Материал к экзамену по химии. Основные понятия термодинамики
 Скачать 1.97 Mb.
|
|
Электронные структуры атомов элементов С -  Si -  Ge -  Sn -  Pb -  Соединения углерода: оксид и диоксид углерода, их биологическая активность. Моноксид углерода CO. Из соединений элементов IVA- группы, в которых они проявляют степень окисления +2, интерес для медиков и биологов представляет оксид углерода II. Это соединение ядовито и чрезвычайно опасно, потому что не имеет запаха. Оксид углерода II – угарный газ - продукт неполного окисления углерода. Одним из источников СО является сам человек, организм которого производит и выделяет во внешнюю среду (с выдыхаемым воздухом) за сутки около 10 мл СО. Это так называемый эндогенный оксид углерода II, который образуется в процессах кроветворения. Приникая с воздухом в легкие, СО быстро проходит через альвеолярно-капиллярную мембрану, растворяется в плазме крови, диффундирует в эритроциты и вступает в обратимое химическое взаимодействие как с окисленным HbO2, так и с восстановленным гемоглобином Hb: HbO2+ СО↔HbCO + O2 Hb + CO ↔HbCO Образующийся карбонилгемоглобин HbCO не способен присоединять к себе кислород. Вследствие этого становится невозможным перенос кислорода от легких к тканям. Высокое химическое сродство оксида углерода II к двухвалентному железу является основной причиной взаимодействия CO с гемоглобином. Так как реакция взаимодействия оксигемоглобина с угарным газом обратима, то повышение в дыхательной среде парциального давления О2 будет ускорять диссоциацию карбонилгемоглобина и выделение СО из организма ( равновесие смещается влево по принципу Ле Шателье) : HbO2+ СО↔HbCO + O2 В настоящее время имеются лечебные препараты, которые используют в качестве антидотов при отравлении организма оксидом углерода II. Например, введение восстановленного железа резко ускоряет удаление СО из организма в виде, очевидно, карбонил железа. Дкйствие этого препарата основано на способности СО вступать в качестве лиганда в различных комплексах. Диоксид углерода IVCO2. Углекислый газ образуется в тканях человека и животных в процессе обмена веществ и играет важную роль в регуляции дыхания и кровообращения. Взаимодействие CO2 с водой представляет значительный интерес с точки зрения биологии CO2 + Н2О↔Н2СО3↔ Н+ + НСО3 -↔2 Н+ + СО3 2- Угольная кислота, образующаяся при растворении CO2 в воде, с гидрокарбонатом калия или натрия образует буферную систему, которая совместно с другими буферными системами регулирует рН крови. Оксид углерода IV нетоксичен. Однако, если его давление во вдыхаемом воздухе велико, то, согласно закону действующих масс, нормальное выделение CO2 из крови замедляется, наблюдается учащение дыхания. Большие концентрации CO2 вызывают одышку, судороги и паралич дыхательного центра. Углекислый газ применяют в смеси с кислородом при отравлении летучими наркотиками, оксидом углерода II, сероводородом, при угнетении дыхательного центра. Напитки, содержащие углекислоту, улучшают работу ЖКТ. Углекислый газ, содержащийся в естественных минеральных водах, используется для лечебных ванн. Биологическая роль соединений углерода: из различных соединений углерода (белки, жиры, углеводы, нуклеотиды, гормоны, амино- и карбоновые кислоты и др.) состоят все ткани организма является структурным компонентом всех органических соединений его соединения участвуют во всех биохимических процессах при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия оксид углерода (IV) CO2, образующаяся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови Угольная кислота и ее соли. Угольная кислота Н2СО3 существует только в растворе. Относится к слабым кислотам. Как двухосновная кислота, Н2СО3 образует средние и кислые соли – карбонаты и гидрокарбонаты. Все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде, из средних солей растворимы карбонаты щелочных металлов и аммония. Растворы солей угольной кислоты вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию (рН> 7). Гидрокарбонатная буферная система (Н2СО3 - НСО3 -) служит главной буферной системой плазмы крови, обеспечивающей поддержание кислотно-основного гомеостаза, постоянного значения рН крови порядка 7,4. Так как при гидролизе карбонатов и гидрокарбонатов получается щелочная среда, эти соединения применяют в медицине в качестве антацидных средств при повышенной кислотности желудочного сока. К ним относятся гидрокарбонат натрия и карбонат кальция. Применение в медицине соединений углерода