P-elemendid rühmast III A P-elementideni III-A. P-elemendid P-elemendid on

Saada oma hea töö teadmistebaasi on lihtne. Kasutage allolevat vormi

Õpilased, kraadiõppurid, noored teadlased, kes kasutavad teadmistebaasi õpingutes ja töös, on teile väga tänulikud.

Postitatud saidile http://www.allbest.ru/

1. III rühma p-elementide üldised omadused

Nende ns 1 np 2 elementide põhiseisundi elektroonilist konfiguratsiooni iseloomustab ühe paarimata elektroni olemasolu. Ergastatud olekus sisaldavad need kolme paarimata elektroni, mis sp2 -hübridisatsioonis osalevad kolme kovalentse sideme moodustamises. Sel juhul on IIIIA rühma elementide aatomitel üks tühi orbitaal ja valentselektronite arv jääb energia poolest kättesaadavate orbitaalide arvust väiksemaks. Seetõttu on paljud IIIIA rühma elementide kovalentsed ühendid Lewise happed - elektronpaari vastuvõtjad, mille omandamisel nad mitte ainult ei suurenda koordineerimisnumbrit neljani, vaid muudavad ka oma keskkonna geomeetriat - üks tasanditest muutub tetraeedriliseks (sp 2 -hübridisatsiooni olek).

Boor erineb omaduste poolest teistest selle alarühma elementidest. Boor on ainus mittemetall, keemiliselt inertne ja moodustab kovalentseid sidemeid B? F, B? N, B? C jne, mille paljusus suureneb sageli pp? Pp - sidumise tõttu. Boori keemia on räni keemia lähedane, see näitab diagonaalset sarnasust. Alumiiniumi aatomite jaoks ilmuvad vabad d-orbitaalid, aatomi raadius suureneb ja seetõttu suureneb koordineerimisnumber kuuele. Gallium, indium, tallium asuvad vahetult d-ploki metallide taga; d-kesta täitmisega kaasneb aatomite järjestikune kokkusurumine. D-kokkusurumise tulemusena on alumiiniumi ja galliumi ioonraadiused lähedased ning galliumi aatomraadius on veelgi väiksem. Al -lt Ga -le minnes osutub efektiivse tuumalaengu tõus märkimisväärsemaks kui aatomiraadiuse muutus; seetõttu suureneb ionisatsioonienergia. Ionisatsioonienergiate suurenemine Ip -lt Tl -le liikumisel on d ja f kokkusurumise tulemus, mis viib valentselektronite ja aatomituuma interaktsiooni suurenemiseni. Talliumi 6s 2 elektroni sidumisenergia suurenemine tuumaga raskendab neil sidemete moodustamises osalemist ja viib nende ühendite stabiilsuse vähenemiseni kõrgeimas oksüdatsiooniastmes. Seega on talli puhul stabiilsed plii, vismuti ja polooniumühendid, mille oksüdatsiooniaste on +1, +2, +3, +.

III rühma p -elementide hulka kuuluvad tüüpilised elemendid - boor ja alumiinium ning galliumi alarühma elemendid - gallium, indium, tallium. Kõik need elemendid, välja arvatud boor, on metallid. Kõik elemendid on haruldased, välja arvatud alumiinium, mis moodustab 8,8% maakoore massist. Välisel elektroonilisel tasemel on neil kolm elektroni, ns 2 np 1 ja ergastatud olekus ns 1 np 2 elektroni. Boori alarühma elementide kõrgeim oksüdatsiooniaste on +3. Tulenevalt asjaolust, et Ga, In, T1 aatomite eelviimane tase sisaldab 18 elektroni, rikutakse A1 -lt Ga -le minnes mõnede omaduste regulaarseid erinevusi. Tabelis on toodud mõned IIIA alarühma elementide füüsikalised konstandid. 7.

2. IIIIA rühma elemendid (boori alarühm)

2.1 Boor

Loodusvarad ... Boor ei esine vabas olekus, vaid ainult seotud olekus. Peamised mineraalid on boraadid: Na 2 B 4 0 7 10H 2 O - booraks, H 3 VO 3 - boorhape, boornitriid BN.

Vastuvõtmine. Kaubanduslikku (amorfset) boori saadakse selle oksiidi magneesiumi termilise redutseerimise teel:

3Mg + B203 3MgO + 2B; H<0.

MgO eemaldatakse HCl -is lahustades. Kristalliline boor saadakse halogeniidide redutseerimisel vesinikuga:

2ВВ 3 + ЗН 2 6HBr + 2B.

Omadused. Boor on tuntud amorfsetes (pruunides) ja kristalsetes (mustades) vormides. Boori kristallvõre on väga tugev (ikosaeedrid), see avaldub suure kõvadusega, madala entroopiaga S 0 (s) = 7 e.u. ja kõrge sulamistemperatuuriga. Boor on pooljuht, mille ribalaius on 1,42 eV.

Boor on elementide perioodilisustabeli esimene p -element. Välise elektronkesta struktuur 2s 2 2p l. Ergastus muudab aatomi sp 2 - hübriidsesse valentsisseisundisse, milles orbitaalid asuvad alla 120 0 (BF3, BC1s). Vaba p-orbitaali olemasolu ja aatomi väiksuse tõttu on boor üksildaste elektronpaaride üks tugevamaid vastuvõtjaid, moodustades seda tüüpi keerulisi ioone:

BF 3 (g) + HF = H (p),

BF3 (g) + F - (p) = -1 (p).

Kompleksioonil [BF 4] -1 on tetraeedriline struktuur, mis on tüüpiline ka teistele booriühenditele.

III A alarühma elementide omadused

Doonori-aktseptori interaktsioon on seotud suure hulga anorgaaniliste boori sisaldavate polümeeride olemasoluga. Vastavalt elektronegatiivsuse väärtusele on boor peaaegu elektronegatiivsuse skaala keskel, seega võib see olla nii oksüdeeriv aine ühendites, mille oksüdatsiooniaste on +3 (BF 3, B 2 O 3), kui ka redutseerija ühendid oksüdatsiooniastmega -3 (Mg 3 B 2, B 3 H 6). Boorisidemed on kovalentsed. Boori puhul on tüüpilised need ühendid, milles see on osa kompleksanioonist (B 4 O 7 2-, BF 4 -).

Booril on diagonaalne analoogia räniga. Boori ja räni puhul on kõige tüüpilisemad need derivaadid, milles need elemendid on positiivselt polariseeritud. Mõlema elemendi puhul on nende madalamad hüdriidid ebastabiilsed ja gaasilised. Boori ja räni hapnikuühendite keemial on palju ühist: oksiidide ja hüdroksiidide happelisus, oksiidide klaasist moodustumine, võime moodustada arvukalt polümeeristruktuure jne. Normaaltingimustes on boor keemiliselt inertne. Vesi ei mõjuta boori; kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhapped oksüdeerivad selle boorhappeks:

2В + ЗН 2 S0 4 = 2Н 3 ВО 3 + 3SO 2,

B + 3HNO 3 = H 3 BO 3 + 3N0 2.

Keev vesinikkloriid- ja vesinikfluoriidhape ei mõjuta seda. Amorfne boor lahustub kontsentreeritud leeliselistes lahustes, moodustades metaboraate:

2B + 2KON + 2H 2 O 2KVO 2 + ZN 2.

Kõikidel juhtudel on kristalne boor keemiliselt vähem aktiivne kui amorfne. Boor toimib sageli keemilistes reaktsioonides redutseerijana.

Boori vesinikuühendid. Boor ei reageeri vesinikuga; boorhüdriide või boraane saadakse kunstlikult. Need on gaasid või lenduvad vedelikud, millel on ebameeldiv lõhn mürgine! Neid saab jagada kahte rühma: B n H n +4 (B 2 H 6) ja B n H n +6 (B 4 H 10). Boraan BN3 eksisteerib vaheproduktina keemilistes reaktsioonides, mille osakesed suhtlevad üksteisega, moodustades dimeeri (diboraani):

2BH3 (g) = B2H6 (g), G0 = -126 kJ

Diboranid saavad:

1) ZNa [BH4] + 4BF3 gaasifaas 2B 2H6 + ZNa [BF 4];

2) 2BCaH + 6H2 (g) gaasifaas B2H6 + 6HC1;

Need reaktsioonid toimuvad gaasifaasis või mittevesikeskkonnas.

Diboran on energiline redutseerija; õhus süttiv:

B2H6 + 3O2 3H20 + B203;

interakteerub tugevalt veega, eraldades vesinikku:

B2Hb + 6H 2 0 2B (OH) 3 + 6H2.

Eetrisöötmes reageerib C2Hb liitiumhüdriidiga, moodustades liitiumtetrahüdroboraadi:

В 2 Н 6 + 2LiН 2Li.

Hapnikuga moodustab boor oksiidi В 2 О 3 - valge hügroskoopne pulber või rabe klaasjas mass. B 2 O 3 lisab hapete moodustamiseks jõuliselt vett:

B 2 O 3 + H 2 = 2HBO 2 (metaanhape),

HBO 2 + H 2 = H 3 BO 3 (ortoorhape).

Ortoorhape (või lihtsalt boorhape) on valge kristalne aine, mis koorub kergesti väga õhukesteks pärlmutteriteks. Lamedates paralleelsetes kihtides asuvad H 3 VO 3 molekulid on ühendatud vesiniksidemetega ja kihtide vaheline side viiakse läbi nõrkade van der Waalsi jõududega. Boorhape lahustub kergesti vees, samuti mõnedes orgaaniliste lahustite lahustes. Vesilahustes avaldub see ühealuselise happe kujul, kuna moodustub hüdroksokompleks:

B (OH) 3 + H20 = H [B (OH) 4].

Vesiniktetrahüdroksoboraat on nõrk hape, mille tugevus sarnaneb süsihappega. Ortoorhape H 3 VO 3 temperatuuril 100 ° C koos veemolekuli elimineerimisega läheb metaanhappeks HBO 2. Nii ortoboraadid kui ka aktiivsed metalli metaboliidid läbivad hüdrolüüsi:

Na 2 B 4 0 7 + 3H 2 O 2NaB0 2 + 2H 3 BO 3.

Tetraboraathape Н 2 B 4 О 7 vabas olekus ei ole teada, selle soolad tetraboraadid on looduses; naatriumtetraboraat moodustub H 3 BO 3 neutraliseerimisel leeliste vesilahustega:

4H 3 VO 3 + 2NaOH = Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O.

Boori oksüdatsiooniaste +3 avaldub ühendites, milles on rohkem elektronegatiivseid elemente (nitriidid, halogeniidid).

Halogeniidide happeline olemus avaldub nende hüdrolüüsi ajal:

BC1 3 + ZN 2 O = H 3 VO 3 + ZNS1.

Lämmastikuga moodustab boor ühendi BN - boornitriidi. Süntees viiakse läbi temperatuuril üle 1200 ° C vastavalt reaktsioonile:

B 2 O 3 + 2NH 3 = 2BN + 3H 2 O.

Sel viisil saadud boornitriid on valge talkitaoline pulber; seda nimetatakse sageli "valgeks grafiidiks". Selle kristallstruktuur sarnaneb grafiidiga. Boori- ja lämmastikuaatomid on ühendatud sp 2 - hübriidsidemetega. Kihtide tasapinnal viiakse boori aatomi tühja p-orbitaali ja lämmastikuaatomi üksiku elektronpaari tõttu läbi täiendav sidumine. Eraldi kihid on ühendatud van der Waalsi jõududega. "Valge grafiit" on väga tulekindel, keemiliselt inertne ja helbed nagu grafiit.

Teisel boornitriidi modifikatsioonil on kuubiline teemanditaoline struktuur. Selles on boori ja lämmastiku aatomid sp 3 - hübriidses olekus. Kui CN = 4, moodustuvad vahetusmehhanismi kaudu kolm sidet ja üks doonor-aktsepteerija mehhanism, kusjuures booriaatom on elektronpaari aktsepteerija ja lämmastikuaatom on doonor. Seda BN modifikatsiooni nimetatakse borazoniks või elboriks. Kõrgel temperatuuril saab elbori saada "valgest grafiidist", nagu teemanti mustast grafiidist:

BN (kuuskant) BN (kuup).

Süsinikuga kuumutamisel moodustab boor karbiid B 4 C:

7C + 2B 2 O 3 6CO + B 4 C.

Boorkarbiid on kõvaduse poolest teisel kohal teemandi ja borasooni järel.

Kuumutamisel suhtleb boor paljude metallidega, moodustades erineva koostisega boriide, näiteks: Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2. Need on kristallilised ained. Kõiki d-elementide boriide iseloomustab kõrge kõvadus, tulekindlad ja keemiliselt inertsed. S -elementide boriidid, näiteks MgB 2, on reaktiivsed.

Rakendus. Boori kasutatakse sulamite lisandina, suurendades nende kuumakindlust ja kulumiskindlust. Kuna boori tuumal on suur neutronite kogumise ristlõige, kasutatakse boori kaitsmiseks neutronite eest ja tuumareaktorite juhtimisseadmetes.

Boraate leidub paljudes detergentides. В 2 О 3 on paljude emailide, glasuuride ja eritüüpi klaaside vajalik osa. Mikroelektroonikas kasutatakse boori pooljuhina ja seda kasutatakse pooljuhtmaterjalide dopinguks. Valge grafiit on isolaator ja tahke kõrge temperatuuriga määrdeaine. Borazonit kasutatakse puurimisel ja metallitöötlemisel ülikõva materjalina. Boriide kasutatakse väga tulekindlate osade tootmiseks.

Boorhapet kasutatakse meditsiinis. Kõvajoodisega jootmiseks kasutatakse naatriumtetraboraati Na 2 B 4 0 7 (booraks), sest selle soola sulamisel lahustuvad metalloksiidid hästi, moodustades metaboraate:

Na 2 B 4 O 7 + CuO2NaBO2 Cu (BO2) 2.

2.2 Alumiinium

Perioodilise süsteemi III rühma teine ​​tüüpiline element. Alumiinium on esimene ja kergem p-metall. Booriga võrreldes on alumiiniumil suurem aatomiraadius ja väiksem ionisatsioonipotentsiaal; järelikult suurenevad selle metallilised omadused. Erinevalt mittemetallist boorist on alumiinium amfoteeriline element. Alumiinium ja selle hüdroksiid lahustuvad hapetes ja leelistes. Alumiiniumi keemia jaoks on selle kõrge afiinsus hapniku suhtes äärmiselt oluline; Tabelis 8 on näidatud alumiiniumoksiidide ja selle analoogide moodustumise entalpia ja Gibbsi energia väärtused.

IIIА rühma oksiidide termodünaamilised parameetrid

Nii alumiiniumi moodustumise entalpia kui ka Gibbsi energia erinevad järsult galliumist ja selle analoogidest, mis viitab selle kõrgele stabiilsusele. Lõpuks on horisontaalne analoogia räniga alumiiniumi kohta. See avaldub selgelt alumiinisilikaatides, mis on maapõue kõige levinumad keemilised ühendid.

Loodusvarad ... Alumiinium on üks rikkalikumaid elemente maa peal, hapniku ja räni järel kolmas. Alumiinium on osa 250 mineraalist, peamiselt alumiinisilikaatidest, millest moodustub maapõue; nende hävitamise produkt on savi A1 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O (kaoliniit). Savi sisaldab tavaliselt rauaühendite lisandit, mis annab sellele pruuni värvi. Mõnikord leitakse valget savi, ilma raua lisanditeta. Tehniline nimetus A1 2 O 3 on alumiiniumoksiid. Alumiiniumi ekstraheerimiseks kasutatakse mineraale: boksiit A1 2 O 3 H 2 O, samuti nefeliin Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2, krüoliit Na 3. Seal on puhas A1 2 O 3 - korund. Sõltuvalt lisandite sisaldusest on korundil erinevad värvid ja nimed. Vääriskivid rubiin ja safiir on korundkristallid, mis on värvitud kroomoksiidi (rubiin) ning titaani ja raudoksiidide (safiir) lisandiga.

Alumiinium saadakse alumiiniumi ja krüoliidi sulanud segu elektrolüüsil. Sulata A? 2 O 3 krüoliit Na 3-s elektrolüüsitakse temperatuuril 950 ° C ja pingel 6-7 V. Protsessid:

Al203 = 2A? 3+ + 3O 2 - (dissotsieerumine ioonideks);

katoodil: A? 3+ + 3e = A?

anoodil: 2O 2 - - 4e = O 2.

Ülipuhast alumiiniumi, mida on vaja näiteks elektroonikatehnikas, saadakse spetsiaalsete meetoditega: vaakumdestilleerimine või tsoonisulamine.

Alumiiniumi füüsikalised ja keemilised omadused . Alumiinium on hõbedane valge metall. Väga pehme, kergesti venitatav fooliumiks. Kristalliseerub fcc struktuuris. Elektrijuhtivuse poolest on see hõbeda, kulla ja vase järel neljandal kohal. Õhus on see kaetud kõige õhema kilega (10 -5 mm) Al 2 O 3, mida iseloomustab kõrge tugevus. Kaitsekile kaitseb metalli usaldusväärselt edasise oksüdeerumise eest. Peaaegu kõik alumiiniumi osalusel toimuvad reaktsioonid toimuvad varjatud (varjatud) perioodiga, mis on vajalik oksiidkile hävitamiseks või reaktiivi difusiooniks selle kaudu.

Alumiinium suhtleb kõrgel temperatuuril pniktogeenide ja kalkogeenidega. Alumiinium ei reageeri otseselt halogeenidega, välja arvatud jood. Kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhapped passiveerivad seda, nii et see neis ei lahustu. Alumiinium lahustub vesinikkloriidhappe ja leelise lahustes:

2A? + 6NS? = 2А? С1 3 + ЗН 2,

2A? + 2NaOH + 6H 2 = 2Na + 3H 2 ..

Alumiinium, millel puudub kaitsekile, suhtleb jõuliselt veega:

2A? + 6H 2 = 2A? (OH) 3 + 3H2.

Alumiiniumiühendite keemilises sidemes on suurem ioonilisuse osa kui booriühendites. Niisiis, BF 3 on gaas, A? F 3 on kõrge sulamistemperatuuriga tahke ühend, seda võib nimetada soolaks; halogeniididel A3C13, Apbr3, A133 on omadused, mis on mittemetallide halogeniidide ja soolade omaduste vahepealsed.

Ion A? 3+, millel on väike raadius ja suur laeng, kaldub keerduma ning alumiiniumis on see suurem kui magneesium ja vähem kui boor. Alumiinium moodustab tugevaid komplekse H20, OH-, F-; nagu kõik s- ja p -elemendid, ei anna ammoniaagi ja selle derivaatidega tugevaid komplekse. Keerustumise ajal võivad alumiiniumi aatomi vabad d -orbitaalid kaasa aidata keemilisele sidemele. See seletab võimalust moodustada komplekse CC = 6 -ga, näiteks [A? (H 2 O) 6] 3+ (sp 3 d 2 - hübridisatsioon).

Ühendused. Alumiinium ei reageeri vesinikuga. Alumiiniumhüdriid saadakse kaudselt, toimides A1C1 3 koos liitiumhüdriidiga eeterlikus lahuses:

A? C? 3 + 3LiH A3H3 + 3LiCa.

Alumiiniumhüdriid АlН 3 - valge pulber; see on polümeerne ühend (A1H 3) n. Kui eelmine reaktsioon viiakse läbi LiH liiaga, saame liitiumtetrahüdroaluminaadi:

A? C? 3 + 4LiHLi + 3HC?.

Li on tugev redutseerija, reageerib ägedalt veega, tekitades vesinikku:

Li + 4H 2 OLiOH + A? (OH) 3 + 4H2.

