
Фуллерен -- это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена -- выпуклые многогранники С60, С70 и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода. Фуллерены -- черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.
При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода -- невысокая.
Качественные реакции:
Качественная реакция на карбонат-ионы CO32- -- взаимодействие солей-карбона-тов с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение - углекислый газ.
Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:
CaCO3 + 2HCl > CaCl2 + H2O + CO2
Качественная реакция на углекислый газ CO2 - помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:
CO2 + Ca(OH)2 > CaCO3 + H2O
При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:
CaCO3 + CO2 + H2O > Ca(HCO3)2
Химические свойства углерода
1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.
1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:
C + 2F2 > CF4
1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:
C + 2S > CS2
C + Si > SiC
1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором.
При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:
С + 2Н2 > СН4
1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:
2С + N2 > N?C-C?N
1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:
4C + 3Al > Al4C3
2C + Ca > CaC2
1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 > CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 > 2CO
2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:
C0 + H2+O > C+2O + H20
2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.
Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:
ZnO + C > Zn + CO
Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:
4С + Fe3O4 > 3Fe + 4CO
При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.
Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует (является т окислителем и восстановителем) в данной реакции:
3С + СаО > СаС2 + СО
9С + 2Al2O3 > Al4C3 + 6CO
2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 2H2SO4(конц) > CO2 + 2SO2 + 2H2O
2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 4HNO3(конц) > CO2 + 4NO2 + 2H2O
2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.
Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:
4C + Na2SO4 > Na2S + 4CO
Биологическая роль углерода.
Как и другие элементы - органогены, углерод в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением, - биологической ролью обладают его соединения.
· из различных соединений углерода (белки, жиры, углеводы, нуклеотиды, гормоны, амино- и карбоновые кислоты и др.) состоят все ткани организма;
· является структурным компонентом всех органических соединений;
· его соединения участвуют во всех биохимических процессах;
· при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия;
· оксид углерода (IV) CO2, образующийся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови.
Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.
В медицине:
В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции газов и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) - для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода - для научных медицинских исследований.
В народном хозяйстве:
Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его невероятно высокая температура плавления, даёт возможность делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также даёт возможность изготавливать из него высококачественные электроды.
Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Помимо этого, ограненные алмазы -- бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области.
2. Составьте химические формулы соединений азота в соответствии с возможными степенями окисления.
оксид азота (валентность V) N2O5
азотная кислота HNO3 степень окисления +5
нитраты KNO3, AgNO3
оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4
оксид азота (валентность III) N2O3
азотистая кислота HNO2 степень окисления +3
нитриты NaNO2, Ca(NO2)2
оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2
оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1
гидроксиламин NH2OH степень окисления -1
N2H4 степень окисления -2
NH3 степень окисления -3
нитриды AlN, Ca3N2
Билет №8
1. Кремний. Распространение в природе. Оксид кремния (IV). Кремниевая кислота. Силикаты.
Кремний расположен в главной подгруппе IV группы и в третьем периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация кремния в основном состоянии:
+14Si 1s22s22p63s23p2
Электронная конфигурация кремния в возбужденном состоянии:
+14Si* 1s22s22p63s13p3
Атом кремния содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома кремния -- от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.
Кремний -- второй по распространенности элемент на Земле после кислорода. Встречается только в виде соединений. Оксид кремния SiO2 образует большое количество природных веществ - горный хрусталь, кварц, кремнезем.
Простое вещество кремний - атомный кристалл темно - серого цвета с металличес-ким блеском, довольно хрупок. Температура плавления 1415 °C, плотность 2,33 г/см3. Полупроводник.
Качественная реакция на силикат - ионы SiO32- -- взаимодействие солей-силикатов с сильными кислотами. Кремниевая кислота - слабая. Она легко выделяется из растворов солей кремниевой кислоты при действии на них более сильными кислотами.
Например, если к раствору силиката натрия прилить сильно разбавленный раствор соляной кислоты, то кремниевая кислота выделится не в виде осадка, а в виде геля. Раствор помутнеет и «застынет».
