Увеличение — заряд — ядро — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Кислород

Разработка урока по теме "общая характеристика элементов подгруппы кислорода"

Образовательные задачи: создать условия для совершенствования умения давать общую характеристику элементов подгруппы на основании их положения в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и строения их атомов на примере элементов подгруппы кислорода.

Воспитательные задачи: формировать положительное отношение к ценности Творчество: воспитывать самостоятельность, активность, инициативность через организацию самостоятельной поисковой деятельности уч-ся на уроке. Продолжить работу по формированию мировоззрения уч-ся, раскрывая сущность причинно-следственной связи – строение-свойства.

Развивающие задачи: обучать уч-ся умениям принимать и намечать задачи своей учебной деятельности, осуществлять ее самооценку. Обеспечить условия для развития основных приемов мышления: конкретизации и обобщения, анализа, сравнения, установления причинно-следственных связей, умения делать выводы.

Учитель объявляет тему урока.

Постановка целей урока

Учитель: Ребята, сегодня нам предстоит с вами дать характеристику элементов подгруппы кислорода. Какие знания нам необходимы для этого?

Ответы учащихся:

  • Необходимо знать строение атома.
  • Уметь пользоваться периодической таблицей химических элементов для описания строения их атомов.
  • Надо уметь определять свойства химических элементов на основании строения их атомов.
  • Надо уметь сравнивать активность химических элементов.
  • Уметь объяснять разную активность химических элементов на основании строения их атомов.

Учитель: Совершенно верно. А имеете ли вы перечисленные знания и умения?

Учащиеся отвечают утвердительно.

Учитель: Поэтому сегодня на уроке работу мы организуем таким образом, что вы сами попробуете дать характеристику элементов подгруппы кислорода. У вас есть все знания, чтобы сделать это самостоятельно. Я уверена, что вы с успехом справитесь с заданием.

Учитель (организует участие учеников в целеполагании): «Ребята, как вы считаете, какие вопросы нам необходимо рассмотреть при изучении данной темы?»

Ответы учащихся:

  • Строение атомов элементов подгруппы.
  • Какие свойства проявляют эти элементы, металлические или неметаллические.
  • Как свойства этих элементов изменяются в группе.
  • Формулы оксидов и гидроксидов этих элементов, их характер.

Учитель: Молодцы! А теперь давайте повторим материал, который поможет вам самостоятельно ответить на все эти вопросы.

Актуализация опорных знаний

Каждый учащийся получает карточку многоразового использования по теме «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева».

I II I II
1. F Sr 2е,8е,18е,6е 2е,8е,1е1.
2. As Ne 2е,8е,18е,8е,1е 2е,8е,6е2.
3. Rb Cl 2е,5е 2е,8е,18,2е3.
4. Te P 2е,8е,3е 2е,8е4.
5. Kr Na 2е,7е 2е,8е,5е5.
6. Mg Zn 2е,8е,18е,5е 2е,8е,18е,18е,7е6.
7. Li S 2е,8е,2е 2е,8е,8е,1е7.
8. Se N 2е,8е,18е,18е,6е 2е,8е,7е8.
9. Al Mg 2е,8е,18е,8е 2е,8е,2е9.
10 Ca I 2е,1е 2е,6е10
11. N K 2е,8е,18е,7е 2е,5е11.
12. Br O 2е,8е,8е,2е 2е,8е,18е,8е,2е12.

Работа организуется фронтально. Учащиеся отвечают на вопросы учителя: (работают по двум вариантам, на данном уроке используем столбцы с электронными формулами химических элементов).

  1. По электронным формулам найдите элементы одной группы главной подгруппы.
  2. Как определили их принадлежность к одной группе?
  3. Какие из этих элементов относятся к металлам, к неметаллам? Дайте обоснованный ответ.
  4. Сравните элементы, стоящие под №5 и №11. В какой группе они находятся?
  5. Как атомы этих элементов завершают наружный энергетический уровень?
  6. В чем заключается сущность неметаллических свойств?
  7. У какого из этих элементов неметаллические свойства выражены ярче? Докажите почему?
  8. Как неметаллические свойства изменяются в группах? Дайте обоснованный ответ.
  9. Как называется процесс присоединения электронов с точки зрения окислительно-восстановительных процессов?
  10. Какую роль в окислительно-восстановительных реакциях выполняют элементы, атомы которых присоединяют электроны?
  11. Как изменяются окислительные свойства в группах?

Весь класс следит за ответами товарищей, а при наличии ошибок в ответе, вносят в него поправки.

Формирование новых знаний

Учитель:Ребята, вам предстоит серьезная работа, но не нужно этого бояться. Вы будете работать парами и помогать друг другу. При необходимости можете за помощью обратиться ко мне.

Далее учитель дает инструктаж по заданию для самостоятельной работы. После инструктажа учащиеся работают самостоятельно (парами, по карточкам).

Задание для самостоятельной работы.

I. 1. Заполните таблицу

Общая характеристика элементов подгруппы кислорода

Положение химического элемента в периодической системеСтроение атома
Химический элементMrГруппа, подгруппаПериодПоряд. NЗаряд ядраЧисло энергет. уровнейЧисло е на внеш. эн. ур.Распределение е по энергетическим уровням
O        
S        
Se        
Te        
  1. Запишите формулы высших оксидов.
  2. Запишите формулы соответствующих им гидроксидов.

II. Проверьте друг у друга правильность выполнения задания I.

III. Подготовьте вместе устные ответы на вопросы:

  1. Что общего в строении атомов элементов подгруппы кислорода?
  2. Сколько электронов атомам этих элементов не достает до завершения наружного энергетического уровня?
  3. Как атомы элементов завершают наружный энергетический уровень?
  4. Какую роль выполняют эти элементы, принимая электроны для завершения наружного энергетического уровня (с точки зрения окислительно-восстановительных процессов)? Какую степень окисления при этом проявляют?
  5. Какие свойства проявляют элементы подгруппы кислорода? Как эти свойства изменяются в группе с увеличением заряда атомного ядра?
  6. Какой характер проявляют высшие оксиды и их гидроксиды элементов подгруппы кислорода?
  7. Как изменяется сила оксидов и гидроксидов элементов подгруппы кислорода в группе сверху вниз?

После выполнения задания организуем его проверку. Обсуждаем с учащимися ответы на вопросы.

Под руководством учителя учащиеся формулируют общие выводы, используя задание III в качестве плана ответа.

Ответы учащихся:

  • Атомы элементов подгруппы кислорода находятся в главной подгруппе VI группы, так как имеют сходное строение атомов – на внешнем энергетическом уровне содержат 6 электронов. Конфигурация внешнего уровня ns2np4.
  • Атомам этих элементов до завершения наружного энергетического уровня не достает двух электронов. Для завершения наружного энергетического уровня атомы элементов подгруппы кислорода присоединяют по два недостающих электрона и в соединениях с металлами и водородом проявляют отрицательную степень окисления — 2.
  • Завершая наружный энергетический уровень атомов присоединением недостающих электронов, элементы подгруппы кислорода проявляют окислительные свойства. Их окислительная способность уменьшается в группе сверху вниз, т.к. увеличивается атомный радиус, и способность к присоединению электронов убывает (учитель поясняет учащимся, что для элементов подгруппы кислорода характерны и восстановительные свойства, они будут изучаться на последующих уроках).
  • Высшие оксиды элементов подгруппы кислорода соответствуют формуле ЭО3, соответствующие им гидроксиды – Н2ЭО4. Оксиды проявляют кислотный характер, соответствующие им гидроксиды являются кислотами. Сила кислот в группе сверху вниз уменьшается.

Закрепление изученного материала

Учащимся выданы карточки со «слепым» текстом.

Задание: вставить в текст пропущенные слова и словосочетания.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТОВ ПОДГРУППЫ КИСЛОРОДА

Элементы подгруппы кислорода – это элементы … группы, …подгруппы. Они находятся в одной группе, потому что имеют сходное … … . В наружном энергетическом уровне их атомов — … электронов. Для завершения наружного энергетического уровня атомы этих элементов … … , поэтому проявляют … свойства. Эти свойства в группе сверху вниз …, так как … .

Характерная степень окисления этих элементов — … .

Общая формула высших оксидов … . Эти оксиды проявляют … свойства.

Соответствующие им гидроксиды являются … . Их сила в группе сверху вниз … .

После выполнения данного задания заслушиваем 1-2 ответа.

Первичная проверка усвоения знаний

Учащимся предлагается карточка с 10 утверждениями.

Задание: записать цифры утверждений, которые являются верными.

ПРОВЕРЬ СЕБЯ

  1. Элементы подгруппы кислорода находятся в главной подгруппе V группы, так как их атомы имеют 5е в наружном энергетическом уровне.
  2. К элементам подгруппы кислорода относятся O, S, Cr, Mo, Se.
  3. Элементы подгруппы кислорода проявляют окислительные свойства, которые в группе сверху вниз возрастают.
  4. Элементы подгруппы кислорода проявляют окислительные свойства, которые в группе сверху вниз убывают.
  5. Электронная формула наружного энергетического уровня атомов элементов подгруппы кислорода — ns2np4 .
  6. До завершения наружного энергетического уровня атомам элементов подгруппы кислорода не достает 2е.
  7. Характерная степень окисления элементов подгруппы кислорода 2.
  8. Принимая недостающие электроны для завершения наружного энергетического уровня, атомы элементов подгруппы кислорода выполняют роль восстановителя.
  9. Высшие оксиды элементов подгруппы кислорода проявляют основные свойства.
  10. Гидроксиды, соответствующие высшим оксидам элементов подгруппы кислорода, являются кислотами.

Проверка: вместе с учащимися называем правильные ответы. При этом каждый ученик проверяет свою работу.

Рефлексия

1. Своей работой на уроке я:

  • доволен;
  • не совсем доволен;
  • не доволен потому что…

2. Над чем еще надо поработать?

Домашнее задание

§ 7 Обратить особое внимание на те вопросы, которые вызвали у вас наибольшие затруднения в ходе самостоятельной работы.

Письменное задание на ваш выбор:

  1. Охарактеризовать по плану характеристики химического элемента любой элемент подгруппы кислорода.
  2. Дать сравнительную характеристику двух элементов подгруппы кислорода.

Учитель: Ребята, вы отлично сегодня поработали! Мне приятно было слушать ваши ответы. Спасибо за работу! (объявляет и комментирует оценки за урок).

Свойства элементов подгруппы кислорода

Свойства O S Se Те Ро
1. Порядковый номер
2. Валентные электроны 2s24 Зs24 4s24 5s25p4 6s26p4
3. Энергия ионизации атома, эВ 13,62 10,36 9,75 9,01 8,43
4. Относительнаяэлектроотрицательность 3,50 2,6 2,48 2,01 1,76
5. Степень окисления всоединениях -1, -2,
2
-2, 2, 4, 6 -2,
4, 6
-2,
4, 6
-2, 2
6. Радиус атома, нм 0,066 0,104 0,117 0,137 0,164

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns24. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно 4 и 6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором 2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строенияхалькогенов

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона. Его электроны не могут разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и 2 (например, в Н2О и ОF2). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором — шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, 2, 4 и 6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле Н2R (R — символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода,диссоциирующая на ионы Н и ОН, является амфотерным электролитом.

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО2 и RО3-. Им соответствуют кислоты типа Н23 и Н24-. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н23 также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электричество.

Кислород, его общая характеристика и нахождения в природе

Общая характеристика
Химический знак — O
Относительная масса — Ar(O)=16
Химическая формула O2
Относительная молекулярная масса Mr(O2)=32
В соединениях кислород обычно двухвалентен
Нахождения в природе. Кислород — самый распространенный химический элемент в земной коре. Воздух содержит 0,209 объемных долей, или 20.9% кислорода, что составляет приблизительно 1/5 по объему.
Кислород входит в состав почти всех окружающих нас веществ. Так, например, вода, песок, многие горные породы и минералы, составляющие земную кору, содержат кислород. Кислород является также важной частью многих органических соединений, например, белков, жиров и углеводов, имеющих исключительно большое значение в жизни растений, животных и человека.

Получение кислорода

Получение в лаборатории. В лаборатории кислород получают при разложение некоторых сложных кислород содержащих веществ:
2H2Oпостоянный ток>2H2 O2
2H2O2оксид магнезий>2H2O O2
2HgOt >2Hg O2
Получение в промышленности. В промышленности кислород получают из воздуха, который представляет собой смесь различных газов; основные компоненты в нем — азот и кислород. Для получения кислорода воздух под давлением сжижают. Так как температура кипения жидкого азота (-196oC) ниже температуры кипения жидкого кислорода (-183oC), то азот испаряется, а жидкий кислород остается. Газообразный кислород хранят в стальных баллонах под давлением 15 МПа.

Химические свойства

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Окисляет большинство органических соединений:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором. Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

· Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Некоторые оксиды поглощают кислород:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Озониды содержат ион O3 со степенью окисления кислорода, формально равной −1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· В ионе диоксигенила O2 кислород имеет формально степень окисления ½. Получают по реакции:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Фториды кислорода

· Дифторид кислорода, OF2 степень окисления кислорода 2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода 1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определённых давлении и температуре, получают смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2.

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях: O2 и O3 (озон).

§

Кислород в организме человека 62,4% по массе. Организм взрослого человека в состоянии покоя потребляет 264 см3 кислорода в минуту. Кислород участвует во всех видах обмена веществ в организме. Он входит в состав белков, витаминов, гормонов, жиров, углеводов, ферментов и других биологически важных веществ. Кислород участвует в процессах разложения погибших животных и растений, при которых сложные органические вещества превращаются в более простые.