Карбонат лития Li2CO3 – препарат психотропного действия Твердая углекислота применяется при замораживании тканей и в дерматологической практике. NaHCO3 - при повышенной кислотности желудочного сока. С – активированный уголь. Используют как абсорбент при отравлениях. CaCO3 – используется в зубных пастах и порошках Аналитические реакции на ионы СО32—, (НСО3—), С2О42—, СH3COO—. а) Реакцией открытия иона С2О42— является обесцвечивание раствора перманганата калия в кислой среде 1) 2KMnO4 + 5Na2C2O4 + 8H2SO4 = 2MnSO4+ 5CO2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O (оксалат анион) 2) При действии на растворы солей оксалатов натрия (калия) солями бария образуется белый осадок оксалата бария BaC2O4 : Na2C2O4 + BaCl2 = BaC2O4 + 2 NaCl б) Реакцией открытия ионов СH3COO— является действие соли хлорида железа III при нагревании 1) FeCl3 + 3CH3COONa = Fe(CH3COO)3 + 3NaCl (чайно-красный, ацетат анион) в) Аналитические реакции на ионы СО32—, НСО3— Na2CO3 + HCl = 2NaCl + H2O + CO2 ( выделение пузырьков газа) Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O (помутнение известковой воды) Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ + 2 NaCl ( белый осадок) Билет 38. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VA группы. Электронные структуры атомов элементов. Соединения фосфора: оксиды, фосфорная кислота и ее соли. Применение в медицине соединений фосфора, их биологическая роль. Аналитические реакции на ионы PО43—, (НPО42—). Общая характеристика элементов VA группы В VA- группу периодической системы Д.И. Менделеева входят азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут. Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VA- группы ns2np3 . Атомы этих элементов имеют по пять валентных электрона на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три p-электрона. При возбуждении атомов происходит распаривание s- электронов и переход одного из них на d-подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют низколежащего d-подуровня). Соответственно, атомы элементов этой группы способны образовывать три и максимально пять ковалентных связей. В соединениях элементы этой группы проявляют степени окисления +1,+2,+3,+4,+5,-3. С увеличением радиусов атомов от азота к висмуту закономерно уменьшается энергия ионизации и относительная электроотрицательность. Этим обусловлено ослабление неметаллических свойств в ряду N-P-As-Sb-Bi. Азот и фосфор – типичные неметаллы. Мышьяк амфотерен, хотя неметаллические свойства сильнее выражены, чем металлические. Сурьма амфотерна, неметаллические и металлические свойства выражены примерно одинаково. Для висмута характерно преобладание металлических свойств. Электронные структуры атомов элементов N -  P -  As -  Sb -  Bi -  Соединения фосфора: оксиды, фосфорная кислота и ее соли. Единственный стабильный изотоп - 31 15P. Существуют искусственные радиoактивные изотопы. На внешнем уровне атом фосфора имеет 5 электронов - 3s23p3 , из которых три электрона не спарены. При возбуждении один из s-электронов переходит на d-подуровень. Поэтому фосфор способен образовывать как 3, так и 5 связей. Типичные степени окисления +3, +5 и -3, реже +1. Важнейшие минералы - фосфорит - Ca3(PO4)2, апатит - 3Ca3(PO4)2 . CaF2 и гидроксиапатит - 3Ca3(PO4)2 .Ca(ОН)2 Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P2O5 и оксид фосфора (III) P2O3. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора. Оксид фосфора (III) P2O3 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит. При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту: P2O3 + 6H2O = 4H3PO3, а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты). Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р4О10. Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода. Оксид фосфора (V) P2O5 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р2О5. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р4О10, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО4. При взаимодействии Р2О5 с водой образуется фосфорная кислота: P4O10 + 6H2O = 4H3PO4. Будучи кислотным оксидом, Р2О5 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами. Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха). Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида: 4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7. Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H3PO4. Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций. Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула: Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот. В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑. Фосфорная кислота образует три ряда солей: а) K3PO4, Ca3(PO4)2 – трёхзамещённые, или фосфаты; б) K2HPO4, CaHPO4 – двухзамещённые, или гидрофосфаты; в) KH2PO4, Ca(H2PO4)2 – однозамещённые, или дигидрофосфаты. Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную. Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах. При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота: 2H3PO4 = H4P2O7 + H2O. Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С. Применение в медицине соединений фосфора, их биологическая роль. В животном организме находятся как неорганические, так и органические производные фосфорной кислоты. К первым относятся, прежде всего, фосфаты костей и зубов (чаще состава Са5(PO4)3OH), включенные в органическое вещество. В крови функционирует буферная система, состоящая из дигидрофосфата и гидрофосфата натрия, которая, наряду с бикарбонатной системой, способствует поддержанию постоянной концентрации ионов водорода. Фосфор поступает в организм с растительной пищей. Фосфорная кислота образуется при гидратации ангидрида P4O10 . В окружении четырех атомов кислорода фосфор находится в более выгодном энергетическом состоянии, что подтверждается легкостью взаимодействия ангидрида с водой. Продуктами реакции являются кислоты, выделяется энергия. Фосфор входит в состав АТФ - основного высокоэнергетического соединения, универсального для всех живых организмов. Значительная часть энергии, высвобождающейся при распаде АТФ, используется на механическую работу мышц и биосинтетические процессы. Фосфорная кислота широко используется в медицине. Наряду с АТФ (раствор АТФ применяют для внутримышечного введения при целом ряде заболеваний), находят применение такие лекарственные препараты, как: - фитин – препарат фосфора, содержащий смесь кальциевых и магниевых солей, стимулирует кроветворение, усиливает рост и развитие костной ткани - глицерофосфат кальция CaPO3-O-C3H5(OH)2* H2O – общеукрепляющее и тонизирующее средство. Дополнение Биологическое значение фосфора: Фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков. Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ — аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты — ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3•Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. Аналитические реакции на ионы PО43—, (НPО42—). Реакцией открытия ионов НPО42- является действие магнезиальной смеси (MgCl2 + NH4OH+NH4Cl) c образованием белого осадка MgNH4PO4 1 MgCl2 + NH4OH+Na2HPO4 ======= (NH4Cl)==== MgNH4PO4↓ + 2 NaCl + H2O 2. 3Ag+Br + Na3PO43- = Ag3PO4↓ + 3NaBr (желтый осадок) 3. Na2HPO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + HNO3 + 2NaNO3 (желтый осадок) 4. Реакцией открытия ионов НPО42- является также реакция с молибденовой жидкостью ( NH4)2MoO4 в азотнокислой среде. В результате реакции образуется желтый осадок (NH4)3PO4*12MoO3*2H2O 12(NH4)2MoO4 + Na2HPO4 + 23 HNO3 = (NH4)3PO4*12MoO3*2H2O + 2 NaNO3 + 21 NH4NO3 + 12 H2O Билет 39. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Кислород и его соединения. Озон. Биологическая роль кислорода. Применение кислорода и озона в медицине. Общая характеристика элементов VIA группы К элементам VIА группы относят кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный элемент полоний. Их объединяют под названием халькогены. Электронная конфигурация внешнего уровня s2p4. Типичными степенями окисления этих элементов являются -2, +2, +4, +6. 1. Элементы подгруппы кислорода, исключая полоний, неметаллы. Их электроотрицательность падает сверху вниз. В том же порядке снижаются неметаллические свойства (окислительная способность) и растут металлические свойства (восстановительная способность). Так, сера не проводит электрический ток, но селен и теллур - полупроводники (и имеют металлический блеск), полоний - металл. Элементы образуют оксиды типа ЭО2, ЭО3 (SO2, SO3, SeO2, SeO3, TeO2, TeO3) и соответствующие им кислоты: H2SO3, H2SO4, H2SeO3, H2SeO4, H2TeO3, H2TeO4. Сила этих кислот в пределах группы убывает, что связано с ослаблением неметаллических свойств халькогенов. Кислоты типа Н2ЭО3 неустойчивы и ведут себя преимущественно как восстановители, реже как окислители. Кислоты типа Н2ЭО4 проявляет себя как окислители и их окислительная активность растет ряду H2SO4 > H2SeO4 >H2TeO4 Электронные структуры атомов