химия Вайс 2. В. Ф. ВойноЯсенецкого Министерства здравоохранения России Кафедра биохимии с курсами медицинской, фармацевтической и токсикологической химии Вайс Е. Ф., Салмина А. Б. Общая и неорганическая химия Учебное пособие
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
Раздел 5 Р- ЭЛЕМЕНТЫ 5.1. Элементы группы Ш а 5.1.1. Общая характеристика группы. Электронная дефицитность и ее влияние на свойства элементов и их соединений. Изменение устойчивости соединений со степенями окисления +3 и +1 в группе Ш а. 5.1.2. Бор. Общая характеристика. Простые вещества и их химическая активность. Бориды. Соединения с водородом (бораны), особенности стереохимии и природа связи (трехцентровые связи). Гидриды – добораты. Галиды бора, гидролиз и комплексообразование. Борный ангидрид и борная кислота, равновесие в водном растворе. Бораты- производные различных мономерных и полимерных борных кислот. Тетраборат натрия. Эфиры борной кислоты. Биологическая роль бора. Антисептические свойства борной кислоты и ее солей. 5.1.3. Алюминий. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность. Разновидности оксида алюминия. Применение в медицине. Амфотерность гидроксида. Алюминаты. Ион алюминия как комплексообразователь. Безводные соли алюминия и кристаллогидраты. Особенности строения. Галиды. Гидрид алюминия. Квасцы. Физико-химические основы применения алюминия в медицине и фармации. 5.2. Элементы IV группы 5.2.1.Общая характеристика группы. 5.2.2. Общая характеристика углерода. Аллотропы углерода. Типы гибридизации атома углерода и строение углеродсодержащих молекул. Углерод как основа всех органических молекул. Физические и химические свойства простых веществ. Активированный уголь как адсорбент. 5.2.3. Углерод в отрицательных степенях окисления. Карбиды активных металлов и соответствующие им углеводороды. 5.2.4. Углерод (П). оксид углерода (П), его КО и ОВ характеристика. Углерод (П) оксид как лиганд, химические основы его токсичности. Цианистоводородная кислота, простые и комплексные цианиды. Химические основы токсичности цианидов. 5.2.5. Соединения углерода (IV). Оксид углерода (IV), стереохимия и природа связи, равновесия в водном растворе. Угольная кислота, карбонаты и водородкарбонаты (гидрокарбонаты), гидролиз и термохимическое разложение. 5.2.6. Соединения углерода с галогенами и серой. Углерод (VI) хлорид (четыреххлористый углерод), углерод (IV) оксиддихлорид (фосген), фреоны, сероуглерод и тиокарбонаты. Цианаты и тиоцианаты. Физические и химические свойства, применение. 5.2.7. Биологическая роль углерода. Химические основы использования неорганических соединений углерода в медицине и фармации. 5.2.8. Кремний. Общая характеристика. Основное отличие от углерода: отсутствие пи-связи в соединениях. Силициды. Соединения с водородом (силаны), окисление и гидролиз. Тетрафторид и тетрахлорид кремния, гидролиз. Гексафторосиликаты. Кислородные соединения. Оксид кремния (IV). Силикагель. Кремневая кислота. Силикаты. Растворимость и гидролиз. Природные силикаты и алюмосиликаты, цеолиты. Кремнийорганические соединения. Силиконы и силоксаны. Использование в медицине соединений кремния. 5.2.9. Элементы подгруппы германия. Общая характеристика. Устойчивость водородных соединений. Соединения с галогенами, поведение в водных растворах. Оловохлористоводородная кислота. Оксиды. Оксид свинца (IV) как сильный окислитель. Амфотерность гидроксидов. Растворимые и нерастворимые соли олова и свинца. ОВ реакции в растворах. Химизм токсического действия соединений свинца. Применение в медицине свинецсодержащих препаратов (свинца П ацетат, свинца П оксид). Химические основы использования соединений олова и свинца в анализе фармацевтических препаратов. 5.3. Элементы группы V а 5.3.1. Общая характеристика группы. Азот, фосфор, мышьяк, их биологическая роль.5.3.2. Азот. Общая характеристика. Многообразие соединений с различными степенями окисления азота. Причина малой химической активности диазота. 5.3.3. Соединения с отрицательными степенями окисления (СО). Нитриды. Аммиак, КО и ОВ характеристика, реакции замещения. Амиды. Аммиакаты. Ион аммония и его соли, кислотные свойства, термическое разложение. Гидразин и гидрооксиламин. КО и ОВ характеристика. Азотистоводородная кислота и азиды. 5.3.4. Соединения азота с положительными степенями окисления. Оксиды. Способы получения. КО и ОВ свойства. Азотистая кислота и нитриты. КО и ОВ свойства. Азотная кислота и нитраты. КО и ОВ свойства. «Царская водка». 5.3.5. Фосфор. Общая характеристика. Аллотропы фосфора, их химическая активность. 