В медицине кислород применяют при лечении многих С сердечно-сосудистых заболеваний, злокачественных опухолей, инфекционных заболеваний. Кислород оказывает снотворное действие, способствует восстановлению угнетенных дыхательных ферментов, стимулирует деятельность центральной нервной системы. Кислород используется для гипоксии, при заболеваниях верхних дыхательных путей, при отравлениях угарным газом, цианидами.

Озон обладает сильным бактерицидным действием и поэтому применяется для обеззараживания (озонирования) воды и дезинфекции воздуха. При вдыхании смеси воздуха с озоном (озонотерапия) улучшается обмен веществ, работа почек, усиливаются защитные функции организма, улучшается аппетит, сон и общее самочувствие. Под действием озона погибают не только бактерии, но и грибковые образования и вирусы. Озон ядовит. В нижних слоях атмосферы содержание озона 1 • 10-6% . Озон задерживает вредное для жизни ультрафлолетовое излучение Солнца и, поглощает инфракрасное излучение Земли, препятствует ее охлаждению. Поэтому озонный пояс играет большую роль в обеспечении жизни на Земли.

23. Свойства соединений кислорода с водородом (вода, пероксид водорода). Применение Н2О2 в медицине. Значение воды.

Общая характеристика

Вода — наиболее распространенное соединение на Земле. Ее количество достигает 1018 т, и она покрывает приблизительно четыре пятых земной поверх­ности. Это единственное химиче­ское соединение, которое в природных условиях существует в виде жидкости, твердого вещества (лед) и газа (пары воды). Вода играет жизненно важную роль в промышленности, быту и в лабо­раторной практике; она совершенно необходима для поддержания жизни. Приблизительно две трети человеческого тела приходятся на долю воды, и многие пищевые продукты состоят преимущественно из воды.

Содержание воды в некоторых пищевых продуктах
Пищевые продукты Содержание воды, масс. %
Помидоры
Грибы
Молоко
Апельсины
Яблоки
Рыба
Картофель
Яйца
Мясо (говядина)

Вода — ковалентное соединение. Чистая вода в природе не существует, она всегда «загрязнена» различны­ми солями, растворенными в ней. Для очистки от примесей воду «перегоняют», полученный продукт называется дистиллированной водой.

Чистая вода бесцветна, не имеет запаха и обладает специфическим неприятным вкусом. Редкой особенностью воды является то, что ее плотность в жидком состоянии при 4°С больше плотности льда, поэтому лед плавает на поверхности воды. Это аномальное свойство воды объясняется существованием в ней водородных связей, которые связывают молекулы как в жидком, так и в твердом состоянии. Поскольку вода обладает значи­тельным дипольным моментом, она является хорошим растворителем для веществ с ионным и полярным характером связей; растворение веществ сопровождается гидратацией, а водные растворы веществ являются, как правило, электролитами. Чистая вода является слабым электролитом и плохо проводит электрический ток.

Пероксид водорода

Пероксид водорода (перекись водорода) Н2О2 — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета, строение которой показано на Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ассоциированы благодаря водородным связям.

Поскольку пероксид водорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода, то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях, чистый Н2О2 и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида

водорода в воде имеет техническое название «пергидроль».

Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород. На этом основано использование 3%-ного раствора Н2О2 в медицине.

Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки:

Ва(ОН)2 Н2О2 = ВаО22О,

в качестве восстановителя:

2KMnО42О2 ЗН24 = 2MnSО4 К2422O,

и, что более характерно, в качестве окислителя:

РbS 4Н2О2 = PbSO42О

В лаборатории пероксид водорода получают действием раз­бавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО2 Н24 = ВаSО4↓ Н2О2.

Пероксид водорода имеет разнообразное применение: для по­лучения отбеливателей, вводимых в синтетические моющие сред­ства; для получения различных пероксидов, особенно в органи­ческой химии; в реакциях полимеризации; для получения антисептических средств; для реставрации живописи на основе свинцовых красок.

Пероксид водорода (перекись водорода) Н2О2 — тяжелая по­лярная жидкость голубоватого цвета, строение которой показано на Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

В жидком состоянии молекулы пероксида водорода сильно ас­социированы благодаря водородным связям. Поскольку пероксидводорода имеет больше возможностей к образованию таких свя­зей (ввиду большего числа атомов кислорода на один атом водо­рода), чем вода,то он имеет большие плотность, вязкость и температуру кипения (150,2°С). Пероксид водорода смешивается с водой во всех отношениях,чистый Н2О2 и весьма концентриро­ванные растворы взрываются на свету; 30%-ный раствор пероксида водорода в воде имеет техническое название «пергидроль».

Пероксид водорода каталитически разлагается при комнатной температуре, выделяя в первый момент атомарный кислород. На этом основано использование 3%-ного раствора Н2О2 в медицине.

Пероксид водорода вступает в реакции трех типов: без изменения пероксидной группировки:

Ва(ОН)2 Н2О2 = ВаО22О,

в качестве восстановителя:

2KMnО42О2 ЗН24 = 2MnSО4 К2422O,

и, что более характерно, в качестве окислителя:

РbS 4Н2О2 = PbSO42О

В лаборатории пероксид водорода получают действием разбавленной серной кислоты на пероксид бария:

ВаО2 Н24 = ВаSО4↓ Н2О2.

Пероксид водорода имеет разнообразное применение: для получения отбеливателей, вводимых в синтетические моющие средства;для получения различных пероксидов, особенно в органи­ческой химии; в реакциях полимеризации; для получения антисептических средств; для реставрации живописи на основе свинцовых красок.

В аптечной сети, как правило, продается 3%-ная перекись, часто даже без обозначения концентрации. Многие обеспокоены тем, что Н2О2 якобы грязная и содержит ряд вредных для организма веществ, в частности, свинец и цинк. В отличие от технической, поступающая в аптеки Н2О2 достаточно чистая, особенно приготовленная для акушеров. Конечно, наличие примесей того же свинца нежелательно, но в тех количествах перекиси водорода, которые рекомендуются для приема внутрь или внутривенно, этим можно пренебречь, учитывая тот лечеб­ный эффект, который она вызывает, тем более что количество свинца, поступающего в организм из других источников, всегда превышает допустимые нормы.

Гидроперит выпускается в таблетках и содержит около 35% Н2О2. Перед употреблением таблетки растворяют в воде: 1 таблетка на 1 ст. ложку воды (15 мл), что соответствует 3%-ному раствору Н2О2. Причем использовать гидроперит можно только наружно, так как он недостаточно очищен.

Перекись водорода традиционно применяют в качестве антисептического, кровоостанавливающего средства, в качестве отбеливателя, для получения кислорода и в качестве окислителя в ракетной технике.

В организме перекись водорода под воздействием фермента каталазы разлагается на воду и атомарный кислород, защищая клеточные структуры от повреждений. В противном случае клетка загрязняется, и такой процесс, как апоптоз (ликвидация отживших больных клеток, паразитов), не происходит.

Доказано, что перекись водорода участвует во всех биоорганических процессах обмена веществ: белков, жиров, углеводов, минеральных солей, а также в образовании витаминов, в работе всех ферментных, гормональных систем, в выработке тепла в организме, она способствует переходу сахара из плазмы крови в клетки без помощи инсулина.

Однако, помимо насыщения организма атомарным кислородом, перекись водорода играет и другую, возможно, более важную роль — окисляет токсические вещества. Это свойство доктор Фарр назвал «окислительной детоксикацией». В частности, окисляя жиры, отлагающиеся на стенках сосудов, она не только предотвращает, но и устраняет явления атеросклероза.

Окислительные свойства перекиси водорода очень сильны: если 10-15 мл Н2О2 влить в 1 л воды, то количество микробов в ней уменьшается в 1000 раз! При этом гибнут даже такие патогенные микробы, как возбудители холеры и брюшного тифа, споры сибирской язвы, очень устойчивые во внешней среде. Способность перекиси водорода (при внутривенном введении) успешно бороться с бактериальными, грибковыми, паразитарными и вирусными инфекциями, а также стимулировать работу иммунной системы и препятствовать росту опухолей установлена большим количеством лабораторных и клинических исследований (У. Дуглас, 1998). После внутривенного введения Н2О2 в организм клетки-киллеры, Т-лимфоциты, ответственные за напряженность работы иммунной системы, приобретают более высокую активность.

Сочетание же использования перекиси водорода с ультрафиолетовым облучением крови оказывает еще более выраженный терапевтический эффект, особенно в случаях заболеваний, связанных с такими иммунодефицитными состояниями, как вирусный гепатит, хронические болезни, бесплодие, так называемый СПИД, бронхиальная астма и т. д.

§

Се́ра — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периодапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulphur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различныхионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Природные минералы серы

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы: FeS2 — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка или сфалерит(вюрцит), PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb2S3 — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Физические свойства

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые[какие?] её модификации растворяются в органических растворителях, например в сероуглероде, скипидаре. Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу. Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °C; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °C полимерные звенья начинают рушиться. Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд[5].

Химические свойства

Горение серы

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO[6].

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов[7]:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых — высший сульфид P2S5:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (сероводород)

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуютсясульфиды:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4(конц.)Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4(конц.)Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Биологическая роль

Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы — источник энергии в хемосинтезе[9].

Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода, дигидросульфид) — бесцветный газ с запахом протухших яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Концентрационные пределы воспламенения с воздухом составляют 4,5 — 45 % сероводорода.

В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Сероводород используют в лечебных целях, например в сероводородных ваннах[1].

Физические свойства

Термически устойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2). Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34·10−29 Кл·м). В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота.

Химические свойства

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Ka = 6.9·10−7 моль/л; pKa = 6.89.

Реагирует с основаниями:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (обычная соль, при избытке NaOH)

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

при недостатке кислорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42−, например:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Сульфиды

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M HS и M2 (HS)². Гидросульфиды Са² и Sr2 очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al2S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо.

Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь).

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Получение

· Взаимодействием разбавленных кислот с сульфидами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Сплавлением парафина с серой.

§

Является первым членом в ряде полисульфидов (сульфанов) — H2Sn (n=1±9).

Применение

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

· В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы.

· В медицине — в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод.

· Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов.

· Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов.

· В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.

Биологическая активность

Сероводород является газотрансмиттером, в микромолярных концентрациях имеет цитопротекторные свойства (антинекротические и антиапоптические). В малых концентрациях стимулирует продукцию cAMP, активирует антиоксидантные системы, имеет противовоспалительное действие. В миллимолярных концентрациях цитотоксичен .

Физические и химические свойства оксидов серы, сернистой и серной кислот, солей сернистой, серной кислот, их применение.

Окси́д се́ры(IV) (диокси́д се́ры, двуокись серы, серни́стый газ, серни́стый ангидри́д) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре. Растворяется в воде с образованием нестойкой серни́стой кислоты; растворимость 11,5 г/100 г воды при 20 °C, снижается с ростом температуры. Растворяется также в этаноле, се́рной кислоте. SO2 — один из основных компонентов вулканических газов.

Получение

Промышленный способ получения — сжигание серы или обжиг сульфидов, в основном — пирита:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

В лабораторных условиях и в природе SO2 получают воздействием сильных кислот на сульфиты и гидросульфиты. Образующаяся сернистая кислота H2SO3 сразу разлагается на SO2 и H2O:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Также диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на малоактивные металлы при нагревании:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

]Химические свойства

Спектр поглощения SO2 в ультрафиолетовом диапазоне.

Относится к кислотным оксидам. Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Со щелочами образует сульфиты:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Химическая активность SO2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2, степень окисления серы в таких реакциях повышается:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Последняя реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO32− и на SO2 (обесцвечивание фиолетового раствора).

В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства. Например, для извлечения серы из отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO2 оксидом углерода(II):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Применение

Большая часть оксида серы(IV) используется для производства серной кислоты. Используется также в виноделии в качестве консерванта (пищевая добавка E220). Так как этот газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады. Оксид серы(IV) используется для отбеливания соломы, шелка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором. Применяется он также и в качестве растворителя в лабораториях. При таковом его применении следует помнить о возможном содержании в SO2 примесей в виде SO3, H2O, и как следствие присутствия воды H2SO4 и H2SO3. Их удаляют пропусканием через растворитель концентрированной H2SO4; это лучше делать под вакуумом или в другой закрытой аппаратуре[1]. Оксид серы(IV) применяется также для получения различных солей сернистой кислоты.

Физиологическое действие

SO2 очень токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и своеобразный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

При кратковременном вдыхании оказывает сильное раздражающее действие, вызывает кашель и першение в горле.

Серни́стая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

Химические свойства

Кислота средней силы:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2.

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы 4

Применение

Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей. Гидросульфит кальция (сульфитный щелок, Са(HSO3)2) используют для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция растворяет лигнин — вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги).

Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы ( 6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3 : H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

§

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Это р-элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева.
На наружном энергетическом уровне атомы этих элементов содержат пять электронов, которые имеют конфигурацию ns2np3 и распределены следующим образом:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Поэтому высшая степень окисления этих элементов 5, низшая -3, характерна и 3.
Наличие трех неспаренных электронов на наружном уровне говорит о том, что в невозбужденном состоянии атомы элементов имеют валентность 3. Наружный уровень атома азота состоит только из двух подуровней — 2s и 2р. У атомов же остальных элементов этой подгруппы на наружных энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня. Следовательно, один из s-электронов наружного уровня может при возбуждении перейти на d-подуровень того же уровня, что приводит к образованию 5 неспаренных электронов.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4
внешняя электронная оболочка фосфора (невозбужденный атом)

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4
внешняя электронная оболочка возбужденного атома фосфора.

Таким образом, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут в возбужденном состоянии имеют 5 неспаренных электронов, и валентность их в этом состоянии равна 5.
В атоме азота возбудить электрон подобным образом нельзя вследствие отсутствия d-подуровня на втором уровне. Следовательно, пятивалентным азот быть не может, однако он может образовать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары 2s2. Для атома азота возможен и другой процесс. При отрыве одного из двух 2s-электронов азот переходит в однозарядный четырехвалентный ион N .