Na2SiO3 + 2HCl > H2SiO3 + 2NaCl
Типичные соединения кремния
оксид кремния (валентность IV) SiO2
кремниевая кислота H2SiO3 степень окисления +4
силикаты Na2SiO3
бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)
силан SiH4 степень окисления -4
силициды металлов (силицид натрия Na4Si)
Химические свойства кремния
При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния крайне невысокая.
1. Кремний проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому кремний реагирует и с металлами, и с неметаллами.
1.1. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):
Si + 2F2 > SiF4
При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом:
Si + 2Cl2 > SiCl4
Si + 2Br2 > SiBr4
1.2. При сильном нагревании (около 2000оС) кремний реагирует с углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда):
C + Si > SiC
При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:
Si + 2S > SiS2
1.3. Кремний не взаимодействует с водородом.
1.4. С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях:
3Si + 2N2 > Si3N4
1.5. В реакциях с активными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды:
2Ca + Si > Ca2Si
Si + 2Mg > Mg2Si
1.6. При нагревании выше 400°С кремний взаимодействует с кислородом:
Si + O2 > SiO2
2. Кремний взаимодействует со сложными веществами:
2.1. В водных растворах щелочей кремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний.
Si + 2NaOH + H2O > Na2SiO3 + 2H2
2.2. Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот, но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:
Si + 6HF > H2[SiF6] + 2H2
При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется:
Si(тв.) + 4HF(г.) = SiF4 + 2H2
С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом - при 500 °С.
2.3. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот:
3Si + 4HNO3 + 12HF > 3SiF4 + 4NO + 8H2O
Оксид кремния (IV) - это твердое вещество с атомной кристаллической решеткой. В природе встречается в виде кварца, речного песка, кремнезема и прочих модификаций:
Оксид кремния (IV) - типичный кислотный оксид. За счет кремния со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные свойства.
1. Как кислотный оксид, диоксид кремния (IV) взаимодействует с растворами и расплавами щелочей и в расплаве с основными оксидами. При этом образуются силикаты.
Например, диоксид кремния взаимодействует с гидроксидом калия:
SiO2 + 2KOH > K2SiO3 + H2O
Еще пример: диоксид кремния взаимодействует с оксидом кальция.
SiO2 + CaO > CaSiO3
2. Оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой, т.к. кремниевая кислота нерастворима.
3. Оксид кремния (IV) реагирует при сплавлении с карбонатами щелочных металлов. При этом работает правило: менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из солей при сплавлении.
Например, оксид кремния (IV) взаимодействует с карбонатом калия. При этом образуется силикат калия и углекислый газ:
SiO2 + K2CO3 > K2SiO3 + CO2
4. Из кислот диоксид кремния реагирует только с плавиковой или с газообраз-ным фтороводородом:
SiO2 + 4HF(г) = SiF4 + 2H2O
SiO2 + 6HF(р-р) > H2[SiF6] + 2H2O
5. При температуре выше 1000 °С оксид кремния реагирует с активными металлами, при этом образуется кремний.
Например, оксид кремния взаимодействует с магнием с образованием кремния и оксида магния:
SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO
При избытке восстановителя образуются силициды:
SiO2 + 4Mg > Mg2Si + 2MgO
6. Оксид кремния (IV) взаимодействует с неметаллами.
Например, оксид кремния (IV) реагирует с водородом в жестких условиях. При этом оксид кремния проявляет окислительные свойства:
SiO2 + 2Н2 > Si + 2Н2O
Еще пример: оксид кремния взаимодействует с углеродом. При этом образуется карборунд и угарный газ:
SiO2 + 3С > SiС + 2СО
При сплавлении оксид кремния взаимодействует с фосфатом кальция и углем:
3SiO2 + Ca3(PO4)2 + 5C > 3CaSiO3 + 5CO + 2P
Кремниевая кислота
Кремниевые кислоты -- очень слабые, малорастворимые в воде соединения общей формулы nSiO2*mH2O. Образует коллоидный раствор в воде.