5.3.6. Фосфиды. Фосфин. Сравнение с соответствующими соединениями азота. 5.3.7. Соединения фосфора с положительными степенями окисления. Галиды, их гидролиз. Оксиды, стереохимия и природа связи, взаимодействие с водой и спиртами. Фосфорноватистая (гипофосфористая) и фосфористая кислоты, строение молекул, КО и ОВ свойства. Дифосфорная (пирофосфорная) кислота. Изополи и гетерополифосфорные кислоты. Метафосфорные кислоты, сравнение с азотной кислотой. Производные фосфорной кислоты, их биологическая роль. 5.3.8. Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика. 5.3.9. Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута в сравнении с аммиаком и фосфином. Определение мышьяка по методу Марша. 5.3.10. Соединения мышьяка, сурьмы и висмута с положительными степенями окисления. Оксиды и гидроксиды Э (Ш) и Э (V), их КО и ОВ характеристики. Арсениты и арсенаты, их КО и ОВ свойства. Соли сурьмы и висмута, их гидролиз. Сурьмяная кислота и ее соли. Висмутаты. Неустойчивость соединений висмута (V). 5.3.11.Понятие о химических основах, применения в медицине и в фармации аммиака, оксида азота (1) (закиси азота), нитрита и нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, сурьмы и висмута. Химические основы использования соединений р-элементов Vа группы в фармацевтическом анализе. 5.4. Элементы Viа группы
Ш. Теоретическая часть 3.1. Периодический закон. Строение атома. В 1896 г Д.И. Менделеев открыл периодический закон: свойства элементов, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомного веса (в современной формулировке) от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д.И.Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. Наиболее общепризнанными являются короткая и длинная системы. Физический смысл периодического закона. Структура периодической системы (ПС) ПС элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Период – горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядковых номеров, в котором имеет место закономерное изменение свойств элементов от типично металлических к типично неметаллическим. Периоды начинаются с S-элемента, и заканчивается Р-элементом. Малые периоды содержат 2-8 элементов, большие 18-32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Группа – вертикальный ряд элементов, имеющих одинаковое число валентных электронов. В системе имеется восемь групп. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы. Подгруппа – вертикальный ряд элементов, имеющих аналогичную структуру внешнего электронного слоя. В группах (главных подгруппах) число уровней увеличивается, но заряд ядра также растет. Первый фактор ведет к увеличению радиуса атома, а второй- к его уменьшению. В целом радиус увеличивается, хотя меняется меньше, чем в периоде. Поэтому в группах металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабевают сверху вниз. Металлические свойства – способность отдавать электроны. Неметаллические свойства – способность принимать электроны. Номер группы соответствует максимальному числу электронов на внешнем уровне и максимальной степени окисления элементов данной группы. Все элементы в зависимости от заполнения соответствующего подуровня делятся на: S-, P-, d-, f- семейства. S-элементы, это элементы 1,П группы, главной подгруппы (Li, Na, K, Be, Mg, Ca и др.). К Р- элементам относятся элементы Ш-VIII групп, главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп валентными являются не только внешние S- электроны, но и внутренние d- электроны, что отличает их от элементов главным подгрупп. Хлор (неметалл) 3S23P5. Марганец (металл) 3d54S2. Периодические свойства элементов Так как электронное строение элементов изменятся периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные свойства и другие свойства. Энергия ионизации (I)- энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо электровольтах (эВ). Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента и возрастает по периоду (слева направо). Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода. В одной и той же группе энергия ионизации несколько уменьшается с увеличением порядкового номера элемента, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния, внешних подоболочек от ядра. Энергия сродства к электрону (Еср.)- энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому – уменьшается в группах и увеличивается в периодах. Его количество выражается в кДж/моль или эВ и зависит от положения элемента в ПС. Наибольшее сродство к электрону имеют неметаллы: галогены, кислород, сера; наименьшие металлы. Электроотрицательность (Х=I+Eср) - способность атома в молекуле притягивать к себе электроны – уменьшается в группах сверху вниз и увеличивается в периодах слева направо. По Полингу: Э.