элементов O -  S -  Se -  Te -  Po -  Кислород и его соединения Самый распространенный на Земле элемент - 47,2% от массы земной коры, 21% объема атмосферы. В земной коре кислород находится преимущественно в виде воды, карбонатов и силикатов горных пород. Кислород широко распространен в живых организмах. Природный кислород содержит 3 стабильных изотопа. Наиболее распространенным стабильным изотопом является 16 8О - 99,76%, изотопы 15 8О и 17 8О встречаются реже. Кислород образует двухатомную и трехатомную молекулы - молекулярный кислород О2 (дикислород) и озон О3 (трикислород). Как промежуточная частица в реакциях известен атомарный кислород (монокислород). В молекулярном кислороде О2 - две ковалентных связи О=О. Связь между атомами в молекуле кислорода довольно прочна и распад молекулы на атомы становится заметным только при сильном нагревании (более 1000оС). Кислород - один из самых активных неметаллов и образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Он не взаимодействует с золотом, платиной и галогенами, хотя кислородные соединения галогенов можно получить косвенным путем. Кислород не реагирует с сильными кислотами, щелочами, водой. Во всех своих реакциях кислород выступает в роли окислителя (кроме взаимодействия со фтором). Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Степень окисления кислорода в подавляющем большинстве соединений равна –2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, а также +1 и –1 в соединениях со связью О–О. Входит в состав оксидов, гидроксидов, кислородсодержащих кислот и солей, органических соединений и т.д. Озон Озо́н — состоящая из трёхатомных молекул O3 аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы. Молекула О3 неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут превращается в O2 с выделением тепла. Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение. Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород. Биологическая роль кислорода. Кислород относится к элементам-органогенам. Его содержание составляет до 65% массы тела человека. Основной (фактически единственной) функцией кислорода является его участие как окислителя в окислительно-восстановительных реакциях в организме, благодаря чему в ходе процессов катаболизма осуществляется высвобождение энергии, необходимой для функционирования организма. Является структурным компонентом органических соединений (белков и т.д) Биологическая роль и применение кислорода и озона в медицине. Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечнососудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции. Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. Озоно-кислородная газовая смесь, при высоких (40–80мкг/мл) концентрациях в нейозона, чрезвычайно эффективна при обработке сильно инфицированных, плохо заживающих ран, пролежней, гангрене, ожогах, грибковых поражениях кожи и т.д., а также в качестве кровоостанавливающего средства. Низкие концентрации озона способствуют эпителизациии и заживлению. При лечении колитов, проктитов, свищей и ряда других заболеваний кишечника использовалось ректальное введение озоно-кислородной газовой смеси. Озон, растворенный в дистиллированной воде, успешно применялся для санации различных полостей тела. В последнее десятилетие на передний план вышли методы, связанные с парентеральным (внутривенным, внутримышечным, внутрисуставным, подкожным) введением терапевтических доз озона. Для внутривенного введения используются озон, растворенный в физиологическом растворе или в крови пациента. При парентеральном введении озона происходит запуск целого каскада биохимических процессов. В частности, это проявляется в активации нарушенной при многих патологических состояниях системы антиоксидантной защиты. Терапевтические дозы озона, вводимые парентерально, существенно усиливают микроциркуляцию и улучшают трофические процессы в органах и тканях, влияют на реологические свойства крови, обладают выраженным иммуномодулирующим эффектом, способствуют резкой активизации детоксикации организма. Многообразие механизмов лечебного действия озона определило и широту его клинического применения. H2O2 – дезинфицирующее средство Билет 40. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Соединения серы: оксиды, гидроксиды. Биологическая роль и применение соединений серы в медицине. Аналитические реакции на ионы SО42—, SCN—. Общая характеристика элементов VIA группы (было) Электронные структуры атомов элементов (было) Соединения серы: оксиды, гидроксиды. На последнем электронном уровне 3s23p4 . Имеет 4 стабильных изотопа 16S32 - 95%, 16S34 - 4,2% ( 16S33 и 16S36 остальные количества). Сера достаточно активный неметалл, проявляет в реакциях с активными неметаллами и окислителями свойства восстановителя, а в реакциях с водородом и металлами - свойства окислителя. Типичные степени окисления -2, +4, +6 (реже +1 и +2) Оксид серы (IV). Cернистая кислота. О к с и д с е р ы (IV) - SO2 - диоксид серы (сернистый ангидрид) - бесцветный газ с удушливым запахом, сжижается при -10оC, затвердевает при -70оС. Молекула полярна, имеет неподеленную пару электронов. Степень окисления серы +4. Это весьма реакционноспособное соединение, ведет себя как восстановитель, редко - как окислитель. В промышленности диоксид серы получают сжиганием серы и сульфидов и восстановлением сульфатов, в лаборатории - вытеснением из сульфитов и окислением серы. Оксид серы (VI) Триоксид серы - SO3 - бесцветная жидкость, ниже + 17 о твердое вещество. Сильно поглощает воду превращаясь в серную кислоту. Хорошо растворяется в серной кислоте, образуя олеум. SO3 + H2O = H2SO4 SO3 + H2SO4 = H2S2O7 (условная формула олеума) Типичный кислотный оксид, сильный окислитель SO3 + СaO = CaSO4 SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O 2P + 5SO3 = 5SO2 + P2O5 2KI + SO3 + H2O = SO2 + I2 + 2KOH Серная кислота - H2SO4 Высший гидроксид серы. Тяжелая маслянистая жидкость, в воде растворяется в любых соотношениях. Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, серу — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2. Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H2S. Разбавленная H2SO4 взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые —гидросульфаты, а также эфиры.   Биологическая роль и применение соединений серы в медицине Биологическая роль и применение серы и её соединений в медицине: 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). Сера обеспечивает в клетке такой тонкий и сложный процесс, как передача энергии: переносит электроны, принимая на свободную орбиталь один из неспаренных электронов кислорода. Сера участвует в фиксации и транспорте метильных групп. Сера входит в состав мазей, обладающих противопаразитарными и противомикробными свойствами. Очищенную и осажденную серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз, сикоз); в порошке - при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах - для пиротерапии прогрессивного паралича. Мази с содержанием серы применяют при кожных заболеваниях. Применение натрия тиосульфата основано на его свойстве выделять серу. Препарат используется в качестве противоядия при отравлениях галогенами, цианидами и синильной кислотой. Препарат может использоваться также при отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца. Натрия тиосульфат применяется также при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии внутривенно в виде 30%-ного водного раствора. CaSO4*H2O – в гипсовых повязках H2S – при ревматизме, кожных заболеваниях, входит в состав минеральных вод Аналитические реакции на ионы SО42—, SCN—. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl (белый) FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl (темно-красный) Билет 41. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Галогены. Галогеноводородные кислоты, галогениды. Биологическая роль соединений фтора, хлора, брома, йода. Аналитические реакции на ионы Сl—, Br—, I—. Общая характеристика элементов VIIA группы ГАЛОГЕНЫ В главную подгруппу VII группы входят F, Cl, Br, I и At. Они называются галогенами, так как при взаимодействии с металлами образуют типичные соли (NaCl, KF и др.). Электронная формула внешнего валентного уровня: ns2np5, то есть имеют 7 валентных электронов, из которых один неспаренный. В подгруппе галогенов свойства атомов периодически изменяются. От фтора к астату радиус атома и иона Э- увеличивается, значение энергии ионизации уменьшается, относительная электроотрицательность атомов сверху вниз в подгруппе уменьшается, поэтому окислительные и неметаллические свойства тоже уменьшаются. Имея семь валентных электронов, атомы галогенов в своих соединениях могут проявлять (за исключением фтора) степени окисления от минимальной (-1) до максимальной (+7). Самая характерная степень окисления равна (-1). Кроме того, для галогенов характерны нечётные положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. Отметим, что у фтора в соединениях проявляется только С.