Метакремниевая H2SiO3 существует в растворе в виде полимера:
1. Кремниевая кислота -- нерастворимая. Кислотные свойства выражены очень слабо, поэтому кислота реагирует только с сильными основаниями и их оксидами:
Например, кремниевая кислота реагирует с концентрированным гидроксидом калия:
H2SiO3 + 2KOH > K2SiO3 + 2H2O
2. При нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид и воду:
H2SiO3 > SiO2 + H2O
Силикаты.
Силикаты -- это соли кремниевой кислоты. Большинство силикатов нерастворимо в воде, кроме силикатов натрия и калия, их называют «жидким стеклом».
Способы получения силикатов:
1. Растворение кремния, кремниевой кислоты или оксида в щелочи:
H2SiO3 + 2KOH > K2SiO3 + 2H2O
Si + 2NaOH + H2O > Na2SiO3 + 2H2
SiO2 + 2KOH > K2SiO3 + H2O
2. Сплавление с основными оксидами:
СаО + SiO2 > CaSiO3
3. Взаимодействие растворимых силикатов с солями:
K2SiO3 + CaCl2 > CaSiO3 + 2KCl
Оконное стекло (натриевое стекло) -- силикат натрия и кальция: Na2O·CaO·6SiO2.
Стекло получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na2CO3, известняка CaCO3 и белого песка SiO2:
6SiO2 + Na2CO3 + CaCO3 > Na2O·CaO·6SiO2 + 2CO2
Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb2+ - хрусталь; Cr3+ - имеет зеленую окраску, Fe3+ - коричневое бутылочное стекло, Co2+ - дает синий цвет, Mn2+ - красновато-лиловый.
2. Составьте химические формулы соединений фосфора в соответствии с возможными степенями окисления.
оксид фосфора (V) P2O5
ортофосфорная кислота H3PO4
метафосфорная кислота HPO3
пирофосфорная кислота H4P2O7 степень окисления +5
фосфаты Ca3(PO4)2
гидрофосфаты CaНРО4
дигидрофосфаты Ca(Н2РО4)2
галогенангидриды: PОCl3, PCl5
оксид фосфора (III) P2O3
фосфористая кислота H3PO3 степень окисления +3
фосфиты PbHPO3
галогенангидриды: PCl3
фосфорноватистая кислота H3PO2 степень окисления +1
соли фосфорноватистой кислоты -- гипофосфиты: Mg(H2PO2)2
фосфин PH3 степень окисления -3
фосфиды металлов Ca3P2
Билет №9
1. Общая характеристика элементов III А группы. Алюминий и его соединения. Применение в медицине.
Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) -- это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:
… ns2nр1 -- электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы.
Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.
Характеристики элементов IIIA группы:
|
Название |
Атомная масса, а.е.м. |
Заряд ядра |
ЭО по Полингу |
Радиус атома, нм |
Энергия ионизации, Э > Э3+, эВ |
Степень окисления в соединениях |
Валентные электроны |
|
|
Бор |
10,811 |
+5 |
2,01 |
0,091 |
71,35 |
+3, -3 |
2s22p1 |
|
|
Алюминий |
26,982 |
+13 |
1,47 |
0,143 |
53,20 |
+3 |
3s23p1 |
|
|
Галлий |
69,723 |
+31 |
1,82 |
0,139 |
57,20 |
+3 |
4s24p1 |
|
|
Индий |
114,818 |
+49 |
1,49 |
0,116 |
52,69 |
+3 |
5s25p1 |
|
|
Таллий |
204,383 |
+81 |
1,44 |
0,171 |
56,31 |
+1, +3 |
6s26p1 |
Алюминий и его соединения.
Алюминий расположен в главной подгруппе III группы и в третьем периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии:
+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p
Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии:
+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p
Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.
Алюминий - лёгкий металл серебристо - белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.
Температура плавления 660оС, температура кипения 1450оС, плотность алюминия 2,7 г/см3.
Алюминий -- один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной перера-ботки.
Алюминий -- самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространен-ности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре -- около 8%.
В природе алюминий встречается в виде соединений:
Бокситы Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3) -- гидрат оксида алюминия.
Корунд Al2O3. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.