Kuumutamisel suhtleb alumiinium jõuliselt hapnikuga:

4A? (g) + 3O2 (g) = 2A? 203 (k); G ° = -3164 kJ.

Alumiiniumoksiid Al 2 O 3 on väga kõva, tulekindel, keemiliselt vastupidav ühend (T pl = 2072 o C, T palli = Z500 o C), see hävib ainult pikaajalise kuumutamise korral hapete või leelistega:

A? 2 O 3 + 6HC? = 2A? C? 3 + ЗН 2 O,

A? 2 O 3 + 2NaOH = 2NaA1O 2 + H 2 O.

Leeliselistes lahustes moodustuvad hüdroksoaluminaadid:

A? 2 O 3 + 2NaOH + 7H 2 O = 2Na.

Alumiiniumhüdroksiid A? (OH) 3 amfoteerset ühendit, see vastab kahte tüüpi sooladele: alumiinium (III) soolad, näiteks A? 2 (SO 4) 3, A? C? 3 ja aluminaadid on alumiiniumhapete soolad. Vesilahustes esinevad aluminaadid hüdroksokomplekside kujul, näiteks K [A? (OH) 4], sulatatuna metaalumiiniumhappe soolade kujul, mida vabas olekus ei eksisteeri, näiteks KA? O 2. Tasakaaluskeemi A1 (OH) 3 küllastunud vesilahuses võib esitada järgmiselt:

A? 3+ + 3OH? A? (OH) 3H H + + -

lahus sade lahus

Happe (H +) lisamine viib tasakaalu nihkumiseni Al 3+ katiooni (katioonset tüüpi alumiiniumisoolad) moodustumise suunas:

A? (OH) 3 + ЗН + = A? 3+ + 3H 2 O.

Leeliste lisamine (OH -) - anioonide (anioonsed alumiiniumisoolad) moodustumise suunas:

A? (OH) 3 + OH - = -.

Vesilahustes olevad alumiiniumsoolad on tugevalt hüdrolüüsitud. Söötme reaktsioon sõltub lahustunud soola tüübist:

A? 3+ + H 2OA? OH 2+ + H + pH< 7.

Sool huh? 3+ ja nõrgad happed hüdrolüüsuvad täielikult, moodustades alumiiniumhüdroksiidi või alumiiniumhüdroksosaltide sademeid:

A? (CH 3 COO) 3 + 2H 2OA? OH (CH 3 COO) 2 ++ A? (OH) 2CH3COO + CH3COOH.

Tugeva hüdrolüüsi tõttu ei saa vesilahustest eraldada paljusid alumiiniumsooli (näiteks sulfiid, karbonaat, tsüaniid jne):

A? 2S3 + 6H20 = 2Aa (OH) 3v + 3H2S ^

Alumiiniumi ja hapnikku sisaldavate hapete soolad on vees lahustuvad. Erandiks on alumiiniumfosfaat A? PO. Halvasti lahustuva fosfaadi moodustumine mängib olulist rolli organismide elus. Fosfori imendumine organismis väheneb A? Juuresolekul. 3+ halvasti lahustuva alumiiniumfosfaadi moodustumise tõttu soolestikus. Seda asjaolu tuleb arvestada alumiiniumipreparaatide väljakirjutamisel, näiteks mao suurenenud happesuse vastaste ainete A? (OH) 3 määramisel.

Maos moodustab alumiiniumhüdroksiid geeli, mis neutraliseerib maomahla hüdrooniumioone:

A? (OH) 3 + 3H 3O + = A? 3+ + 6H 2O

Sooles lahusesse sattunud alumiiniumioonid muutuvad halvasti lahustuvaks - alumiiniumfosfaat:

A? 3+ (p) + PO 4 3- (p) = A? PO 4 (t)

Bioligandidega (hüdroksühapped, polüfenoolid, süsivesikud, lipiidid) elusorganismides moodustab alumiinium kelaatühendeid. Reeglina moodustab see hapniku aatomite kaudu sidemeid orgaaniliste ligandidega.

Hambaravipraktikas kasutatakse laialdaselt alumiiniumiühendeid, näiteks valget savi (kaoliini) A? 2 О 3 SiO 2 2H 2 O. Kaoliin on tsementide osa, mida kasutatakse ajutise täitematerjalina, samuti kroonide tembeldamiseks.

Metallisulfaatide oksüdeerimisolekus +1 moodustab alumiiniumsulfaat topeltsooli tüüpi Ме 2 SO 4 А? 2 (SO 4) 3 12H 2 O. Neid ühendeid nimetatakse alumiiniumaluniks. Tahkes olekus olev alumiinium on stabiilne ja lahustes lahustub see koostisosadeks. Alumiin lahustub vees hästi ja kristalliseerub lahustest, moodustades suured oktaedrilised kristallid.

Alumiiniumhüdroksiid saadakse amorfsete sademete kujul. Kristallilist A? (OH) 3 on võimalik saada, lastes CO 2 läbi leeliseliste naatriumaluminaadi lahuste:

2 Na + 2CO2 = 2Aa (OH) 3 v + 2naHCo 3 + 4H 2O

Rakendus. Alumiinium on tootmise ja tehnoloogia kasutamisel teise (pärast rauda) metalli. Kasutatakse nii puhast alumiiniumi kui ka selle sulamit. Sulam - duralumiinium, mis sisaldab 4% (massiprotsenti) Cu, 1,5% Mg, 0,5% Mn - lennukite ehituse peamine konstruktsioonimaterjal. Juhtmete valmistamiseks kasutatakse suures koguses alumiiniumi. Esimene kunstlik Maa satelliit valmistati alumiiniumisulamitest. Tänu suurele afiinsusele alumiiniumi hapniku suhtes on võimalik alumiinotermia protsess - metallide vabanemine nende oksiididest alumiiniumi toimel. Alumotermiat kasutatakse paljude metallide (Mn, Cr, V, W jne) laboratoorseks tootmiseks, mõnel juhul tööstuses (Sr, Ba jne)

Tulekindel ja keemiliselt vastupidav keraamika on valmistatud alumiiniumoksiidist. Puhta A monokristalle kasvatatakse suurtes kogustes. 2 О 3 lisandite lisanditega (kunstlikud rubiinid ja safiirid). Neid kasutatakse täppismehhanismide jaoks laserite ja laagrite valmistamiseks.

Alumiiniumühendid on osa paljudest silikaaditööstuse toodetest (tsement, portselan, keraamika). Alumiini kasutatakse naha- ja tekstiilitööstuses. Vee puhastamiseks kasutatakse alumiiniumsulfaati. Vee puhastamise esimene etapp põhineb reaktsioonil:

A? 2 (SO 4) 3 + ЗСа (НСО 3) 2 ЗСаSO 4 + 2А? (OH) 3 + 6CO2.

Saadud alumiiniumhüdroksiidi helbed tõmbavad setetesse mitmesuguseid lisandeid. Orgaanilistes sünteesides kasutatakse alumiiniumkloriidi ja liitiumhüdroaluminaati.

Alumiiniumsoolade kristallhüdraatidest kasutatakse meditsiinipraktikas kaaliumalunat KA? (SO 4) 2 12H 2 O ja põlenud maarja KA? (SO 4) 2, mis saadakse kaaliumimaarja kuumutamisel temperatuuril, mis ei ületa 433 K .

Põletatud maarja kasutatakse pulbrina kokkutõmbava ja kuivatava ainena. Kuivatamisefekt on tingitud asjaolust, et põletatud maarum imab aeglaselt vett:

CA? (SO 4) 2 + xH 2 = KAa (SO 4) 2 xH 2O

Alumiiniumsoolade farmakoloogiline toime põhineb asjaolul, et A? 3+ moodustavad komplekse valkudega (Pr -valgud), mis sadestuvad geelide kujul:

A? 3+ + Pr> A? Pr

See viib mikroobirakkude hukkumiseni ja vähendab põletikulist reaktsiooni.

Alumit kasutatakse loputamiseks, pesemiseks ja losjoonideks limaskestade ja naha põletikuliste haiguste korral. Lisaks kasutatakse seda ravimit hemostaatilise vahendina lõikude jaoks (hüübiv toime).

2.3 Galliumi alarühm

Hoolimata asjaolust, et galliumi alarühma elemendid on tüüpilised analoogid, on selle üksikute esindajate omadustes eripära. Gallium järgneb kohe esimesele kümnele ülemineku 3D-metallile, mille d-kokkutõmbumine on eriti tugev; seetõttu ei ole galliumi aatomraadius mitte ainult väiksem kui tema raskemad kolleegid, vaid ka alumiinium, mille tõttu erinevad selle energiaomadused analoogid.

Looduslikud ühendid. Gallium, indium, tallium, erinevalt alumiiniumist, on haruldased ja hajutatud elemendid. Neid lisatakse lisanditena erinevatesse maakidesse. Praktiliselt on üks galliumimineraal - galliit CuGaS 2, mis on haruldane. Gallium on kaasas alumiiniumi ja tsingiga. Väga haruldased on ka indiumimaagid, CuInS 2 ja indite FeInS 2. Talliumi tootmise peamine tooraine on polümetallimaagid.

Vastuvõtmine. Soolad ja oksiidid Ga, In, T? isoleeritakse alumiiniumijäätmete töötlemise ja nende metallide ühendite ekstraheerimise teel polümetallimaagidest. Vabad metallid saadakse hapestatud vesilahuste elektrolüüsimisel sooladest või nende oksiidide redutseerimisel süsiniku või vesinikuga. Eraldatud metallid puhastatakse tsoonide sulatamise või amalgaammetallurgia meetoditega.

Omadused. Galliumi - ekaalumiiniumi olemasolu ennustas D.I. Mendelejev 1870. aastal ja "arvutas" ka selle elemendi peamised omadused. 1875. aastal avastas ja eraldas selle elemendi prantsuse keemik Lecoq de Boisbaudran. Vabas olekus on gallium, indium, tallium hõbevalged metallid. Gallium on habras, indium ja tallium aga väga pehmed metallid. Gallium ja indium on õhus stabiilsed, vastupidiselt talliumile, mis on niiskes atmosfääris kaetud hüdroksiidikihiga ja laguneb kiiresti. Metallide seas ainulaadne galliumi kristallvõre, mis koosneb Ga 2 aatomipaaridest, määrab metallilise galliumi ebatavalised omadused. Seda iseloomustab madal sulamistemperatuur, väiksem kristallide tihedus võrreldes vedelikuga ja kõrge kalduvus hüpotermiale. Gallium on aine, millel on vedela faasi olemasolu jaoks väga suur temperatuurivahemik. Aurudes on gallium üheaatomiline.

Gallium, indium, tallium on keemiliselt aktiivsed. Seoses erinevate oksüdeerijatega on neil individuaalsed omadused. Gallium meenutab alumiiniumi (eriti leeliste osas); lahustub aeglaselt HNO 3 -s, hästi lahustub HC1 -s ja H 2SO 4 -s; tallium lahustub hästi HNO 3 -s:

T? + 4HNO 3 = T? (NO 3) 3 + NO + 2H 2O,

ja НС1 ja Н 2 SO 4 aeglaselt passiveerivate filmide tõttu Т? С? ja T? 2 SO Hapetes lahustudes käituvad gallium ja indium kolmevalentsete metallidena ning tallium moodustab TI + soolad; aastast Tl 3+ ioon on ebastabiilne:

2Ga + 6HC? = 2GaC? 3 + 3H2, ^

2T? + 2HCa = 2TCC + H2 ^

Gallium ja indium interakteeruvad leelistega, moodustades galaate ja indate koos vesiniku eraldumisega ning gallium reageerib kiiresti ja indium aeglaselt.

2Ga + 6NaOH + 6H20 = 2Na3 + 3H2.

Gallium, indium ja tallium ei reageeri vesinikuga. Kaudselt saab kergesti lagunevaid hüdriide: Ga 2 H 6 (vedelik) ja GaH 3, InH 3 (polümeerid sarnased AIH 3 -ga). Kuumutamisel moodustuvad gallium, indium ja tallium oksiidid tüüpi Ме 2 O 3 ja vastavad hüdroksiidid Ме (ОН) 3 (tabel 9).

Ga-In-TI seeria madalate oksüdatsiooniastmete stabiilsuse suurenemine näitab järgmist korrapärasust: Ga 2 O 3 sulab lagunemata, Ip 2 O 3 laguneb kuumutamisel üle 850 ° C, T? 2 O 3 hakkab 90 ° C juures hapnikku eraldama, muutudes TI 2 O -ks.

Aatomnumbri suurenemisega suureneb värvi intensiivsus: Ga 2 O 3 - valge, In 2 O 3 - helekollane, T? 2 O 3 - pruun. See asjaolu näitab oksiidide ioonilisuse osa suurenemist koos elemendi aatommassi suurenemisega. Ga 2 O 3 on korundile isostruktuurne, samas kui In 2 O 3 ja T? 2 O 3 kristalliseeruvad võre tüüpi O. Ts.K. Selle seeria koostoime leelistega nõrgeneb: Ga2O3 lahustub hästi leeliselistes lahustes, moodustades hüdroksogalaate, T? 2 O 3 praktiliselt ei lahustu:

Ga203 + 2NaOH + 3H20 = 2Na.

Veevabad gallaadid moodustuvad leelisulamites:

Ga2O3 + 2NaOH = 2NaGaO2 + H20.

Na 3 hüdroksoindaadid moodustuvad ainult suurema leeliselise liiaga. Vee toimel hüdrolüüsuvad galaadid ja indatid:

NaGaO2 + 2HOH = NaOH + Ga (OH) 3.

Hüdroksiidid Ga (OH) 3, In (OH) 3, T? (OH) 3 saadakse vastavate soolade lahustel leeliste lahustega toimides. Galliumhüdroksiid lahustub tugevates hapetes ja alustes. See on haruldane näide ideaalsest amfolüüdist, mille happelised ja aluselised omadused on peaaegu võrdselt väljendatud. Ga (OH) 3 dehüdreerimiseks on vaja kuumutamist ja TI (OH) 3 kaotab spontaanselt toatemperatuuril vett, mida tõendavad G 0 298 väärtused:

2Ga (OH) 3 (k) = Ga203 (k) + 3H20 (r); G 0 298 = - 8 kJ,

2T? (OH) 3 (k) = T? 203 (k) + 3H 2O (r); G 0 298 = -117 kJ.

Oksiid T? 2 O 3, erinevalt analoogidest, laguneb temperatuuril 100 ° C: ja oksüdeerib НС? C -le? 2: T? 2 O 3 + 6HC? = 2Т? С? + 3Н 2 О + 2С? 2.

T? 2 O saadakse metalli otsesel oksüdeerimisel õhus kerge kuumutamisega. TI 2 O - must pulber; sulas olekus - kollane, lahustub vees kergesti leelise moodustumisel, see tähendab käitub nagu leelismetalli oksiid. TI 2 O sulam hävitab silikaate - klaasi, portselani. T? OH (tugev leelis) lahusel on sama toime. Hüdroksiid T? OH saadakse vahetusreaktsiooni teel: tallium (I) hüdroksiid neelab süsinikdioksiidi:

2T? OH + CO 2 = T? 2 CO 3 + H 2 O

T? 2 CO 3 + CO 2 + H 2 = 2T? HCO 3

Toatemperatuuril Ga, In, T? reageerida halogeenidega F 2, C? 2, Br 2 ja kuumutamisel I 2 -ga. Selle tulemusena moodustuvad EG 3 halogeniidid. Omaduste poolest on Ga3 3 lähemal mittemetallhalogeniididele ning In3 ja T3G3 on lähemal sooladele.

Paljud soolad on teada Ga +3, In +3, T? +3, enamik neist on vees kergesti lahustuvad. Ioonid Ga 3+, In 3+ on värvitu, T? 3+ on helekollast värvi. Kõik vaadeldavate metallide E 3+ soolad on hüdrolüüsile vastuvõtlikud. Kalkogeniidid on tuntud galliumist ja indiumist. Sulfiid T on tuntud talliumi poolest? 2 S 3, mida saab saada kuivalt. Hüdroksiid T? OH saadakse vahetusreaktsiooni abil:

T4S04 + Ba (OH) 2 = BaSO4v + 2T2OH

Rakendus. Metallilist galliumit ja indiumit kasutatakse vaakumtehnoloogias: gallium vedelate metallide sulgemiseks (elavhõbeda asendamiseks), tihenditena seadmetes, kus tekib kõrge vaakum. Galliumi saab kasutada väga peegeldavate optiliste peeglite valmistamiseks.

Erinevates rakendustes on galliumi alamrühma elementide pooljuhtmaterjalid (GaAs, GaSb, InAs, InSb, T1 2 S 3 jne). Need pooljuhid töötavad fotoelementides ja fototakistites, mis võtavad vastu infrapunakiirgust.

3 ... P-elementide bioloogiline rollIIIA-rühmad

Bor. Boor kuulub lisandite mikroelementide hulka, selle massiosa inimkehas on 10 -5%. Boor on kontsentreeritud peamiselt kopsudesse (0,34 mg), kilpnääre (0,30 mg), põrna (0,26 mg), maksa, ajju (0,22 mg), neerudesse, südamelihasesse (0,21 mg) ... Bioloogilist toimet ei ole veel piisavalt uuritud. Boor on teadaolevalt osa hammastest ja luudest, boorhappe halvasti lahustuvate soolade kujul koos metallkatioonidega.

Liigne boor on inimkehale kahjulik. On tõendeid selle kohta, et suur boori liig pärsib amülaase, proteinaase ja vähendab adrenaliini aktiivsust. Eeldatakse, et polüfenooli derivaadi epinefriini aktiivsuse vähenemine on seotud selle koostoimega selektiivse happega.

On juba ammu teada, et boor on kõrgemate taimede jaoks hädavajalik, kuid andmed selle bioloogilise rolli kohta on vastuolulised.

Viimaste aastate uuringud on näidanud, et boor on mõnede loomade jaoks hädavajalik. Leiti, et boor osaleb süsinik-fosfaadi metabolismis, interakteerub mitmete bioloogiliselt aktiivsete ühenditega (süsivesikud, ensüümid, vitamiinid, hormoonid). Samal ajal rikub kõrge boorisisaldusega toitude kasutamine organismis süsivesikute ja valkude ainevahetust, mis viib endeemiliste soolehaiguste - enteriidi - tekkimiseni.

Alumiinium. Oma sisalduse järgi inimkehas (10 -5%) kuulub alumiinium lisandite mikroelementide hulka. Alumiinium on kontsentreeritud peamiselt vereseerumis, kopsudes, maksas, luudes, neerudes, küüntes, juustes ja see on osa inimese aju närvimembraanide struktuurist.

Alumiiniumi päevane tarbimine inimestel on 47 mg. Alumiinium mõjutab epiteeli- ja sidekoe arengut, luukoe uuenemist, mõjutab fosfori vahetust.

Alumiinium mõjutab ensümaatilisi protsesse. Enamikul juhtudel on katioon A? 3+ asendab ioone E 2+ - ensüümide E aktivaatorid, näiteks ioonid Mg 2+, Ca 2+:

E 2+ E + A? 3+ = E 2++ A? 3+ E

Selline asendatavus on võimalik mitmete A omaduste sarnasuse tõttu? 3+ ja Mg 2+, Ca 2+. Alumiiniumi ülejääk kehas pärsib hemoglobiini sünteesi, kuna tänu oma üsna suurele komplekseerimisvõimele blokeerib alumiinium vereloomes osalevate ensüümide aktiivseid keskusi. On tõendeid selle kohta, et alumiinium võib katalüüsida transaminatsioonireaktsiooni (NH2 rühma ülekandmine).