О. = -1, так как фтор – самый электроотрицательный элемент и получить химическим путем F+ невозможно. Атомы галогенов могут образовывать ионные связи (NaCl, KF), ковалентные полярные связи (HCl, BF3), ковалентные неполярные связи (Cl2, Br2). Электронные структуры атомов элементов F  Cl  Br  I  At  Галогены. Атомы галогенов имеют на последнем электронном уровне по 7 электронов - s2p5 . Для завершения оболочки им не хватает одного электрона. Особенностью атома фтора является отсутствие d-подуровня. Типичными степенями окисления хлора, брома, иода, является -1, +1, +3, +5, +7. Фтор за счет неспаренного электрона способен образовывать одну связь (валентность равнa 1). Типичная степень окисления -1. 1. Наиболее высока электроотрицательность у фтора 4,0, затем она падает в ряду Cl, Br, I (2.83, 2.7, 2.2). 2. Все галогены активные окислители. Их окислительная активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I. Вследствии различий в электроотрицательности фтор вытесняет хлор, бром, иод из солей, хлор вытесняет бром и йод, а бром вытесняет йод. 3. В пределах группы меняются и физико-химические свойства галогенов. Фтор и хлор газы, бром - жидкость, иод - твердое вещество. 4. Растворы галогеноводородов в воде - кислоты. Степень диссоциации (сила кислот) возрастает в ряду HF < HCl < HBr < HI. Иодистоводородная кислота самая сильная (связь H-I наименее прочна и легко разрывается под действием молекул воды), а фтористоводородная кислота самая слабая, что связано с высокой прочностью связи фтора с водородом.5. Восстановительные свойства отсутствуют у HF и увеличиваются в ряду HCl < HBr < HI. Иодистоводородная кислота и ее соли сильные восстановители Галогеноводородные кислоты, галогениды. 1.Фтороводород Газ с резким запахом, ядовит. Раствор HF в воде - слабая плавиковая кислота, что объясняется большой прочностью связи H-F и склонностью фтороводорода образовывать водородные связи. Плавиковую кислоту получают действием серной кислоты на плавиковый шпат. Она взаимодействует с активными металлами и обладает другими свойствами кислоты-неокислителя. Особенностью плавиковой кислоты является взаимодействие с кремнеземом, поэтому она растворяет стекло. CaF2 + H2SO4 = 2HF + CaSO4 SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O 2. Хлороводород. Соляная кислота Бесцветный газ с резким запахом, на воздухе дымит, образуя с парами волы мельчайшие капли соляной кислоты. Связь H-Cl полярная ковалентная. В сухом виде HCl не имеет кислотных свойств, не проводит электрический ток, не взаимодействует с металлами и сухим аммиаком, сжиженный хлороводород не изменяют цвет индикаторов. Кислотные свойства появляются только в присутствии воды (хотя бы в виде паров). Водный раствор хлороводорода называется соляной кислотой Кислота-неокислитель. Активные металлы вытесняют из соляной кислоты водород (окислитель ионы водорода), а малоактивные металлы с ней не взаимодействуют Взаимодействует с основными оксидами и основаниями с образованием солей, как сильная кислота вытесняет слабые кислоты из их солей 3.Бромоводород Газ по свойствам близкий к хлороводороду. Раствор в воде - бромоводородная кислота - более сильная, чем соляная кислота (α = 93,5%). Имеет свойства кислоты-неокислителя. Взаимодействует с активными металлами с выделением водорода, с основными оксидами и основаниями с образованием солей. Бромид серебра нерастворим. Более сильный восстановитель чем соляная кислота. Если из хлоридов концентрированная серная кислота только вытесняет хлороводород, то бромиды, как и саму кислоту, она окисляет 4.Иодоводород Газ по свойствам близкий к хлороводороду и бромоводороду. Раствор его в воде - иодоводородная кислота - более сильная, чем HCl или HBr (α = 95%). Имеет свойства кислоты-неокислителя. Взаимодействует с активными металлами с выделением водорода, с основными оксидами и основаниями с образованием солей. Один из самых сильных восстановителей, окисляется до молекулярного иода Галогени́ды (галоиды) — соединения галогенов с другими химическими элементами или радикалами. При этом галоген, входящий в соединение, должен быть электроотрицательным; так, оксид брома не является галогенидом. По участвующему в соединении галогену галогениды также называются фторидами, хлоридами, бромидами, иодидами В галогенидах галоген имеет отрицательную степень окисления, а элемент — положительную. Галогенидов не образуют Не, Ne и Аг. По характеру связи элемент-галоген простые галогениды подразделяют на ионные и ковалентные. Биологическая роль соединений фтора, хлора, брома, йода. Фтор В качестве микроэлемента фтор входит в состав всех организмов. У животных и человека фтор присутствует в костной ткани (у человека — 0,2-1,2%) и, особенно, в дентине и эмали зубов. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 2,6 г фтора; суточная потребность составляет 2-3 мг и удовлетворяется, главным образом, с питьевой водой. Недостаток фтора приводит к кариесу зубов. Поэтому соединения фтора добавляют в зубные пасты, иногда вводят в состав питьевой воды. Избыток фтора в воде, однако, тоже вреден для здоровья. Он приводит к флюорозу — изменению структуры эмали и костной ткани, деформации костей. ПДК для содержания в воде фторид-ионов составляет 0,7 мг/л. ПДК газообразного фтора в воздухе 0,03 мг/м3. Роль фтора в растениях неясна. Хлор Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия и регуляции водно-солевого обмена. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объема жидкости, участвуют в поддержании рН клеток. Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная - 0,09 %; в крови - 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе. Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений. HCl – желудочный сок. Бром Многие аспекты биологической роли брома в настоящее время еще не выяснены. В организме человека бром участвует в регуляции деятельности щитовидной железы, так как является конкурентным ингибитором иода. Соединения брома участвуют в деятельности клеток иммунной системы. Недостаток брома в пище приводит к бессоннице, замедлению роста и уменьшению числа эритроцитов в крови. Ежедневное поступление брома в организм человека с пищей составляет 2–6 мг. Особенно богаты бромом рыба, злаки и орехи. Железы внутренней секреции, гипофиз, восстанавливает равновесия процессов возбуждения и торможения. Йод Йод относится к микроэлементам и присутствует во всех живых организмах. Его содержание в растениях зависит от присутствия его соединений в почве и водах. Некоторые морские водоросли (морская капуста, или ламинария, фукус и другие) накапливают до 1% иода. У животных и человека йод входит в состав гормонов щитовидной железы — тироксина и трииодтиронина, оказывающих многостороннее воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма (особенно — на интенсивность основного обмена, окислительные процессы, теплопродукцию) . В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 12-20 мг йода, суточная потребность составляет около 0,2 мг. Микроколичества йода жизненно необходимы человеку, дефицит йода в организме приводит к заболеванию щитовидной железы — эндемическому зобу, встречающемуся в местностях с низким содержанием йода в воздухе, почве, водах. Для того чтобы обеспечить поступление в организм необходимых количеств иода, используют йодированную поваренную соль. Процессы обмена вещества, щитовидная железа, способствует выработке гормонов. Аналитические реакции на ионы Сl—, Br—, I—. Аналитические реакции: NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3 (белый творожистый) NaBr + AgNO3 = AgBr↓ + NaNO3 (бело-желтый) NaI + AgNO3 = AgI↓ + NaNO3 (желтый) 2KF + CaCl2 → 2KCl + CaF2↓ (белый) Билет 42. Титриметрический анализ. Химический эквивалент вещества. Молярная концентрация эквивалента вещества. Закон эквивалентов. Точка эквивалентности и способы её фиксирования. Титриметрический анализ Титриметрический анализ - методы количественного анализа в аналитической и фармацевтической химии, основанные на измерении объёма раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом. Титриметрический анализ использует различные типы химических реакций: нейтрализации(кислотно-основное титрование) — нейтрализация — это реакции с изменением pH растворов. окисления-восстановления(перманганатометрия, иодометрия, хроматометрия) — реакции, которые происходят с изменением окислительно-восстановительных потенциалов в системе титрования. осаждения(аргентометрия) — реакции, протекающие с образованием малорастворимого соединения, при этом изменяются концентрации осаждаемых ионов в растворе. комплексообразования (комплексонометрия) — реакции, основанные на образовании прочных комплексных соединений ионов металлов (всех, кроме одновалентных) с комплексоном III (двунатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты), при этом изменяются концентрации ионов металлов в титруемом растворе. Титрование — процесс определения