Способы получения:
Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970оС) Na3AlF6, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:
Al2O3 > Al3+ + AlO33-
На катоде происходит восстановление ионов алюминия:
Катод: Al3+ +3e > Al0
На аноде происходит окисление алюминат-ионов:
Анод: 4AlO33- -- 12e > 2Al2O3 + 3O2
Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:
2Al2O3 > 4Al + 3O2
Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:
AlCl3 + 3K > Al + 3KCl
Качественная реакция на ионы алюминия -- взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.
Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:
AlCl3 + 3NaOH > Al(OH)3 + 3NaCl
При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Если поместить соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:
AlCl3 + 4NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.
AlCl3 + 3NH3·H2O = Al(OH)3v + 3NH4Cl
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3v + 3NH4+
Характерная степень окисления алюминия +3
Типичные соединения алюминия
· оксид алюминия Al2O3 прозрачный: корунд или шпинель; красного цвета: рубин; синего цвета: сапфир, топаз, лейкосапфир;
· гидроксид алюминия Al(OH)3
соли:
· нитрат алюминия Al(NO3)3
· сульфат алюминия Al2(SO4)3
· алюминат натрия NaAlO2
· сульфид алюминия Al2 S3
· карбид алюминия Al4C3
· нитрид алюминия AlN
Химические свойства алюминия
1. Алюминий - сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.
1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:
2Al + 3I2 > 2AlI3
1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:
2Al + 3S > Al2S3
1.3. Алюминий реагируют с фосфором. При этом образуются бинарные соединения -- фосфиды:
Al + P > AlP
1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:
2Al + N2 > 2AlN
1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:
4Al + 3C > Al4C3
1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O2 > 2Al2O3
2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Алюминий с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимо-действует из-за образования оксидной пленки. Но если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:
2Al0 + 6H2+O > 2Al+3(OH)3 + 3H20
Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):
3HgCl2 + 2Al > 2AlCl3 + 3Hg
2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфор-ной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.
Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2^
2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации - образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:
2Al + 6H2SO4(конц.) > Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.
С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекуляр-ного азота:
10Al + 36HNO3 (разб) > 3N2 + 10Al(NO3)3 + 18H2O
При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:
8Al + 30HNO3(оч.разб.) > 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
2.5. Алюминий - амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:
2Al + 2NaOH + 6H2O > 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ^
Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:
2Al + 6NaOH > 2Na3AlO3 + 3H2 ^
Эту же реакцию можно записать в другом виде
2Al + 6NaOH > 2NaAlO2 + 3H2^ + 2Na2O
2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.
Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:
2Al + 3CuO > 3Cu + Al2O3
Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):
8Al + 3Fe3O4 > 4Al2O3 + 9Fe
Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):
2Al + 3Na2O2 > 2NaAlO2 + 2Na2O
8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O > 8K[Al(OH)4] + 3NH3
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 > 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O
2Al + NaNO2 + NaOH + 5H2O > 2Na[Al(OH)4] + NH3
Al + 3KMnO4 + 4KOH > 3K2MnO4 + K[Al(OH)4]
4Al + K2Cr2O7 > 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3
Применение в медицине
Ряд неорганических соединений алюминия используется в качестве лекарственных препаратов. Так гидроксид алюминия Al(OH)3 обладает антацидным действием, в основе которого лежит реакция нейтрализации ионов оксония
Al(OH)3 + 3H3O+ > Al3+ + 6H2O
Образующиеся ионы Al3+ выводятся из организма в виде осадка фосфата алюминия AlPO4. Фармацевтический препарат «Альмагель», состоящий из геля гидроксида алюминия и оксида магния, используется при лечении язвенной болезни.
Известно антисептическое, вяжущее и кровоостанавливающее действие алюминиевокалиевых квасцов (KAl(SO4)2Ч12H2O), которые применяются наружно в виде примочек, полосканий, промываний. Антисептическое действие квасцов обусловлено тем, что ионы Аl3+ образуют с фосфорсодержащими протеинами комплексные соединения, выпадающие в виде осадка фосфата алюминия:
Al3+ + P3- > AlPv
Это приводит к гибели клеток микроорганизмов, что снижает воспалительный процесс. В результате осаждения белков и образования кислотных альбуминатов наблюдается вяжущее действие квасцов. Кровоостанавливающий эффект связан со свертыванием белков на раневой поверхности кровеносных сосудов. Как вяжущее и подсушивающее средство используются в виде присыпок жженые квасцы (КАl(SО4)2). Подсушивающий эффект связан с медленным процессом поглощения влаги из тканей:
КАl(SО4)2 + nH2О>КАl(SО4)2 Ч nH2О
2. Составьте химические формулы соединений углерода в соответствии с возможными степенями окисления.