Gallium. Gallium on lisandite mikroelement (sisaldus inimkehas on 10 - 6 - 10 - 5%). Galliumi bioloogiline roll elusorganismides on peaaegu teadmata.

Indium. Praegu pole indiumi bioloogiline toime teada, puudub usaldusväärne teave selle esinemise kohta elusorganismides. Võttes arvesse indiumi ja galliumi aatomistruktuuri ning füüsikalis -keemiliste omaduste lähedust, on võimalik ennustada nende bioloogilise toime sarnasust. Ilmselgelt peab kehasse sisenev indium nagu alumiinium kogunema luudesse ja teistesse kudedesse halvasti lahustuva fosfaadi kujul.

Tallium. Tallium on väga mürgine element. Tl + ioon, nagu Ag +, moodustab väävlit sisaldavate ligandidega tugevaid ühendeid:

Tl + + R - SH> R - S - Tl + H +

Selle tulemusena on see mürgine, kuna pärsib tio -rühmi sisaldavate ensüümide - SH. Isegi väga väike kogus Tl + ühendeid põhjustab allaneelamisel juuste väljalangemist.

K + ja Tl + raadiuste läheduse tõttu (λr = 23 pm) on neil sarnased omadused ja nad on võimelised ensüümides üksteist asendama. Tl + ja K + ioonid on sünergistlikud. See seletab asjaolu, et ensüüme püruvaadi kinaas ja dioldehüdraas aktiveerivad mitte ainult K + ioonid, vaid ka Tl + ioonid (Tl + ioon asendab ensüümide katalüütilises keskuses K +). Talliumi ja kaaliumi koostoime avaldub ka selles, et sarnaselt K + ioonidele kogunevad Tl + ioonid erütrotsüütidesse.

Tl + ioonidega mürgituse vastumürgina kasutatakse väävlit sisaldavat ligandi, aminohapet tsüstiini HS-CH2CH (NH2) COOH.

Kokkuvõtteks tuleb märkida, et IIIA rühma p-elementide bioloogilist rolli ei ole piisavalt uuritud. Nüüd on teada, et boor ja gallium toimivad taimedes koos polüfenoolide poolt nende arengut inhibiitoritega, vähendades viimaste toksilisust. Samuti tehti kindlaks alumiiniumi vaieldamatu roll epiteeli- ja sidekoe ehitamisel ning lisaks selle osalemine ensümaatilistes protsessides nii aktivaatorina kui ka inhibiitorina. Tl + ioon omab omadust pärssida paljusid väävlit sisaldavaid ensüüme.

IIIIA rühma p-elementide bioloogilist aktiivsust seostatakse peamiselt nende võimega moodustada keerulisi ühendeid hapnikku sisaldavate ligandide ja lahustumatute fosfaatidega.

4. IVA rühma elemendid (süsiniku alarühm)

4 .1 IVA rühma elementide üldised omadused

Perioodilise tabeli neljas põhirühm sisaldab kahte tüüpilist elementi süsinikku ja räni ning elemente: germaanium, tina, plii (germaaniumi alamrühm). Süsinik on orgaanilise keemia alus, peamine organogeenne element, mis on kõigi elusolendite keha oluline komponent. Teine tüüpiline element on räni - anorgaanilise keemia ja kogu elutu looduse põhielement. Räni ja germaanium on domineerivad pooljuhtmaterjalid. Ränil ja germaaniumil põhinevad integraallülitused on arvutite, mikroprotsessorite jne aluseks.

Kõik selle alarühma elemendid sisaldavad nelja valentselektroni - need on ns 2 np 2 elektroni. See valentselektronide arv on optimaalne vahetusmehhanismi abil tetraeedriliste sidemete moodustamiseks. Nende alarühma elementide mõned füüsikalis -keemilised konstandid on toodud tabelis. kümme.

IVА - rühmas on omaduste sõltuvus elemendi asukohast. Seega on germaaniumi OEE suurem kui räni, kuigi germaaniumi esimene ionisatsioonipotentsiaal on väiksem. See on seletatav germaaniumi aatomi olemasoluga, erinevalt ränist, mis on täidetud sisemise 3d 10 -tasandiga, mis toimib p -elektronide ekraanina. Seerias C - Si - Ge - Sn - Pb ionisatsioonienergia väheneb ja aatomiraadius suureneb, st metallilised omadused paranevad. Kaks esimest elementi on tüüpilised mittemetallid, räni ja germaanium on poolmetallid. Plii on tüüpiline - metall. Kõigil elementidel on oksüdeerumisolek: +4, +2, pealegi väheneb ülevalt alla kõrge oksüdatsiooniastme stabiilsus ja madal. Oksüdeerimisastmega (+4) elementide ühendid süsinikust pliini reas suurendavad oksüdeerivaid omadusi, samas kui oksüdatsiooniseisundiga (+2) ühendid nõrgendavad nende redutseerivaid omadusi. Näiteks germaanium ja tina oksüdeerunud olekus (+2) on tugevad redutseerivad ained; Ge (+2) ühendites on redutseerivad omadused nii tugevad, et oksüdeerija puudumisel on need ebaproportsionaalsed. Plii puhul on oksüdeerimisaste (+2) kõige stabiilsem ja Pb (+4) ühendid on tugevad oksüdeerivad ained.

Süsiniku alarühma elementide omadused

4.2 Süsinik ja selle ühendid

Looduslik ressursse. Maakoore süsinikusisaldus on 0,1%. Seda leidub nii vabas vormis (teemant, grafiit) kui ka seotud olekus (süsinikdioksiid, karbonaadid, õli, maagaas, põlevkiviõli, bituumen).

Sõltuvalt y -sidemete arvust on süsiniku koordineerimisarv võrdne nelja (sp 3 - hübridisatsioon), kolme (sp 2 - hübridisatsiooni) või kahe (sp - hübridisatsiooni) valentsorbitaaliga:

Vastavalt orbitaalide iseloomulikele hübriidseisunditele võivad süsinikuaatomid ühendada koordineerivateks (sp 3), kihilisteks (sp 2) ja lineaarseteks (sp) struktuurideks.

See vastab kolmele lihtsale ainetüübile: teemant, grafiit, karbiin. Grafiidiaurude kondensatsioonisaadustes on eraldatud uus süsiniku modifikatsioon, fullereen.

Teemant(sp 3) on aatomkoordineerimisvõrega kristalne aine, millel on kõrge kõvadus ja märkimisväärne tihedus. See on kõvem kui kõik ained. Seda kasutatakse laialdaselt klaasi lõikamiseks, kivide puurimiseks, eriti kõvade materjalide lihvimiseks. Proovid selle puhtal kujul murdavad tugevalt valgust (kuma). Läbipaistvate kristallide spetsiaalne lõikamine tekitab teemante. See on vääriskividest kõige kallim. Teemandi kaalu väljendatakse karaatides (1 karaat vastab 0,2 grammile). Teemandi väärtus tõuseb proportsionaalselt selle massi ruuduga.

Sp 2 hübridisatsiooniga moodustub lame struktuur grafiit... Grafiit on must-hall kristalne aine, millel on nõrk metalliline läige. Kihtide vaheline kaugus on väga suur (0,335 nm) ja molekulidevahelised jõud grafiidi kihtide vahel on väga väikesed. Grafiit laguneb õhukesteks helvesteks, mis on iseenesest väga tugevad ja kleepuvad kergesti paberile. Grafiit on tulekindel, sellest valmistatakse tiiglid metallurgiaks. Tuumareaktorites kasutatakse grafiiti neutronite moderaatorina. Esineb ladestuste (Altai) kujul, mis saadakse koksist. Grafiidi üleminek teemandiks toimub temperatuuril 1800 ° C ja rõhul 6 GPa lahustite (sula FeS, Ta, Ni jne) juuresolekul.

Kui moodustub sp hübridisatsioon karbiin avastati 1963. aastal, hiljem loodusest. Carbyne toodetakse atsetüleeni katalüütilise oksüdeerimise teel. Carbyne on peen kristalne must pulber. Carbyne'i kristallid koosnevad lineaarsetest süsinikuaatomite ahelatest, mis on ühendatud vahelduvate ühe- ja kolmiksidemetega:

- С С - С С - ... ( - С С -) n

Kõvaduse poolest on karabiin parem grafiidist, kuid halvem kui teemant. Omab pooljuhtivaid omadusi. Kuumutamisel (T = 2880 ° C) ilma õhu juurdepääsuta muutub see grafiidiks.

Grafiidi sortide hulka kuuluvad tahm ja süsi. Kivisüsi saadakse süsinikku sisaldavate ühendite termilisel lagundamisel. Kivisüsi on peeneks jahvatatud grafiit. Sütt toodetakse puidu söestamisel. Kivisüsi (eriti süsi) sisaldab palju poore, seetõttu on sellel kõrge adsorptsioonivõime. Adsorptsioon on söe ja muude tahkete ainete omadus hoida aurusid, gaase ja lahustunud aineid oma pinnal. Aineid, mille pinnal adsorptsioon toimub, nimetatakse adsorbentideks. Kui tint (kivisüsi on adsorbent, tint adsorbaat) lastakse läbi pulbristatud söe, muutuvad need värvi. Tehnoloogias kasutatakse adsorbentidena alumiiniumsilikaate. Meditsiinis kasutatakse aktiivsöe tablette kahjulike ainete eemaldamiseks.

Keemiline omadused. Tavalistel temperatuuridel on süsinik väga inertne; teatud tingimustel on sellel oksüdeerivad ja redutseerivad omadused. Oksüdeerivad omadused avalduvad reaktsioonides:

4A1 + 3 = Al4 +3C3-4 (karbiid A?);

CaO + 3C = C + 20 + CaC 2 (Ca karbiid);

C + 2H2 = C -4H4 (metaan).

Söe redutseerivad omadused on tüüpilisemad:

C ° + O 2 = CO 2.

Kivisüsi vähendab nende oksiididest Fe, Cu, Zn, Pb ja muid metalle, näiteks:

2ZnO + С ° = 2Zn + С +4 О 2.

Kõrgetel temperatuuridel interakteerub süsinik hapniku, lämmastiku, halogeenide ja paljude teiste metallidega.

Vingugaas(II) CO tekib hapnikuvaegusega söe põletamisel:

2C + O2 = 2CO.

Monoksiidmolekulil on kolmekordne keemiline side, seetõttu iseloomustab CO -d madal sulamistemperatuur ja madal lahustuvus vees. Tööstuses saadakse CO, lastes süsinikdioksiidi kõrgel temperatuuril üle kuuma söe:

CO 2 + C = 2CO.

Selle reaktsiooni esinemise tõttu sisaldavad autode heitgaasid süsinikdioksiidi, samuti CO -d, halva veojõuga ahjude heitgaase.

Laboris saadakse süsinikmonooksiid CO, lisades kontsentreeritud väävelhappele tilkhaaval sipelghapet, mis eemaldab sellest vee:

HCOOH CO + H 2 O.

Oksaalhape väävelhappega kuumutamisel annab kahe oksiidi segu:

H 2 C 2 0 4 = CO + C0 2 + H 2 O.

Saadud gaaside segu juhitakse läbi baariumhüdroksiidi lahuse, mis neelab ainult CO 2.

Füsioloogiline toime ... Vingugaas on väga mürgine, surmav CO -annus õhus on 0,2%. CO seondub vere hemoglobiiniga tugevamalt kui hapnik, blokeerides seeläbi hapniku ülekande organismis. Väikese annusega mürgistuse tunnused: ebatavaliselt hele veri, tugev peavalu, mõnikord teadvusekaotus.

Omadused. Vingugaas (CO) on värvitu gaas, õhust raskem, vees veidi lahustuv. Imendub aktiivsüsi, samuti I 2 O 5 sisaldav filterkiht. Vingugaas on tavapärastel temperatuuridel keemiliselt inertne, kuid katalüsaatorite osalusel reageerib see vesinikuga, moodustades süsivesinikke. Süsiniku ja hapniku üksikute paaride tõttu on vingugaas ligand ja moodustab näiteks siirdemetallidega tugevaid komplekse. Kõrgetel temperatuuridel vähendab süsinikdioksiid oksiididest paljusid metalle:

CO + CuO = Cu + CO 2.

Seda vingugaasi (II) omadust kasutatakse metallide sulatamisel maakidest. Koos väävliga moodustub tioksiid:

Klooriga ühendamisel moodustub fosgeen:

CO + C? 2 = SOS? 2.

Fosgeen (SOS? 2) on nõrga heinalõhnaga värvitu gaas. Kõrgelt mürgine, Esimeses maailmasõjas kasutati seda lämmatava ja mürgise ainena. Fosgeen hüdrolüüsitakse veega aeglaselt, moodustades vesinikkloriid- ja süsinikhappeid:

SOS? 2 + 2HOH = H2CO3 + 2HCa.

Süsinikdioksiid CO 2 - tekib looduses orgaaniliste ainete põlemisel ja lagunemisel. Selle kontsentratsioon õhus on 0,03%, seda leidub ka paljudes mineraalveeallikates (narzan, borjomi). Veenuse atmosfäär on 95% CO 2. Süsinikdioksiid imendub roheliste taimede fotosünteesi käigus nende klorofülli abil; kui päikeseenergia imendub taimedesse, moodustub orgaaniline aine (peamiselt glükoos) ning hapnik vabaneb ja vabaneb atmosfääri. Imendunud energia vabaneb taas loomade ja taimede elusorganismides toimuva dissimilatsiooni ajal. Orgaaniliste ainete lagunemine organismides on nende oksüdeerumine ensüümide juuresolekul koos süsinikdioksiidi ja vee moodustumisega:

Sarnased dokumendid

III rühma põhirühma elementide füüsikalised omadused. Alumiiniumi, boori üldised omadused. Looduslikud anorgaanilised süsinikuühendid. Räni keemilised omadused. Süsiniku koostoime metallide, mittemetallide ja veega. Oksiidide omadused.

esitlus lisatud 04.09.2017


Anorgaaniliste ühendite peamised klassid. Keemiliste elementide levimus. Perioodilise süsteemi I, II ja III rühma s-elementide keemia üldised seadused D.I. Mendelejev: füüsikalised, keemilised omadused, tootmismeetodid, bioloogiline roll.

õpetus, lisatud 03.03.2011


VIA alarühma elementide üldised omadused, nende tootmine, füüsikalised ja keemilised omadused, levik looduses. Kalkogeenide vesiniku- ja hapnikuühendid. Oksüdatsiooniastmete põhjendus + IV, + VI. Väävelhappe peamised kasutusvaldkonnad.

esitlus lisatud 08.11.2013


Kaltsium kui üks rikkalikumaid elemente Maal, selle peamised füüsikalised ja keemilised omadused, avastamis- ja uurimislugu. Elemendi leidmine looduses, selle praktilise rakenduse ulatus. Olemasolevad ühendid ja bioloogiline roll.

test, lisatud 26.01.2014


Vase alarühma elementide ja nende ühendite aatomilised, füüsikalised ja keemilised omadused. Vase alamrühma elementide sisaldus maapõues. Püro- ja hüdrometallurgiaprotsesside kasutamine vase tootmiseks. Vase, hõbeda ja kulla ühendite omadused.

abstraktne, lisatud 26.06.2014


Perioodilise tabeli IV rühma keemiliste elementide üldised omadused, nende esinemine looduses ja ühendid teiste mittemetallidega. Germaaniumi, tina ja plii saamine. Titaani alarühma metallide füüsikalis -keemilised omadused. Tsirkooniumi ulatus.

esitlus lisatud 23.04.2014


I rühma elementide üldised omadused, nende keemilised ja füüsikalised omadused, avastuslugu ja saamismeetodite omadused. Liitium ja selle ühendid. Leelismetallide aatomite struktuuri seaduspärasused. Selle rühma mõnede elementide salvestusreeglid.

esitlus lisatud 30.11.2012


P-elementide iseloomulik ja grupiväärtus. Nende oksüdatsiooniaste. Kalkogeeni aatomite olek. Halogeenide omadused. Alumiiniumi, lämmastiku ja süsiniku alarühm. Boori peamised mineraalsed vormid. Erinevat tüüpi mineraalide levik maapõues.

esitlus lisatud 22.04.2016


Metallid. Metallide saamise meetodid. Metallide keemilised omadused. I rühma põhirühma metallide omadused. II rühma põhirühma elementide omadused. III rühma põhirühma elementide omadused. Alumiinium. Siirdemetallid

abstrakt lisatud 18.05.2006


Teise rühma põhirühma element, DI Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljas periood. Nime ajalugu ja päritolu. Kaltsiumi leidmine loodusest. Füüsilised ja keemilised omadused. Metallilise kaltsiumi pealekandmine.

R- ELEMENDIDJAOMAÜHENDUSED

1. p-elementide üldised omadused (p-plokk).

Kp-plokk sisaldab 30 perioodilise süsteemi IIIА-VIIIА-rühma elementi. p -elemendid kuuluvad teise ja kolmanda väikese perioodi, samuti neljanda - kuuenda suure perioodi hulka. IIIIA-rühma elementidel on esimene elektron p-orbitaalis. Teistes rühmades IVА-VIIIА täidetakse p-alamtase järjestikku kuni 6 elektronini (sellest ka nimi p-elemendid).

P-ploki elementide aatomite väliste elektronkestade struktuur (üldvalem NSs 2 np a, kus a = 1-6).

V Perioodid p-elementide aatom- ja ioonraadiusest vasakult paremale vähenevad tuumalaengu suurenemisega, suureneb ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus tervikuna, suureneb elektronegatiivsus, elementaalsete ainete oksüdatiivne aktiivsus ja mittemetallilised omadused.

Rühmades suurenevad üldiselt sama tüüpi aatomite ja ioonide raadiused. Ioniseerimisenergia väheneb üleminekul 2p-elementidelt 6p-elementidele, kuna elektronkihtide arvu kasvades suureneb tuumalaengu sõelumine välistele elektronidele eelnevate elektronide poolt.

P-elemendi järjekorranumbri suurenemisega rühmas nõrgenevad mittemetallilised omadused ja metall võimendub.

P-elementide ja nende ühendite omadusi mõjutavad nii uute alamtasandite ilmumine välisele elektronkihile kui ka sisemiste elektronkihtide alamtasandite täitmine. Teise perioodi p-elemendid-B, C, N, O, F-erinevad järsult järgmiste perioodide elementidest. Seega, alustades kolmanda perioodi p-elementidest, ilmub madal vaba d-alamtase, millele elektronid võivad ergutusaatomitel p-alamtasandilt üle minna Täielikult täidetud 3d-pool-sendine neljanda perioodi d-elementides-Ga, Ge, As, Se, Br-määrab nende omaduste erinevuse kolmanda elemendi omadustest perioodil. 4f-alamtaseme maksimaalne täitmine kuuendal perioodil mõjutab sarnaselt kuuenda ja viienda perioodi p-elementide omaduste erinevust.

Perioodi jooksul on p-elementidel vähenenud võime moodustada positiivselt laetud ioone koos rühma numbrile vastava laenguga. Vastupidi, võime moodustada negatiivseid ioone laenguga, mis on võrdne erinevusega (8 - rühm nr.), Suureneb koos liikumisega piki perioodi.

R
-Elemendid moodustavad kahekohalisi molekule E 2, mis erinevad stabiilsuse poolest. Kõige stabiilsemad molekulid on teise perioodi elementide E 2 - N 2, O 2 ja F 2. Üleminekul IIIIA- rühmadelt IVA- ja VA-rühmadele suureneb molekulide stabiilsus ja seejärel VIIIA-rühma ülekandmisel väheneb. Rühmades allapoole liikudes E-E sideme tugevus väheneb.

p -Teise perioodi elementidel - lämmastik, hapnik ja fluor - on väljendunud võime osaleda vesiniksidemete moodustamises. Kolmanda ja järgnevate perioodide elemendid kaotavad selle võime.