О.= I + E / 2 Это – абсолютная электроотрицательность. Чаще пользуются относительной э.о., принимая э.о. лития за 1. Самый электроотрицательный элемент фтор: э.о.= 4. Наименьшая э.о. у металлов, наибольшая э.о. у неметаллов (фтор, кислород, азот, сера и т.д) Чем выше э.о., тем больше способность атома притягивать электроны ( или электронные пары). Величина электроотрицательности обусловливает характер химической связи атомов в молекулах. Существуют таблицы относительных э.о. элементов. Так, если разность э.о. = 1,9, то связь ионная; если разность э.о. = 0, связь чисто ковалентная (неполярная); в промежуточных случаях – связь между атомами ковалентная полярная. Наименьшие значения ЭО имеют S-элементы 1 подгруппы, наибольшие – Р элементы VII и VI групп Атомные радиусы. Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности (орбитальный радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов). Наблюдается периодичность изменения атомных радиусов, особенно у S и Р элементов. У d- и f- элементов кривая изменения радиусов атомов по периоду имеет более плавный характер. В одной группе с увеличением номера периода атомные радиусы, как правило, возрастают в связи с увеличением числа электронных оболочек. Строение атома В ходе любой химической реакции происходит перестройка электронных оболочек реагирующих частиц: одни химические связи разрываются, другие образуются и чтобы разобраться в механизмах химических реакций и в многообразии биохимических процессов надо знать строение атома. В соответствии с классическими представлениями атом состоит из положительно заряженного ядра, находящегося в центре, и электронов – отрицательно заряженных частиц, располагающихся по периферии. Для протонов и нейтронов составляющих ядро и электронов характерен корпускулярно-волновой дуализм, выражающийся в том, что микрочастицы материи обладают свойствами, как частицы так и волны. В рамках квантово – механических представлений для описания энергетического состояния электрона в атоме пользуются термином « орбитали» и системой четырех квантовых чисел. Орбиталь – область пространства внутри атома, в которой сосредоточена большая часть заряда электрона. Таким образом, орбиталь, рассматривается, как совокупность вероятных (примерно 95% ) от возможных положений электрона. Первое (главное) квантовое число (n) характеризует удаленность электрона от ядра, т.е. размер орбитали. Чем дальше находится электрон от ядра, тем большим запасом энергии он обладает. Главное квантовое число, которое может принимать значение целых положительных чисел, характеризует энергетический уровень орбитали. Максимально возможное значение (n) для электронов невозбужденного атома данного элемента соответствует номеру периода, в котором находится этот элемент. Например: для водорода n=1, для серы n=3, для свинца n=6. Чем больше число (n), тем большее число электронов может находиться на данном энергетическом уровне. Емкость энергетического уровня вычисляется по формуле 2n2.Таким образом, на первом энергетическом уровне могут находиться максимально 2·12=2 электрона, на втором 2·22=8 электронов, на третьем 2·32=18, на четвертом 2·42=32 электрона. При значениях n>1 наблюдается расщепление энергетического уровня на подуровни. Это значит, что электроны, находящиеся на одном энергетическом уровне, несколько отличаются, друг от друга по запасу энергии и формами орбиталей. Второе (орбитальное) квантовое число l вводится для дифференциации электронов по подуровням: оно может принимать значения целых чисел в диапазоне 0 Число орбиталей, находящихся на данном энергетическом уровне рассчитывают по формуле 2l+1. При n=1, l=0 - одна Орбиталь (S). При n=2, l=1 – три Орбитали (P) – Px, Py, Pz. При n=3, l=2 – пять орбиталей (d). При n=4, l=3 – семь орбиталей (f). Электроны орбиталей одного подуровня имеют одинаковую энергию. Согласно квантово – механическим представлениям S-электроны имеют сферическую орбиталь, а Р- электроны гантелеобразную. Форма орбиталей d- и f- электронов более сложная. Третье (магнитное) квантовое число (m) характеризует взаимную пространственную ориентацию орбиталей в магнитном поле, возникающем в результате движения электронов по замкнутым орбиталям. Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел, включая (0), в диапазоне m= -l + l, -l |