Типичные соединения углерода.
оксид углерода (валентность IV) CO2
угольная кислота H2CO3 степень окисления +4
карбонаты Cu2CO3, Na2CO3
гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2
оксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2
муравьиная кислота HCOOH
метан CH4
карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4
бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)
Билет №10
1. Общая характеристика элементов III А группы. Бор и его соединения. Применение в медицине.
Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) -- это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:
… ns2nр1 -- электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы.
Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.
Характеристики элементов IIIA группы:
|
Название |
Атомная масса, а.е.м. |
Заряд ядра |
ЭО по Полингу |
Радиус атома, нм |
Энергия ионизации, Э > Э3+, эВ |
Степень окисления в соединениях |
Валентные электроны |
|
|
Бор |
10,811 |
+5 |
2,01 |
0,091 |
71,35 |
+3, -3 |
2s22p1 |
|
|
Алюминий |
26,982 |
+13 |
1,47 |
0,143 |
53,20 |
+3 |
3s23p1 |
|
|
Галлий |
69,723 |
+31 |
1,82 |
0,139 |
57,20 |
+3 |
4s24p1 |
|
|
Индий |
114,818 |
+49 |
1,49 |
0,116 |
52,69 |
+3 |
5s25p1 |
|
|
Таллий |
204,383 |
+81 |
1,44 |
0,171 |
56,31 |
+1, +3 |
6s26p1 |
Бор и его соединения
Бор - первый p-элемент периодической системы элементов. Находится в IIIА группе второго периода, относится к типическим элементам. На внешнем электронном уровне имеет три электрона 2s22p1.
+5B 1s2 2s2 2p1
В возбужденном состоянии 2s12p2 орбитали трех неспаренных электронов подвергаются sp2-гибридизации и могут образовать три ковалентные связи по обменному механизму. При этом у бора остается одна свободная p-орбиталь, благодаря которой он может быть акцептором неподеленной электронной пары, и повысить свое координационное число до четырех. При переходе в sp3- гибридное состояние, плоская форма молекулы меняется на тетраэдрическую.
+5B 1s2 2s2 2p1
Характерные степени окисления бора -3 и +3.
Содержание бора в земной коре составляет 5·10-3% по массе. В природе бор встречается только в связанном состоянии. Соединения бора в составе минералов это: бура - Na2B4O7·10 H2O, борная кислота ? H3BO3 и ее соли.
Для бора известны аморфная аллотропная модификация (порошок бурого цвета) и несколько кристаллических. Из кристаллических наиболее устойчивой является модификация с решеткой из структурных единиц в форме икосаэдра, образованного двенадцатью атомами бора. Это гранатово-красные кристаллы, по твердости близкие к алмазу, обладающие полупроводниковыми свойствами.
В природе бор встречается в виде минералов:
Ш Na2B4O7*10H2O - бура
Ш H3BO3 - сассолин
Способы получения
Бор получают путем пиролиза бороводородов, методом металлотермии (вытеснением активным металлом) и термическим разложением бромида бора в присутствии катализатора
B2H6 > (t) B + H2
B2O3 + Mg > MgO + B
BBr3 + H2 > (вольфрам, t = 1000-1200 С°) B + HBr
Типичные соединения
Ш В степени окисления -3 - бор - окислитель. Эта степень окисления характерна в соединениях бора с металлами: Mg3B2, MgB2(диборид магния), ZrB2(диборид циркония), TiB2(диборид титана).