Teise perioodi p-elementide sarnasus järgnevate perioodide p-elementidega on peamiselt ainult väliste elektronkihtide struktuuris ja nendes valentseisundites, mis tekivad paaritamata elektronide tõttu erutamata aatomites. Boor, süsinik ja eriti lämmastik on oma rühmade teistest elementidest väga erinevad (d - ja f-alamtasemed).

Kui minna teise perioodi p-elementidelt kolmanda ja järgnevate perioodide p-elementidele, säilitatakse kõik teise perioodi elementidele iseloomulikud võlakirjaliigid ja ilmuvad uut tüüpi keemilised sidemed. Selles suunas suureneb elementide kalduvus moodustada keerukaid ühendeid ja suurenevad koordineerimisnumbrid.

T
Niisiis, kui teise perioodi p-elementidel on ühendites koordineerimisnumbrid 2, 3, 4, siis järgnevate perioodide p-elementidel võivad olla koordineerimisnumbrid 5, 6, 7, 8 ja isegi 12.

Rühma alla minnes väheneb p-elementide maksimaalse positiivse oksüdatsiooni oleku stabiilsus ja suureneb madalaimate oksüdatsiooniastmete stabiilsus. Näiteks süsiniku puhul on stabiilne oksüdatsiooniaste +4 ja plii puhul +2, alumiiniumi puhul +3 ja talliumi puhul +1.

P-elementide lihtsate ainete füüsikalised omadused on väga erinevad. Mõned ained - hapnik, lämmastik (gaasid) - keevad ja sulavad väga madalal temperatuuril, teised - boor, süsinik - väga kõrgel temperatuuril. Rühmade ja perioodide kaupa muutuvad füüsikalised omadused mittemonotoonselt ning muutuste olemust ei ole alati lihtne seostada aatomite elektronkestade struktuuriga, keemilise sideme tüübiga ja aatomi koordineerimisnumbriga.

Seega on p-elementide puhul naaberelementide omaduste erinevused nii grupisiseselt kui ka ajavahemiku jooksul palju tugevamad kui s-elementide puhul.

Kõik teise ja kolmanda perioodi p-elemendid ja eriti p-elemendid (C, N. P, O, S, Si, Cl) moodustavad omavahel ja s-, d-ga arvukalt seoseid. - ja f-elemente. Enamik Maal tuntud ühendeid - need on p-elementide ühendid.

Seega on p -elementide uurimine arstide jaoks eriti oluline, kuna viis neist - C, N. P, O ja S - on organogeenid ja moodustavad elusüsteemide aluse ning mitmed teised - P, Cl, I - on asendamatud mikroelemendid.

P-elementide üldised omadused

P-elementide üldine elektrooniline valem on ns 2 np 1 ¸6, kus n on peamine kvantarv. Enamik p-elemente on mittemetallist. Selliseid elemente nagu Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Sb, Bi, Po peetakse tavapäraselt metalliliseks, kuigi need säilitavad paljusid mittemetallide omadusi. Kõik p-elementide valentselektronid on välistasandil, seetõttu kuuluvad nad peamistesse alarühmadesse.

P-elementide aatomid on võimelised avaldama nii positiivseid kui ka negatiivseid oksüdatsiooniseisundeid. Reeglina avaldavad p -elementide aatomid muutuvat valentsi, pealegi paarisrühmades on see paaris ja paaritu - paaritu.

Perioodil, kui elementide aatomites välistasandil p-elektronide arv suureneb, väheneb aatomite raadius, suureneb ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsuse energia, s.t. aatomi oksüdeerivad omadused (võime vastu võtta elektrone) paranevad. p-elementidel, mis on oksüdeerivad ained, võivad olla ka redutseerivad omadused; seetõttu on enamik p-elemente võimelised ebaproportsionaalseid reaktsioone tekitama. Näiteks:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

2As + 3NaOH = AsH 3 + Na 3 AsO 3

3S + 6KOH = 2K 2S + K2SO3 + 3H 2O

Alagrupis, ülalt alla, elemendi seerianumbri kasvades nõrgenevad p-elementide mittemetallilised omadused ja tugevnevad metallilised omadused, mistõttu väheneb kõige iseloomulikum positiivne oksüdatsiooniaste. Näiteks elementide iseloomulik oksüdatsiooniaste:

III perioodil Al 3+, Si 4+, P 5+, S 6+

VI perioodil Tl 1+, Pb 2+, Bi 3+, Po 4+

Seega võib järeldada, et ühendid Tl 3+, Pb 4+, Bi 5+ on tugevad oksüdeerivad ained ja ühendid Ga 1+, Ge 2+, As 3+ on redutseerivad ained.

Vesinikuühendite tugevus peamistes alarühmades ülevalt alla väheneb aatomi raadiuse suurenemise tõttu. Näiteks:

CH4 ® SiH 4 ® GeH 4 ® SnH 4 ® PbH 4; NH 3 ® PH 3 ® SbH 3 ® BiH 3.

Peaaegu kõik p-elemendid on happe moodustavad ained ning hapnikku sisaldavate hapete stabiilsus ja tugevus suureneb koos p-elemendi oksüdatsiooniastme suurenemisega. Näiteks hapete tugevus suureneb ridades:

HClO ® HClO 2 ® HClO 3 ® HClO 4; H2S03 ® H2S04; HNO 2 ® HNO 3.

P-elementide ühendite redoksomadused sõltuvad reeglina nende ühendite moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmest. Ühenditel, milles p-elemendi aatom on vahepealses oksüdatsiooniasendis, võivad olla nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused (H 2 O 2, N 2 H 4, NH 2 OH, HNO 2, H 3 PO 2, H 2 SO 3 jne. ).

p-elemendidVII rühm (halogeenid)

Tööplaan teemal:

1. VII rühma p-elementide omaduste üldised omadused, olemuses olemine, saamine. Lihtsate ainete füüsikalised ja keemilised omadused.

2. Madalaima oksüdatsiooniastmega ühendid: vesinikhalogeniidid, halogeenhapped ja nende soolad. Vastuvõtmine. Taastavad omadused.

3. Ühendid positiivse oksüdatsiooni olekus: hapnikku sisaldavad happed, nende tootmine, stabiilsus, happe tugevus ja redoksomadused. Hapniku sisaldavate hapete soolad, tootmine, keemilised omadused.

Harjutus 1

1. Miks on halogeenid paaritu valentsi jaoks iseloomulikumad kui paarisarvud? Põhjendage vastust aatomistruktuuri teooria seisukohast.

2. Kuidas seletada hüdrofluoriidide olemasolu? Miks ei moodusta kloor, broom ja jood analoogseid ühendeid? Põhjendage vastust.

3. Milliste ainetega toimib vesinikjodiidhape: a) Ca; b) P203; c) NaOH. Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

4. Kuidas tuleks muuta reagentide kontsentratsiooni, et suurendada kloori saagist: O 2 + 4HCl 2Cl 2 + 2H 2 O? Põhjendage oma vastust Le Chatelieri põhimõtte alusel.

5. Määrake oksüdeeriv aine järgmistes reaktsioonides: a) I 2 + H 2 O 2 → HIO 3 + H 2 O

b) HIO 3 + H 2 O 2 → O 2 + I 2 + H 2 O.

Asetage koefitsiendid elektroonilise ioonide tasakaalu meetodil. Määrake oksüdeeriva aine ekvivalent ja arvutage oksüdeeriva aine ekvivalendi molaarmass.

Ülesanne 2

1. Miks ei saa halogeenimolekulid sisaldada rohkem kui kahte aatomit? Põhjendage vastust valentsvõlakirjade (MVC) meetodi seisukohast.

2. Miks registreeritakse vesinikfluoriidhappe molekul kui H 2 F 2? Põhjendage vastust.

3. Mitu σ-sidet on hapnikku sisaldavate kloorhapete molekulides? Põhjendage vastust valentsvõlakirjade (MVC) meetodi seisukohast.

4. Kas on võimalik valmistada lahuseid, mis sisaldavad järgmisi sooli: a) NaCl ja KNO 3; b) NaCl ja AgNO3; c) NaCl ja AgF. Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

5. Kirjutage reaktsioonivõrrand kaaliumbromiidi interaktsiooniks kaaliumdikromaadiga pH juures< 7. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент восстановителя, рассчитайте его молярную массу.

Ülesanne 4

1. Mille loetletud ühendite molekul on polaarsem: a) HF; b) HCl; c) HI; d) HBr? Miks? Põhjendage vastust valentsvõlakirjade meetodi seisukohast.

2. Milline loetletud ainetest viib broomi lahustuvasse olekusse: a) H 2 O; b) H2S04 lahus; c) NaOH lahus; d) benseen. Põhjendage vastust.

3. Milliste järgmiste ainetega soolhape interakteerub: a) Cu; b) P; c) MgO; d) NaOH. Põhjendage vastust, kirjutades vastavate keemiliste reaktsioonide võrrandid.

4. Kirjutage reaktsiooni keemilise tasakaalukonstandi matemaatiline avaldis: H 2 (g) + I 2 (g) Û 2HI (g). Kuidas tuleks reagentide kontsentratsiooni muuta, et vähendada vesinikjodiidi saagist? Põhjendage oma vastust Le Chatelieri põhimõttega.

5. Täitke järgmise redoksreaktsiooni võrrand: NaHSO 3 + NaIO 3 + H 2 → → NaHSO 4 + I 2 +. ... ... Asetage koefitsiendid elektroonilise ioonide tasakaalu meetodil. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent, arvutage oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalendi molaarmass.

Ülesanne 5

1. Millistel vesinikhalogeniididest vesilahuses on kõrgeim dissotsiatsiooniaste: a) HF; b) HCl; c) HI; d) HBr. Miks? Põhjendage vastust.

2. Koostage klooriaatomi ja Cl -iooni elektroonilised valemid. Selgitage aatomistruktuuri teooria seisukohast, miks normaaltingimustes ei eksisteeri klooriaatom vabas olekus, vaid on olemas Cl -ioon (vesilahuses, kristallvõres)?

3. Millises loetletud teisendustes on näidatud oksüdatsiooniprotsess: a) Cl - → Cl 0; b) Cl5+ → Cl; c) I 0 → I 5+? Põhjendage vastust, kirjutades reaktsioonide elektroonilised võrrandid.

4. Kuidas reageerivad järgmised ained: a) Cu ja F 2; b) Fe ja Cl2; c) Ca ja Br2; d) Zn ja mina 2. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid ja andke reaktsioonisaaduste nimed.

5. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: Na 2 S + NaBrO + H 2 SO 4 →. ... ... Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent, arvutage oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalendi molaarmass.

Ülesanne 6

1. Miks ei näita fluor kunagi positiivset oksüdatsiooni? Põhjendage vastust.

2. Mitu σ-sidet on halogeenide hapnikku sisaldavate hapete molekulides oksüdatsiooniastmes +5?

3. Millises loetletud teisendustes on näidatud taandamisprotsess: a) I - → I 0; b) Cl 3+ → Cl 5+; c) Cl 3+ → Cl -. Põhjendage vastust, kirjutades reaktsioonide elektroonilised võrrandid.

4. Milline keemiliste reaktsioonide näidetest vastab lühikesele ioonvõrrandile Ag + + Cl - = AgCl:

a) AgNO 3 + HCl → ...; b) Ag 2SO 4 + NaCl →…; c) Ag 2 O + HCl →….

5. Täitke reaktsioonivõrrand, kui pH> 7: MnCl 2 + KClO +. ... ... →

Kui teadaolevalt muutub värv reaktsiooni tagajärjel roheliseks. Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Arvutage mangaan (II) kloriidi mass, mis on vajalik nendes tingimustes reageerimiseks 5 mooli ekvivalendi KClO -ga.

p-elemendidVI rühm

Tööplaan teemal:

1. VI rühma p-elementide omaduste üldised omadused.

2. Hapnik. Allotroopsed modifikatsioonid. Hapniku ja osooni molekulide struktuur. Oksiidid, peroksiidid, superoksiidid, osooniidid. Saamine ja omadused.

3. Vesi. Vee füüsikaliste omaduste anomaalia. Vee keemilised omadused. Vesinikperoksiid, tootmismeetodid, molekulaarstruktuur, keemilised omadused (happe-aluse ja redoks).

4. Väävel. Allotroopsed modifikatsioonid, lihtsa aine füüsikalised ja keemilised omadused.

5. Vesiniksulfiid. Molekulaarne struktuur, tootmine, füüsikalised ja keemilised omadused. Vesiniksulfiidhape, sulfiidid ja persulfiidid, nende omadused, tootmine ja rakendus. Väikseima oksüdatsiooniastmega väävliühendite redutseerivad omadused.

6. Vääveloksiidid, halogeniidid ja oksohalogeniidid. Hapnikku sisaldavad väävelhapped, hapete ja nende derivaatide happeliste ja redoksomaduste iseloomustus. Väävelhape: tootmine, molekulaarstruktuur, keemilised omadused. Väävelhappe koosmõju metallidega. Sulfaadid. Polüioonhapped ja nende soolad Tiosulvelhape ja naatriumtiosulfaat: valmistamine, molekulaarstruktuur, keemilised omadused. Väävelperoksühapped (perhapped), peroksosulfaadid: valmistamine, molekulaarstruktuur, omadused.

7. Seleeni alarühma elemendid. Looduses olemine. Lihtsate ainete omadused. Seleeni alamrühma elementide ühendite võrdlevad omadused: happe-aluse, redoksomadused.

Individuaalsed ülesanded

Harjutus 1

1. Mitu milliliitrit (n.o.) vääveldioksiidi on vaja reaktsiooniks 50 ml 0,1 N kaaliumhüdroksiidi lahusega?

2. Millises loetletud teisendustes on näidatud oksüdatsiooniprotsess: a) S +4 → S 2 -; b) S2 - → S 0; c) Se +4 → Se 0. Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide elektroonilised võrrandid.

3. Elementaarset seleeni saab seleenhappest, redutseerides tugevate redutseerivate ainetega. Kirjutage elektron-ioon- ja molekulaarvõrrandid seleenhappe reaktsiooniks hüdrasiiniga, mis oksüdeeritakse lämmastikuks.

4. Üks levinumaid looduslikke väävliühendeid on mineraalne püriit, mille põhikomponent on sulfiid FeS 2 ja sisaldab ka muid lisandeid. Tehke kindlaks, millises mahus väävel (IV) oksiidi saab (n.o.) 600 g püriidi põletamisel, kui selles sisalduvate lisandite mass on 20%.

5. Arvutage soola massiosa lahuses, mis on saadud pärast 40% väävelhappe lahuse täielikku neutraliseerimist 15% naatriumhüdroksiidi lahusega.

Ülesanne 2

1. Millises mahus (n.o.) vesiniksulfiidi ja väävel (IV) oksiidi peavad üksteisega reageerima, et moodustunud väävli mass oleks 100 kg?

2. Milline on sulfaatioonide ruumiline konfiguratsioon (geomeetria): a) ruut; b) nelinurkne püramiid; c) tetraeeder. Miks? Põhjendage vastust aatomistruktuuri teooria seisukohast.

3. Miks võivad vesinikperoksiidil olla nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused? Tehke vesinikperoksiidi reaktsioonide elektroonilised-ioon- ja molekulaarvõrrandid: a) väävelhappega hapestatud kaaliumpermanganaadi lahusega; b) kaaliumjodiidi lahusega.

4. Millise massi lahust, mille väävelhappe massiosa on 70%, on võimalik saada 200 kg kaaluvast püriidist, mis sisaldab FeS 2 ja lisandeid? Lisandite massiosa püriidis on 10%ja väävelhappe saagis 80%.

5. Läbi 10 g naatriumhüdroksiidi sisaldava lahuse lasti läbi 30 g vesiniksulfiidi. Milline sool sel juhul tekkis? Määrake selle mass.

Ülesanne 3

1. Mitu liitrit vääveldioksiidi (NU) saab 6,5 g vase reageerimisel kontsentreeritud väävelhappega?

2. Milliseid sooli hüdrolüüsitakse vesilahuses: a) K 2 SO 4; b) Al2 (SO4) 3; c) Al2S3; d) K 2 S. Põhjendage vastust, kirjutades reaktsioonide molekulaarsed ja ioon-molekulaarsed võrrandid.

3. Milline on hapniku oksüdatsiooniaste ühendites: O 2; O3; Na20; H202; KO 2; KO 3? Naatriumperoksiid absorbeerib ammoniaaki, oksüdeerides seda nii palju kui võimalik. Kirjutage molekulaarsed ja elektroonilised reaktsioonivõrrandid.

4. Osooni massiosa segus hapnikuga on 10%. Arvutage 8 g sellise seguga reageerimiseks vajalik vesiniku mass. Pange tähele, et kui vesinik interakteerub mõlema allotroopse hapniku modifikatsiooniga, tekib vesi.

5. Arvutage väävelhappe lahuse mass, mille massiosa on H 2 SO 4 96%, mille saab püriidist, mis kaalub 3,6 kg.

Ülesanne 4

1. Kui palju 10% (massi järgi) väävelhappe lahust on vaja 33,6 liitri vesiniku (NU) saamiseks, kui see interakteerub tsingiga?

2. Milliseid sooli hüdrolüüsitakse vesilahuses: a) Na 2 SO 4; b) Na2S203; c) Na2S; d) Na2S03. Kirjutage molekulaar- ja ioon-molekulaarreaktsiooni võrrandid ning määrake söötme pH.

3. Millised vesinikperoksiidi omadused on rohkem väljendunud: oksüdeerivad või redutseerivad? Motiveerige oma vastust vastavate potentsiaalide väärtustega. Naatriumperoksiid absorbeerib vesiniksulfiidi, oksüdeerides seda nii palju kui võimalik. Kirjutage selle reaktsiooni molekulaar- ja elektronioonioonivõrrandid.

4. Millise mahuga õhku ja millist vett tuleks võtta, et väävli (IV) oksiid mahuga 10 liitrit (normaaltingimustes) väävelhappeks muuta? Hapniku mahuosa õhus on 20,95%.

5. Millisel juhul saadakse rohkem hapnikku: lagundades 5 g kaaliumpermanganaati või 5 g kaaliumkloraati? Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid ja sooritades vajalikud arvutused.

Ülesanne 5

1. Määrake SeO 2 mass, hüdraatimisel saadakse 3 mooli vastavat hapet.

2. Millistel ühenditel võivad olla oksüdeerivad omadused: a) H 2 S; b) H2S03; c) H2S04 (katki); d) H2S04 (konts)? Miks? Põhjendage vastust OVR teooria seisukohast.

3. Elementaarset telluuri võib saada H 6 TeO 6 -st, redutseerides tugevate redutseerivate ainetega. Kirjutage elektroonilised ja molekulaarsed võrrandid orthotelluriinhappe reaktsiooniks vääveloksiidiga (IV).

4. Hapnik saadi 7,9 g kaaluvast kaaliumpermanganaadist, mis reageeris magneesiumiga. Millise massiga magneesiumoksiidi sel juhul saadakse?

5. Märkige hapniku aatomi struktuuri põhjal selle valentsivõime. Milliseid oksüdatsioonitingimusi esineb ühendites hapnikul? Põhjendage oma vastust sobivate näidetega.

Ülesanne 6

1. Mitu mooli naatriumseleniiti on vaja reaktsiooniks 33,6 liitri klooriga (NU) vastavalt võrrandile: Na 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 → →. ... ... ?