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

От азота к висмуту радиусы атомов увеличиваются, а ионизационные потенциалы уменьшаются. Восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются от N к Bi, а окислительные ослабевают (см. табл. 21).
С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения RH3, проявляя отрицательную степень окисления -3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В этих соединениях связи элементов с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях элементов подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 — кислотный оксид; Р4О6 — слабокислотный оксид; As2O3 — амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 — амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2O3 — основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента.
Как видно из табл. 21, внутри подгруппы от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. У сурьмы эти свойства выражены одинаково, у висмута преобладают металлические, у азота — неметаллические свойства. Фосфор, мышьяк и сурьма образуют несколько аллотропных соединения.

Азот.

Получение

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).

Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

Ещё один лабораторный способ получения азота — нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ — сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.

Один из лабораторных способов — пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700 °C:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.

§

Аммиак почти вдвое легче воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007[1]. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4 . Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (tкип −33,35 °C) и плавления (tпл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Химические свойства

· Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Ko=1,8·10−5

· Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2, называются амидами, NH2− — имидами, а N3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН и NH2, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

и в спиртах:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.

· При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

· С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (гидрохлорид метиламмония)

· С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).

· При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявлется его сходство с водой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10−33 (моль/л)².

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na4Pb9.

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH3)6] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH3.

Растворенный в NH3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH2, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H2O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH3. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO3)2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления 3.

Биологическая роль

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид(мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая и т. д.

Физиологическое действие

По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием.

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³[2].

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³[3]. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³[4]. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7—14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзный дерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области[5].

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты; также, в составе нашатырно-анисовых капель — в качестве муколитического (отхаркивающего) средства. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

Противоморозная добавка для сухих строительных растворов, относящаяся к ускорителям. Рекомендуемая дозировка — 2…8 % массы компонентов сухой смеси в зависимости от температуры применения. Аммиачная вода — продукт (NH3*H2O), представляющий собой газообразный аммиак NН3, растворенный в воде.

Получение

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 91,84 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер)[6]. В промышленности аммиак осушают вабсорбционных колоннах.

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт.

Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов.

При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка.

§

Список оксидов

Известны девять соединений азота с кислородом. Кроме пяти классических оксидов азота:

Оксид диазота, N2O, Оксид азота, NO, Триоксид диазота , N2O3, Диоксид азота , NO2,Пентаоксид диазота, N2O5, обнаружены ещё димер диоксида азота (NO2)2 и три малостабильных соединения: нитрозилазид N4O, тринитрамид N(NO2)3 и нитратный радикал NO3.

Оксид азота(I)

Несолеобразующий оксид. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N2O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N2O применяют как слабое средство для наркоза.

Оксид азота(II)

Оксид азота NO (монооксид азота) — бесцветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота (II) — очень реакционное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO2. Оксид NO получают каталитическим окислением при производстве азотной кислоты.

Оксид азота(III)

Оксид N2O3 (триоксид диазота, азотистый ангидрид) — темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO2.

Оксид азота(IV), Тетраоксид диазота

Оксид азота NO2 (диоксид азота) — бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NO2 находится в смеси с его бесцветным димером N2O4, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

и растворами щелочей:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NO2. Этот оксид окисляет SO2 до SO3, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких.

Оксид азота(V)

Оксид азота N2O5 (пентаоксид диазота, азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NO2 и О2. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO3.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

N(NO2)3Тринитрамид

Тринитрамид открыт в 2022 году. Является перспективным кандидатом на роль высокоэффективного ракетного топлива, однако на данный момент неизвестно, является ли устойчивой твёрдая фаза вещества.

N4OНитрозилазид

Существует при температуре ниже −50 °C как бледно-жёлтое твёрдое вещество, выше этой температуры разлагается на N2O и N2.

]Воздействие на организм

Все оксиды азота физиологически активны, относятся к третьему классу опасности.

Оксид азота N2O обладает наркозным эффектом и используется в хирургической практике. Оксид азота NO — сильный яд, оказывающий влияние на ЦНС, а также вызывающий поражение крови за счёт связывания гемоглобина. Относительно высокой токсичностью (при концентрации выше 0,05 мг/л) обладает и оксид азота NO2. Он раздражает дыхательные пути и угнетает аэробное окисление в легочной ткани, что приводит к развитию токсического отёка легких.

Азо́тистая кислота HNO2 — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны.

Химические свойства

В водных растворах существует равновесие:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

HNO2 является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (KD=4,6·10−4), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Получение

Азотистую кислоту можно получить при растворении оксида азота (III) N2O3 в воде:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Также она получается при растворении в воде оксида азота (IV) NO2:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Применение

Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в органическом синтезе при производстве органических красителей.

Физиологическое действие

Азотистая кислота токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием, поскольку является деаминирующим агентом.

§

Азо́тная кислота́ (HNO3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации смоноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и tкип120 °C при атмосферном давлении. Известны два твёрдыхгидрата: моногидрат (HNO3·H2O) и тригидрат (HNO3·3H2O).

Физические и физико-химические свойства

Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления 5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения 82,6 °C с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d20 = 1,41 г/см, Tкип = 120,7 °C)

При кристаллизации из водных растворов азотная кислота образует кристаллогидраты:

· моногидрат HNO3·H2O, Tпл = −37,62 °C

· тригидрат HNO3·3H2O, Tпл = −18,47 °C

Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации:

· моноклинная, пространственная группа P 21/a, a = 1,623 нм, b = 0,857 нм, c = 0,631, β = 90°, Z = 16;

· ромбическая

Химические свойства

Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией).

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

б) с основаниями:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от 4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO3

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Разбавленная HNO3

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Все приведенные выше уравнения отражают только доминирующий ход реакции. Это означает, что в данных условиях продуктов данной реакции больше, чем продуктов других реакций, например, при взаимодействии цинка с азотной кислотой (массовая доля азотной кислоты в растворе 0,3) в продуктах будет содержаться больше всего NO, но также будут содержаться (только в меньших количествах) и NO2, N2O, N2 и NH4NO3.

Единственная общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

увеличение концентрации кислоты Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 увеличение активности металла

Продукты взаимодействия железа с HNO3 разной концентрации

С золотом и платиной азотная кислота, даже концентрированная не взаимодействует. Железо, алюминий, хром холодной концентрированной азотной кислотой пассивируются. С разбавленной азотной кислотой железо взаимодействует, причем в зависимости от концентрации кислоты образуются не только различные продукты восстановления азота, но и различные продукты окисления железа:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO2:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

и сложные вещества, например:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Некоторые органические соединения (например амины, скипидар) самовоспламеняются при контакте с концентрированной азотной кислотой.

Азотная кислота

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий, кобальт, никель, марганец, бериллий), реагирующие с разбавленной азотной кислотой, пассивируются концентрированной азотной кислотой и устойчивы к её воздействию.

Смесь азотной и серной кислот носит название «меланж».

Азотная кислота широко используется для получения нитросоединений.

Смесь трех объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной называется «царской водкой». Царская водка растворяет большинство металлов, в том числе золото и платину. Её сильные окислительные способности обусловлены образующимся атомарным хлором и хлоридом нитрозила:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Нитраты

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

г) нитрат аммония:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии являются сильными окислителями, например, при сплавлении твердых веществ:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH3:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Соли азотной кислоты — нитраты — широко используются как удобрения. При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия). Большинство нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло, фторопласт-4.

Азот. Это один из важнейших биогенных элементов. Содержание его в живых организмах в расчёте на сухое вещество составляет примерно 3%. Азот входит в состав аминокислот, белков, нуклеотидов, нуклеиновых кислот, биогенных аминов и т.д.

Мы живет в атмосфере азота (объёмная доля азота в воздухе составляет 78%), обогащенной кислородом и в очень малых количествах – другими элементами. Без азот трудно представить себе жизнь на Земле. Азот и жизнь – понятия неразделимые. Жизнь во многом обязана именно азоту, а азот своим происхождением и существованием в биосфере обязан жизненным процессам.

Молекулярный азот участия в обмене веществ не принимает. Человек использует азот органических соединений.

Азот – не только носитель жизни. Азотные соединения, особенно нитраты, вредны для орг8анизма и могут быть причиной отравлений.

В медицине применяются:

N2O – оксид азота (I), или «веселящий газ», в смеси с кислородом используется в качестве наркотического средства;

NH4OH – водный раствор аммиака (нашатырный спирт), используется для возбуждения дыхания и выведения больных из обморочного состояния.

30. Характеристика элемента 15 Р. Свободный фосфор: аллотропия, физические и химические свойства, получение.

ФОСФОР (от греч. phosphoros — светоносный; лат. Phosphorus) P, хим. элемент V гр. периодич. системы; ат. номер 15, ат. м. 30,97376. Имеет один устойчивый нуклид 31P. Конфигурация внеш. электронной оболочки атома 3s23p3;степени окисления -3, 3 и 5; энергия последоват. ионизации при переходе от Р° до P5 (эВ): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; сродство к электрону 0,6 эВ; электроотрицательность по Полингу 2,10; атомный радиус 0,134 нм, ионные радиусы (в скобках указаны координац. числа) 0,186 нм для P3- , 0,044 нм (6) для P3 , 0,017 нм (4), 0,029 нм (5), 0,038 нм (6) для P5 .

Среднее содержание фосфора в земной коре 0,105% по массе, в воде морей и океанов 0,07 мг/л. Известно ок. 200 фосфорных минералов, все они представляют собой фосфаты. Из них важнейший — апатит, к-рый является основой фосфоритов. Практич. значение имеют также монацит CePO4, ксенотим YPO4, амблигонит LiAlPO4(F, ОН), трифилин Li(Fe, Mn)PO4, торбернит Cu(UO2)2(PO4)2· 12H2O, отунит Ca(UO2)2(PO4)2 x x 10H2O, вивианит Fe3(PO4)2· 8H2O, пироморфит Рb5(РО4)3С1, бирюза СuА16(РО4)4(ОН)8· 5Н2О.

Свойства. Известно св. 10 модификаций фосфора, из них важнейшие — белый, красный и черный фосфор (техн. белый фосфор наз. желтым фосфором). Единой системы обозначений модификаций фосфора нет. Некоторые св-ва важнейших модификаций сопоставлены в табл. Термодинамически устойчив при нормальных условиях кристаллич. черный фосфор (P I). Белый и красный фосфоры мета-стабильны, но вследствие малой скорости превращения могут практически неограниченное время сохраняться при нормальных условиях.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под водой в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопросаллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией).

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.

Жёлтый фосфор. Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при 34 °C, кипит при 280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[5].

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 градусов по цельсию, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 годуамериканским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па.

Металлический фосфор. При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (с избытком кислорода)

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 (при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Взаимодействие со щелочами

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

[править]Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

§

Фосфи́н (фосфористый водород, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан РН3) — бесцветный, очень ядовитый, довольно неустойчивый газ (при нормальных условиях) со специфическим запахом гнилой рыбы.

Физические свойства

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РН3·46Н2О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C3v (dPH = 0.142 нм, HPH = 93.5o). Дипольный момент составляет 0,58 D, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

]Получение

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Разложение йодида фосфония:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Разложение фосфоновой кистоты:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

или её восстановление:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Химические свойства

Фосфин сильно отличается от его аналога аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H-P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s2) ниже, чем у азота (2s2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Проявляет сильные восстановительные свойства:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4 (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Соли фосфина, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Токсичность

Фосфин сильно ядовит, действует на нервную систему, нарушает обмен веществ. ПДК = 0,1 мг/м³. Запах ощущается при концентрации 2-4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ приводит к летальному исходу. В крови человека содержание фосфина не более 0,001 мг/м³.

Известны следующие оксиды фосфора:

Название Формула Температура плавления Температура кипения
Оксид тетрафосфора P4O  
Диоксид тетрафосфора P4O2  
Оксид фосфора(III) P2O3 (P4O6) 23,8 °C 173,5 °C
Оксид фосфора(IV) P4O8  
Оксид фосфора(V) P2O5 (P4O10) 569 °C 591 °C

Оксид фосфора(III) — бинарное неорганическое соединение, оксид фосфора с формулой P4O6, белые хлопья или кристаллы с неприятным запахом, реагируют с водой.

Получение

· Осторожной окисление белого фосфора закисью азота или углекислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Обратное диспропорционирование оксида фосфора(V) и белого фосфора:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

[править]Физические свойства

Оксид фосфора(III) образует белые хлопья или кристаллы с неприятным запахом.

Хорошо растворяется в органических растворителях (бензол, сероуглерод).

Неустойчив на свету, вначале желтеет, а затем краснеет.

[править]Химические свойства

· На свету или при нагревании в вакууме разлагается с выделением красного фосфора:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Медленно реагирует с холодной водой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· и быстро с горячей водой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Реагирует с щелочами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Окисляется кислородом воздуха (быстрее при нагревании):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Реагирует с галогенами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· Реагирует с серой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Оксид фосфора(V)

Пентаокс́ид фосфора (фо́сфорный ангидрид, пятиокись фосфора, оксид фосфора(V)) — P4O10, кислотный оксид.

Свойства

P4O10 очень активно взаимодействует с водой (H-форма поглощает воду даже со взрывом), образуя смеси фосфорных кислот, состав которых зависит от количества воды и других условий:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Он также способен извлекать воду из других соединений, представляя собой сильное дегидратирующее средство:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Оксид фосфора(V) широко применяется в органическом синтезе. Он реагирует с амидами, превращая их в нитрилы:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Карбоновые кислоты переводит в соответствующие ангидриды:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Оксид фосфора(V) также взаимодействует со спиртами, эфирами, фенолами и другими органическими соединениями. При этом происходит разрыв связей P—О—P и образуются фосфорорганические соединения. Реагирует с NH3 и с галогеноводородами, образуя фосфаты аммония и оксигалогениды фосфора:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При сплавлении P4O10 с основными оксидами образует различные твёрдые фосфаты, природа которых зависит от условий реакции.