Ш В степени окисления +3 - бор - восстановитель В2О3(оксид бора), BF3(трифторид бора), H3BO3(борная кислота), BBr3 (трибромид бора)
Химические свойства
Реакции с фтором
Необходимо заметить, что бор довольно инертный неметалл. При комнатной температуре без нагревания он реагирует только со фтором:
B + F2 > BF3^
Реакции с неметаллами
При нагревании бор реагирует с другими галогенами, азотом, фосфором, углеро-дом и кислородом.
B + Cl2 > BCl3
B + N2 > BN
B + P > BP
B + C > B4C
B + O2 > B2O3
Восстановительные свойства
При сильном нагревании бор способен восстановить кремний из его оксида:
SiO2 + 4B > Si + B2O3
Окраска пламени (качественная реакция)
Ионы бора окрашивают пламя в оттенки зеленого цвета.
Применение в медицине
Бор содержится в глазных каплях, антисептических средствах, стиральных порошках и глазури для плитки. Оксид бора часто используется при изготовлении стекловолокна.
Для особых медицинских операций (генетико- и онкодиагностики) производятся пипетки, пробирки из боросиликатного стекла, экраны, аспирационные емкости, лабораторная посуда и др.
Бор применяется и в медицине при бор- нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей
В медицине как антисептические средства находят применение бура и борная кислота (в виде водно-спиртовых растворов).
В быту буру или борную кислоту используют для уничтожения бытовых насекомых, в частности, тараканов (бура, попадая в органы пищеварения таракана, кристаллизуется, и образовавшиеся острые игольчатые кристаллы разрушают ткани этих органов).
2. Составьте химические формулы соединений серы в соответствии с возможными степенями окисления.
Возможные степени окисления серы -2, -1, +4, +6
сероводород H2S, Na2S - степень окисления -2
дисульфид натрия Na2S2 - степень окисления -1
диоксид серы SO2, H2SO3, Na2SO3 - степень окисления +4
серная кислота H2SO4, SO3 - степень окисления +6
Билет №11
1. Общая характеристика щелочные и щелочноземельных металлов и их роль в организме человека.
Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.
Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:
· литий (Li);
· натрий (Na);
· калий (K);
· рубидий (Rb);
· цезий (Cs);
· франций (Fr);
· бериллий (Be);
· магний (Mg);
· кальций (Ca);
· стронций (Sr);
· барий (Ba);
· радий (Ra).
Электронная конфигурация щелочных металлов - ns1, щелочноземельных металлов - ns2. Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов - I, щелочноземельных - II. За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях. Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.
Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.
Физические свойства
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий - серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.
Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл - радий (5,5 г/см3).
Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.
Химические свойства
Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.
Качественные реакции
Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий - фиолетовым, барий - светло-зелёным, кальций - тёмно-оранжевым.
Роль щелочных металлов в организме человека
Щелочные металлы и их соединения играют важную роль в организме человека.
Натрий широко распространен во всех органах, тканях и биологических жидкостях организма человека. Достаточная концентрация натрия содержится в желудочном соке. Большая же часть натрия находится во внеклеточных жидкостях - около 50%, в костях и хрящах - около 40% и до 10% - внутри клеток. В процессе внутриклеточного и межклеточного обмена натрий играет важную роль. Вместе с калием он участвует в возникновении нервного импульса, занимает важное место в механизме кратковременной памяти, оказывает воздействие на состояние мышечной и сердечно - сосудистой систем; ионы натрия и хлора также играют важную роль в секреции соляной кислоты в желудке. Взаимодействие ионов натрия и калия выполняет два важных взаимосвязанных процесса: во-первых, поддерживает постоянное осмотическое давление, а во-вторых, поддерживает постоянный объем жидкости.
Цезий и рубидий малоизучены. Эти элементы находятся в окружающей среде и поступают в организм в основном с пищей. Установлено их постоянное наличие в организме. Однако до сих пор эти элементы не считаются биотическими. Рубидий и цезий найдены во всех исследованных органах млекопитающих и человека. Поступая в организм с пищей, они быстро всасываются из желудочно-кишечного тракта в кровь. Средний уровень рубидия в крови составляет 2,3-2,7 мг/л, причем его концентрация в эритроцитах почти в три раза выше, чем в плазме. Рубидий и цезий равномерно распределяются в органах и тканях, причем, рубидий, в основном, накапливается в мышцах, а цезий поступает в кишечник и реабсорбируется в нисходящих петлях его отдела. В лаборатории И. П. Павлова Боткин установил: хлориды цезия и рубидия вызывают повышение артериального давления на длительное время, и, что это действие связано, главным образом, с усилением сердечнососудистой деятельности и сужением периферических сосудов. Это открытие стали применять в фармацевтике.