2. Millistel ühenditel võivad olla redutseerivad omadused: a) H 2 S; b) H2S03; c) H2S04 (katki); d) H2S04 (konts.). Miks? Põhjendage vastust OVR teooria seisukohast.

3. Tehke väävli- ja seleeniaatomite elektroonilised valemid. Kas need on täielikud elektroonilised kolleegid? Põhjendage vastust aatomi struktuuri teooria seisukohast.

4. Loetlege labori- ja tööstusmeetodid hapniku saamiseks, esitage vastavate reaktsioonide võrrandid. Millised on hapniku praktilise kasutamise kõige olulisemad valdkonnad?

5. Kuidas ja miks muutuvad happelised omadused seerias: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te?

p-elemendidV rühm

Tööplaan teemal:

1. V rühma p-elementide omaduste üldised omadused, olemus, vastuvõtmine. Lihtsate ainete füüsikalised ja keemilised omadused.

2. Lämmastik. Lämmastiku saamine, omadused ja kasutamine tehnoloogias. Ammoniaak, hüdrasiin, hüdroksüülamiin, hüdrasoehape. Nende kättesaamine, omadused, rakendus. Vedel ammoniaak ioniseeriva lahustina. Ammoniaak kui ligand. Metallnitriidid. Ammooniumsoolad, tootmine, omadused.

3. Lämmastikoksiidid. Saamine, molekulide struktuur, omadused. Hapnikuga lämmastikhapped, omadused. Nende hapete soolad, käitumine lahuses ja kuumutamisel redoksreaktsioonides. Lämmastikhappe koostoime metallide ja mittemetallidega. Aqua regia.

4. Fosfor, kviitung, omadused, rakendus. Fosfiidid ja fosfiinid. Hüpofosforhape ja hüpofosfiidid. Fosforanhüdriid ja fosforhape. Fosforhappe anhüdriid ja fosforhapped. Halogeniidid, oksohalogeniidid.

5. Arseeni alarühm. Lihtsate ainete struktuur ja omadused. Ühendid vesiniku ja metallidega. Elementide oksiidid, sulfiidid, halogeniidid ja oksohalogeniidid - As, Sb, Bi. Tiohapped ja nende soolad Hüdroksiidide happe-aluse omadused ja arseeni, antimoni ja vismutiühendite redoksomadused erinevates oksüdatsiooniastmetes. Rakendus.

Harjutus 1

1. Andke lämmastiku alarühma elementide aatomite võrdlev kirjeldus, näidates ära: a) elektroonilised konfiguratsioonid; b) valentsivõime; c) kõige tüüpilisemad oksüdatsiooniastmed.

2. Kui suur on kaaliumnitriti mass, mida saab väävelhappe juuresolekul oksüdeerida 30 ml 0,09 N kaaliumpermanganaadi lahusega?

3. Millist ammoniaagi massi on vaja lämmastikhappe saamiseks massiga 12,6 tonni, võttes arvesse, et tootmiskadu on 5%.

4. Valige elektroonilise tasakaalu meetodi abil koefitsiendid järgmiste redoksreaktsioonide skeemidel:

a) Ca + N 2 → Ca 3 N 2

b) Р 4 + О 2 → Р 4 О 6

c) EI 2 + О 2 + H 2 O → HNO 3

5. Arvutage 0,1 N naatriumnitriti lahuse pH ja selles lahuses soola hüdrolüüsi aste.

Ülesanne 2

1. Kirjutage keemiliste reaktsioonide võrrandid, mis tuleb läbi viia järgmiste teisenduste tegemiseks:

Pb (NO 3) 2 → NO 2 → N 2 O 4 → HNO 3 → NH 4 NO 3 → NH 3

2. Millist mahtu 0,05 n kaaliumpermanganaadi lahust on vaja 20 ml naatriumarseniidi lahuse oksüdeerimiseks, mis sisaldab 0,02 g NaAsO 2?

3. Täitke reaktsioonivõrrand: Cu 2 S + HNO 3 (konts.) →…. Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit.

4. Kirjeldage NH 3, NH 4 +, HNO 3 elektroonilist struktuuri valentssidemete meetodi seisukohast. Milline on lämmastiku oksüdatsiooniaste nendes ühendites?

5. Määrake lämmastiku mass, mis temperatuuril 20 ° C ja rõhk 1,4 ∙ 105 Pa võtab mahu 10 liitrit.

Ülesanne 3

1. Too näiteid lämmastikuühenditest, mille molekulides on doonor-aktseptormehhanismiga moodustatud sidemed.

2. Millist mahtu 0,25 n kaaliumpermanganaadi lahust on vaja oksüdeerimiseks happelises keskkonnas 0,05 l 0,2 M naatriumnitriti lahuses.

4. Kirjeldage N 2 molekuli elektroonilist struktuuri VS meetodi seisukohast. Millised on lämmastiku kui lihtsa aine keemilised omadused?

5. Kirjutage reaktsioonivõrrandid, mis tuleb läbi viia järgmiste teisenduste tegemiseks:

Ca 3 (PO 4) 2 → P → P 4 O 10 → H 3 PO 4 → CaHRO 4 ∙ 2H 2 O.

Ülesanne 4

1. Naatriumsulfiidi lahusega töödeldud sulfiidide segu As 2 S 3, Sb 2 S 3, Bi 2 S 3. Milline sulfiid jäi lahustumata? Põhjendage vastust, kirjutades sulfiidide lahustumise reaktsioonivõrrandid.

2. Mitu gaasiprodukti mooli saadakse 10 lagunemise käigus mooli nikkel (II) nitraati?

3. Milliseid lämmastikuühendeid saadakse atmosfääri lämmastiku otsesel sidumisel (fikseerimisel)? Kirjutage üles nende valmistamise reaktsioonivõrrandid ja näidake reaktsioonide läbiviimise tingimused.

4. Millise mahu ammoniaaki (normaaltingimustes) saab ammooniumisoolale kahe liitri 0,5 N leelislahusega toimides?

5. Milline mass fosfor (V) oksiidi tekib kaltsiumfosfiidist Ca 3 P2 saadud massiga 18,2 g saadud fosfiini PH 3 täieliku põlemise käigus?

Ülesanne 5

1. Too näiteid ammoniaagile iseloomulikest liitumise, vesiniku asendamise ja oksüdatsiooni reaktsioonidest. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Arvutage lämmastikdioksiidi maht (n.u.), mis on vajalik reaktsiooniks 50 ml 0,1 N kaaliumhüdroksiidi lahusega?

3. Kui suur on ammooniumkloriidi mass, mis tekib 7,3 g kaaluva vesinikkloriidi ja 5,1 g kaaluva ammoniaagi interaktsioonil? Millist gaasi jääb üle? Määrake ülejäägi mass.

4. Asetage koefitsiendid elektroonilise tasakaalustusmeetodi abil võrrandisse: Ca 3 (PO 4) 2 + SiO 2 + C → CaSiO 3 + P + CO. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine molaarmassi ekvivalent.

5. Soovitage viisi halvasti lahustuva Sb (OH) 3 ja Bi (OH) 3 eraldamiseks? Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid

Ülesanne 6

1. Mitu tonni kaltsiumtsüaanamiidi saab 3600 m 3 lämmastikust (20 ° C, normaalne atmosfäärirõhk) selle reageerimisel kaltsiumkarbiidiga, kui lämmastikukaod on 40%?

2. Kirjutage võrrand vismuti ja kontsentreeritud lämmastikhappe interaktsiooni reaktsiooniks. Asetage koefitsiendid ioon-elektroonilise tasakaalu meetodil võrrandisse. Määrake redutseerija ja oksüdeeriva aine ekvivalent ja molaarmassi ekvivalent.

3. Milliseid tooteid saadakse nitraatide kaltsineerimisel: naatrium, kaltsium, vask, plii, elavhõbe ja hõbe? Kirjutage vastavate reaktsioonide võrrandid, korraldage koefitsiendid elektroonilise tasakaalu meetodi abil.

4. Ammooniumnitraat võib laguneda kahel viisil: 1) NH 4 NO 3 (k) = N 2 O (g) + 2H 2 O (g); 2) NH4N03 (c) = N2 (g) + ½O2 (g) + 2H20 (g). Milline järgmistest reaktsioonidest on kõige tõenäolisem ja milline on eksotermilisem temperatuuril 25 ° C? Kinnitage oma vastust, arvutades ∆G ° 298 ja ∆Н ° 298. Kuidas muutub nende reaktsioonide tõenäosus temperatuuri tõustes?

5. Millised tegurid määravad lämmastikhappe redutseerimisproduktide koostise? Põhjendage vastust, esitades vastavate reaktsioonide võrrandid.

p-elemendidIV rühm

Tööplaan teemal:

1. IV rühma p-elementide üldised omadused, olemus, vastuvõtmine. Lihtsate ainete füüsikalised ja keemilised omadused.

2. Süsinik: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus, füüsikalised omadused, keemilised omadused. Süsiniku allotroopsed modifikatsioonid. Vingugaas (II) ja metallkarbiidid. Vingugaas (IV). Süsinikhape, karbonaadid, tiokarbonaadid.

3. Süsinikuühendid mittemetallidega: tsüanogeen, süsinikdisulfiid; rodoonhape ja tiotsüanaadid.

4. Räni: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus, füüsikalised ja keemilised omadused. Räni hapnikuühendid. Ränihape, silikaadid.

5. Germaaniumi alarühma elemendid: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus, füüsikalised omadused, keemilised omadused. Germaaniumi alamrühma elementide hapnikuühendid: happe-aluse ja redoks omadused.

Harjutus 1

1. Kirjeldage räni elemendi füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Kuidas seletada plii (IV) oksiidi oksüdeerivaid omadusi? Täitke reaktsioonivõrrand: PbO 2 + HCl →… Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Määrake soola mass ja gaasi maht (n.a.), mis saadakse 0,2 mooli PbO2 ja vesinikkloriidhappe reaktsiooni tulemusena.

3. Koostage ränikloriidi ja nitriidi saamise reaktsioonide võrrandid ja näidake nende esinemise tingimused. Miks ränhalogeniidid "suitsetavad" niiskes õhus? Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

4. Millise mahu atsetüleeni (normaaltingimustes) saab vee interaktsioonil 0,80 kg CaC 2 -ga.

5. Tõesta Sn (OH) 2 amfoteerset iseloomu. Esitage vastavate reaktsioonide võrrandid.

Ülesanne 2

1. Kirjeldage elemendi süsiniku füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Ilma arvutamiseta määrake söötme reaktsioon (pH = 7, pH< 7, рН >7) naatriumsilikaadi vesilahus. Põhjendage vastust, esitades vastavate reaktsioonide võrrandid.

3. Kui 3,00 g antratsiiti põletati, saadi 5,30 liitrit CO 2, mõõdetuna standardtingimustes. Arvutage süsiniku protsent (massi järgi), mida antratsiit sisaldab.

4. Täitke reaktsioonivõrrand: C + HNO 3 (konts.) CO 2 +… Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Määrake redutseerija ja oksüdeeriva aine ekvivalent ja molaarmassi ekvivalent.

5. Mitu grammi NaCl on võimalik saada 265 g Na 2 CO 3 -st.

Ülesanne 3

1. Kirjeldage germaaniumi alarühma elementide füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Millisesse ühendite klassi kuuluvad Pb 2 O 3 ja Pb 3 O 4 (punane plii)? Esitage nende graafilised valemid. Kirjutage võrrand punase plii interaktsiooni reaktsiooniks kaaliumjodiidi lahusega väävelhappe keskkonnas.

3. Mitu grammi CaCO 3 sadeneb, kui 400 ml 0,5 n CaCl 2 lahusele lisatakse liigne soodalahus.

4. Arvestades vesiniktsüaniid- ja süsinikhapete dissotsiatsioonikonstantide väärtusi: vastavalt 5 * 10 -10, 4 * 10 -7, kaaluge, kuidas õhu süsinikdioksiid mõjutab leeliseliste tsüaniidide vesilahuseid. Miks tuleks tsüaniide hoida tihedalt suletud mahutites?

5. Millised on plii (II) oksiidi ja hüdroksiidi happe-aluse omadused? Põhjendage vastust, esitades vastavate reaktsioonide võrrandid.

Ülesanne 4

1. Kirjeldage vingugaasi (IV) ja süsihappe füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Miks germaanium ei reageeri lahjendatud väävelhappega, kui see lahustub kontsentreeritud happes? Kirjutage germaaniumi ja kontsentreeritud väävelhappe vahelise reaktsiooni võrrand. Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit.

3. Veeauru juhtimisel üle kuuma söe saadakse veegaas, mis koosneb võrdsetest kogustest CO ja H 2. Kui palju veegaasi (normaaltingimustes) on võimalik saada 3,0 kg söest.

4. Milliseid muutusi läbivad naatrium- ja kaaliumtsüaniidid vesilahuste pikaajalise säilitamise ajal? Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

5. Mis värvi lakmus värvitakse KCN, Na 2 CO vesilahustesse 3. Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

Ülesanne 5

1. Kirjeldage ränioksiidi (IV) ja ränihappe füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Mis vahe on germaaniumi ja plii vastasmõjul kontsentreeritud lämmastikhappega? Miks? Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid. Asetage koefitsiendid võrranditesse elektron-ioonide tasakaalu meetodil.

3. Kaltsiumkarbonaat laguneb kuumutamisel CaO ja CO 2 -ks. Millist massi looduslikku lubjakivi, mis sisaldab 90% (massiprotsenti) CaCO 3, on vaja 7,0 tonni kustutamata lubja saamiseks.

4. Täitke reaktsioonivõrrand: PbS + HNO 3 (konts.) PbSO4 + NO 2 +…. Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent.

5. Määrake 0,02 N naatriumvesinikkarbonaadi Na2CO3 lahuse pH, võttes arvesse ainult hüdrolüüsi esimest etappi.

Ülesanne 6

1. Esitage tina elektroonilised valemid oksüdatsiooni olekus (+2) ja (+4). Milliseid omadusi (oksüdeerivaid või redutseerivaid) võivad tinaühendid nendes oksüdatsiooniastmetes avaldada? Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. 0,5 g lubjakivi lahustamisel vesinikkloriidhappes saadakse 75 ml süsinikdioksiidi (NU). Arvutage kaltsiumkarbonaadi protsent lubjakivis.

3. Arvutage kaalukaotus protsentides, mis tekib naatriumvesinikkarbonaadi süttimisel.

4. Võrrelge soola hüdrolüüsi astet ja söötme pH -d 0,1 M ja 0,001 M kaaliumtsüaniidi lahused. Põhjendage vastust asjakohaste arvutustega.

5. Täitke reaktsioonivõrrand: SnCl 2 + HgCl 2 Hg 2 Cl 2 + ... Asetage koefitsiendid võrrandisse elektroonilise tasakaalu meetodil. Määrake ekvivalent, arvutage oksüdeeriva ja redutseeriva aine molaarmass.

üldised omadusedd-elemendid

D-elemendid hõlmavad elemente, mille aatomites on täidetud välise energiataseme d-alamtase. Neid nimetatakse ka üleminekuks, mis paiknevad perioodilisustabelis suurtel perioodidel kõigi rühmade kõrvalrühmades s- ja p-elementide vahel. D-elementide aatomite valentselektronide üldine elektrooniline valem on (n-1) d 1-10 ns 2, kus n on peamine kvantarv, s.t. valentselektronid on erinevatel energiatasemetel, seega asuvad d-elemendid külgmistes alarühmades.

Välisel tasandil on d-elementidel 1-2 elektroni (n-olek), ülejäänud valentselektronid asuvad (n-1) d alamtasemel (välimine kiht). See d-elementide aatomite elektronkestade struktuur määrab kindlaks nende üldised omadused:

1. Kõik d-elemendid on metallid, mida eristab kõrge kõvadus, tulekindlus ja märkimisväärne elektrijuhtivus.

2. Iga d-elementide kümnendi kohta on kõige stabiilsemad elektroonilised konfiguratsioonid: d 0, d 5, d 10.

: (näiteks Sc, Y, La erinevalt teistest d-elementidest omavad konstantset oksüdatsiooniastet +3) (n-1) d 1 ns 2

: (Mn, Fe, Re) - (n -1) d 5 ns 2

elektronide libisemine 24 kr:… 3d 4 4s 2 →… 3d 5 4s 1.

: (Zn, Cd, Hg) - (n -1) d 10 ns 2

elektronide libisemine: 29 Cu:… 3d 10 4s 1; 47 Ag:… 4d 10 5s 1; 79 Au:… 5d 10 6s 1; 46 Pd:… 4d 10 5s 0.

3. Täitmata, pooleldi täidetud ja täielikult täidetud d-kestade suurenenud stabiilsus määrab nende elementide kõige iseloomulikumad oksüdatsiooniastmed ja nende ühendite stabiilsuse. Seega on Fe 3+ (d 5), Zn 2+ (d 10) ühendid stabiilsed, samas kui Cr 2+ ja Mn 3+ ühendid d4 konfiguratsiooniga on ebastabiilsed.

4. Ühendite moodustamisel kasutatakse s-elektrone ja osaliselt või täielikult d-elektrone. Lisaks osalevad sidemete moodustamises kõigepealt s-elektronid ja seejärel d-elektronid. Erandiks on Zn alarühma elemendid, mille aatomites pole paarituid d -elektrone - [(n -1) d 10 ns 2] ja Pd - (4d 10 5s 0), mille aatomil ei ole ergastatud olekut välised s-elektronid. Sellega seoses on d-elementide omadused järgmised:

- suur hulk valentseisundeid;

- mitmesugused muutused nende ühendite redoks- ja happe-aluse omadustes.

5. Igas alarühmas erinevad esimeste elementide (IV perioodi elemendid) omadused märgatavalt ülejäänud elementide omadustest. Perioodide V ja VI elementide sarnasus tuleneb lantanoidi kokkusurumisest.

6. Erinevalt p-elementidest ei näita d-elemendid negatiivseid oksüdatsiooniseisundeid. Nad ei moodusta vesinikuga gaasilisi ühendeid. Kui p-elementide puhul ülalt alla rühmas väheneb kalduvus kõrgeima oksüdatsiooniastme avaldumiseks, siis d-elementide puhul see tendents vastupidi suureneb. Kõrgemate oksüdatsiooniastmete stabiilsuse suurenemine on tingitud asjaolust, et kõik valentselektronid rasketes aatomites asuvad tuumast suurel kaugusel ja on sellest tõhusamalt sõelutud. Niisiis, rühmade VI Mo ja W d-elementide puhul on oksüdatsiooniaste +6, samas kui Cr on stabiilne ühendites, mille oksüdatsiooniaste on +3. Selle tagajärg on ühendite oksüdeerimisvõime vähenemine d-elementide kõrgeimas oksüdatsiooniastmes rühmas ülevalt alla.

suurenenud stabiilsus,

täheldatakse oksüdeerivate omaduste nõrgenemist.

Näiteks on Mn (VII) oksiid ebastabiilne ja laguneb plahvatusega: 2Mn 2 O 7 = 4MnO 2 + 3O 2,

samas kui vastavad tehneetsiumi ja reeniumi oksiidid on stabiilsed kristallilised ained. Samal põhjusel interakteeruvad Mn ja Re lämmastikhappega erinevalt:

Mn + 4HNO 3 = 4Mn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 4H 2O,

Re + 7HNO3 = HReO4 + 7NO2 + 3H20

7. D-elemendi hüdroksiidide happe-aluse omadused sõltuvad nende oksüdatsiooniastmest: oksüdatsiooniastme suurenemisega muutuvad hüdroksiidide keemilised omadused aluseliselt, amfoteerselt happeliseks. Näiteks:

Fe (OH) 2 Fe (OH) 3H 2 FeO 4

Cr (OH) 2 Cr (OH) 3 H 2 CrO 4

aluseline amfoteerhape

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7

aluseline amfoteerhape

8. Ülevalt alla rühmas langevad hüdroksiidide happelised omadused, kui ilmnevad sama oksüdatsiooniastme elemendid. Näiteks: H 2 MnO 4 -H 2 TcO 4 -H 2 ReO 4

happeomaduste nõrgenemine

9. D-elemente iseloomustab erinevate koordineerivate ühendite (eriti 4d- ja 5d-elementide) moodustumine. Enamik d-elemendi ühenditest on värvilised.