Получение

Оксид фосфора(V) получают сжиганием фосфора. Технологический процесс происходит в камере сжигания и включает в себя окисление элементарного P предварительно осушенным воздухом, осаждение P4O10 и очистку отходящих газов. Очищают полученный пентаоксид возгонкой.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Технический продукт имеет вид белой снегообразной массы, состоящей из смеси разных форм P4O10.

Применение

P4O10 применяют как осушитель газов и жидкостей. Также он является промежуточным продуктом в производстве ортофосфорной кислоты H3PO4термическим способом.

Широко используется в органическом синтезе в реакциях дегидратации и конденсации.

Значение фосфора

· фосфор входит в состав нуклеиновых кислот, которые принимают участие в процессах роста, деления клеток, хранения и использования генетической информации

· фосфор содержится в составе костей скелета (около 85% от общего количества фосфора организма)

· фосфор необходим для нормальной структуры зубов и десен

· обеспечивает правильную работу сердца и почек

· фосфор участвует в процессах накопления и освобождения энергии в клетках

· участвует в передаче нервных импульсов

· помогает обмену жиров и крахмалов.

Неорганический элемент фосфор, Р, находится в организме человека в виде соединений фосфора — неорганических фосфатов и липидов или нуклеотидов.

Содержание фосфора в организме регулирует паратгормон, кальцитонин и витамин Д.

§

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Углерод, кремний, германий, олово и свинец составляют главную подгруппу IV группы. Внешние энергетические уровни р-элементов IV группы содержат по четыре электрона (конфигурация ns2np2), из которых два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона.

В невозбужденном состоянии элементы этой подгруппы проявляют валентность, равную двум. При переходе в возбужденное состояние, сопровождающееся переходом одного из s-электронов внешнего уровня в свободную ячейку р-подуровня того же уровня, все электроны наружного слоя становятся неспаренными, и валентность при этом возрастает до 4.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Энергия, затрачиваемая для перехода электрона, с избытком компенсируется энергией, выделяющейся при образовании четырех связей.
В соединениях элементы подгруппы углерода проявляют степень окисления 4 или -4, а также 2, причем последняя с увеличением заряда ядра становится более характерной. Для углерода, кремния и германия наиболее типичная степень окисления 4, для свинца — 2. Степень окисления -4 в последовательности С — Pb становится все менее характерной.

Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы RO2 и RO, а водородные соединения формулы — RH4. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные — у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшает-ся прочность водородных соединений RH4: CH4 — прочное вещество, а PbH4 в свободном виде не выделено.
При переходе от углерода к свинцу радиусы нейтральных атомов возрастают, а энергия ионизации уменьшается, поэтому от углерода к свинцу убывают неметаллические свойства, а металлические возрастают. Неметаллами являются углерод и кремний

Углеро́д (химический символ — C, лат. Carbonium) — химический элемент 4-ой группы главной подгруппы 2-го периодапериодической системы Менделеева, порядковый номер 6, атомная масса — 12,0107.

Физические свойства

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с очень разнообразными физическими свойствами. Разнообразие модификаций обусловлено способностью углерода образовывать химические связи разного типа.

Изотопы углерода

Природный углерод состоит из двух стабильных изотопов — 12С (98,93 %) и 13С (1,07 %) и одного радиоактивного изотопа 14С (β-излучатель, Т½= 5730 лет), сосредоточенного в атмосфере и верхней части земной коры. Он постоянно образуется в нижних слоях стратосферы в результате воздействия нейтронов космического излучения на ядра азота по реакции:14N (n, p) 14C, а также, с середины 1950-х годов, как техногенный продукт работы АЭС и в результате испытания водородных бомб.

На образовании и распаде 14С основан метод радиоуглеродного датирования, широко применяющийся в четвертичной геологии и археологии.

Аллотропные модификации углерода

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Схемы строения различных модификаций углерода
a: алмаз, b: графит, c: лонсдейлит, d: фуллерен — бакибол C60, e: фуллерен C540, f: фуллерен C70, g: аморфный углерод, h: углеродная нанотрубка

Кристаллический углерод

· Алмаз, Графен, Графит, Карбин, Лонсдейлит, Наноалмаз, Фуллерены, Фуллерит, Углеродное волокно, Углеродные нановолокна, Углеродные нанотрубки

Аморфный углерод

· Активированный уголь, Древесный уголь, Ископаемый уголь: антрацит, Кокс каменноугольный, нефтяной, Стеклоуглерод, Техуглерод, Сажа, Углеродная нанопена

На практике, как правило, перечисленные выше аморфные формы являются химическими соединениями с высоким содержанием углерода, а не чистой аллотропной формой углерода.

Кластерные формы

· Астралены

· Диуглерод

Структура

Электронные орбитали атома углерода могут иметь различную геометрию, в зависимости от степени гибридизации его электронных орбиталей. Существует три основных геометрии атома углерода.

· тетраэдрическая, образуется при смешении одного s- и трех p-электронов (sp3-гибридизация). Атом углерода находится в центре тетраэдра, связан четырьмя эквивалентными σ-связями с атомами углерода или иными в вершинах тетраэдра. Такой геометрии атома углерода соответствуют аллотропные модификации углерода алмаз и лонсдейлит. Такой гибридизацией обладает углерод, например, в метане и других углеводородах.

· тригональная, образуется при смешении одной s- и двух p-электронных орбиталей (sp2-гибридизация). Атом углерода имеет три равноценные σ-связи, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу. Не участвующая в гибридизации p-орбиталь, расположенная перпендикулярно плоскости σ-связей, используется для образования π-связи с другими атомами. Такая геометрия углерода характерна для графита, фенола и др.

· дигональная, образуется при смешении одного s- и одного p-электронов (sp-гибридизация). При этом два электронных облака вытянуты вдоль одного направления и имеют вид несимметричных гантелей. Два других р-электрона дают π-связи. Углерод с такой геометрией атома образует особую аллотропную модификацию — карбин.

Графит и алмаз

Основные и хорошо изученные аллотропные модификации углерода — алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формыметастабильны. При атмосферном давлении и температуре выше 1200 K алмаз начинает переходить в графит, выше 2100 K превращение совершается за секунды. ΔН0 перехода — 1,898 кДж/моль. При нормальном давлении углерод сублимируется при 3 780 K. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении. Тройные точки: графит-жидкость-пар Т = 4130 K, р = 10,7 МПа. Прямой переход графита в алмаз происходит при 3000 K и давлении 11—12 ГПа.

Карбин

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Цепи имеют либо полиеновое строение (—C≡C—), либо поликумуленовое (=C=C=). Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке, размерами ячеек и плотностью (2,68—3,30 г/см³). Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита (белые прожилки и вкрапления в графите) и получен искусственно — окислительной дегидрополиконденсацией ацетилена, действием лазерного излучения на графит, из углеводородов или CCl4 в низкотемпературной плазме.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин — линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Это вещество впервые получено советскими химиками В. В. Коршаком, А. М. Сладковым, В. И. Касаточкиным и Ю. П. Кудрявцевым в начале 60-х гг. в Институте элементоорганических соединений Академии наук СССР[7]. Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается. На этом свойстве основано первое практическое применение — в фотоэлементах.

§

Углерод известен также в виде кластерных частиц С60, С70, C80, C90, C100 и подобных (фуллерены), а также графенов, нанотрубок и сложных структур — астраленов.

Аморфный углерод (строение)

В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс, бурые и каменные угли, техуглерод,сажа, активный уголь.

Графен (англ. graphene) — двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединенных посредством sp² связей в гексагональную двумерную кристаллическую решётку.

Нахождение в природе

Содержание углерода в земной коре 0,1 % по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Основная масса углерода в виде природных карбонатов(известняки и доломиты), горючих ископаемых — антрацит (94—97 % С), бурые угли (64—80 % С), каменные угли (76—95 % С), горючие сланцы (56—78 % С), нефть (82—87 % С),горючих природных газов (до 99 % метана), торф (53—56 % С), а также битумы и др. В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО2, в воздухе 0,046 % СО2 по массе, в водах рек, морей и океанов в ~60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (~18 %).
В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки). Общее содержание углерода в организме человека достигает около 21 % (15 кг на 70 кг массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина).

Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2 в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод и др. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде СО2 поглощается из тропосферы растениями. Затем из биосферывновь возвращается в геосферу: с растениями углерод попадает в организм животных и человека, а затем при гниении животных и растительных материалов — в почву и в виде СО2— в атмосферу.

В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах.

Большинство соединений углерода, и прежде всего углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов С между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов С обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемыхорганической химией.

В природе встречается минерал шунгит, в котором содержится как твердый углерод (≈25 %), так и значительные количества оксида кремния (≈35 %).

Химические свойства

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C.

Степени окисления 4 (напр., CO2), −4 (напр., CH4), редко 2 (СО, карбонилы металлов), 3 (C2N2); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С0 к С4 соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Неорганические соединения

Углерод реагирует со многими элементами. Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия — метан, тетрафторметан.

Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO2 (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2(температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать сводородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция(минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов углерод образует карбиды, например:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности.

Органические соединения

Способность углерода образовывать полимерные цепочки порождает огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры и др.

Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25 %, по массовой доле — около 18 %.

Применение

Графит используется в карандашной промышленности. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Кроме 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.

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 и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) — для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода — для научных исследований (радиоуглеродный анализ).

Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент. В частности углерод является неотъемлемой составляющей стали (до 2,14 % масс.) и чугуна (более 2,14 % масс.)

§

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Кислородные соединения углерода Углерод образует два оксида — СО и С02.

Оксид углерода(II) СО — бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. Его называют угарным газом, так как он очень ядовит. Попадая при дыхании в кровь, быстро соединяется с гемоглобином, образуя прочное соединение карбоксигемоглобин (объясните происхождение этого термина), лишая тем самым возможности гемоглобин переносить кислород. При вдыхании воздуха, содержащего 0,1% СО, человек может внезапно потерять сознание и умереть. Угарный газ образуется при неполном сгорании топлива (напишите уравнение соответствующей химической реакции), вот почему так опасно преждевременное закрывание дымоходов.

Оксид СО относят, как вы уже знаете, к несолеобразующим оксидам, так как, будучи оксидом неметалла, он должен реагировать со щелочами и основными оксидами, однако этого не наблюдается.

СО — хороший восстановитель. Он сгорает в кислороде, образуя углекислый газ:
2СО 02 = 2С02

Оксид углерода(II) способен отнимать кислород у оксидов металлов, т. е. восстанавливать металлы из их оксидов:

Fе203 ЗСО = 2Fе ЗС02

Именно это свойство оксида углерода(II) используется в металлургии при выплавке чугуна.

Оксид углерода(IV) С02 — широко известный под названием углекислый газ — бесцветный, не имеющий запаха газ. Он примерно в полтора раза тяжелее воздуха. При обычных условиях в 1 объеме воды растворяется 1 объем углекислого газа.

При давлении примерно 60 атм углекислый газ превращается в бесцветную жидкость. При испарении жидкого углекислого газа часть его превращается в твердую снегообразную массу, которую в промышленности прессуют, — это известный вам сухой лед, который применяется для хранения пищевых продуктов.

С02 — это типичный кислотный оксид: взаимодействует со щелочами (например, вызывает помутнение известковой воды), с основными оксидами и водой.

Он не горит и не поддерживает горения и потому применяется для тушения пожаров. Однако магний продолжает гореть в углекислом газе с образованием оксида и выделением углерода в виде сажи:

С02 2Мg = 2МgO С

Углекислый газ получают, действуя на соли угольной кислоты — карбонаты растворами соляной, азотной и даже уксусной кислот. В лаборатории углекислый газ получают при действии на мел или мрамор соляной кислоты:

СаС03 2НСl = СаСl2 Н20 С02

В промышленности большие количества углекислого газа получают обжигом известняка:
СаС03 = СаО СO2

Углекислый газ, кроме уже названной области применения, используют также для изготовления шипучих напитков и для получения соды.

При растворении оксида углерода(IV) в воде образуется угольная кислота Н2С03, которая очень нестойкая и легко разлагается на исходные компоненты — углекислый газ и воду:

CO2 Н20 —> H2CO3

Равновесие этой реакции смещено влево.

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей: средние — карбонаты и кислые — гидрокарбонаты. Из карбонатов в воде растворимы только соли калия, натрия и аммония. Кислые соли, как правило, растворимы в воде.

При избытке углекислого газа в присутствии воды карбонаты могут превращаться в гидрокарбонаты. Так, если через известковую воду пропускать углекислый газ, то она сначала помутнеет из-за выпавшего в осадок нерастворимого в воде карбоната кальция, однако при дальнейшем пропускании углекислого газа помутнение исчезает в результате образования растворимого гидрокарбоната кальция:

СаС03 Н20 С02 = Са(НС03)2

Именно наличием этой соли и объясняется временная жесткость воды. При нагревании растворимый гидрокарбонат кальция снова превращается в нерастворимый карбонат:

Са(НС03)2 = СаС03 Н20 С02

Эта реакция приводит к образованию накипи на стенках котлов, труб парового отопления и домашних чайников, а в природе в результате этой реакции формируются в пещерах свисающие вниз. Другие соли кальция и магния, в частности хлориды и сульфаты, придают воде постоянную жесткость. Кипячением постоянную жесткость воды устранить нельзя. Приходится использовать другой карбонат — соду Nа2С03, которая переводит эти ионы Са2 в осадок, например:

СаСl2 Na2С03 = СаС034- 2NаСl

Соду можно использовать и для устранения временной жесткости воды.