Установлено адреноблокирующее и симпатомиметическое воздействие солей цезия и рубидия на центральные и периферические адренореактивные структуры, которое особенно ярко выражено при подавлении тонуса симпатического отдела центральной нервной системы и дефиците катехоламинов. Солям этих металлов свойственен, главным образом, бетта-адреностимулирующий эффект.
Соли рубидия и цезия воздействуют также на неспецифические показатели иммунобиологической резистентности - они вызывают значительное увеличение титра комплемента, активности лизоцима, фагоцитарной активности лейкоцитов. Есть указание на стимулирующее влияние солей рубидия и цезия на функции кроветворных органов. В микродозах они вызывают стимуляцию эритро- и лейкопоэза (на 20-25%), кроме того, заметно повышают резистентность эритроцитов, увеличивают содержание в них гемоглобина.
Франций является радиоактивным элементом. Его соли использовались для обнаружения раковых опухолей, но по причине чрезвычайно высокой стоимости эту соль в масштабных разработках использовать невыгодно.
Роль щелочноземельных металлов в организме человека
Магний содержится в тканях животных и растений (например, в хлорофилле), является кофактором многих ферментативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций -- распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция состоят минеральные «скелеты» некоторых представителей многих групп беспозвоночных (губки, кишечнополостные, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы: мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях, так как схож с ним по свойствам. В организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.
На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария (кроме сульфата ввиду его чрезвычайно малой раствори-мости) и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. В организме он ведёт себя подобно кальцию -- около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон -- газообразный радиоактивный продукт распада радия.
Билет №12
1. Общая характеристика галогенов. Йод и его соединения. Биологическая роль. Применение йода и его соединений в медицине и народном хозяйстве.
Галогены расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5. Например, электронная конфигурация фтора:
Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.
При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.
Степени окисления атома галогенов - от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.
Галогены образуют двухатомные молекулы например: I2, Cl2, Br2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.
В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.
Йод и его соединения.
Йод является самым тяжёлым из часто встречающихся галогенов и находится в главной подгруппе VII периодической системы Менделеева. Он существует в виде блестящего пурпурно-чёрного неметаллического твёрдого вещества в стандартных условиях, которое плавится с образованием глубокой фиолетовой жидкости. Электронная конфигурация йода в основном состоянии:
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
Атом йода содержит на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и 3 неподеленных электронных пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом йода может образовывать 1 связь по обменному механизму. За счет вакантной d-орбитали атомы йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние:
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p4 5d1
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p3 5d2
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1 5p3 5d3
Для атома йода в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность VII.
Степени окисления атома йода - от -1 до +7. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
Типичные соединения йода:
йодоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
...Подобные документы
Общие аспекты токсичности тяжелых металлов для живых организмов. Биологическая и экологическая роль р-элементов и их соединений. Применение их соединений в медицине. Токсикология оксидов азота, нитритов и нитратов. Экологическая роль соединений азота.
курсовая работа [160,8 K], добавлен 06.09.2015Фтор в химических реакциях, его окислительные свойства. Предельно допустимая концентрация связанного фтора в воздухе промышленных помещениях. Общая характеристика хлора, медико-биологическая роль его соединений. Основная биологическая функция йода.
реферат [153,7 K], добавлен 18.09.2014Соединения магния, кальция и бария как лекарственные средства. Изменения в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциал ионизации. Качественные реакции на ионы магния, кальция, стронция. Биологическая роль магния и кальция, значение для организма.
реферат [24,6 K], добавлен 14.04.2015Общая характеристика катионов III аналитической группы катионов. Гидроксиды бария, кальция, стронция. Действие группового реагента (водного раствора серной кислоты). Действие окислителей и восстановителей. Применение солей кальция и бария в медицине.