10. d-elemendid on head katalüsaatorid ja neid kasutatakse paljudes katalüütilistes protsessides.

d-elemendidVI,VII,VIII rühm

Tööplaan teemal:

VIII rühma 1.d-elemendid. Raudperekond: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus, füüsikalised omadused, keemilised omadused.

2. Raua alarühma elementide hapnikuühendid: happe -aluse ja redoksi omadused.

3. Raua alarühma elementide kompleksühendid.

4. kroomi alamrühma d-elemendid: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus, füüsikalised omadused, keemilised omadused.

5. Kroomi alamrühma elementide hapnikuühendid: happe-aluse ja redoksi omadused.

6. mangaani alarühma d-elemendid: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus, füüsikalised omadused, keemilised omadused.

7. Mangaani alarühma elementide hapnikuühendid: happe-aluse ja redoksomadused.

Harjutus 1

1. Kirjeldage rauaperekonna elementide füüsikalisi omadusi.

2. Tehke kindlaks, millist pliidioksiidi massi saab vähendada 0,15 l 0,2 n kaaliumkromiidi lahusega leeliselises keskkonnas.

3. Määrake, kui palju kulub tetrakarbonüülnikkel, mis on moodustatud vastavalt keemilise reaktsiooni võrrandile: Ni (s) + 4CO (g) = (g), kui reaktsiooni siseneb 23,48 kg niklit ja tootmiskadu on 10%?

4. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: KMnO 4 + HBr = Br 2 + ... Asetage koefitsiendid võrrandisse elektron-ioonide tasakaalu meetodil. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent- ja molaarmass.

5. Millisel kahel viisil on metallist niklist võimalik saada nikkel (II) kloriidi? Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

Ülesanne 2

1. Kirjeldage rauaperekonna elementide keemilisi omadusi, võrrelge nende keemilist aktiivsust. Esitage vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. 1,5 g kaaluvat vase ja nikli sulamit töödeldi liigse soolhappe lahusega. Samal ajal koguti gaasimaht 114 ml (n.a.). Arvutage metallide massiosa segus.

3. Koostage nikkel (II) hüdroksiidi moodustumise ja selle lämmastikhappes lahustumise reaktsioonide molekulaar- ja ioon-molekulaarvõrrandid.

4. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl = O 2 + ... Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit.

5. Kirjutage reaktsioonivõrrandid koobalt (II) hüdroksiidi tootmiseks ja selle oksüdeerimiseks atmosfääri hapnikuga.

Ülesanne 3

1. rauaperekonna d-elemendid: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus.

2. Kuidas saada raud (III) kloriidi raud (II) kloriidist ja vastupidi? Kirjutage vastavate reaktsioonide võrrandid.

3. Kõige tavalisem maak, millest kroomi saadakse, on kroom rauamaak FeCr 2 O 4. Arvutage, mitu protsenti lisandeid on maagis, kui 1 tonnist sulatamise ajal saadi 240 kg ferrokroomi (raua sulam kroomiga), mis sisaldas 65% kroomi.

4. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 = Br 2 +… Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent- ja molaarmass.

5. Looduslikes vetes esineb rauda peamiselt vesinikkarbonaadi kujul, mis vee ja atmosfääri hapniku toimel muundatakse järk -järgult raud (III) hüdroksiidiks. Tehke selle reaktsiooni jaoks võrrand, näidake ära, milline element loobub elektronidest ja milline kinnitab need. Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit

Ülesanne 4

1. Raua hapnikuühendid: kirjeldage nende happe-aluse ja redoksomadusi.

2. Milline kogus kloori (NU) vabaneb, kui 1 mool kaaliumdikromaati interakteerub vesinikkloriidhappe liiaga?

3. Märkige Ni aatomi iseloomulikud valentsseisundid. Millised neist on jätkusuutlikud? Kirjutage nikkeloksiidide ja hüdroksiidide valemid. Kirjeldage nende ühendite happe-aluse omadusi lühidalt. Esitage vastavate reaktsioonide võrrandid.

4. Raud -pentakarbonüül laguneb valguses vastavalt reaktsioonivõrrandile: 2 = + CO. Arvutage, kui palju ainet lagunes, kui moodustuks 5,6 liitrit vingugaasi (II) (n.o.).

5. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: PbO 2 + MnSO 4 + HNO 3 = PbSO 4 + Pb (NO 3) 2 +… Asetage koefitsiendid võrrandisse elektron-ioonide tasakaalu meetodil.

Ülesanne 5

1. Kirjeldage rauaperekonna elementide suhet õhu, vee, hapetega. Kuidas muutub elementide keemiline aktiivsus seerias: Fe → Co → Ni? Miks? Andke vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Kirjutage keemiliste reaktsioonide võrrandid, mida saab kasutada järgmiste teisenduste tegemiseks: Co 2 O 3 → Co → Co (NO 3) 2 ® Co (OH) 2 → Co (OH) 3 → CoCl 2 → CoCl 3.

3. Märkige Fe -aatomi iseloomulikud valentsseisundid. Millised neist on jätkusuutlikud? Kirjutage raudoksiidide ja hüdroksiidide valemid. Kirjeldage nende ühendite happe-aluse omadusi lühidalt. Esitage vastavate reaktsioonide võrrandid.

4. Millise mahuga väävelhappe lahust, mille massiosa on H 2 SO 4 20% (p = 1,143 g / ml), tuleks võtta raua lahustamiseks, mille lisandite massifraktsioon on 12,5%?

5. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +… Asetage koefitsiendid võrrandisse elektron-ioonide tasakaalu meetodil.

Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent- ja molaarmass.

Ülesanne 6

1. kroomi alamrühma d-elemendid: looduslikud ühendid, tootmine, rakendus.

2. 16,8 g kaaluvaid rauavilte põletati kloori atmosfääris. Saadud toode lahustati 400 ml vees. Määrake saadud lahuses lahustunud aine massiprotsent (%).

3. Kirjutage üles keemiliste reaktsioonide võrrandid, mida saab kasutada järgmiste teisenduste tegemiseks: NiO → Ni → Ni (NO 3) 2 → Ni (NO 3) 3 → NiCl 2.

4. Märkige Co aatomi iseloomulikud valentsseisundid. Millised neist on jätkusuutlikud? Kirjutage koobaltoksiidide ja hüdroksiidide valemid. Kirjeldage nende ühendite happe-aluse omadusi lühidalt. Esitage vastavate reaktsioonide võrrandid.

5. Täitke keemilise reaktsiooni võrrand: Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 +… Korraldage võrrandis olevad koefitsiendid elektron-ioonide tasakaalu meetodil. Määrake oksüdeeriva ja redutseeriva aine ekvivalent- ja molaarmass.

üldised omaduseds-elemendid

S -elemendid hõlmavad perioodilise süsteemi I ja II rühma (IA ja IIA - alarühmad) peamise alarühma elemente. S-elementide valentskihi üldine elektrooniline valem on ns 1-2, kus n on peamine kvantarv.

Elemente IA - alamrühmi Li, Na, K, Rb, Cs ja Fr - nimetatakse leelismetallideks ja elementides IIA - alarühmi - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - nelja viimast elementi nimetatakse leelismuldmetallideks .

Leelismetallide aatomitel keemiliste sidemete moodustamiseks on ainult üks elektron, mis asub ns - aatomi orbitaal (AO). Suhteliselt väike ionisatsioonienergia väärtus väheneb Li (I = 520 kJ / mol) asemel Cs (I = 342 kJ / mol), mis hõlbustab elektroni eraldumist AO -st. Seetõttu muutuvad leelismetallide aatomid erinevates keemilistes reaktsioonides kergesti ühelaetud katioonideks, millel on vastava väärisgaasi stabiilne kaheksaelektroniline (n-1) s 2 (n-1) p 6 konfiguratsioon. Näiteks: K (4s 1) - e = K + ().

Seega on leelismetallide paljudes ioonilistes ühendites ainult üks oksüdatsiooniaste (+1).

Elemendid IIА - alamrühmad sisaldavad juba välise energia tasemel kahte elektroni, mis on võimelised eralduma enne ioonsete keemiliste sidemete tekkimist koos ühe üleminekuga nр AO -le: ns 2 → ns 1 np 1. IIA - alarühma elementide oksüdatsiooniaste nende erinevates ühendites on (+2).

Berüllium on oma füüsikalis -keemiliste omaduste poolest IIA - alarühmas järsult silmapaistev. Selle elemendi aatomitel on kõigi s-elementide seas kõrgeim esimese ionisatsioonienergia väärtus (I = 901 kJ / mol) ja suurim erinevus ns ja np-AO vahel. Seetõttu moodustab berüllium koos teiste elementidega peamiselt kovalentseid keemilisi sidemeid, mida tavaliselt käsitletakse valentsidemete meetodi seisukohast. Berülliumi aatomorbitaalid läbivad sp-hübridisatsiooni, mis vastab lineaarsete molekulide BeCl 2, BeI 2 jne moodustumisele. Berülliumi (+ II) iseloomustab kalduvus moodustada keerukaid ühendeid:

Ole (OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

S-elemendi oksiididel ja hüdroksiididel on põhiomadused. Kõigi s-elementide hulgas on ainult Be; selle oksiidil ja hüdroksiidil on amfoteersed omadused.

Li ja Mg, samuti Be ja Al keemiline käitumine on diagonaalse perioodilisuse tõttu suuresti sarnane.

Hapnikuga leelismetallid moodustavad mitte ainult oksiide Me 2 [O], vaid ka Me 2 tüüpi ühendeid - peroksiide; Mina - superoksiidid; Mina - osooniidid. Hapniku oksüdatsiooniaste nendes ühendites on vastavalt –1; –1/2; –1/3.

Leelismuldmetallide peroksiidid on teada. Neist baariumperoksiid BaO 2 omab suurimat praktilist tähtsust.

Huvitavad on ka s -elementide ühendid vesinikuga - hüdriidid, milles vesiniku oksüdatsiooniaste on –1.

Tööplaan teemal:

1. D.I. perioodilise süsteemi I ja II rühma s-elementide üldised omadused. Mendelejev.

2. Lihtsate ainete omadused.

3. Looduses viibimine ja lihtsate ainete hankimine.

4. Tähtsamad s-elementide ühendid: oksiidid, peroksiidid, hüdroksiidid, soolad.

Harjutus 1

1. Millised leelismetallide keemilised omadused iseloomustavad neid kui tüüpilisemaid metalle? Põhjendage vastust, esitades vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. 25 ° C juures on NaCl lahustuvus 36,0 g 100 g vees. Leidke NaCl massiosa küllastunud lahusest.

3. Määrake lisandite protsent tehnilises kaltsiumkarbiidis, kui pärast 1,8 kg proovi täielikku lagunemist veega moodustus 560 liitrit atsetüleeni (n.o.).

4. Millised II rühma s-elemendid on täielikud elektroonilised analoogid? Miks?

5. Kui palju kaltsiumhüdroksiidi tuleks lisada 162 g 5% kaltsiumvesinikkarbonaadi lahusele, et saada keskmist soola?

Ülesanne 2

1. Kirjeldage I rühma s-elemendi oksiidide omadusi. Andke võimalusi nende saamiseks. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

- naatriumdivesinikfosfaat ja kaaliumhüdroksiid;

- kaltsiumkarbonaat ja vesinikkloriidhape;

- tina (II) hüdroksiid ja naatriumhüdroksiid.

3. Kirjutage üles keemiliste reaktsioonide võrrandid, mille tulemusel saab läbi viia järgmised teisendused: Be → BeCl 2 → Be (OH) 2 → Na 2 → BeSO 4.

4. Täitke järgmise keemilise reaktsiooni võrrand: BaO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + NaOH →…. Asetage koefitsiendid võrrandisse, kasutades elektron-ioonide tasakaalu meetodit. Arvutage oksüdeerija ekvivalent. Esitage lähteainete ja reaktsioonisaaduste nimed vastavalt rahvusvahelisele nomenklatuurile.

5. 26% KOH lahuse tihedus on 1,24 g / ml. Mitu mooli KOH ekvivalenti on 5 liitris lahuses?

Ülesanne 3

1. Kirjeldage II rühma s-elemendi oksiidide omadusi. Pakkuge võimalusi nende saamiseks. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Millised ained moodustuvad kaltsiumi põlemisel õhus? Miks, kui saadud toodet veega niisutatakse, eraldub märkimisväärne kogus soojust ja on tunda ammoniaagi lõhna. Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

3. Millise mahu SO 2 (normaaltingimustes) saab 0,085 N väävelhappe lahuse kaaliumsulfiti lahusega, mille maht on 0,05 l, saada?

4. Määrake CaCl 2 molekuli aatomite vahelise keemilise sideme tüüp. Milline on molekuli geomeetriline kuju? Kas sidemed molekulis on polaarsed, kas molekul on polaarne?

5. Miks ei saa leelismetalle kasutada vees lahustunud ainete redutseerimiseks? Põhjendage vastust.

Ülesanne 4

1. Kirjeldage I rühma s-elemendi hüdroksiidide omadusi. Pakkuge võimalusi nende saamiseks. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Miks on naatriumkloriidi lahus neutraalne ja naatriumhüpoklorit leeliseline? Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

3. 5% MgSO 4 lahuse valmistamiseks võetakse 400 g MgSO 4 * 7H 2 O. Leidke saadud lahuse mass.

4. Millise mahu 0,25 n H 2 SO 4 saab neutraliseerida 0,6 l 0,15 n Ca (OH) 2 lisamisega? Põhjendage vastust asjakohaste arvutustega.

5. Kaltsineeriti 25 g söögisoodat, jääk lahustati 200 g vees. Arvutage soola massiosa lahuses.

Ülesanne 5

1. Kirjeldage II rühma s-elemendi hüdroksiidide omadusi. Pakkuge võimalusi nende saamiseks. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Koostage järgmiste ainete lahustes toimuvate reaktsioonide molekulaar- ja ioon-molekulaarvõrrandid:

Kaaliumvesinikfosfaat ja naatriumhüdroksiid;

Kaltsiumvesinikkarbonaat ja vingugaas (IV);

Plii (II) hüdroksiid ja söövitav kaalium.

3. Millisel reaktsioonil põhineb leelismetallhüdriidide tootmine? Kirjutage võrrandid naatriumhüdriidi hüdrolüüsi ja liitiumhüdriidi sulamise elektrolüüsi reaktsioonideks.

4. 4 g kahevalentse elemendi oksiidi lahustamiseks oli vaja 25 g 29,2% vesinikkloriidhapet. Määrake, millise elemendi oksiid võeti?

5. Kuidas saada baariumhüdriidi ja nitriidi? Kirjutage nende ühendite veega interaktsiooni reaktsioonivõrrandid.

Ülesanne 6

1. Naatriumoksiid ja peroksiid. Vastuvõtvad, füüsikalised ja keemilised omadused. Kirjutage üles vastavate reaktsioonide võrrandid.

2. Miks lahustub magneesium hästi ammooniumisoolasid sisaldavas vees? Põhjendage vastust, kirjutades vastavate reaktsioonide võrrandid.

3. Üks tööstuslikest meetoditest kaaliumi tootmiseks seisneb sulanud KOH interaktsioonis vedela naatriumiga (440˚C): Na + KOH → NaOH + K. Tõestage, et ülaltoodud reaktsioon on võimalik.

4. Mitu grammi CaCO 3 sadeneb, kui 400 ml 0,5 N CaCl 2 lahusele lisatakse liigne soodalahus?

5. Täitke järgmise keemilise reaktsiooni võrrand: BaO 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →…. Asetage koefitsiendid elektroonilise ioonide tasakaalu meetodil. Arvutage oksüdeeriva aine ekvivalendi molaarmass. Esitage lähteainete ja reaktsioonisaaduste nimed vastavalt rahvusvahelisele nomenklatuurile.

Enamik Maal tuntud ühenditest on p-elementide ühendid, neist viis (C, N, P, O, S) on organogeensed, st nad on mis tahes raku osad. P-elemente leidub III-VIII rühmade peamistes alarühmades. Valentselektronid on välimisel p-alamtasemel, välise tasandi üldine elektrooniline valem vastab koostisele ns 2 np a, kus a = 1-6. P-elementidel on positiivne oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma arvuga. Vahepealsete oksüdatsiooniastmete olemuses ilmneb "pariteedireegel" - paaritu rühmade elementidel on paaritu oksüdatsiooniaste ja paarisrühmade elementidel paaris. Negatiivsed oksüdatsiooniastmed ilmuvad elementidele alates 4 A alarühmast.

Perioodidel vasakult paremale vähenevad p-elementide aatomraadiused, suureneb ionisatsioonienergia väärtus, mis toob kaasa p-elementide mittemetalliliste ja oksüdeerivate omaduste suurenemise. Alamrühmades suunaga ülevalt alla suurenevad metallilised omadused ja madalamate oksüdatsiooniastmete stabiilsus.

Seleen, fluor, broom ja jood on mikroelemendid ning neid leidub kehas ioonide kujul, mille oksüdatsiooniaste on seleeni puhul 2 ja halogeniidide puhul -1. Ion Cl - on makrotoitaine. Madalaima positiivse oksüdatsiooniastmega P-elementidel on toksiline toime, kõrgeimal tasemel aga mikroelementidel.

Käsiraamat kirjeldab lühidalt kõige olulisemate P-elementide bioloogilist toimet.

Lämmastik - õhu põhikomponent: selle mahuosa on 78,2%. Lihtsaimad lämmastikuühendid on ammoniaagi- ja ammooniumisoolad, mis on tekkinud katabolismi tulemusena, samuti taimede ja loomorganismide lagunemise käigus. Ammooniumioonid ei suuda rakumembraanidesse tungida, samas kui ammoniaagi molekulid ületavad kergesti membraanitõkkeid ja mõjutavad kiiresti aju, mida varem meditsiinipraktikas minestamiseks kasutati. Ammoniaak on mürgine gaas, mis sissehingamisel võib kahjustada hingamisteede limaskesti, põhjustades hingeldust ja kopsupõletikku.

Lämmastikoksiidi (II) NO võib atmosfääris moodustada välklambi mõjul vastavalt võrrandile:

N 2 + O 2 ¾® 2NO

1980ndate lõpus leiti, et NO sünteesitakse endoteelirakkude abil, kasutades aminohappe arginiini ensüümi NO süntaasi. NO eluiga ei ületa sekundit, kuid veresoonte normaalne toimimine ilma selle osaluseta on võimatu. See ühend pakub veresoonte silelihaste lõõgastust, reguleerib südame tööd, immuunsüsteemi, osaleb närviimpulsside edastamises, seksuaalses erutamises. Arvatakse, et NO -l on õppimisel ja meeldejätmisel oluline roll. 1988. aastal anti Nobeli preemia NO (Furchgott, Ignarro, Murad) omaduste avastamise eest.

Lämmastikoksiid (IV) NO 2 on tugev oksüdeeriv aine. See on moodustatud lämmastikoksiidist (ΙΙ) vastavalt võrrandile 2NO + O 2 ¾® 2NO 2.