Карбонаты и гидрокарбонаты можно обнаружить с помощью растворов кислот: при действии на них кислот наблюдается характерное «вскипание» из-за выделяющегося углекислого газа:

CO 2Н = Н20 С02 НС03 Н = Н20 С02

Эта реакция является качественной реакцией на соли угольной кислоты.

Углерод, обладая исключительной способностью образовывать вместе с другими элементами длинные цепи атомов, дает многочисленное разнообразие органических соединений. Благодаря углероду возникло все богатство и разнообразие видов растений и животных.

В настоящее время широко обсуждаются вопросы загрязнения биосферы диоксидом углерода, поступающим из продуктов сжигания топлива. Увеличение концентрации CO2 в воздухе на 20% может вызвать глобальное повышение температуры на Земле на 4-50С – «Парниковый эффект».

Особенно вредное действие на организм человека оказывает оксид углерода (II) или угарный газ. При вдыхании оксид углерода (II) попадает в кровь и образует прочное соединение с гемоглобином – карбоксигемоглобин. При этом гемоглобин теряет способность связывать кислород, что и является причиной смерти при тяжелых отравлениях угарным газом.

В медицине применяется:

1. Активированный уголь (карболен); адсорбент при отравлениях алкалоидами, солями тяжелых металлов и т.д.; находит широкое применение в хемосорбции.

2. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 ; понижает кислотность желудочного сока; водные растворы используются для полосканий и примочек.

§

Кре́мний — элемент главной подгруппы четвёртой группы третьего периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 14. Обозначается символом Si (лат. Silicium).

Нахождение в природе

Содержание кремния в земной коре составляет по разным данным 27,6—29,5 % по массе. Таким образом по распространённости в земной коре кремний занимает второе место после кислорода. Концентрация в морской воде 3 мг/л[2].

Чаще всего в природе кремний встречается в виде кремнезёма — соединений на основе диоксида кремния (IV) SiO2 (около12 % массы земной коры). Основные минералы и горные породы, образуемые диоксидом кремния — это песок (речной и кварцевый), кварц и кварциты, кремень, полевые шпаты. Вторую по распространённости в природе группу соединений кремния составляют силикаты и алюмосиликаты.

Отмечены единичные факты нахождения чистого кремния в самородном виде

Получение

«Свободный кремний можно получить прокаливанием с магнием мелкого белого песка, который представляет собой диоксид кремния:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При этом образуется бурый порошок аморфного кремния»

В промышленности кремний технической чистоты получают, восстанавливая расплав SiO2 коксом при температуре около 1800 °C в руднотермических печах шахтного типа. Чистота полученного таким образом кремния может достигать 99,9 % (основные примеси — углерод, металлы).

Физические свойства

Кристаллическая решётка кремния кубическая гранецентрированная типа алмаза, параметр а = 0,54307 нм (при высоких давлениях получены и другие полиморфные модификации кремния), но из-за большей длины связи между атомами Si—Si по сравнению с длиной связи С—С твёрдость кремния значительно меньше, чем алмаза. Кремний хрупок, только при нагревании выше 800 °C он становится пластичным веществом. Интересно, что кремний прозрачен для инфракрасного излучения начиная с длины волны 1,1 мкм. Собственная концентрация носителей заряда — 5,81·1015 м−3 (для температуры 300 K).

Химические свойства

Подобно атомам углерода, для атомов кремния является характерным состояние sp3-гибридизации орбиталей. В связи с гибридизацией чистый кристаллический кремний образует алмазоподобную решётку, в которой кремний четырёхвалентен. В соединениях кремний обычно также проявляет себя как четырёхвалентный элемент со степенью окисления 4 или −4. Встречаются двухвалентные соединения кремния, например, оксид кремния (II) — SiO.

При нормальных условиях кремний химически малоактивен и активно реагирует только с газообразным фтором, при этом образуется летучий тетрафторид кремния SiF4. Такая «неактивность» кремния связана с пассивацией поверхности наноразмерным слоем диоксида кремния, немедленно образующегося в присутствии кислорода, воздуха или воды(водяных паров).

При нагревании до температуры свыше 400—500 °C кремний реагирует с кислородом с образованием диоксида SiO2, процесс сопровождается увеличением толщины слоя диоксида на поверхности, скорость процесса окисления лимитируется диффузией атомарного кислорода сквозь плёнку диоксида.

При нагревании до температуры свыше 400—500 °C кремний реагирует с хлором, бромом и иодом — с образованием соответствующих легко летучих тетрагалогенидов SiHalogen4 и, возможно, галогенидов более сложного состава.

С водородом кремний непосредственно не реагирует, соединения кремния с водородом — силаны с общей формулой SinH2n 2 — получают косвенным путем. Моносилан SiH4 (его часто называют просто силаном) выделяется при взаимодействии силицидов металлов с растворами кислот, например:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Образующийся в этой реакции силан SiH4 содержит примесь и других силанов, в частности, дисилана Si2H6 и трисилана Si3H8, в которых имеется цепочка из атомов кремния, связанных между собой одинарными связями (—Si—Si—Si—).

С азотом кремний при температуре около 1000 °C образует нитрид Si3N4, с бором — термически и химически стойкие бориды SiB3, SiB6 и SiB12.

При восстановлении SiO2 кремнием при температурах свыше 1200 °C образуется оксид кремния (II) — SiO. Этот процесс постоянно наблюдается при производстве кристаллов кремния методами Чохральского, направленной кристаллизации, потому что в них используются контейнеры из диоксида кремния, как наименее загрязняющего кремний материала.

Для кремния характерно образование кремнийорганических соединений, в которых атомы кремния соединены в длинные цепочки за счет мостиковых атомов кислорода —О—, а к каждому атому кремния, кроме двух атомов О, присоединены ещё два органических радикала R1 и R2 = CH3, C2H5, C6H5, CH2CH2CF3 и др.

Для травления кремния наиболее широко используют смесь плавиковой и азотной кислот. Некоторые специальные травители предусматривают добавку хромового ангидрида и иных веществ. При травлении кислотный травильный раствор быстро разогревается до температуры кипения, при этом скорость травления многократно возрастает.

1. Si 2HNO3=SiO2 NO NO2 H2O

2. SiO2 4HF=SiF4 2H2O

3. 3SiF4 3H2O=2H2SiF6 ↓H2SiO3

Для травления кремния могут использоваться водные растворы щёлочей. Травление кремния в щелочных растворах начинается при температуре раствора более 60 °C.

1. Si 2KOH H2O=K2SiO3 2H2

2. K2SiO3 2H2O↔H2SiO3 2KOH

Биологическая роль

Для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом. Он входит в состав опорных образований у растений и скелетных — у животных. В больших количествах кремний концентрируют морские организмы — диатомовые водоросли, радиолярии, губки. Большие количества кремния концентрируют хвощи и злаки, в первую очередь — подсемейства Бамбуков и Рисовидных, в том числе — рис посевной. Мышечная ткань человека содержит(1—2)·10−2 % кремния, костная ткань — 17·10−4 %, кровь — 3,9 мг/л. С пищей в организм человека ежедневно поступает до 1 г кремния.

Кремний. Микроэлемент. Он жизненно важен для работы и развития высших животных. Повышенным содержанием кремния отличаются ткани, в которых слабо развиты или отсутствуют нервные волокна. Максимальное его количество содержится в коже, хрящах, сухожилиях, в радужной и роговой оболочках глаза.

При повышенном содержании во вдыхаемом воздухе нерастворимых соединений кремния (кремнезём, силикаты) развивается профессиональное заболевание – силикоз у рабочих горнорудной промышленности.

В медицине применяется тальк (3MgO, 4 SiO2*H2O) – присыпка.

§

Подгруппа бора — главная подгруппа III группы. По новой классификации ИЮПАК: 13 группа элементов Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в которую входят бор B, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl. Все элементы данной подгруппы, за исключением бора, металлы.

К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа), а также скандий, иттрий, лантан и лантаноиды, актиний и актиноиды (побочная подгруппа).

На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона (s2р1). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления 3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s2р1, но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Gа, In, Тl ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

Электронное строение валентного слоя актиноидов во многом напоминает электронное строение валентного слоя лантаноидов. Все лантаноиды и актиноиды — типичные металлы.

Все элементы III группы обладают очень сильным сродством к кислороду, и образование их оксидов сопровождается выделением большого количества теплоты.

Элементы III группы находят самое разнообразное применение.

Бор был открыт Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 1,2·10-3 %.

Соединения бора с металлами (б о р и д ы ) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Кристаллогидрат тетрабората натрия Nа2В4O7·10Н2О (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот.

Содержание галлия в земной коре составляет 1,9·10-3 %. Он был предсказан Д. И. Менделеевым (экаалюминий) и открыт французским химиком Р. Э. Лекок де Буабодраном в 1875 г. Свойства галлия почти полностью совпали со свойствами экаалюминия, предсказанными Д, И. Менделеевым на основе периодического закона.

Соединения галлия с элементами VI группы (серой, селеном, теллуром) являются полупроводниками. Жидким галлием наполняют высокотемпературные термометры.

Индий был открыт Т. Рихтером и Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной коре составляет 2,5·10-5 %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 °С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.

Таллий был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной коре составляет 10-4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.

Галлий, индий и таллий относятся к рассеянным элементам. Содержание их в рудах, как правило, не превышает тысячных долей процент [3].

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА БОРА. ПРИМЕНЕНИЕ

Твердый, хрупкий, блестяще-чёрный полуметалл.

Химически бор при обычных условиях довольно инертен взаимодействует активно лишь с фтором, причем кристаллический Бор менее активен, чем аморфный.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С повышением температуры активность бора возрастает и он соединяется с кислородом, серой, галогенами. При нагревании на воздухе до 700°С Бор горит красноватым пламенем, образуя борный ангидрид B2O3 — бесцветную стекловидную массу.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При нагревании выше 900 °С бор с азотом образует нитрид бора BN, при нагревании с углем -карбид бора B4C3, с металлами — бориды.

С водородом бор заметно не реагирует; его гидриды (бороводороды) получают косвенным путем. При температуре красного каления бор взаимодействует с водяным паром:

2B 3Н2О = B2O3 3H2.

Бор реагирует только с горячей азотной, серной кислотой и в царской водкой, с образованием борной кислоты H3BO3.

Медленно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием боратов.

При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B2O3.

Применение.

Элементарный бор

Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов.

Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния.

Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей.

Соединения бора.

Карбид бора применяется в компактном виде для изготовления газодинамических подшипников.

Пербораты / пероксобораты (содержат ион [B2(O2)2(OH)4]2-) Технический продукт содержит до 10,4% «активного кислорода», на их основе производят отбеливатели, «не содержащие хлор» («персиль», «персоль» и др.).

Отдельно также стоит указать на то что сплавы бор-углерод-кремний обладают сверхвысокой твёрдостью и способны заменить любой шлифовальный материал (кроме нитрида углерода, алмаза, нитрида бора по микротвёрдости), а по стоимости и эффективности шлифования (экономической) превосходят все известные человечеству абразивные материалы.

Сплав бора с магнием (диборид магния MgB2) обладает, на данный момент, рекордно высокой критической температурой перехода в сверхпроводящее состояние среди сверхпроводников первого рода. Появление вышеуказанной статьи стимулировало большой рост работ по этой тематике.

Борная кислота (H3BO3) широко применяется в атомной энергетике в качестве поглотителя нейтронов в ядерных реакторах типа ВВЭР (PWR) на «тепловых» («медленных») нейтронах. Благодаря своим нейтронно-физическим характеристикам и возможности растворяться в воде, применение борной кислоты делает возможным плавное (не ступенчатое) регулирование мощности ядерного реактора путем изменения ее концентрации в теплоносителе — так называемое «борное регулирование».

Бороводороды и борорганические соединения

Ряд органических производных бора (бороводороды) являются чрезвычайно эффективными ракетными топливами (диборан(B2H4), пентаборан, тетраборан и др.), а некоторые полимерные соединения с водородом и углеродом являются чрезвычайно стойкими к химическим воздействиям и высоким температурам, например широко известный пластик Карборан-22.

Биологическая роль

Бор — важный микроэлемент, необходимый для нормальной жизнедеятельности растений. Недостаток бора останавливает их развитие, вызывает у культурных растений различные болезни. В основе этого лежат нарушения окислительных и энергетических процессов в тканях, снижение биосинтеза необходимых веществ. При дефиците бора в почве в сельском хозяйстве применяют борные микроудобрения (борная кислота, бура и другие), повышающие урожай, улучшающие качество продукции и предотвращающие ряд заболеваний растений.

Роль бора в животном организме не выяснена. В мышечной ткани человека содержится (0,33—1)•10 – 4% бора, в костной ткани (1,1—3,3)•10 – 4%, в крови— 0,13мг/л. Ежедневно с пищей человек получает 1—3 мг бора. Токсичная доза— 4г.

Один из редких типов дистрофии роговицы связан с геном, кодирующим белок-транспортер, предположительно регулирующий внутриклеточную концентрацию бора.

§

Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода икремния).

Простое вещество алюминий (CAS-номер: 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшеговзаимодействия.

Получение

Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.