реферат [52,2 K], добавлен 13.03.2017Биологическая роль азота и его соединений для живой материи; распространенность, свойства. Факторы, влияющие на круговорот азота в антропогенных биоценозах. Токсикология и "физиологическая необходимость" азота для организма человека, животных и растений.
курсовая работа [82,8 K], добавлен 22.11.2012История и происхождение названия, нахождение в природе, получение кальция, его физические и химические свойства. Применение металлического кальция и его соединений. Биологическая роль и потребность организма в кальции, его содержание в продуктах питания.
реферат [21,5 K], добавлен 27.10.2009История открытия йода французским химиком-технологом Б. Куртуа. Описание физических и химических свойств йода, его биологическая роль в организме. Болезни при избытке или недостатке йода. Методы количественного определения и качественный анализ йода.
реферат [37,9 K], добавлен 09.08.2012Биологическая роль серебра, золота, железа и применение их соединений в медицине. Химико-аналитические свойства ионов, реакции их обнаружения с помощью неорганических реагентов. Исследование условий образования комплексных аммиакатов благородных металлов.
реферат [119,0 K], добавлен 13.10.2011Классификация химических элементов, их положение в периодической системе. Отличия элементов по степени заполнения различных электронных орбиталей (s, p, d, f) электронами. Биологическая роль исследуемых элементов и применение их соединений в медицине.
презентация [355,5 K], добавлен 01.10.2014Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации. Окислительно-восстановительные реакции, реакции комплексообразования и образования малорастворимых соединений. Биологическое значение и применение титана и тантала в медицине.
реферат [153,0 K], добавлен 09.11.2014Физические и химические свойства йода. Важнейшие соединения йода, их свойства и применение. Физиологическое значение йода и его солей. Заболевания, связанные с его нехваткой. Применение йода в качестве антисептика, антимикробные свойства его соединений.
реферат [26,7 K], добавлен 26.10.2009Кальций как один из самых распространенных элементов на Земле, его главные физические и химические свойства, история открытия и исследований. Нахождение элемента в природе, сферы его практического применения. Существующие соединения и биологическая роль.
контрольная работа [818,8 K], добавлен 26.01.2014Вещества и их взаимные превращения являются предметом изучения химии. Химия – наука о веществах и законах, которым подчиняются их превращения. Задачи современной неорганической химии – изучение строения, свойств и химических реакций веществ и соединений.
лекция [21,5 K], добавлен 26.02.2009Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.
учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011История открытия элементов, их распространённость в природе. Изменения в группе величины радиусов атомов и ионов. Сравнение свойств простых веществ IIA группы. Антагонизм магния и кальция, их биологическая роль в организме. Токсичность бериллия и бария.
реферат [25,4 K], добавлен 30.11.2011Основные операции при работе в лаборатории органической химии. Важнейшие физические константы. Методы установления строения органических соединений. Основы строения, свойства и идентификация органических соединений. Синтезы органических соединений.
методичка [2,1 M], добавлен 24.06.2015История открытия магния. Характеристика по положению в периодической системе Д.И. Менделеева. Применение магния и его соединений. Его физические свойства. Химические свойства магния и его соединений. Распространение в природе и особенности получения.
реферат [37,0 K], добавлен 26.08.2014Химические свойства марганца и его соединений. Промышленное получение марганца. История открытия хрома, общие сведения. Нормы потребления марганца и хрома, их биологическая роль. Влияние недостатка или переизбытка микроэлементов на организм человека.
реферат [67,8 K], добавлен 20.01.2015Биологическая роль цереброзиидов - природных органических соединений из группы сложных липидов (сфинголипиды), впервые обнаруженых в составе мозга. Галактоцереброзид - один из простейших гликолипидов. Глюкоцереброзид. Место локализации цереброзидов.
реферат [15,2 K], добавлен 18.03.2016История производства и использования железа. Общая характеристика элемента, строение атома. Степени окисления и примеры соединений, основные реакции. Нахождение железа в природе, применение. Содержание железа в земной коре. Биологическая роль железа.
презентация [5,3 M], добавлен 09.05.2012