Lämmastikoksiid NO 2, mis eraldub suurtes kogustes kütuste põletamisel elektrijaamades, võib põhjustada happelist vihma. Happeline vihm põhjustab järvede pH langust ja kalade hukkumist, mõjutab mulla struktuuri, mis põhjustab põllukultuuride ja puude surma.

Lämmastikoksiidide sissehingamisel tekivad kopsudesse lämmastik- ja lämmastikhapped, mis põhjustavad ärritust, kopsude haavandumist ja pikaajalisel sissehingamisel - kasvajaid. Allpool on toodud lämmastikoksiidide ja vee interaktsiooni reaktsioonid

2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2

N 2 O 3 + H 2 O → 2HNO 2

N 2 O 4 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2

N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3

Lihatoodetes säilitusainetena kasutatavad nitritid (NO 2 -) moodustavad lämmastikhapet HO -N = O, mis nitroosib valkude aminorühmi nitrosoamiinide moodustumisega vastavalt reaktsioonile:

R2N-H + HO-N = O ® R2N-N = O + H20.

Nitrosoamiinid annavad lihale ja vorstidele roosakaspunase värvuse. Suurtes kontsentratsioonides on nitrosoamiinid mürgised ja võivad põhjustada põievähki. Nitritid võivad oksüdeerida Fe +2 katiooni (hemoglobiin) Fe +3 (methemoglobiin) katiooniks:

HbFe 2+ + NO 2 - ® HbFe +3 + NO

See on üks nitritite toksilise toime põhjuseid.

Toidus esinevad nitraadid (NO 3 -), mis sisenevad kehasse, muutuvad kergesti toksilisteks nitrititeks. Suur nitraatide sisaldus vees võib põhjustada maovähki (madala happesusega), põhjustada laste suremust. Meditsiinis kasutatakse lämmastikuühendeid narkootiliste ainetena (dilämmastikoksiid), diureetikumidena (ammooniumkloriid), antiangiaalsete ainetena (nitroglütseriin), kasvajavastastena (embihin) ), radioprotektiivne (merkamiin). Ravimite sünteesis kasutatakse metüülamiini, dimetüülamiini, dietüülamiini jne alifaatseid amiine.

Fosfor on organogeen, selle makrotoitaine kogumass inimorganismis on 0,95%. Fosforit leidub luudes, neerudes, lihastes, maksas, veres, piimas, juustes, küüntes ja hammastes. Elusorganismides olevad fosfaadid on luustiku struktuurikomponendid. Ülejäänud fosforhape kuulub rakumembraani fosfolipiidide, nukleiinhapete, komplekssete süsivesikute struktuuri. Polüfosfaadid (tri- ja difosfaadid) osalevad energia kogunemises suure energiaga sidemete kujul (näiteks ATP, kreatiinfosfaat). Inimkeha sisaldab umbes 30 g ATP -d.ATP hüdrolüüsi energia on peamine energiavaluuta, mis tagab rakus energiatsükli.

Fosfolipiidid moodustavad bioloogiliste membraanide kahekihilise struktuuri. Fosfor on fosfolipiidide kujul peamiselt ajus (12%), maksas (5%), piimas (2-3%) ja vereseerumis (0,6%). Peamine fosfori kogus - 600 g - sisaldub aga inertses koes, mis moodustab 85% kogu inimkehas oleva fosfori massist. Hammaste kõvades kudedes on fosfor hüdroksüül-, kloro-, fluorapatiitide kujul üldvalemiga Ca 5 (PO 4) 3 X, kus X on vastavalt OH, Cl, F. Luukoe peamine mineraalkomponent on kaltsiumhüdroksüfosfaat Ca 5 (PO 4) 3 OH, mida nimetatakse hüdroksüapatiidiks. Fosfori vahetus organismis on tihedalt seotud kaltsiumi vahetusega, kuid see suhe on antagonistlik. Kaltsiumi sisalduse suurenemisega veres täheldatakse peamiselt anorgaaniliste fosfaatide sisalduse vähenemist.

Fosfor siseneb kehasse toiduga - piim, liha, kala, leib, köögiviljad, munad jne. Igapäevane fosfori vajadus on 0,8-1,2 g, fosfaatide liig aitab kaasa mangaani ja kaltsiumi kadumisele, mis põhjustab osteoporoosi.

Meditsiinis kasutatakse paljusid fosforiühendeid ravimite kujul südame-, maksa- ja maohaiguste raviks. Tsinkfosfaate kasutatakse hambaravis täitematerjalina.

Hapnik viitab organogeenidele. 70 kg kaaluva täiskasvanu keha sisaldab ligikaudu 43 kg hapnikku. Koos vesinikuga moodustab hapnik veemolekuli, mille sisaldus täiskasvanud inimese kehas on keskmiselt umbes 55 - 65%.

Hapnik on osa valkudest, nukleiinhapetest ja muudest elutähtsatest kehaosadest. Hingamiseks on hapnik hädavajalik. Biomolekulide (rasvad, valgud, süsivesikud, aminohapped) eksotermiline oksüdatsioonireaktsioon toimib keha energiaallikana. Hapniku (O 2) osavõtul viiakse läbi keha fagotsüütilised (kaitsvad) funktsioonid ja hingamisprotsessid. Peamine kogus hapnikku siseneb kehasse kopsude kaudu, siseneb vereringesse ja hemoglobiini osalusel kõikidesse elunditesse ja kudedesse. Hapnik siseneb kehasse kopsude kaudu, siseneb vereringesse, seondub hemoglobiiniga ja moodustab kergesti dissotsieeruva ühendi - oksühemoglobiini ning siseneb seejärel verest kõikidesse organitesse ja kudedesse. Peaaegu kogu hapnik metaboliseerub süsinikdioksiidiks ja veeks ning eritub organismist kopsude ja neerude kaudu.

Molekulaarne hapnik (O 2) tavaliselt orgaaniliste ühenditega mitteensüümilistesse keemilistesse reaktsioonidesse ei satu. Reaktsioon O 2 osalusel elusrakus toimub kõige sagedamini oksüdaasi või oksügenaasi ensüümide aktiivses keskuses. Nende reaktsioonide käigus moodustuvad O 2 redutseerimise vaheproduktid, mis ensüümide reaktsioonikeskuses muutuvad süsinikdioksiidiks ja veeks. Organismis tekivad mitmete ensüümide (ksantiinoksüdaas), hemoglobiini, hapniku redutseerimise vaheproduktide, nn reaktiivse hapniku liigid (ROS), mis on väga reaktiivsed.

Nende hulka kuuluvad superoksiidradikaalide anioonid (О 2), vesinikperoksiid (Н 2 О 2), hüdroksüülradikaalid (ОН), samuti hapniku molekulid singulaarses olekus (О 2 * ). (Hapniku molekulide põhiseisund on triplett olek, mida iseloomustab kahe paaritu elektroni olemasolu, millel on sama spin erinevatel π * orbitaalidel). ROS -i moodustamine toimub vastavalt järgmisele skeemile:

1. О 2 ühe elektroni redutseerimine viib superoksiidradikaali aniooni (О 2 ), mis on teiste ROS -i esivanem:

O 2 + e → O 2

See reaktsioon toimub eriti hemoglobiini oksüdeerumise ajal, samal ajal kui reaktsioonis vabanev elektron kantakse üle hapnikku

Fe 2+ - e → Fe 3+

2. Superoksiidi anioonradikaal, algab dismutatsioonireaktsiooniga, mida reguleerib ensüüm superoksiiddismutaas (SOD), mille tulemuseks on vesinikperoksiidi (H202) moodustumine:

Umbes 2 + 02 + 2 H + → H 2 O 2 + 02

3. Hüdroksüülradikaal (OH) tekib siis, kui vesinikperoksiid interakteerub superoksiidradikaali aniooni või muutuva valentsusega metalliioonidega:

H202 + 02 → HO + OH ─ + O 2

Н 2 О 2 + Fe +2 → HO + OH ─ + Fe +3 (Fentoni reaktsioon)

Fentoni reaktsioon peegeldab vesinikperoksiidi toksilist toimet hemoglobiinile, kuna toimub Fe +2 katiooni oksüdeerumine Fe +3 katiooniks, mida süvendab hüdroksüülradikaali teke;

4. Singlethapniku (О 2 *) moodustumine toimub hapniku molekuli ergastamisel triplett olekus valguse kvant (hυ) toimel. Selle tulemusena toimub molekuli elektrooniline ümberkorraldus, mille käigus elektronid, millel on vastassuunalised keerutused, asuvad ühel või erineval π * orbitaalil:

O 2 * on võimalik moodustada ka superoksiidi anioonradikaali ja hüdroksüülradikaali vahelise reaktsiooni abil:

О 2 + HO → О 2 * + ОН ─

ROS -il on keha elus oluline roll. Näiteks osaleb radikaalne anioon -superoksiid fagotsüütiliste rakkude (neutrofiilid, makrofaagid, monotsüüdid, eosinofiilid) aktiveerimises, mis on vajalikud võõraste mikroorganismide ja kasvajarakkude hävitamiseks. ROS osaleb apoptoosi protsessides (rakkude, elundite või keha kui terviku spontaanne surm).

ROS -i moodustumise protsessid toimuvad tavaliselt kehas ja neid reguleerivad antioksüdantsed kaitseensüümid (superoksiid -dismutaas, katalaas, glutatioonperoksidaas, glutatiooni transferaas).

katalaas

2 H 2 O 2 H 2 O + O 2

superoksiidi dismutaas

O 2 _ + O 2 _ + 2H + H 2 O 2 + O 2

glutatiooni peoksidaas

R-SH + H 2 O 2 2 H 2 O + R-S-S-R

R-S-S-R + 2Н + + 2е 2 R-SH

Liiga palju ROS -i põhjustab mitmeid patoloogilisi seisundeid, mis põhinevad bioloogiliste membraanide lipiidide oksüdatiivsetel muundumistel, nukleiinhapete, valkude ja nende supramolekulaarsete komplekside struktuuri kahjustamisel. Neid ümberkujundusi, tavaliselt üldises vormis, kujutab diagramm:

RH + OH ∙ → R ∙ + H 2O

R ∙ + O 2 → RO 2 ∙

RH + RO 2 ∙ → ROOH + R ∙

Vabade radikaalide oksüdatsiooniprotsesside tugevdamine põhjustab bioloogiliste membraanide terviklikkuse rikkumist ja rakusurma, põhjustab muutusi valkude struktuuris, ensüümide aktiivsuse vähenemist, on mutatsioonide põhjus.

Meditsiinis kasutatakse molekulaarset hapnikku hüpoksiliste seisundite, südame -veresoonkonna haiguste, tsüaniidi ja vingugaasimürgituse raviks. Annustamine hapnikuga toimub kõrgendatud rõhul (hüperbaarne hapnikuga varustamine), mille tulemusel paraneb kudede hemodünaamika ja hapnikuvarustus. Südame -veresoonkonna haiguste korral kasutatakse ainevahetusprotsesside parandamiseks hapnikuvahtu (hapnikukokteil). Troofiliste haavandite, gangreeni korral on näidustatud hapniku (osooni) subkutaanne manustamine. Joogivee osoonimist kasutatakse selle puhastamiseks ja desinfitseerimiseks.

Süsinik - kõige olulisem organogeen. Kogu süsinikusisaldus on umbes 21% (15 kg 70 kg kehakaalu kohta). Süsinik moodustab 2/3 lihasmassist ja 1/3 luumassist. Süsiniku füsioloogilise rolli määrab asjaolu, et see element on osa kõigist orgaanilistest ühenditest ja osaleb kõigis organismi biokeemilistes protsessides. Biomolekulide oksüdeerumine hapniku toimel viib vee ja süsinikdioksiidi (CO 2) moodustumiseni, mis on hingamiskeskuse stimulaator, millel on oluline roll hingamise ja vereringe reguleerimisel.

Vabas vormis ei ole süsinik mürgine, kuid paljudel selle ühenditel on märkimisväärne toksilisus: CO (süsinikmonooksiid), süsiniktetrakloriid CCI 4, süsinikdisulfiid CS 2, tsüaniidsoolad HCN, benseen C 6 H 6, fosgeen COCI 2 ja hulk teisi. Süsinikdioksiid kontsentratsioonis üle 10% põhjustab atsidoosi (vere pH langus), õhupuudust ja hingamiskeskuse halvatust. Farmaatsias ja meditsiinis kasutatakse laialdaselt erinevaid süsinikuühendeid - süsihappe ja karboksüülhapete derivaate, polümeere jne. Karboleeni (aktiivsütt) kasutatakse gaaside adsorbeerimiseks ja erinevate toksiinide eemaldamiseks kehast, kasutatakse grafiiti salvide kujul. nahahaiguste raviks. 14 C -ga märgistatud tooteid kasutatakse biomeditsiinilistes uuringutes.

Väävel viitab makrotoitainetele, organogeenidele. Väävel osaleb ühendite moodustumisel oksüdatsiooniasendis –2. Sulhüdrüül - SH - rühmade või disulfiidsidemete kujul - S - S - väävel on osa valkudest, aminohapetest (tsüsteiin, tsüstiin, metioniin), hormoonidest (insuliin), ensüümidest (koensüüm A), vitamiinidest (B 1) , kerotiin (juuksed, luud, närvikoe). Valgu tertsiaarne struktuur sisaldab tsüstiini aminohappejääkide vahel disulfiidsildu. Tioolrühmade pöörduv üleminek disulfiidsidemetele kaitseb keha kiirguskahjustuste ja tugevate oksüdeerijate mõju eest:

R 1 - S -S -R 2 R 1 - SH + R 2 - SH

R-S-H R-S-H S-R 1

Pb 2+ → Pb 2+

R 1 -S -H R 1 -S H -S -R

Selle tulemusena kaotab ensüüm oma aktiivsuse ja biokeemiliste reaktsioonide kulg on häiritud. Väävliühendite metabolismi käigus moodustub endogeenne väävelhape, mis osaleb mikroorganismide poolt soolestikus toodetud toksiliste ühendite (fenool, indool) neutraliseerimisel. Väävelhape seob paljusid ksenobiootikume suhteliselt kahjututeks aineteks (konjugaatideks), mis erituvad uriiniga.

Mürgised väävliühendid on H 2 S vesiniksulfiid, SO 2 vääveldioksiid. Vesiniksulfiidi H 2 S leidub väävlises mineraalvees, mida kasutatakse vannide kujul mitmete haiguste raviks. See on värvitu gaas, millel on ebameeldiv lõhn. Moodustub mikroorganismide mõjul mädanevate taime- ja loomsete jääkide tõttu.

SO 2 - vääveldioksiid, on lämmatava lõhnaga. Mürgine. Toimib hingamisteede limaskesta ärritavana. Ligikaudu kolmandik väävel (IV) oksiidist satub atmosfääri orgaaniliste ainete mikrobioloogilise oksüdatsiooni tõttu; selle allikaks on aktiivsed vulkaanid. Umbes 70% SO 2 moodustub naftasaaduste ja väävlimaakide põlemisel. Päikesevalguse ja katalüsaatorite (V 2 O 5) mõjul muundatakse vääveloksiid SO 2 SO 3 -ks:

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

Lahustumisel atmosfääri niiskuses SO 3 moodustub väävelhape, mis moodustab happelise vihma, mis viib metsade hukkumiseni, mulla hapestumiseni.

SO 3 (g) + H 2 O (l) → H 2 SO 4 (aq)

Naatriumtiosulfaati Na 2 S 2 O 3 kasutatakse meditsiinipraktikas mürgivastase põletikuvastase ainena elavhõbeda, plii ja vesiniktsüaniidhappe soolade mürgistamiseks. Sügeliste ravis kasutatakse naatriumtiosulfaati ja sadestunud väävlit.

Ravimitena kasutatakse paljude metallide sulfaate: Na 2SO 4 '10H 2 O - lahtistina, MgSO 4' 7 H 2 O - lahtistava ja kolereetilise ainena, CuSO 4 '5H 2 O ja ZnSO 4' 7 H 2 O kui antiseptiline, kokkutõmbav, oksendav aine. BaSO 4 kasutatakse kontrastainena söögitoru ja mao röntgenuuringuks. Sadestunud väävlit kasutatakse sügeliste ravis.

Väävel siseneb kehasse toiduga. Väävliühendite rikkaimad on munad, liha, kodujuust, tatar, kliid ja jäme leib.

Kloor inimkehas sisaldub see koguses 100 g (0,15%) peamiselt kloriidioonide kujul. Klooriidioonil on optimaalne raadius rakumembraanist läbitungimiseks. See seletab tema ühist osalemist naatrium- ja kaaliumioonidega teatud osmootse rõhu loomisel ja vee-soola metabolismi reguleerimisel. Igapäevane naatriumkloriidivajadus on 1 g NaCl on vajalik soolhappe (vesinikkloriidhappe) tootmiseks maos, mis mängib seedimisprotsessis olulist rolli, hävitades erinevaid patogeenseid baktereid (koolera, kõhutüüfus).

Elulised kloriidioonid ei ole mürgised, samas kui elementaarne kloor on väga mürgine gaas.

Viimastel aastatel on kehas moodustatud mitmeid aktiivseid halogeenivorme (AFH) - suurenenud reaktsioonivõimega halogeeni sisaldavaid ühendeid, mis on tekkinud elusorganismis või sisenevad sellesse inimese kokkupuutel keskkonnaga. .

Halogeenide aktiivsed vormid (AFH) on halogeeni sisaldavad ühendid, millel on suurenenud reaktsioonivõime ja mis moodustuvad elusorganismis või sisenevad sellesse inimese kokkupuutel keskkonnaga. Eristage eksogeenset (sisseviidud) ja endogeenset (kehas moodustunud) AFG -d. Halogeenide aktiivsete vormide eksogeensete allikate hulka kuuluvad pestitsiidid, ravimid, anesteetikumid, reovesi, autode ja lennukite heitgaasid ning tööstuslikud mürgid. Organismis moodustuvad halogeenide aktiivsed vormid peroksidaasi ensüümide, eriti müeloperoksidaasi, aga ka H 2 O 2 reduktaasi osalusel, peamiselt neutrofiilides. Kloori- ja bromiidioonidest moodustuvad hüpokloorilised HOCI ja hüpobroomsed HOBr -happed (primaarsed APG -d), millest võivad saada aktiivse kloori ja broomi moodustumise allikad, aga ka kõige olulisemate biomolekulide halogeenimisproduktid: aminohapped, lipiidid, nukleiinhapped, kolesterool (sekundaarsed APG -d) (vt. diagramm).

Cl 2 + H 2 → H + + Сlˉ + HOCl

Mikroorganismide hävitamiseks ja neutraliseerimiseks on vajalikud väikesed kogused halogeenide aktiivseid vorme; kui neid on liiga palju, võivad need toimida aktiivsete vabade radikaalide allikatena, millel on kahjulik mõju keha struktuuridele.

Juhtudel, kui AFG välimus või moodustumine ületab organismi võimet neid ühendeid eemaldada või neutraliseerida, võib areneda arvukalt patoloogiaid, sealhulgas ateroskleroos, südameatakk, insult, vaskuliit, Alzheimeri tõbi, hingamisteede, neerufunktsiooni häired, reumatoidartriit, sepsis jne.

Seleen on mikroelement, peamiselt maksas ja neerudes. Seleeni kontsentratsioon veres on 0,001 - 0,004 mmol / l.