титра исследуемого вещества. Титрование производят с помощью бюретки, заполненной титрантом до нулевой отметки. Анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определенным веществом. К раствору, приготовленному из навески анализируемого вещества, постепенно приливают раствор точно известной концентрации до тех пор, пока они полностью не прореагируют. На основании точного измерения объема реактива вычисляют содержание определенного вещества. или Титрование — процесс определения титра исследуемого вещества. Титрование производят с помощью бюретки, заполненной титрантом до нулевой отметки. Титровать, начиная от других отметок, не рекомендуется, так как шкала бюретки может быть неравномерной. Заполнение бюреток рабочим раствором производят через воронку или с помощью специальных приспособлений, если бюретка полуавтоматическая. Конечную точку титрования (точку эквивалентности) определяют индикаторами или физико-химическими методами. Эквивалент вещества - реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалента катионы водорода в ионообменных реакциях или электрону в ОВР. Фактор эквивалентности fэкв (Х)– число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или 1 электрону в данной ОВР. fэкв (Х)=1/Z, Z – основность кислоты или кислотность основания; или число электронов, присоединяемых или теряемых частицей в дано ОВР Молярная масса эквивалента вещества Х– произведение фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х. М(1/Z Х) = 1/Z *М(Х) (г/моль) Химический эквивалент вещества Химический эквивалент вещества – условная единица, соответствующая либо числу протонов (Н+), либо числу групп ОН, либо числу электронов (реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-основных (ионообменных) химических реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях). Молярная концентрация эквивалента вещества. Молярная концентрация с –отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора. Молярная концентрация эквивалентов (нормальная концентрация)– это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. .  Закон эквивалентов. Закон эквивалентов: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково  Точка эквивалентности и способы её фиксирования. Точка эквивалентности (конечная точка титрования) в титриметрическом анализе момент титрования, когда число эквивалентов добавляемого титранта эквивалентно или равно числу эквивалентов определяемого вещества в образце. Фиксирование: 1. Индикаторы: а) в кислотно-основном титровании - фенолфталеин, метилоранж, лакмус б) в редоксиметрии - чаще всего крахмал (в илдометриии) в) в комплексонометрии - эриохром черный, в осадительном - бихромат калия 2. физические показатели: а) рН - с помощью рН-метра, б) электропроводность - при кондуктометрическом титровании, в) оптическая плотность - при фотоколориметрии Билет 43. Теоретические основы кислотно-основного титрования (метод нейтрализации). Рабочие растворы, индикаторы. Кривые титрования, выбор индикатора. Расчет молярной концентрации эквивалента и титра растворов кислот и щелочей в методе нейтрализации Теоретические основы кислотно-основного титрования (метод нейтрализации). Кислотно-основное титрование – титриметрические методы определения концентрации кислот или оснований, основанные на реакции нейтрализации. H3O+ + OH- = 2H2O Титрование раствором щелочи – алкалиметрия, раствором кислоты – ацидиметрия. При количественном определении кислот рабочим раствором являются NaOH и KOH. При количественном определении щелочи – H2SO4 и HCl. Если титровать раствор кислоты раствором щелочи, то происходит связывание ионов Н+ кислоты ионами ОН- и концентрация ионов Н+ постепенно уменьшается, рН раствора возрастает. При определении значения рН достигается точка эквивалентности и титрование должно быть закончено. При титровании раствором щелочи связываются ионы ОН, концентрация ионов Н+ увеличивается и рН раствора уменьшается. Рабочие растворы, индикаторы. Индикатор - это вещество, которое проявляет видимое изменение в точке эквивалентности или вблизи ее. Кислотно-основной индикатор сам является кислотой или основанием и при кислотно-основном титровании изменяет свою окраску в точке эквивалентности или вблизи ее. В реакции нейтрализации при достижении точки эквивалентности происходит изменение значения рН раствора. Поэтому для фиксирования точки эквивалентности используют вещества – индикаторы, окраска которых меняется в зависимости от изменения рН.
|