Для производства 1000 кг чернового алюминия требуется 1920 кг глинозёма, 65 кг криолита, 35 кг фторида алюминия, 600 кг анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока.[2]

Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

4 Аl 3 O2 6 Н2О = 4 Аl(ОН)3

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl 6 Н2О = 2 Аl(ОН)3 3 Н2

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl 6 НСl = 2 AlСl3 3 Н2

2 Аl 3 Н2SO4 = Аl2(SO4)3 3 Н2

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 Аl 30 НNО3 = 8 Аl(NО3)3 3 N2О 15 Н2О

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl 6 КОН 6 Н2О = 2 К3[Аl(ОН)6] 3 Н2

Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl 3 Вr2 = 2 АlВr3 (бромид алюминия)

4 Аl 3 O2 = 2 Аl2O3 (оксид алюминия)

2 Аl 3 S = Аl2S3 (сульфид алюминия)

2 Аl N2 = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl 3 С = Аl4С3 (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl2S3 6 Н2О = 2 Аl(ОН)3 3 Н2S

Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 Al 3 Fе3О4 = 9 Fе 4 Аl2O3

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка Fе3О4 (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 °С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Применение.

Гидроксид алюминия обладает свойствами поглощать различные вещества, поэтому его применяют при очистке воды.

Сравнительно высокие прочностные характеристики, хорошую тепло- и электропровод-ность, технологичность, высокую коррозионную стойкость. Совокупность этих свойств позволяет отнести алюминий к числу важнейших технических материалов.

Применяется в авиации, судостроение, машиностроение, нефте- газовой промышленности, строительстве.

Алюминий – это микроэлемент. Содержание в организме: 1*10-5% в сыворотке крови, легких, печени, костях, почках, входит в структуру оболочек нервных клеток головного мозга человека. Принимает участие в построении эпителиальной и соединительной тканей, в процессе регенерации костной ткани, в обмене фосфора.

В медицине применяются:

1. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2*12 H2O, обладают вяжущим, прижигающим и кровоостанавливающим действием.

2. Гидроксид алюминия Al(OH) 3 , обладает адсорбирующим и обволакивающим действием, понижает кислотность желудочного сока, входит в состав препарата «Альмагель».

Металлы главной подгруппы II группы: общая характеристика, получение, физические и химические свойства. Соли кальция и магния. Жесткость воды. Устранение жесткости воды. Медико-биологическое значение элементов главной подгруппы II группы.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

В главную подгруппу II группы входят бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Из них кальций, стронций, барий относятся к семейству щелочноземельных металлов.

Это s-элементы. В виде простых веществ типичные металлы. На внешнем уровне имеют по два электрона. Отдавая их, они проявляют в соединениях степень окисления 2. В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы. Это объясняется тем, что атомы металлов II группы имеют меньшие атомные радиусы, чем атомы соответствующих щелочных металлов, расположенных в тех же периодах. Это связано с некоторым сжатием электронных оболочек, так как s-подуровень внешнего электронного слоя у них завершен, поэтому электроны ими удерживаются сильнее.

§

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С ростом порядкового номера элемента отдача электронов облегчается, и поэтому металлические свойства закономерно возрастают. Более ярко они проявляются у щелочноземельных металлов.

Следует отметить, что по своим свойствам бериллий и магний несколько отличаются от щелочноземельных металлов кальция, стронция и бария (последний элемент группы радий отличается от остальных щелочноземельных металлов природными радиоактивными свойствами).

Кальций, стронций и барий окисляются на воздухе до оксидов состава RO, поэтому их хранят без доступа воздуха либо в герметически закрытых сосудах, либо под слоем эфира или керосина. Бериллий и магний при комнатной температуре на воздухе покрываются тонкой оксидной пленкой, предохраняющей их от дальнейшего окисления.

Для получения оксидов этих металлов их необходимо поджечь:

Be O2=ВеО
Кальций, стронций и барий разлагают воду уже при обычной температуре с образованием соответствующих гидроксидов и выделением водорода:
R 2H2O=R(OH)2 H2­
Гидроксиды щелочноземельных металлов малорастворимы в воде, их растворимость возрастает от Са(ОН)2 к Ва(ОН)2.

Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. образующаяся в первый момент пленка малорастворимого гидроксида бериллия Ве(ОН)2 пассивирует металл. Гидроксид бериллия Ве(ОН)2 имеет амфотерный характер:

Be2 2ОН-«Ве(ОН)2«Н2ВеO2«2Н BeO2-2
Однако свойства Ве(ОН)2 как основания выражены гораздо отчетливее кислотных.
Магний реагирует с водой лишь при нагревании:

Mg 2Н2O=Mg(OH)2 H2­
Гидроксид магния — типичное основание.

При нагревании все металлы главной подгруппы II группы активно реагируют с водородом (давая гидриды RH2, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом.
Из металлов этой подгруппы наибольшее значение имеют магний и кальций.

Соли магния и особенно кальция входят в состав многих породообразующих минералов. Из этих горных пород наиболее известны мел, мрамор и известняк, основным веществом которых является карбонат кальция. Карбонаты кальция и магния при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды и углекислый газ. С водой, содержащей растворенный диоксид углерода, эти карбонаты реагируют, образуя растворы гидрокарбонатов, например:

MCO3 CO2 H2O = M2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2HCO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4.

При нагревании, и даже при попытке выделить гидрокарбонаты из раствора, удаляя воду при комнатной температуре, они разлагаются по обратной реакции:

M2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2HCO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 = MCO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 H2O.

Гидратированный сульфат кальция CaSO4·2H2O представляет собой бесцветное кристаллическое вещество малорастворимое в воде. При нагревании оно частично обезвоживается, переходя в кристаллогидрат состава 2CaSO4·H2O. Тривиальное название двуводного гидрата – гипс, а полуводного – алебастр. При смешивании алебастра с водой он гидратируется, при этом образуется плотная твердая масса гипса. Это свойство алебастра используется в медицине (гипсовые повязки) и строительстве (армированные гипсовые перегородки, заделка дефектов). Скульпторы используют алебастр для изготовления гипсовых моделей и форм.

Карбид (ацетиленид) кальция CaC2. Структурная формула (Ca2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4)(Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4C Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CУвеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4). Получают спеканием негашеной извести с углем:

CaO 3C = CaC2 CO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Это ионное вещество не является солью и полностью гидролизуется водой с образованием ацетилена, который долгое время и получали таким способом:

CaC2 2H2O = C2H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Ca(OH)2.

Гидратированный ион магния [Mg(H2O)6]2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 – катионная кислота, поэтому растворимые соли магния подвергаются гидролизу. По этой же причине магний может образовывать основные соли, например, Mg(OH) Cl. Гидратированный ион кальция не является катионной кислотой.

Кальций в соединении может быть обнаружен по окрашиванию пламени. Цвет пламени – оранжево-красный. Качественная реакция на ионы Ca2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4, Sr2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 и Ba2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4, не позволяющая однако различить эти ионы между собой – осаждение соответствующих сульфатов разбавленным раствором серной кислоты (или любым раствором сульфата в кислотной среде):

M2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 SO42 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 = MSO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

Кальций и магний незаменимы для человеческого организма. Кальций обеспечивает усвоение организмом железа, помогает при бессоннице, укрепляет кости и скелет, улучшает функцию нервной системы. Его недостаток приводит к размягчению костей, остеопорозу, порче зубов, чувствительности к стрессам, аллергии, судорогам некоторых групп мышц.

Щелочноземельные металлы. Кальций. Это один из пяти (O,C,H,N,Ca) наиболее распространенных элементов в организме человека (1,5%). Основная масса имеющегося в организме кальция находится в костях и зубах в виде фосфата кальция. Внеклеточный кальций влияет на свертываемость крови, нервно-мышечную возбудимость и сердечную мышцу.

Гексагидрат хлорида кальция CaCl2*6H2O используется при аллергических заболеваниях.

Жженый гипс 2CaSO4*H2O получается путём прокаливания природного гипса. При замачивании в воде он быстро твердеет. На этом свойстве основано его использование при изготовлении гипсовых повязок. В стоматологии применяется в качестве слепочного материала при протезировании зубов.

Жёсткость воды и способы её устранения.

Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При нагревании кислые карбонаты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые основные карбонаты: Са(НСО3) = Н2О СО2 СаСО3↓ Растворимость сульфата кальция СаSO4 при нагревании также снижается, поэтому он входит в состав накипи. Жёсткость, вызванная присутствием в воде кислых карбонатов кальция и магния, называется карбонатной или временной, так как она может быть устранена. Помимо карбонатной жёсткости, различают ещё некарбонатную жёсткость, которая зависит от содержания в воде ЭСl2 и ЭSO4, где Э – Са, Мg. Эти соли не удаляются при кипячении, и поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью. Карбонатная и некарбонатная жёсткость в сумме дают общую жёсткость. Для полного ее устранения воду иногда перегоняют. Но это дорого. Для устранения карбонатной жёсткости воду можно прокипятить, но это тоже дорого и образуется накипь. Жёсткость удаляют прибавлением соответствующего количества Са(ОН)2: Са(ОН)2 Са(НСО3)2 = СаСО3↓ 2Н2О. Общую жёсткость устраняют или добавлением Na2CO3, или при помощи так называемых катионитов. При использовании углекислого натрия растворимые соли кальция и магния тоже переводят в нерастворимые карбонаты: Са2 Na2CO3 = 2Na CaCO3↓. Устранение жёсткости при помощи катионитов – процесс более совершенный. Катиониты – высокомолекулярные натрийсодержащие органические соединения, состав которых можно выразить формулой Na2R, где R – сложный кислотный остаток. При фильтровании воды через слой катионита происходит обмен катионов Na кристаллической решетки на катионы Са2 и Mg2 из раствора по схеме: Са2 Na2R = 2Na CaR. Следовательно, ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его промывают концентрированным раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: ионы Са2 в кристаллической решетке в катионита заменяются на ионы Na из раствора. Регенерированный катионит снова применяют для очистки воды. Подобным образом работают фильтры на основе пермутита:

магний Na2[Al2Si2O8] Ca2 = 2Na Ca[Al2Si2O8]

38. Щелочные металлы: общая характеристика, получение, свойства, важнейшие соединения. Медико-биологическое значение.

Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в водеобразуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

§

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

· Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

· В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22−и надпероксид-ион O2.

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, сгалогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атомионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл Цвет пламени
Li Карминно-красный
Na Жёлтый
K Фиолетовый
Rb Бурокрасный
Cs Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов

1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

катод: Li e → Li

анод: 2Cl — 2e → Cl2

2. Иногда для получения щелочных металлов проводят э электролиз расплавов их гидроксидов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

катод: Na e → Na

анод: 4OH — 4e → 2H2O O2

3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием изхромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

§

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрияэлектролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

катод: Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

анод: Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na2CO3.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных дляоснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Карбонаты

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO3, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na2CO3 и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO3, гидрокарбонат калия KHCO3 хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K2CO3 получают действиемуглекислого газа на раствор гидроксида калия:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Щелочные металлы. Ионы Na и К распределены по всему организму, причём ионы натрия входят в состав преимущественно межклеточных жидкостей, а ионы калия находятся, в основном, внутри клеток. С ионами натрия связаны осмотическое давление жидкостей, удержание воды тканями, поддержание кислотно-основного равновесия в организме, перенос аминокислот и сахаров через клеточную мембрану.

Хлорид натрия NaCl. В зависимости от концентрации хлорида натрия различают изотонический (физиологический) и гипертонический растворы.

Изотоническим является 0,9%-ный раствор NaCl, т.к. его осмотическое давление соответствует осмотическому давлению плазмы крови (7,7 атм). Изотонический раствор используют в качестве плазмозаменяющего раствора при обезвоживании организма, для растворения лекарственных веществ и т.д. Гипертонические растворы (5%, 10%)применяют наружно в виде компрессов и примочек для лечения гнойных ран.

Гидрокарбонат натрия NaHCO3 (питьевая сода). Введение гидрокарбоната натрия в желудок приводит к быстрой нейтрализации соляной кислоты желудочного сока:

NaHCO3 HCl = NaCl H2O CO2

Глауберова соль Na2SO4*10H2O; назначается внутрь в качестве слабительного средства.

Иодид калия KI применяется как препарат йода при заболеваниях щитовидной железы.

Перманганат калия KMnO4 используется как антисептическое средство для промывания ран, полоскания рта и горла.

§

Элемент Символ Атомныйномер Электронная конфигурация
Скандий
Титан
Ванадий
Хром
Марганец
Железо
Кобальт
Никель
Медь
Цинк
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
1s2 2s22p6 3s23p63d1 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d2 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d3 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d7 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d8 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s1 1s2 2s22p6 3s23p63d1 4s2 ↑ ↑ Внутренняя Внешняя застройка оболочка

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра­зованию комплексных ионов; образование окрашенных соедине­ний.

Цинк не входит в число переходных элементов. Его физические и химические свойства не позволяют относить его к переходным металлам. В частности, в своих соединениях он обнаруживает только одно состоя­ние окисления и не проявляет каталитической активности.

d-Элементы обладают некоторыми особенностями по сравнению с элементами главных подгрупп.

1. У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы.

Наиболее тугоплавки металлы VВ и VIВ подгрупп. У них заполняется электронами половина d-подуровня и реализуется максимально возможное число неспаренных электронов, а следовательно, наибольшее число ковалентных связей. Дальнейшее заполнение приводит к уменьшению числа ковалентных связей и падению температур плавления.

2. Вследствие незаполненности d-оболочек и наличия близких по энергии незаполненных ns- и np-уровней, d-элементы склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны.

3. d-Элементы чаще, чем элементы главных подгрупп, образуют соединения переменного состава (оксиды, гидриды, карбиды, силициды, нитриды, бориды). Кроме того, они образуют сплавы между собой и с другими металлами, а также интерметаллические соединения.

4. Для d-элементов характерен большой набор валентных состояний (табл. 8.10) и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах.

Поскольку часть валентных электронов находится на s-орбиталях, то проявляемые ими низшие степени окисления как правило равны двум. Исключение составляют элементы, ионы которых Э 3 и Э имеют устойчивые конфигурации d0, d5 и d10: Sc3 , Fe3 , Cr , Cu , Ag , Au .