Elusorganismides on seleeni ja väävli seos kahtlemata. Suurtes annustes koguneb seleen peamiselt küüntesse ja juustesse, mis põhinevad väävlit sisaldavatel aminohapetel. Ilmselt asendab seleen väävli analoogina seda erinevates ühendites:

R- S- S- R ¾® R- Se-Se- R

Leiti, et seleeni puudus viib ensüümi glutatioonperoksidaasi kontsentratsiooni vähenemiseni, mis omakorda põhjustab lipiidide ja väävlit sisaldavate aminohapete oksüdeerumist.

Viimastel aastatel läbiviidud uuringud on näidanud, et seleen koos mis tahes happega kuulub mitmete ensüümide aktiivsete keskuste hulka: formiaatide dehüdrogenaas, glutatioonreduktaas ja glutatioonperoksidaas, glutatioontransferaas. Täpsemalt sisaldab glutatioonperoksidaasi aktiivne sait ebatavalise aminohappe selenotsüsteiini jääki: HOOC -CH (NH2) -CH2 -Se -H. See ensüüm koos proteiinglutatiooniga kaitseb rakke orgaaniliste peroksiidide ROOH ja vesinikperoksiidi H 2 O 2 hävitava mõju eest. Võimalik, et vesinikseleniidirühmal - selenotsüsteiini SeH -l on selle ja teiste seleeni sisaldavate ensüümide toimemehhanismis mõningaid eeliseid vesiniksulfiidrühma - SH ees.

Seleeni võime kaitsta keha mürgituse eest elavhõbeda soolade Hg ja kaadmium Cd -ga on hästi teada. Selgus, et seleen soodustab nende mürgiste metallide soolade sidumist teiste ensüümide aktiivsete keskustega, mida nende toksiline toime ei mõjuta.

On näidatud, et seleen stimuleerib antikehade teket ja suurendab seeläbi organismi kaitset nakkushaiguste ja külmetushaiguste vastu. Osaleb punaste vereliblede tootmises, aitab säilitada seksuaalset aktiivsust. Meessoost kehas on peaaegu 50% seleenist koondunud munandite seemnetorudesse, seleen kaob koos seemnepurskega. Seetõttu on meeste nõudlus seleeni järele suurem kui naistel. Seleeni aktiivsus suureneb E -vitamiini juuresolekul. On kindlaks tehtud, et kõrge seleeni sisaldus toidus ja vähi suremus on omavahel seotud.

Seleen on suurtes annustes mürgine. Seleeniühendite lagunemine loomade kehas põhjustab väga mürgise dimetüülseleen CH3 -Se -CH3 vabanemist, millel on küüslaugu lõhn. Selle reaktsiooni mehhanism on kindlaks tehtud. Kui seleenhape H 2 SeO 3 interakteerub glutatiooniga, moodustuvad -S-Se-S- rühma sisaldavad ühendid

H 2 SeO 3 + 4GSH ¾® GSSeSG + GSSG + 3H 2 O

redutseeritud oksüdeerunud

glutatioon glutatioon

Ensüümide toimel rühma sisaldavad ühendid

S-Se-S-, redutseeritakse divesinikseleniidiks H 2 Se, mis metüülitakse, moodustades toksilise dimetüülseleeni.

Enamiku tööstusriikide toitumises esineb mikroelementide puudust. Täiskasvanu vajadus on 150-200 mcg päevas. Sisaldab liha, maksa, neere, merekala, pärmi, leiba, maapirni. Sageli on aga vaja täiendavaid seleeni allikaid, milleks on vitamiinide-mineraalide kompleksid ja muud bioloogiliselt aktiivsed toidu lisaained.

Meditsiinis kasutatakse seleeniühendeid (naatriumseleniit, seleen-metioniin, seleen-tsüsteiin jne) laialdaselt paljude haiguste raviks ja ennetamiseks, kuna seleen on looduslik antioksüdant. Dermatoloogias ja kosmetoloogias kasutatakse seleeni sisaldavaid šampoone, kreeme, seepe ja geele. Meditsiinilistes uuringutes kasutatakse 15 Se isotoopi naatriumselenaadis ja seleniidis.

Jood on üks asendamatutest mikroelementidest. Inimkeha sisaldab umbes 25 mg (4 · 10 -5%) joodi, üle poole sellest on kilpnäärmes hormoonide (trijodotüroniin, türoksiin) struktuuris. Jodiidioon I kujul - kehas on umbes 1% joodi.

Peamine joodi allikas inimkehale on mereannid, samuti toiduainetööstuses kasutatavad jodofoorid ja jodeeritud sool. Joodi kogus puu- ja köögiviljades sõltub mulla koostisest, samuti toiduainete töötlemise tüübist. Kilpnääre on võimeline joodi kontsentreerima, elemendi sisaldus selles on 25 võrra suurem kui vereplasmas. Kilpnääre eritab hormoone türoksiini ja trijodotüroniini. On tõendeid selle kohta, et jood mõjutab teatud valkude, rasvade, hormoonide sünteesi.

Kilpnäärme aktiivsuse vähenemine (hüpotüreoidism) võib olla seotud selle võime vähenemisega joodiidiioonide kogunemise võimega, samuti joodi puudusega toidus (endeemiline struuma). Endeemilise struuma korral on ette nähtud joodipreparaadid: kaaliumjodiid KI või naatriumjodiid NaI annustes, mis vastavad inimese igapäevasele joodivajadusele (0,00l g kaaliumjodiidi). Piirkondades, kus täheldatakse joodipuudust, lisatakse lauasoolale endeemilise struuma vältimiseks NaI või KI (I, 0 - 2,5) g / kg soola).

Kilpnäärme suurenenud aktiivsuse (hüpertüreoidism) tõttu, mis on tingitud kilpnäärmehormoonide liigsest sünteesist, täheldatakse ainevahetusprotsesside kiiruse suurenemist.

NaI ja KI kasutatakse hingamisteede põletikuliste haiguste korral. Joodipreparaate kasutatakse väliselt antiseptikumidena (näiteks jodoformina), naha ja limaskestade põletikuliste haiguste ärritavate ja häirivate teguritena. Joodi sisaldavad preparaadid hõlmavad: 5% joodi alkoholilahust, astmavastast segu, kaaliumi- ja naatriumjodiide, kaltsiumjoodi, antistrumiini ja joodi aktiivseid tablette.

Fluor on mikroelement. Fluoriidühendid on koondunud luukoesse, küüntesse ja hammastesse. Hambad sisaldavad umbes 0,01% fluori ja suurem osa sellest langeb emaili peale, mis on seotud halvasti lahustuva fluorapatiidi Ca 3 (PO 4) 3 F. esinemisega. Fluoriidi puudumine organismis viib hammaste lagunemiseni. Hambakudede mineraalne alus - dentiin koosneb hüdroksülapatiidist Ca 5 (PO 4) 3 (OH), klorapatiidist Ca 5 (PO 4) 3C1 ja fluorapatiidist Ca 5 (PO 4) 3 F. Fluoriidioon asendab kergesti hüdroksiidiooni hüdroksülapatiidis, moodustades kaitsva emailkihi kõvemast fluorapatiidist:

Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 + F ¾ ¾® Ca 10 (P0 4) F 2 + 2 OH‾

Lisaks aitavad fluoriidioonid kaasa kaltsiumfosfaadi sadestumisele, kiirendades remineralisatsiooni (kristallide moodustumist):

1O Ca 2+ + 6PO 4 ‾3 + 2F ‾ ¾® 3Ca 3 (PO 4) 2 + CaF 2

Hambakaaries on emaili hüdroksüülapatiidikomponendi lahustumise protsess bakterite poolt toodetud hapete toimel:

Ca 5 (PO 4) 3 OH + 7H + ¾® 5Ca 2+ + 3H 2 PO 4 - + H 2 O

On ettepanekuid, et emaili väikeste kahjustuste korral soodustab naatriumfluoriidi sisseviimine fluorapatiidi teket, mis hõlbustab alanud kahjustuste remineraliseerumist. Naatriumvee fluorimine fluoriidiga (kuni fluoriidioonide sisalduseni 1 mg / l) viib hambakaariese esinemissageduse olulise vähenemiseni elanikkonnas.

Meditsiinipraktikas kasutatakse naatriumfluoriidi paikse välisvahendina. NaF kasutamine põhineb fluorapatiidi moodustumisel:

NaF + Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 ¾® NaOH + Ca 10 (PO 4) 6 F 2

hambapasta

Samal ajal leelistatakse suuõõne keskkond ja neutraliseeritakse bakterite poolt toodetud happed.

Fluoriidühendid sisenevad kehasse toidu ja veega. Fluoriidi on palju riisis, veiselihas, munades, piimas, sibulas, spinatis, õuntes.

Kahjulik on mitte ainult puudus, vaid ka liigne fluor. Kui joogivee fluoriidisisaldus on kõrgem kui lubatud norm (1,2 mg / l), muutub hambaemail habras, kergesti hävitavaks ja ilmnevad muud kroonilise fluoriidimürgistuse sümptomid - luude suurenenud haprus, luude deformatsioonid ja üldine kahanemine. keha. Sellisel juhul esinevat haigust nimetatakse fluoroosiks (fluoroos).

Broom - mikroelement. Broomi mass inimkehas on umbes 7 mg (~ 10 -5%). Broomiühendite bioloogilist rolli ei mõisteta hästi. See on lokaliseeritud endokriinsetes näärmetes, peamiselt hüpofüüsis, neerudes, kilpnäärmes ja rakuvälises vedelikus. Bromiidanioonide suurenenud sisaldus soodustab kloriidanioonide eritumist neerude kaudu. On tõendeid selle kohta, et broomiühendid pärsivad kilpnäärme funktsiooni ja suurendavad neerupealise koore aktiivsust. Bromiidioonide kehasse sissetoomise suhtes on kõige tundlikum kesknärvisüsteem. Bromiidid kogunevad aju erinevatesse osadesse, tõhustades pärssivaid protsesse ajukoore neuronites, seetõttu kasutatakse broomipreparaate (kaaliumbromiide, naatriumi, bromkamforit) suurenenud erutuvusega rahustitena, mis aitavad taastada häiritud tasakaalu protsesside vahel. erutusest ja pärssimisest

Ioonraadiuse, elektronegatiivsuse ja muude füüsikalis -keemiliste omaduste osas on broom kloori ja joodi vahel vahepealses asendis. Seetõttu võivad bromiidioonid kehas asendada C1 - ja I - ioone. Sellise asendamise näiteks on joodi asendamine broomiga, mille organismis on kilpnäärmehormoonides üleliigset broomi, mis viib kilpnäärme ületalitluseni.

Erineva individuaalse tundlikkuse tõttu varieerub broomipreparaatide annus 0,05 kuni 2,0 g.Brom siseneb kehasse koos teravilja, pähklite ja kalaga.

Boor ... On juba ammu teada, et mikroelement boor on kõrgemate taimede jaoks vajalik, kuid andmed selle bioloogilise rolli kohta on ilmunud suhteliselt hiljuti - alates 1985. aastast. On kindlaks tehtud, et boor osaleb süsinik -fosfaadi metabolismis, interakteerub paljude bioloogiliselt aktiivsete ainetega ühendid (süsivesikud, ensüümid, vitamiinid, hormoonid) ... On kindlaks tehtud, et boor on räni, kaltsiumi, mangaani, magneesiumi partner, kes osaleb lupjumises, luude moodustumises ja osteoporoosi ennetamises. Menopausijärgsetel naistel kaltsiumi ainevahetusele avalduva toime mehhanismis mängib olulist rolli aktiivsete östrogeenide taseme tõus. Boor osaleb nii östrogeenide kui ka D-vitamiini aktiveerimises. Boori mõjul väheneb kaltsiumi eritumine uriiniga ja 17-β-östradiooli taseme tõus. Booripreparaadid takistavad kaltsiumi kadu uriinis, mis on oluline osteoporoosi ja luumurdude korral. Boor osaleb koos tsingiga rasvrakkude rasvhapete mobiliseerimisel. Boorilisandid võivad leevendada liigesevalu ja parandada heaolu. Mikroelemendi kõige tõhusamad ja ohutumad orgaanilised derivaadid, näiteks boorglütserolaat. Anorgaanilised derivaadid - boorhape ja booraks võivad olla mürgised. Buru - naatriumtetraboraadi kristalne hüdraat Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O on laialdaselt kasutusel antiseptikuna. Ravimi farmakoloogiline toime tuleneb soola hüdrolüüsist boorhappe vabanemisega:

Na 2 B 4 O 7 + 7H 2 O ¾® 4H 3 VO 3 + 2NaOH

Saadud leelis ja hape põhjustavad mikroobrakkude valkude hüübimist (denatureerimist).

Hambaproteesides kasutatakse hambaproteeside valamisel vormitäidisena boorhapet H 3 VO 3. Hambaproteeside liimikihina kasutatav hambapasta sisaldab naatriummetaboraati NaB02, mis on segatud alumiiniumhüdroksiidiga A1 (OH) 3.

Boori päevane vajadus on ligikaudu 2-7 mg. Boori allikad on puuviljad, köögiviljad, pähklid ja veinid.

Suure boorisisaldusega toitude söömine häirib süsivesikute ja valkude ainevahetust organismis, mis viib endeemiliste soolehaiguste - enteriidi - tekkeni.

Alumiinium on immunotoksiline mikroelement. Inimkeha sisaldab 10–5% alumiiniumi ja saab 5–50 mg päevas. Alumiiniumi allikad on toit ja joogivesi. Vanusega suureneb selle elemendi sisaldus kopsudes ja ajus. Alumiinium osaleb fosfaadi- ja valgukomplekside moodustamises, luu-, sidekoe- ja epiteelkoe regenereerimisprotsessides, omab seedeensüüme pärssivat või aktiveerivat toimet (sõltuvalt kontsentratsioonist) ja mõjutab kõrvalkilpnäärmete funktsiooni.

Meditsiinis kasutatakse alumiiniumi sisaldavate preparaatide adsorbeerivaid, ümbritsevaid, antatsiidseid, kaitsvaid ja valuvaigistavaid omadusi. Alumiiniumsilikaati (valge savi, kaoliin) ja põletatud maarja KAI (SO 4) 3 · 7H 2 O kasutatakse nahahaiguste ravis väliselt pulbrite, salvide ja pastade kujul. AI (OH) 3 kasutatakse antatsiidina mao- ja kaksteistsõrmikuhaavandi, gastriidi ja mürgistuse korral. AI (OH) 3 koos MgO -ga on osa ravimist "Almagel", mida kasutatakse maohaiguste ümbritseva ja antatsiidse ainena. Alumiiniumfosfaadil on haavandivastane, adsorbeeriv toime, vähendab maomahla happelisust.

Arseen - immunotoksiline mikroelement, mis sisaldub inimkehas koguses (10–6%). Arseen koguneb luudesse ja juustesse ning ei elimineeru neist mitme aasta jooksul täielikult. Seda funktsiooni kasutatakse kohtuekspertiisis, et teada saada, kas arseeniühenditega on mürgitatud.

Arseeniühendid satuvad inimkehasse koos joogi- ja mineraalveega, viinamarjaveinide ja -mahladega, mereandidega, ravimitega, pestitsiidide ja herbitsiididega. Arseen võib atmosfääriõhuga siseneda kehasse suuremas koguses, sest selle kontsentratsioon õhus suureneb, kui kivisütt põletatakse katlamajades ja soojuselektrijaamades, vasesulatuste läheduses. Joogivees mõnes maailma piirkonnas (India, Bangladesh, Taiwan, Mehhiko) suureneb arseenisisaldus (1 mg / l), mis on massilise kroonilise arseenimürgituse põhjus ja põhjustab nn musta jala haigust. Arseeni (V) ja eriti arseeni (III) ühendid on väga mürgised. Toksilise toime mehhanismi seletatakse arseeni võimega sulgeda sulfhüdrüül SH - ensüümide, valkude, aminohapete rühmad (tsüsteiin, glutatioon, lipoehape).

Lisaks võib arseen asendada joodi, seleeni ja fosforit, häirides organismi ainevahetuse biokeemilisi protsesse; Nagu ka nende elementide antimetaboliit. Inimesele surmav annus on ligikaudu 0,1–0,3 g arseeni.

lk-elemendid on:

• 1. perioodil - ei lk-elemendid
• teisel perioodil -
• kolmandal perioodil -
• neljandal perioodil -
• viiendal perioodil -
• kuuendal perioodil -

P-elementide hulka kuuluvad siirdemetallid ja enamik mittemetalle. P-elementidel on erinevad füüsikalised ja mehaanilised omadused. P-mittemetallid on väga reaktiivsed, reeglina tugeva elektronegatiivsusega ained, P-metallid on mõõdukalt aktiivsed metallid ja nende aktiivsus suureneb PSCE põhja suunas.

Vaata ka

• -elemendid
• -elemendid
• -elemendid
• -elemendid

Wikimedia Foundation. 2010.

Vaadake, mis on "P-elemendid (keemilised)" teistes sõnastikes:

- (a. keemilised elemendid; n. chemische Elemente; ph. elemendid chimques; ja. elementos quimicos) lihtsate ja keerukate kehade koostisosad, mis on aatomite kogum, millel on sama laeng aatomituumade ja sama palju elektrone ... Geoloogiline entsüklopeedia

Keemilised elemendid- Mendelejevi elementide perioodilise tabeli elemendid, milles iga element on kogu aatomite komplekt, millel on sama laeng aatomituumade ja sama arvu elektronidega aatomi kestas. Praegu on teadaolevate elementide arv 118 ... Kaasaegse loodusteaduse algus

Lihtsaim ainevorm, mida saab tuvastada keemiliste meetoditega. Need on lihtsate ja keerukate ainete koostisosad, mis on sama tuumalaenguga aatomite kogum. Aatomi tuuma laengu määrab prootonite arv ... Collieri entsüklopeedia

D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodiline tabel H ... Vikipeedia

Iga E. x. see on aatomite kogum, mille aatomituumade laeng on sama ja elektronide arv aatomi kestas sama. Aatomituum koosneb prootonitest, mille arv on võrdne elemendi aatomnumbriga (vt aatomnumber), ja neutronitest, ... ... Suur Nõukogude entsüklopeedia

Kindla tuumalaenguga aatomite agregaadid Z.DI Mendelejev määras E. Kh. nii: lihtsate või keerukate kehade materiaalsed osad, rukkile, annavad neile teadaoleva füüsilise kogumi. ja kem. Püha v. Suhted E. x. peegeldab perioodilist süsteemi ....... Keemiline entsüklopeedia

Keemilised elemendid- mitmesuguste lihtsate ja keeruliste ainete koostisosad. Iga keemiline element on aatomite kogum, mille aatomituumade laeng on sama ja elektronide arv aatomi kestas sama. Aatomituum koosneb ... ... Metallurgia entsüklopeediline sõnaraamat

Looduse nähtuste ja ainete tohutut mitmekesisust on inimmõte oma uurimuses alati püüdnud lihtsustada, eeldades, kui mitte peamise E. (Democritus, Epicurus) täielikku ühtsust, siis vähemalt väikese arvu abiga E., ... ... Entsüklopeediline sõnaraamat F.A. Brockhaus ja I.A. Efron

- (lühendatult HIT) seadmed, milles neis toimuvate keemiliste reaktsioonide energia muundatakse otse elektrienergiaks. Sisu 1 Loomise ajalugu 2 Kuidas see toimib ... Vikipeedia

Raamatud

• Keemilised elemendid, Vaitkene Lyubov Dmitrievna. Fe, Au, Cu Ferrum, aurum, cuprum Sa ikka ei tea, mida need sõnad tähendavad, aga kas sa tahaksid seda väga teada? Siis on see raamat teie ustav abiline sellise raske teaduse nagu keemia valdamisel. Pärast lugemist ...