Соединения, в которых d-элементы находятся в низшей степени окисления, образуют кристаллы ионного типа, в химических реакциях проявляют основные свойства и являются, как правило, восстановителями.

Устойчивость соединений, в которых d-элементы находятся в высшей степени окисления (равной номеру группы),увеличивается в пределах каждого переходного ряда слева направо, достигая максимума для 3d-элементов у Mn, а во втором и третьем переходных рядах – у Ru и Os соответственно. В пределах одной подгруппы стабильность соединений высшей степени окисления уменьшается в ряду 5d > 4d > 3d, о чем свидетельствует характер изменения энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) однотипных соединений, например:

Это явление связано с тем, что при увеличении главного квантового числа в пределах одной подгруппы происходит уменьшение разности энергий (n – 1)d- и ns-подуровней. Этим соединениям свойственны ковалентно-полярные связи. Они имеют кислотный характер и являются окислителями (CrO3 и K2CrO4, Mn2O7 и KMnO4).

Соединения, в которых d-электроны находятся в промежуточных степенях окисления, проявляют амфотерные свойства и окислительно-восстановительную двойственность.

5. Сходство d-элементов с элементами главных подгрупп Э(0) в полной мере проявляется у элементов третьей группы ns2np1 и (n – 1)d1ns2. С возрастанием номера группы оно уменьшается; элементы VIIIА подгруппы – газы, VIIIВ – металлы. В первой группе снова появляется отдаленное сходство (все элементы – металлы), а элементы IВ подгруппы – хорошие проводники; это сходство усиливается во второй группе, так как d-элементы Zn, Cd и Hg не участвуют в образовании химической связи.

6. d-элементы IIIВ–VIIВ подгрупп в высших степенях окисления по свойствам подобны соответствующим p-элементам. Так, в высших степенях окисления Mn (VII) и Cl (VII) являются электронными аналогами. Подобие электронных конфигураций (s2p6) приводит к подобию свойств соединений семивалентных марганца и хлора. Mn2O7 и Cl2O7 в обычных условиях малоустойчивые жидкости, являющиеся ангидридами сильных кислот с общей формулой НЭО4. В низших степенях окисления марганец и хлор имеют различное электронное строение, что обусловливает резкое отличие свойств их соединений. Например, низший оксид хлора Cl2O (s2p4) – газообразное вещество, являющееся ангидридом хлорноватистой кислоты (HClO), тогда как низший оксид марганца MnO (d5) представляет собой твердое кристаллическое вещество основного характера.

7. Как известно, восстановительная способность металла определяется не только его энергией ионизации (М – ne → Мn ; ∆Hиониз), но и энтальпией гидратации образовавшегося катиона (Мn mH2O → Мn ·mH2O; –∆Hгидр). Энергии ионизации d-элементов в сравнении с другими металлами велики, но они компенсируются большими энтальпиями гидратации их ионов. Вследствие этого электродные потенциалы большинства d-элементов отрицательны.

В периоде с ростом Z восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов IВ группы. Тяжелые металлы VIIIВ и IВ групп за свою инертность названы благородными.

Окислительно-восстановительные тенденции соединений d-элементов определяются изменением устойчивости высших и низших степеней окисления в зависимости от положения их в периодической системе. Соединения с максимальной степенью окисления элемента проявляют исключительно окислительные свойства, а с низшей – восстановительные. Mn(OH)2 легко окисляется на воздухе Mn(OH)2 1/2O2 = MnO2 H2O. Соединения Mn(IV) легко восстанавливаются до Mn (II): MnO2 4HCl = MnCl2 Cl2 2H2O, но сильными окислителями окисляется до Mn (VII). Перманганат-ион MnO4 может быть только окислителем.

Поскольку для d-элементов в пределах подгруппы устойчивость высших степеней окисления сверху вниз растет, то окислительные свойства соединений высшей степени окисления резко падают. Так, соединения хрома (VI) (CrO3, K2CrO4, K2Cr2O7) и марганца(VII) (Mn2O7, KMnO4) – сильные окислители, а WO3, Re2O7 и соли соответствующих им кислот (H2WO4, HReO4) восстанавливаются с трудом.

8. На кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов влияют те же факторы (величина ионного радиуса и заряд иона), что и на гидроксиды p-элементов.

Гидроксиды низших степеней окисления d-элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны. Особенно отчетливо изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления проявляется в соединенинях марганца. В ряду Mn(OH)2 – Mn(OH)3 – Mn(OH)4 – H2MnO4 – HMnO4 свойства гидроксидов меняются от слабого основания Mn(OH)2 через амфотерные Mn(OH)3и Mn(OH)4 к сильным кислотам H2MnO4 и HMnO4.

В пределах одной подгруппы гидроксиды d-элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз. Например, в IIIВ группе Sc(OH)3 – слабое, а La(OH)3 – сильное основание. Элементы IVВ группы Ti, Zn, Hf образуют амфотерные гидроксиды Э(OH)4, но кислотные свойства их ослабевают при переходе от Ti к Hf.

9. Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) Состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO1,2–1,5 и TiO1,9–2,0; карбиды титана и ванадия – TiC0,6–1,0 и VС0,58–1,09, нитрид титана TiN0,45–1,00.

б) Соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC0,6–1,0, как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40 % атомов углерода.

в) Природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d-орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d-орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d-рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами.

Медь — элемент одиннадцатой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое вещество медь (CAS-номер: 7440-50-8) — этопластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних поршироко применяется человеком.

Химические свойства

Возможные степени окисления

В соединениях медь проявляет две степени окисления: 1 и 2. Первая из них склонна к диспропорционированию и устойчива только в нерастворимых соединениях (Cu2O, CuCl, CuI и т. п.) или комплексах (например [Cu(NH3)2] . Её соединения бесцветны. Более устойчива степень окисления 2, которая даёт соли синего и сине-зелёного цвета. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления 3 и даже 5. Последняя встречается в солях купраборанового аниона Cu(B11H11)23−, полученных в 1994 году.

Простое вещество

Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и диоксида углерода. Является слабым восстановителем, не реагирует с водой, разбавленнойсоляной кислотой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии кислорода, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидаминеметаллов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.

На влажном воздухе медь окисляется, образуя основный карбонат меди(II):

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Реагирует с концентрированной холодной серной кислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С концентрированной горячей серной кислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С безводной серной кислотой при 200 °C:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

C разбавленной серной кислотой при нагревании в присутствии кислорода воздуха:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Реагирует с концентрированной азотной кислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С разбавленной азотной кислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С царской водкой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С концентрированной горячей соляной кислотой:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

C разбавленной хлороводородной кислотой в присутствии кислорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С газообразным хлороводородом при 500—600 °C:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С бромоводородом:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Также медь реагирует с концентрированной уксусной кислотой в присутствии кислорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Медь растворяется в концентрированном гидроксиде аммония, с образованием аммиакатов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Окисляется до оксида меди(I) при недостатке кислорода и 200 °C и до оксида меди(II), при избытке кислорода и температурах порядка 400—500 °C:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Медный порошок реагирует с хлором, серой (в жидком сероуглероде) и бромом (в эфире), при комнатной температуре:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

При 300—400 °C реагирует с серой и селеном:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

C оксидами неметаллов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Медь реагирует с цианидом калия с образованием дицианокупрата(I) калия, щелочи и водорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

С концентрированной соляной кислотой и хлоратом калия:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Соединения меди(I)

Степени окисления 1 соответствует оксид Cu2O красно-оранжевого цвета. Соответствующий гидроксид CuOH (жёлтого цвета) быстро разлагается с образованием оксида. Гидроксид CuOH проявляет основные свойства.

Многие соединения меди 1 имеют белую окраску либо бесцветны. Это объясняется тем, что в ионе Сu все пять Зd-оны меди(I) в водном растворе неустойчивы и легко диспропорционируют:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Серебро́ — элемент 11 группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы первой группы), пятого периодапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 47. Обозначается символом Ag(лат. Argentum).

Простое вещество серебро (CAS-номер: 7440-22-4) — ковкий, пластичный благородный металл серебристо-белого цвета.Кристаллическая решётка — гранецентрированная кубическая. Температура плавления — 962 °C, плотность — 10,5 г/см³.

Химические свойства

Серебро, будучи благородным металлом, отличается относительно низкой реакционной способностью, оно не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах. Однако в окислительной среде (в азотной, горячей концентрированной серной кислоте, а также в соляной кислоте в присутствии свободного кислорода) серебро растворяется:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Растворяется оно и в хлорном железе, что применяется для травления:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Серебро также легко растворяется в ртути, образуя амальгаму (жидкий сплав ртути и серебра).

Серебро не окисляется кислородом даже при высоких температурах, однако в виде тонких плёнок может быть окислено кислородной плазмой или озоном при облучении ультрафиолетом. Во влажном воздухе в присутствии даже малейших следов двухвалентной серы (сероводород, тиосульфаты, резина) образуется налёт малорастворимого сульфида серебра, обуславливающего потемнение серебряных изделий:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

В отсутствии кислорода:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Свободные галогены легко окисляют серебро до галогенидов:

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Однако на свету эта реакция обращается, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются.

При нагревании с серой серебро даёт сульфид.

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 .

Серебро, в отличие от золота, не растворяется в «царской водке» из-за образования пленки хлорида на его поверхности.

Наиболее устойчивой степенью окисления серебра в соединениях является 1. В присутствии аммиака соединения серебра (I) дают легко растворимый в воде комплекс [Ag(NH3)2] . Серебро образует комплексы так же с цианидами, тиосульфатами. Комплексообразование используют для растворения малорастворимых соединений серебра, для извлечения серебра из руд. Более высокие степени окисления ( 2, 3) серебро проявляет только в соединении с кислородом (AgO, Ag2O3) и фтором (AgF2, AgF3), такие соединения гораздо менее устойчивы, чем соединения серебра (I).

Соли серебра (I), за редким исключением (нитрат, перхлорат, фторид), нерастворимы в воде, что часто используется для определения ионов галогенов (хлора, брома, йода) в водном растворе.

d- элементы. Медь. В организме взрослого человека содержится около 100 мг меди. Главная функция меди у высших организмов – каталитическая. В настоящее время известен целый ряд медьсодержащих ферментов (церулоплазмин, тирозиназа, цитохромоксидаза, супероксиддисмутаза).

Из соединений меди в медицине находит применение сульфат меди CuSO4*5H2O как антисептическое и вяжущее средство для наружного применения (раствор для смазывания ожоговой поверхности кожи, глазные капли и т.д.)

Цинк. Физиологическая роль цинка осуществляется благодаря связи его с ферментами. Цинк входит в состав эритроцитов, участвуя в газообмене и тканевом дыхании (ионы цинка входят в состав ферментов карбоангидразы).

Многие соединения цинка используются как вяжущие, антисептические средства для наружного применения.

ZnSO4*7H2O – глазные капли.

ZnO – присыпка, мази, пасты для кожных заболеваний.

Хром. Хром – постоянная составная часть растительных и животных организмов. Биологическая активность хрома объясняется способностью Cr 3 образовывать комплексные соединения. Например, ионы Cr 3 участвуют в стабилизации структуры нуклеиновых кислот.

Марганец. Это микроэлемент. Функция ионов Mn 2 состоит в регуляции активности ферментов. Ионы Mn 2 оказывают влияние на кроветворение, минеральный обмен, рост, размножение и т.д. Кроме того, ионы Mn 2 стабилизируют структуру нуклеиновых кислот.

В медицине используется перманганат калия KMnO4 .Этот антисептик применяется в водных растворах для промывания ран, полоскания горла и т.д.

Железо. Среди биоэлементов, важных для жизнедеятельности всех живых существ, железа играет главную роль, так как оно является активатором многих каталитических процессов в организме и участвует в транспортировке газов кровью.

В организме взрослого человека содержится около 3,5 г железа. Основная его масса сконцентрирована в гемоглобине эритроцитов. И хотя на долю атомов железа в гемоглобине приходится всего 0,35% массы, именно железо придаёт ей уникальное свойство – способность захватывать молекулярный кислород и отдавать его там, где он нужен.

Значительная часть железа содержится в мышечном белке – миоглобине, структурном родственнике гемоглобина, который так же способен обратимо связывать молекулярный кислород. При недостатке железа в организме человека развивается железодефицитная анемия.

Для лечения железодефицитных анемий, а также при слабости и истощении организма, применяются следующие препараты железа:

1. аскорбинат железа (II)

2. драже «Фероплекс» (сульфат железа (II) с аскорбиновой кислотой)

3. «Гематоген»

4. сироп алоэ с железом.

§

Свойства элементов II группы побочной подгруппы (подгруппы цинка)

Атомный номер Название Электронная конфигурация Атомный радиус, нм ρ г/см3 t0пл. 0С t0кип. 0С ЭО Степени окисления
Цинк Zn [Ar]3d104s2 0,132 7,13 419,4 1,6 2
Кадмий Cd [Kr]4d105s2 0,148 8,64 320,9 1,7 2
Ртуть Hg [Xe]4f145d106s2 0,15 13,59 -38,8 1,9 1, 2

Физические свойства

-Сходство элементов главной и побочной подгрупп во II группе больше, чем в I группе.
-Значения плотности r и атомного объема повышаются с увеличением атомной массы.

Химические свойства

-Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы (в главной подгруппе –наоборот).

-Хорошие комплексообразователи (в отличие от элементов главной подгруппы).

Цинк и его соединения

Цинк — металл серебристо-белого цвета. В соединениях проявляет только одну степень окисления 2; соединения цинка неокрашены.
Нормальный окислительно-восстановительный потенциал в кислой среде системы Zn2 / Zn равен -0,76 в, а в щелочной среде системы ZnO22- / Zn равен -1,22 в. Поэтому цинк растворяется в разбавленных кислотах и щелочах

Zn 2НCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 ZnCl2 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Zn H2SO4(разб) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 ZnSO4 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Zn 2NaOH 2H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Na2[Zn(OH)4] H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Цинк не разлагает воду, т.к. в водном растворе он быстро покрывается защитной пленкой оксида, которая предохраняет его от коррозии.
Цинк — сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей.

Zn CuSO4 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 ZnSO4 Cu

Оксид цинка проявляет амфотерный характер, растворяясь как в кислотах, так и в растворах щелочей:

ZnO H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 ZnSO4 H2O

ZnO 2NaOH H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Na2[Zn(OH)4]

При нагревании комплексный тетрагидроксицинкат-анион дегидратируется:

[Zn(OH)4]2- Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 ZnO22- 2H2O

Гидроксид цинка также проявляет амфотерные свойства. Он нерастворим в воде, но растворяется в кислотах и щелочах;

Zn(OH)2 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 ZnCl2 2H2O

Zn(OH)2 2NaOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Na2[Zn(OH)4]

Ион Zn2 является энергичным комплексообразователем с координационным числом 4. В отличие от гидроксида алюминия гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака:

Zn(OH)2 2NH3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Zn(NH3)4](OH)2

Кадмий и его соединения

Кадмий — белый, блестящий, мягкий, ковкий металл; очень мало растворяется в неокисляющих кислотах, хорошо растворяется в разбавленной HNO3 (нормальный потенциал Cd / Cd 2 = -0,40 в).

Кадмий образует только один ряд соединений, где он двухвалентен. Ион Сd 2 — бесцветен.
Оксид кадмия СdО (коричневого цвета) и гидроксид кадмия Сd(ОН)2 (белого цвета) проявляют основной характер, растворяясь только в кислотах.

CdO 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CdCl2 H2O

Cd(OH)2 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CdCl2 2H2O

Кадмий является хорошим комплексообразователем (координационное число 4). Гидроксид кадмия растворяется в водном растворе аммиака:

Cd(OH)2 4NH3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Cd(NH3)4](OH)2

Ртуть и ее соединения

Ртуть — серебристо-белый, блестящий, единственный жидкий при комнатной температуре металл; обладает низкой электропроводностью (она составляет 1,7% от электропроводности серебра) и большим коэффициентом термического расширения. На воздухе проявляет устойчивость. Реагирует с серой и галогенами:

Hg S Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgS

Hg Br2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgBr2

Со многими металлами дает сплавы (амальгамы) (экзотермическое образование). Пары и соединения чрезвычайно ядовиты (накапливаются в организме).
Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах (в ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода; нормальный потенциал Hg / Hg 2 = 0,85 в). Ртуть легко растворяется в концентрированной азотной кислоте – образуется нитрат ртути (II):

Hg 4HNO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Hg(NO3)2 2NO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2H2O

При растворении ртути в разбавленной азотной кислоте образуется нитрат ртути (I),

6Hg 8HNO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3Hg2(NO3)2 2NO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4H2O

При растворении ртути в горячей концентрированной серной кислоте в зависимости от избытка ртути или кислоты образуются соли одновалентной или двухвалентной ртути:

Hg 2H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgSO4 SO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2H2O

2Hg 2H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Hg2SO4 SO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2H2O

Ртуть растворяется в царской водке:

3Hg 2HNO3 6HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3HgCl2 2NO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4H2O

Оксид ртути (II) HgO; красный кристаллический или желтый аморфный порошок; плохо растворим в воде; раствор имеет слабо щелочную реакцию.<

Получение

Hg2(NO3)2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2HgO 2NO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

2Hg(NO3)2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2HgO 4NO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 O2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Химические свойства.

Легко восстанавливается; при нагревании разлагается на ртуть и кислород. Реагирует с кислотами с кислотами с образованием солей и воды.
Сульфид ртути (II) HgS (киноварь) – ярко-красный нерастворимый в воде порошок.

Hg S Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgS

Hg2 S2-Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgS

Галогениды.

Получение

Hg Br2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgBr2

HgO 2HCl(сулема) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgCl2 H2O

Сулему также получают растворением ртути в царской водке.

Химические свойства:

HgI2 2KI Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 K2[HgI4](реактив Несслера)

Реактив Несслера используется в качестве очень чувствительного аналитического реагента для обнаружения иона NH4 :

Сульфат ртути (II) и нитрат ртути (II). Получают растворением ртути или оксида ртути (II) в концентрированных серной или азотной кислотах соответственно.

Hg 2H2SO4(горячая,конц.) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgSO4 SO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2H2O

HgO H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 HgSO4 H2O

3Hg 8HNO3(конц.) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3Hg(NO3)2 2NO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4H2O

HgO 2HNO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Hg(NO3)2 H2O

Более активные металлы легко вытесняют ртуть из ее солей:

Cu Hg(NO3)2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cu(NO3)2 Hg

Цинк. Физиологическая роль цинка осуществляется благодаря связи его с ферментами. Цинк входит в состав эритроцитов, участвуя в газообмене и тканевом дыхании (ионы цинка входят в состав ферментов карбоангидразы).

Многие соединения цинка используются как вяжущие, антисептические средства для наружного применения.

ZnSO4*7H2O – глазные капли.

ZnO – присыпка, мази, пасты для кожных заболеваний.

§

Свойства элементов подгруппы хрома

Атомный номер Название Электронная конфигурация ρ г/см3 t0пл. 0C t0кип. 0C ЭО Атомный радиус, нм Степень окисления
Хром Cr [Ar] 3d54s1 7,2 1,56 0,125 1, 2, 3, 4, 5, 6
Молибден Mo [Kr] 4d55s1 10,2 1,3 0,135 1, 2, 3, 4, 5, 6
Вольфрам W [Xe] 4f145d46s2 19,3 1,4 0,141 1, 2, 3, 4, 5, 6

Физические свойства

Блестящие, сероватого цвета металлы. С увеличением атомного номера растут температуры плавления и кипения.
Вольфрам — самый тугоплавкий из известных металлов.

Химические свойства

В ряду Cr – Mo – W химическая активность падает.
С увеличением степени окисления элементов у их оксидов и гидроксидов законо-мерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Высшим оксидам RO3 соответствуют кислоты H2RO4.

В том же направлении происходит усиление окислительных свойств соединений.

Хром и его соединения

Получение
Алюминотермия: Cr2O3 2Al Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Al2O3 2Cr

Восстановлением оксидов оксидом углерода (II).
Электролизом водных растворов соединений хрома.
При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.

4Cr 3O2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Cr2O3

2Cr 3Cl2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2CrCl3

2Cr N2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2CrN

2Cr 3S Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cr2S3

В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:

2Cr 3H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cr2O3 3H2

Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, H2SO4)
В отсутствии воздуха образуются соли Cr2 , а на воздухе – соли Cr3 .

Cr 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CrCl2 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

2Cr 6HCl O2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2CrCl3 2H2O H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассив-ность по отношению к концентрированным растворам кислот – окислителей.

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CrCl2 2H2O

Соединения хрома (II) — сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2CrCl3 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

4Cr(OH)2 O2 2H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III)Cr2O3 – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cr2O3 3H2O

4K2Cr2O7Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Cr2O3 4K2CrO4 3O2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

(NH4)2Cr2O7Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cr2O3 N2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4H2O

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления ( 3):

Cr2O3 2NaOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2NaCrO2 H2O

Cr2O3 Na2CO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2NaCrO2 CO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Cr2O3 6KHSO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cr2(SO4)3 3K2SO4 3H2O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления ( 6):

2Cr2O3 4KOH KClO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2K2Cr2O7(дихромат калия) KCl 2H2O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 — нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3 6NaOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Cr(OH)3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3Na2SO4

Обладает амфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 3H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Cr2(SO4)3 6H2O

Cr(OH)3 KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 K[Cr(OH)4]

(или, упрощая, Cr(OH)3 KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 KCrO2(хромат калия) 2H2O)

Соли хрома (III) имеют фиолетовую или тёмно-зелёную окраску. По химическим свойствам напоминают бесцветные соли алюминия.
Соединения Cr (III) могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:

Zn 2Cr 3Cl3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Cr 2Cl2 ZnCl2

2Cr 3Cl3 16NaOH 3Br2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 6NaBr 6NaCl 8H2O 2Na2Cr 6O4

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.
Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4 H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CrO3 K2SO4 H2O

K2Cr2O7 H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2CrO3 K2SO4 H2O

CrO3 — кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 2KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 K2CrO4 H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 K2Cr2O7 K2SO4 H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 2KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2K2CrO4 H2O

Все соединения хрома (VI) — сильные окислители.

Свойства элементов подгруппы марганца

Атомный номер Название Электронная конфигурация ρ г/см3 t0пл. 0C t0кип. 0C ЭО Атомный радиус, нм Степень окисления
Марганец Mn [Ar] 3d54s2 7,45 1,6 0,131 2, 3, 4, 5, 6, 7
Технеций Tc [Kr] 4d55s2 11,5 1,36 0,136 2, 3, 4, 5, 6, 7
Рений Re [Xe] 4f145d56s2 20,53 1,46 0,137 3, 4, 5, 6, 7

Физические свойства: Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

Химические свойства

В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

Mn 2H Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Mn2 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

3Tc 7HNO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3HTcO4 7NO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2H2O

С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R2O7 – кислотные, им соответствуют кислоты HRO4).

§

Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)

FeO C Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe CO

Fe2O3 3CO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Fe 3CO2

NiO C Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Ni CO

Co2O3 3C Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Co 3CO

Fe
d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p; 30 n), 26e

Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления — 2, 3

Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Железо и его соединения

Химические свойства

На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe 3O2 6H2 O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину — оксид железа (II,III):

3Fe 2O2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe3O4

При высокой температуре (700–9000C) железо реагирует с парами воды:

3Fe 4H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe3O4 4H2

Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe 3Br2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2FeBr3

Fe S Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeS

Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeCl2 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Fe H2SO4(разб.) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeSO4 H2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe 6H2SO4(конц.) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe2(SO4)3 3SO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 6H2O

Fe 6HNO3(конц.) Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe(NO3)3 3NO2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe CuSO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeSO4 Cu

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl 2KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2KCl Fе(OH)2

Fe(OH)2 — слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)2 H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeSO4 2H2O

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeO H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 O2 2H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4Fe(OH)3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 2KMnO4 8H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 5Fe2(SO4)3 K2SO4 2MnSO4 8H2O

FeSO4 2HNO3 3H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3Fe2(SO4)3 2NO Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 6NH3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 4KCN Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe2

При действии гексацианоферрата (III) калия K2[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 2K3[Fe(CN)6] Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe3[Fe(CN)6] Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3K2SO4

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS2 11O2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Fe2O3 8SO2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe2O3 SO2 Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 SO3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4

Fe2O3 — основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 6HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2FeCl3 3H2O

Fe2O3 2NaOH 3H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 2Na[Fe(OH)4]

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO3)3 3KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe(OH)3 3KNO3

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe2 меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3 , а поэтому, Fe2 слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) — очень сильно. Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3 почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3 H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Fe(OH)]2 H

[Fe(OH)]2 H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Fe(OH)2] H

[Fe(OH)2] H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe(OH)3 H

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)3 3HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 FeCl3 3H2O

Fe(OH)3 NaOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Na[Fe(OH)3]

Соединения железа (III) — слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2FeCl3 H2S Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 S 2FeCl2 2HCl

Качественные реакции на Fe3

При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 3K4[Fe(CN)6] Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Fe4[Fe(CN)6]3 12KCl

При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3 роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):

FeCl3 3NH4CNS Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 3NH4Cl Fe(CNS)3

(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2 раствор остаётся практически бесцветным).

Кобальт и его соединения

По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах — окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CoCl2 H2

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления 2, в комплесных – 3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Гидроксид кобальта (II)

Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO4 2KOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 K2SO4 Co(OH)2

На воздухе розовый осадок Co(OH)2 постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)2 O2 2H2O Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 4Co(OH)3

Сo(OH)2 — слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)2 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CoCl2 2H2O

При прокаливании Co(OH)2 образует оксид кобальта (II) CoO:

Co(OH)2Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 CoO H2O

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)2 6NH3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Co(NH3)](OH)2

Никель и его соединения

Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

Ni 2HCl Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 NiCl2 H2

Ион Ni2 в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления 2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

NiO H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 NiSO4 H2O

NiCl2 2NaOH Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 Ni(OH)2(зелёный) 2NaCl

Ni(OH)2 H2SO4Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 NiSO4 2H2O

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:

Ni(OH)2 6NH3Увеличение - заряд - ядро
 - Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 4 [Ni(NH3)6](OH)2

Железо. Среди биоэлементов, важных для жизнедеятельности всех живых существ, железа играет главную роль, так как оно является активатором многих каталитических процессов в организме и участвует в транспортировке газов кровью.

В организме взрослого человека содержится около 3,5 г железа. Основная его масса сконцентрирована в гемоглобине эритроцитов. И хотя на долю атомов железа в гемоглобине приходится всего 0,35% массы, именно железо придаёт ей уникальное свойство – способность захватывать молекулярный кислород и отдавать его там, где он нужен.

Значительная часть железа содержится в мышечном белке – миоглобине, структурном родственнике гемоглобина, который так же способен обратимо связывать молекулярный кислород. При недостатке железа в организме человека развивается железодефицитная анемия.

Для лечения железодефицитных анемий, а также при слабости и истощении организма, применяются следующие препараты железа:

1. аскорбинат железа (II), 2. драже «Фероплекс» (сульфат железа (II) с аскорбиновой кислотой), 3. «Гематоген» 4. сироп алоэ с железом.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий