P elementi grupe III A Na p-elemente III-A. P elementi

Pošaljite svoj dobar rad u bazu znanja jednostavno je. Koristite obrazac u nastavku

Studenti, diplomanti, mladi znanstvenici koji koriste bazu znanja u svom studiju i radu bit će vam vrlo zahvalni.

Domaćin na http://www.allbest.ru/

1. Opće karakteristike p-elemenata III skupine

Elektronsku konfiguraciju osnovnog stanja ovih elemenata ns 1 np 2 karakterizira prisutnost jednog nesparenog elektrona. U pobuđenom stanju sadrže tri nesparena elektrona, koji, budući da su u sp 2 hibridizaciji, sudjeluju u stvaranju tri kovalentne veze. U tom slučaju atomi elemenata skupine IIIA imaju jednu nezauzetu orbitalu, a broj valentnih elektrona ostaje manji od broja energetski raspoloživih orbitala. Stoga su mnogi kovalentni spojevi elemenata skupine IIIA Lewisove kiseline - akceptori elektronskih parova, stjecanjem kojih ne samo da povećavaju koordinacijski broj na četiri, već i mijenjaju geometriju svoje okoline - jedna od ravnina postaje tetraedarska (sp 2 hibridizacijsko stanje) .

Bor se po svojstvima razlikuje od ostalih elemenata ove podskupine. Bor je jedini nemetal koji je kemijski inertan i stvara kovalentne veze B?F, B?N, B?C itd., čija je mnogostrukost često povećana zbog pp?pp veza. Kemija bora je bliska kemiji silicija, što pokazuje dijagonalnu sličnost. Na atomima aluminija pojavljuju se prazna d-orbitala, radijus atoma se povećava, stoga se koordinacijski broj povećava na šest. Galij, indij, talij nalaze se odmah iza metala d-bloka; punjenje d-ljuske prati uzastopna kontrakcija atoma. Kao rezultat d-kompresije, ionski radijusi aluminija i galija su bliski, a atomski radijus galija je još manji. Pri prelasku s Al na Ga, povećanje efektivnog naboja jezgre pokazuje se značajnijim od promjene polumjera atoma, pa se energija ionizacije povećava. Povećanje energija ionizacije pri prijelazu od Ip do Tl rezultat je d- i f-kompresije, što dovodi do povećanja međudjelovanja valentnih elektrona s atomskom jezgrom. Povećanje energije vezanja 6s 2 elektrona talija s jezgrom otežava njihovo sudjelovanje u stvaranju veza i dovodi do smanjenja stabilnosti njihovih spojeva u najvišem oksidacijskom stanju. Tako su za talij, olovo, bizmut i polonij spojevi sa stupnjem oksidacije +1, +2, +3, + stabilni.

III skupina p-elemenata uključuje tipične elemente - bor i aluminij te elemente podskupine galija - galij, indij, talij. Svi navedeni elementi, osim bora, su metali. Svi elementi su rijetki, osim aluminija, koji čini 8,8% mase zemljine kore. Na vanjskoj elektronskoj razini imaju tri elektrona ns 2 np 1, a u pobuđenom stanju imaju ns 1 np 2 elektrona. Najviše oksidacijsko stanje elemenata podskupine bora je +3. Zbog činjenice da pretposljednja razina u atomima Ga, In, T1 sadrži 18 elektrona, pravilne razlike u nekim svojstvima narušavaju se pri prijelazu s A1 na Ga. Neke fizikalne konstante elemenata podskupine IIIA dane su u tablici. 7.

2. Elementi skupine IIIA (podskupina bora)

2.1 Bor

Prirodni resursi . Bor se ne javlja u slobodnom, već samo u vezanom stanju. Glavni minerali su borati: Na 2 B 4 0 7 10H 2 O - boraks, H 3 BO 3 - borna kiselina, borov nitrid BN.

Priznanica. Tehnički (amorfni) bor dobiva se magnezijevom toplinskom redukcijom njegovog oksida:

3Mg + B2O3 3MgO + 2B; H<0.

MgO se uklanja otapanjem u HCl. Kristalni bor se dobiva redukcijom halogenida s vodikom:

2VVr 3 + 3N 2 6HBr + 2B.

Svojstva. Bor je poznat u amorfnom (smeđem) i kristalnom (crnom) obliku. Kristalna rešetka bora je vrlo jaka (ikosaedri), što se očituje u visokoj tvrdoći, niskoj entropiji S 0 (c) = 7 e.u. i visoko talište. Bor je poluvodič sa zabranjenim pojasom od 1,42 eV.

Bor je prvi p-element u periodnom sustavu elemenata. Građa vanjske elektronske ljuske 2s 2 2p l . Ekscitacija prenosi atom u sp 2 - hibridno valentno stanje u kojem se orbitale nalaze ispod 120 0 (VFz, VS1z). Zbog prisutnosti slobodne p-orbitale i male veličine atoma, bor je jedan od najjačih akceptora nepodijeljenih elektronskih parova i tvori složene ione tipa:

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

BF 3 (g) + F - (p) = -1 (p).

Kompleksni ion [VF 4 ] -1 ima tetraedarsku strukturu, što je karakteristično i za druge spojeve bora.

Svojstva elemenata podgrupe III A

Prisutnost velikog broja anorganskih polimera koji sadrže bor povezana je s donorsko-akceptorskom interakcijom. Prema vrijednosti elektronegativnosti, bor je gotovo u sredini ljestvice elektronegativnosti, stoga može biti i oksidacijsko sredstvo u spojevima s oksidacijskim stanjem +3 (VF 3, V 2 O 3) i redukcijsko sredstvo u spojevi sa stupnjem oksidacije -3 (Mg 3 B 2, B 3 H 6). Veze koje stvara bor su kovalentne. Za bor su tipični spojevi u kojima je dio kompleksnog aniona (B 4 O 7 2-, BF 4 -).

Bohr otkriva dijagonalnu analogiju sa silicijem. Za bor i silicij najkarakterističniji su derivati ​​u kojima su ti elementi pozitivno polarizirani. Za oba elementa, njihovi niži hidridi su nestabilni i plinoviti. Kemija kisikovih spojeva bora i silicija ima mnogo toga zajedničkog: kiselu prirodu oksida i hidroksida, stvaranje stakla oksida, sposobnost stvaranja brojnih polimernih struktura itd. U normalnim uvjetima bor je kemijski inertan. Voda nema utjecaja na bor; koncentrirane dušične i sumporne kiseline oksidiraju u bornu kiselinu:

2V + ZN 2 S0 4 \u003d 2H 3 VO 3 + 3SO 2,

B + 3HNO 3 \u003d H 3 BO 3 + ZN0 2.

Kipuća klorovodična i fluorovodična kiselina na to ne djeluju. Amorfni bor se otapa u koncentriranim otopinama lužina uz stvaranje metaborata:

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

U svim slučajevima, kristalni bor je kemijski manje aktivan od amorfnog bora. U kemijskim reakcijama bor često djeluje kao redukcijsko sredstvo.

Vodikovi spojevi bora. Bor ne reagira s vodikom; borani ili borani dobivaju se umjetnim putem. To su plinovi ili hlapljive tekućine neugodnog mirisa, vrlo otrovno! Mogu se podijeliti u dvije skupine: B n H n +4 (B 2 H 6) i B n H n +6 (B 4 H 10). Boran BH3 postoji kao međuproizvod u kemijskim reakcijama, čije čestice, međusobno djelujući, tvore dimer (diboran):

2BH 3 (g) = B 2 H 6 (g), G 0 = -126kJ

Diborani dobivaju:

1) ZNa[VN 4 ] + 4VF 3 plinovita faza 2V 2 N 6 + ZNa[VF 4 ];

2) 2BC?z+6H2 (d) plinovita faza B2H6 + 6HC1;

Te se reakcije odvijaju u plinovitoj fazi ili u nevodenom mediju.

Diboran je snažno redukcijsko sredstvo; pali se na zraku:

B2H6 + 3023H20 + B203;

snažno reagira s vodom oslobađajući vodik:

B 2 H b + 6H 2 0 2V (OH) 3 + 6H 2.

U eterskom mediju B 2 H b reagira s litijevim hidridom, stvarajući litijev tetrahidroborat:

B 2 H 6 + 2LiH 2Li.

S kisikom bor stvara oksid B 2 O 3 - bijeli higroskopni prah ili krhku staklastu masu. B 2 O 3 snažno veže vodu, tvoreći kiseline:

B 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HBO 2 (metaborna kiselina),

HBO 2 + H 2 O = H 3 BO 3 (ortoborna kiselina).

Ortoborna (ili jednostavno borna) kiselina je bijela kristalna tvar koja se lako ljušti u vrlo tanke ljuskice sedefa. Molekule H 3 BO 3 smještene u ravnim paralelnim slojevima međusobno su povezane vodikovim vezama, a vezu između slojeva ostvaruju slabe van der Waalsove sile. Borna kiselina je visoko topljiva u vodi, kao iu nekim otopinama organskih otapala. U vodenim otopinama očituje se kao jednobazna kiselina, zbog stvaranja hidrokso kompleksa:

B(OH)3 + H20 \u003d H [B(OH)4].

Vodikov tetrahidroksoborat je slaba kiselina, po snazi ​​slična ugljičnoj kiselini. Ortoborna kiselina H 3 BO 3 na 100°C, uz eliminaciju molekule vode, prelazi u metabornu kiselinu HBO 2 . I ortoborati i metaborati aktivnih metala podliježu hidrolizi:

Na 2 B 4 0 7 + ZH 2 O2NaB0 2 + 2H 3 BO 3.

Tetraborna kiselina H 2 B 4 O 7 u slobodnom stanju je nepoznata, njezine tetraboratne soli nalaze se u prirodi; natrijev tetraborat nastaje neutralizacijom H 3 BO 3 vodenim otopinama lužina:

4H3BO3 + 2NaOH \u003d Na2B4O7 + 7H2O.

Oksidacijsko stanje bora +3 pojavljuje se u spojevima s više elektronegativnih elemenata (nitridi, halogenidi).

Kisela priroda halogenida očituje se tijekom njihove hidrolize:

BC1 3 + ZN 2 O \u003d H 3 VO 3 + ZNS1.

S dušikom bor stvara spoj BN – bor nitrid. Sinteza se provodi na temperaturama iznad 1200°C prema reakciji:

B 2 O 3 + 2NH 3 \u003d 2BN + 3H 2 O.

Tako dobiven bor nitrid je bijeli prah nalik talku; često se naziva "bijeli grafit". Njegova kristalna struktura slična je grafitu. Atomi bora i dušika međusobno su povezani sp 2 hibridnim vezama. U ravnini slojeva dodatno se veže zbog prazne p orbitale atoma bora i slobodnog elektronskog para atoma dušika. Pojedinačni slojevi povezani su van der Waalsovim silama. "Bijeli grafit" ima visoku otpornost na vatru, kemijski je inertan i ljušti se u ljuskice poput grafita.

Druga modifikacija borovog nitrida ima kubičnu strukturu poput dijamanta. U njemu su atomi bora i dušika u sp 3 hibridnom stanju. Pri CN=4 nastaju tri veze mehanizmom izmjene, a jedna donor-akceptorskim mehanizmom, pri čemu je atom bora akceptor elektronskog para, a atom dušika donor. Ova modifikacija BN naziva se borazon ili elbor. Na visokim temperaturama, elbor se može dobiti iz "bijelog grafita", kao što se dijamant dobiva iz crnog grafita:

BN (hex) BN (kocka).

Kada se zagrijava s ugljikom, bor stvara karbid B 4 C:

7S + 2V 2 O 3 6SO + V 4 S.

Bor karbid je drugi po tvrdoći iza dijamanta i borazona.

Kada se zagrijava, bor stupa u interakciju s mnogim metalima, tvoreći boride različitih sastava, na primjer: Cr 4 B, Cr 3 B, CrB, CrB 2. To su kristalne tvari. Svi boridi d-elemenata odlikuju se velikom tvrdoćom, vatrostalnošću i kemijski inertnošću. Boridi s - elemenata, na primjer MgB 2 , su reaktivni.

Primjena. Bor se koristi kao dodatak legurama, povećavajući njihovu toplinsku otpornost i otpornost na trošenje. Budući da jezgra bora ima visok presjek hvatanja neutrona, bor se koristi za zaštitu od neutrona iu kontrolnim uređajima nuklearnih reaktora.

Borati se nalaze u mnogim deterdžentima. V 2 O 3 - neophodan dio niza emajla, glazura i posebnih vrsta stakla. U mikroelektronici bor se koristi kao poluvodič i koristi se za dopiranje poluvodičkih materijala. Bijeli grafit služi kao izolator i čvrsto visokotemperaturno mazivo. Borazon se koristi kao supertvrdi materijal u operacijama bušenja, u obradi metala. Boridi se koriste za izradu visoko vatrostalnih dijelova.

Borna kiselina se koristi u medicini. Natrijev tetraborat Na 2 B 4 0 7 (boraks) koristi se kao topilo za lemljenje, jer u talini ove soli, metalni oksidi se dobro otapaju uz stvaranje metaborata:

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

2.2 Aluminij

Drugi tipični element III grupe periodnog sustava. Aluminij je prvi i najlakši p-metal. U usporedbi s borom, aluminij ima veći atomski radijus i manji ionizacijski potencijal; posljedično, njegova metalna svojstva se povećavaju. Za razliku od nemetala bora, aluminij je amfoteran element. Aluminij i njegov hidroksid otapaju se u kiselinama i lužinama. Za kemiju aluminija iznimno je važan njegov visoki afinitet prema kisiku; u tablici 8 prikazane su vrijednosti entalpija i Gibbsove energije stvaranja aluminijevih oksida i njegovih analoga.

Termodinamički parametri oksida IIIA skupine

I entalpija i Gibbsova energija stvaranja aluminija oštro se razlikuju od onih za galij i njegove analoge, što ukazuje na njegovu visoku stabilnost. I, konačno, za aluminij postoji horizontalna analogija sa silicijem. Jasno se očituje u aluminosilikatima, najčešćim kemijskim spojevima u zemljinoj kori.

Prirodni resursi . Aluminij je jedan od najzastupljenijih elemenata na zemlji, treći je po zastupljenosti nakon kisika i silicija. Aluminij je dio 250 minerala, uglavnom aluminosilikata, od kojih je sastavljena zemljina kora; produkt njihove destrukcije je glina A1 2 O 3 2SiO 2 2H 2 O (kaolinit). Obično glina sadrži primjesu spojeva željeza, što joj daje smeđu boju. Ponekad postoji bijela glina, bez primjesa željeza. Tehnički naziv A1 2 O 3 je glinica. Za ekstrakciju aluminija koriste se minerali: boksit A1 2 O 3 H 2 O, kao i nefelin Na 2 OAl 2 O 3 2SiO 2, kriolit Na 3. Postoji čisti A1 2 O 3 - korund. Ovisno o sadržaju nečistoća, korund ima različitu boju i naziv. Rubin i safir drago kamenje su kristali korunda obojeni primjesom kromovog oksida (rubin) te oksida titana i željeza (safir).

Aluminij se dobiva elektrolizom taline smjese glinice i kriolita. Rastopiti A? 2 O 3 u kriolitu Na 3 podvrgava se elektrolizi na 950 ° C i naponu od 6-7 V. Procesi koji su u tijeku:

Al 2 O 3 \u003d 2A? 3+ + 3O 2 - (disocijacija na ione);

na katodi: A? 3+ +3e = A?;

na anodi: 2O 2- - 4e \u003d O 2.

Aluminij visoke čistoće, koji je neophodan, primjerice, u elektroničkoj tehnologiji, dobiva se posebnim metodama: vakuumskom destilacijom ili zonskim taljenjem.

Fizikalna i kemijska svojstva aluminija . Aluminij je srebrno bijeli metal. Vrlo mekan, lako se razvlači u foliju. Kristalizira u FCC strukturi. Po električnoj vodljivosti nalazi se na četvrtom mjestu nakon srebra, zlata i bakra. U zraku je prekriven najtanjim filmom (10 -5 mm) Al 2 O 3, koji se odlikuje visokom čvrstoćom. Zaštitni film pouzdano štiti metal od daljnje oksidacije. Gotovo sve reakcije koje uključuju aluminij odvijaju se kroz latentno (skriveno) razdoblje potrebno za uništavanje oksidnog filma ili difuziju reagensa kroz njega.

Aluminij na visokim temperaturama stupa u interakciju s pniktogenima i halkogenima. S halogenima, s izuzetkom joda, aluminij ne reagira izravno. Koncentrirana sumporna i dušična kiselina ga pasiviziraju, pa se u njima ne otapa. Aluminij se otapa u otopinama klorovodične kiseline i lužina:

2A? + 6HC? \u003d 2A? C1 3 + ZN 2,

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

Aluminij, bez zaštitnog filma, snažno djeluje s vodom:

2A? + 6H 2 O \u003d 2A? (OH)3 + 3H2.

Kemijska veza u spojevima aluminija ima veći udio ionizma nego u spojevima bora. Dakle, BF 3 je plin, A?F 3 je čvrsti spoj s visokim talištem, može se nazvati soli; halidi A?S1 3 , A?Vg 3 , A?I 3 pokazuju svojstva posredna između halogenida nemetala i soli.

Ion A? 3+, koji ima mali radijus i veliki naboj, pokazuje tendenciju stvaranja kompleksa, a kod aluminija je veći od magnezija, a manji od bora. Aluminij stvara jake komplekse s H 2 O, OH - , F - ; kao i svi s- i p-elementi, ne stvara jake komplekse s amonijakom i njegovim derivatima. Tijekom formiranja kompleksa, slobodne d orbitale atoma aluminija mogu pridonijeti kemijskoj vezi. Ovo objašnjava mogućnost stvaranja kompleksa s K.Ch.=6, na primjer, [A?(H 2 O) 6 ] 3+ (sp 3 d 2 - hibridizacija).

Veze. Aluminij ne reagira s vodikom. Aluminijev hidrid dobiva se neizravno djelovanjem litijevog hidrida u eterskoj otopini na A1C1 3:

A?C? 3 + 3LiH A?H 3 + 3LiC?.

Aluminijev hidrid AlH 3 - bijeli prah; ovo je polimerni spoj (A1H 3) n. Ako se prethodna reakcija provodi s viškom LiH, tada se dobiva litijev tetrahidroaluminat:

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

Li je jako redukcijsko sredstvo, burno reagira s vodom i oslobađa vodik:

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

Kada se zagrijava, aluminij snažno reagira s kisikom:

4A? (g) + 3O 2 (g) \u003d 2A? 203 (c); G° = -3164 kJ.

Aluminijev oksid Al 2 O 3 je vrlo tvrd, vatrostalan, kemijski otporan spoj (T pl \u003d 2072 o C, T bp \u003d 3500 o C), uništava se samo tijekom dugotrajnog zagrijavanja s kiselinama ili alkalijama:

ALI? 2 O 3 + 6HC? = 2A?C? 3 + ZN 2 O,

A? 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaA1O 2 + H 2 O.

U alkalnim otopinama nastaju hidroksoaluminati:

A? 2 O 3 + 2 NaOH + 7 H 2 O \u003d 2 Na.

Aluminijev hidroksid A? (OH) 3 amfoterni spoj, dvije vrste soli mu odgovaraju: aluminijeve (III) soli, na primjer, A? 2 (SO 4) 3, A?C? 3, i aluminati - soli aluminijevih kiselina. U vodenim otopinama aluminati postoje u obliku hidrokso kompleksa, npr. K [A?(OH) 4 ], u talinama u obliku soli metaaluminijske kiseline koja ne postoji u slobodnom stanju, npr. KA? O 2 . Shema ravnoteže u zasićenoj vodenoj otopini A1 (OH) 3 može se prikazati na sljedeći način:

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

otopina precipitate otopina

Dodatak kiseline (H +) dovodi do pomaka u ravnoteži prema stvaranju kationa Al 3+ (kationski tip aluminijevih soli):

ALI? (OH) 3 + ZN + = A? 3+ + ZH 2 O.

Adicija alkalija (OH -) - prema stvaranju aniona (anionske aluminijeve soli):

ALI? (OH) 3 + OH - \u003d -.

Aluminijeve soli u vodenim otopinama su jako hidrolizirane. Reakcija medija ovisi o vrsti otopljene soli:

A? 3+ + H2OA?OH 2+ + H + pH< 7.

Soli A? 3+ i slabe kiseline potpuno se hidroliziraju uz stvaranje taloga aluminijevog hidroksida ili aluminijevih hidroksosoli:

A? (CH3COO)3 + 2H2OA?OH (CH3COO)2++A? (OH) 2 CH 3 COO + CH 3 COOH.

Zbog jake hidrolize mnoge se aluminijeve soli ne mogu izolirati iz vodenih otopina (na primjer sulfid, karbonat, cijanid itd.):

ALI? 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2A? (OH) 3 v + 3H 2 S ^

Soli aluminija i kiseline koje sadrže kisik topive su u vodi. Izuzetak je aluminijev fosfat A-PO Stvaranje slabo topljivog fosfata igra važnu ulogu u vitalnoj aktivnosti organizama. Asimilacija fosfora u tijelu smanjuje se u prisutnosti kationa A? 3+ zbog stvaranja slabo topljivog aluminijevog fosfata u crijevima. Ova se okolnost mora uzeti u obzir pri propisivanju aluminijskih pripravaka, na primjer, protiv kiselosti želuca A?(OH) 3 .

U želucu aluminijev hidroksid stvara gel koji neutralizira hidronijeve ione želučanog soka:

A?(OH)3 + 3H3O + \u003d A? 3+ + 6H20

Ioni aluminija koji su prešli u otopinu u crijevima prelaze u slabo topljivi oblik - aluminijev fosfat:

A? 3+ (p) + RO 4 3- (p) \u003d A? RO 4 (t)

U živim organizmima s bioligandima (hidroksi kiseline, polifenoli, ugljikohidrati, lipidi) aluminij tvori kelatne kompleksne spojeve. U pravilu stvara veze s organskim ligandima preko atoma kisika.

U stomatološkoj praksi naširoko se koriste spojevi aluminija, na primjer, bijela glina (kaolin) A? 2 O 3 SiO 2 2H 2 O. Kaolin je dio cemenata, koji se koriste kao privremeni materijal za punjenje, kao i za utiskivanje krunica.

S metalnim sulfatima u oksidacijskom stanju +1, aluminijev sulfat tvori dvostruke soli tipa Me 2 SO 4 A? 2 (SO 4) 3 12H 2 O. Ti se spojevi nazivaju aluminijevim stipsom. Stipsa je u čvrstom stanju stabilna, a u otopinama se disocira na sastavne ione. Stipsa je visoko topljiva u vodi i kristalizira iz otopina, tvoreći velike oktaedarske kristale.

Aluminijev hidroksid dobiva se u obliku amorfnih taloga. Kristalni Ap (OH) 3 može se dobiti propuštanjem CO 2 kroz alkalne otopine natrijeva aluminata:

2 Na + 2CO 2 \u003d 2A? (OH) 3 v + 2naHCo 3 + 4H 2 O

Primjena. Aluminij je drugi (nakon željeza) metal po proizvodnji i primjeni u tehnologiji. Koriste se i čisti aluminij i njegove legure. Legura - duraluminij koji sadrži 4% (tež.) Cu, 1,5% Mg, 0,5% Mn - glavni konstrukcijski materijal u konstrukciji zrakoplova. Velika količina aluminija ide u proizvodnju žica. Prvi umjetni Zemljin satelit napravljen je od aluminijskih legura. Zbog visokog afiniteta s aluminijevim kisikom moguć je proces aluminotermije - odvajanje metala od njihovih oksida pod djelovanjem aluminija. Aluminotermija se koristi za laboratorijsku proizvodnju mnogih metala (Mn, Cr, V, W itd.), u nekim slučajevima u industriji (dobivanje Sr, Ba itd.)

Glinica se koristi za izradu vatrostalne i kemijski otporne keramike. Monokristali čistog Ap se uzgajaju u velikim količinama. 2 O 3 s dodacima nečistoća (umjetni rubini i safiri). Koriste se za izradu lasera i ležajeva za precizne mehanizme.

Spojevi aluminija ulaze u sastav mnogih proizvoda silikatne industrije (cement, porculan, keramika). Stipsa se koristi u kožnoj i tekstilnoj industriji. Aluminijev sulfat se koristi za pročišćavanje vode. U središtu prve faze obrade vode koristi se sljedeća reakcija:

ALI? 2 (SO 4) 3 + 3Ca (HCO 3) 2 3CaSO 4 + 2A? (OH) 3 + 6CO 2.

Nastale pahuljice aluminijevog hidroksida povlače razne nečistoće u sediment. Aluminijev klorid i litijev hidroaluminat koriste se u organskoj sintezi.

Od kristalnih hidrata aluminijevih soli u medicinskoj praksi koriste se kalijeva stipsa KA?(SO 4) 2 12H 2 O i spaljena stipsa KA?(SO 4) 2, koji se dobivaju zagrijavanjem kalijeve stipse na temperaturi ne višoj od 433 K. .

Spaljena stipsa se koristi u obliku praha kao adstringens i isušivač. Učinak sušenja je posljedica činjenice da spaljena stipsa polako upija vodu:

KA? (SO 4) 2 + xH 2 O \u003d KA? (SO 4) 2 x H 2 O

Farmakološko djelovanje aluminijevih soli temelji se na činjenici da A? 3+ stvaraju komplekse s proteinima (Pr proteini) koji se talože u obliku gela:

A? 3+ + Pr >A?Pr

To dovodi do smrti mikrobnih stanica i smanjuje upalni odgovor.

Stipsa se koristi za ispiranje, pranje i losione kod upalnih bolesti sluznice i kože. Osim toga, ovaj lijek se koristi kao hemostatsko sredstvo za posjekotine (zgrušavanje).

2.3 Podskupina galija

Unatoč činjenici da su elementi podskupine galija tipični analozi, postoje značajke u svojstvima njegovih pojedinačnih predstavnika. Galij izravno slijedi prvih deset 3d prijelaznih metala, za koje je d-kontrakt posebno jak, tako da je atomski radijus galija ne samo manji od njegovih težih analoga, već i od aluminija, zbog čega se druga energetska svojstva razlikuju od svojih analoga.

prirodni spojevi. Galij, indij, talij, za razliku od aluminija, rijetki su i raspršeni elementi. Uvršteni su kao nečistoće u razne rude. U praksi postoji jedan mineral galija - galit CuGaS 2, koji je rijedak. Galij prati aluminij i cink. Vrlo su rijetke i indijske rude rokesit CuInS 2 i indit FeInS 2. Glavne sirovine za proizvodnju talija su polimetalne rude.

Priznanica. Soli i oksidi Ga, In, T? izolirani preradom otpada iz proizvodnje aluminija i izdvajanjem spojeva tih metala iz polimetalnih ruda. Slobodni metali se dobivaju elektrolizom zakiseljenih vodenih otopina iz soli ili redukcijom njihovih oksida ugljikom ili vodikom. Izolirani metali pročišćavaju se zonskim taljenjem ili metodama amalgamske metalurgije.

Svojstva. Postojanje galija - ekaaluminija predvidio je D.I. Mendeljejev 1870. godine, a također je "izračunao" osnovna svojstva ovog elementa. Godine 1875. francuski kemičar Lecoq de Boisbaudran otkrio je i izolirao ovaj element. U slobodnom stanju, galij, indij, talij su srebrno-bijeli metali. Galij je krt, dok su indij i talij vrlo mekani metali. Galij i indij postojani su na zraku, za razliku od talija koji je u vlažnoj atmosferi prekriven slojem hidroksida i brzo se raspada. Kristalna rešetka galija, jedinstvena među metalima, koja se sastoji od atomskih parova Ga 2, određuje neobična svojstva metalnog galija. Karakterizira ga nisko talište, manja gustoća kristala u usporedbi s tekućinom i veća sklonost prekomjernom hlađenju. Galij je tvar s vrlo velikim temperaturnim intervalom za postojanje tekuće faze. U pari je galij jednoatoman.

Galij, indij, talij su kemijski aktivni. U odnosu na različita oksidacijska sredstva, oni pokazuju individualne karakteristike. Galij je sličan aluminiju (osobito u odnosu na lužine); sporo se otapa u HNO 3, dobro se otapa u HC1 i H 2 SO 4; talij se dobro otapa u HNO3:

T? + 4HNO3 = T? (NO 3) 3 + NO + 2H 2 O,

au HC1 i H 2 SO 4 sporo zbog pasivizirajućih filmova T?C? i T? 2 SO Otopljeni u kiselinama, galij i indij se ponašaju kao trovalentni metali, a talij tvori TI + soli; jer ion Tl 3+ je nestabilan:

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

2T? + 2HC2 \u003d 2T2 C2 + H2^

Galij i indij reagiraju s alkalijama u obliku galata i indata uz razvijanje vodika, pri čemu galij reagira brzo, a indij sporo.

2Ga + 6NaOH + 6H 2 O \u003d 2Na 3 + ZH 2.

Galij, indij i talij ne reagiraju s vodikom. Posredno se mogu dobiti lako razgradljivi hidridi: Ga 2 H 6 (tekućina) i GaH 3, InH 3 (polimeri slični AIH 3). Zagrijavanjem galij, indij i talij tvore okside tipa Me 2 O 3 i odgovarajuće hidrokside Me(OH) 3 (tablica 9).

Povećanje stabilnosti niskih oksidacijskih stanja u seriji Ga-In-TI pokazuje sljedeći obrazac: Ga 2 O 3 se topi bez raspadanja, Ip 2 O 3 se raspada kada se zagrije iznad 850 ° C, T? 2 O 3 počinje odvajati kisik na 90 ° C, pretvarajući se u TI 2 O.

S povećanjem atomskog broja povećava se intenzitet boje: Ga 2 O 3 - bijela, In 2 O 3 - svijetlo žuta, T? 2 O 3 - smeđa. Ova činjenica ukazuje na povećanje udjela ioniteta u oksidima s povećanjem atomske mase elementa. Ga 2 O 3 je izostrukturan korundu, dok su In 2 O 3 i T? 2 O 3 kristalizira u O.C.K. Interakcija s alkalijama u ovoj seriji slabi: Ga 2 O 3 se dobro otapa u otopinama alkalija, tvoreći hidroksogalate, T? 2 O 3 se praktički ne otapa:

Ga 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na.

Bezvodni galati nastaju u alkalnim talinama:

Ga 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaGaO 2 + H 2 O.

Hidroksindati Na 3 nastaju samo uz veći suvišak lužine. Pod djelovanjem vode galati i indati potpuno hidroliziraju:

NaGaO 2 + 2HOH \u003d NaOH + Ga (OH) 3.

Hidroksidi Ga (OH) 3 , In (OH) 3 , T?(OH) 3 dobivaju se djelovanjem otopina lužina na otopine odgovarajućih soli. Galijev hidroksid je topiv u jakim kiselinama i bazama. To je rijedak primjer idealnog amfolita, kod kojeg su kisela i bazna svojstva izražena gotovo jednako. Dehidracija Ga(OH) 3 zahtijeva zagrijavanje, dok TI(OH) 3 spontano gubi vodu na sobnoj temperaturi, što dokazuju vrijednosti G 0 298:

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

2t? (OH) 3 (k) = T? 203 (k) + 3H20(r); G 0 298 = -117 kJ.

Oksid T? 2 O 3, za razliku od svojih parnjaka, raspada se na 100 o C: i oksidira HC? na C? 2:T? 2 O 3 + 6HC? \u003d 2T?C? + 3H2O + 2C? 2.

T? 2 O se dobiva izravnom oksidacijom metala na zraku uz lagano zagrijavanje. TI 2 O - crni barut; u rastaljenom stanju je žut, lako topljiv u vodi uz stvaranje lužine, odnosno ponaša se kao oksid alkalijskog metala. Talina TI 2 O uništava silikate - staklo, porculan. Isti učinak ima i otopina T?OH (jaka lužina). TOH hidroksid se dobiva reakcijom izmjene: talij (I) hidroksid apsorbira ugljikov dioksid:

2T?OH + CO 2 \u003d T? 2 CO 3 + H 2 O

T? 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d 2T? HCO 3

Na sobnoj temperaturi, Ga, In, T? reagiraju s halogenima F 2 , C? 2 , Br 2 , a pri zagrijavanju s I 2 . Kao rezultat toga nastaju EG 3 halogenidi. Po svojstvima GaG 3 je bliži halogenidima nemetala, a InG 3 i T?G 3 bliži su solima.

Mnoge soli Ga +3 , In +3 , T? +3, većina ih je visoko topljiva u vodi. Ioni Ga 3+ , In 3+ su bezbojni, T? 3+ ima svijetlo žutu boju. Sve soli razmatranih metala E 3+ podliježu hidrolizi. Halkogenidi su poznati za galij i indij. Za talij je poznat sulfid T? 2 S 3 koji se može dobiti suhim putem. Hidroksid T?OH dobiva se reakcijom izmjene:

T? SO 4 + Ba(OH) 2 \u003d BaSO 4 v + 2T? OH

Primjena. Metalni galij i indij koriste se u vakuumskoj tehnici: galij za ventile od tekućeg metala (zamjenjuju živine), kao brtvene brtve u uređajima gdje se stvara visoki vakuum. Galij se može koristiti za izradu optičkih zrcala koja imaju visoku refleksiju.

Poluvodički materijali od elemenata podskupine galija (GaAs, GaSb, InAs, InSb, T1 2 S 3 itd.) imaju različite primjene. Ovi poluvodiči rade u fotoćelijama i fotootpornicima koji percipiraju infracrveno zračenje.

3 . Biološka uloga p-elemenataIIIA-skupine

Bor. Bor je element nečistoće u tragovima, njegov maseni udio u ljudskom tijelu je 10 -5%. Bor je koncentriran uglavnom u plućima (0,34 mg), štitnoj žlijezdi (0,30 mg), slezeni (0,26 mg), jetri, mozgu (0,22 mg), bubrezima, srčanom mišiću (0,21 mg). Biološki učinak još uvijek nije dobro shvaćen. Poznato je da bor ulazi u sastav zuba i kostiju, u obliku teško topljivih soli borne kiseline s metalnim kationima.

Višak bora je štetan za ljudski organizam. Postoje dokazi da veliki višak bora inhibira amilaze, proteinaze i smanjuje aktivnost adrenalina. Pretpostavlja se da je smanjenje aktivnosti adrenalina, koji je derivat polifenola, povezano s njegovom interakcijom s bornom kiselinom.

Odavno je poznato da je bor neophodan višim biljkama, no podaci o njegovoj biološkoj ulozi su kontradiktorni.

Istraživanja posljednjih godina pokazala su da je bor neophodan za neke životinje. Utvrđeno je da bor sudjeluje u metabolizmu ugljiko-fosfata i u interakciji s nizom biološki aktivnih spojeva (ugljikohidrati, enzimi, vitamini, hormoni). Istodobno, korištenje prehrambenih proizvoda s visokim udjelom bora remeti metabolizam ugljikohidrata i bjelančevina u tijelu, što dovodi do pojave endemskih crijevnih bolesti - enteritisa.

Aluminij. Prema sadržaju u ljudskom tijelu (10 -5%), aluminij spada u nečistoće mikroelemenata. Aluminij je koncentriran uglavnom u krvnom serumu, plućima, jetri, kostima, bubrezima, noktima, kosi, ulazi u strukturu živčanih ovojnica ljudskog mozga.

Dnevni unos aluminija za čovjeka je 47 mg. Aluminij utječe na razvoj epitelnog i vezivnog tkiva, regeneraciju koštanog tkiva, utječe na izmjenu fosfora.

Aluminij djeluje na enzimske procese. U većini slučajeva, kation A? 3+ zamjenjuje E 2+ ione - aktivatore enzima E, na primjer, Mg 2+, Ca 2+ ione:

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

Takva međusobna supstitucija moguća je zbog sličnosti niza svojstava Ap iona. 3+ i Mg 2+ , Ca 2+ . Višak aluminija u tijelu inhibira sintezu hemoglobina, jer zbog svoje prilično visoke sposobnosti kompleksiranja, aluminij blokira aktivne centre enzima uključenih u hematopoezu. Postoje dokazi da aluminij može katalizirati reakciju transaminacije (prijenos NH 2 skupine.)

Galij. Galij je element nečistoće u tragovima (sadržaj u ljudskom tijelu je 10-6-10-5%). Biološka uloga galija u živim organizmima gotovo da nije jasna.

Indij. Trenutno je biološki učinak indija nepoznat, nema pouzdanih podataka o njegovoj prisutnosti u živim organizmima. S obzirom na sličnost atomske strukture i fizikalno-kemijskih svojstava indija i galija, može se predvidjeti sličnost njihova biološkog djelovanja. Očito, indij, kao i aluminij, ulazeći u tijelo trebao bi se akumulirati u kostima i drugim tkivima u obliku slabo topljivog fosfata.

Talij. Talij je vrlo toksičan element. Ion Tl + je sklon, poput Ag +, stvarati jake spojeve s ligandima koji sadrže sumpor:

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

Zbog toga je toksičan, jer inhibira aktivnost enzima koji sadrže tio skupine - SH. Čak i vrlo male količine Tl + spojeva, kada se progutaju, uzrokuju gubitak kose.

Zbog blizine polumjera K+ i Tl+ (?r = 11 pm), imaju slična svojstva i mogu se međusobno zamjenjivati ​​u enzimima. Ioni Tl + i K + su sinergisti. To objašnjava činjenicu da se enzimi piruvat kinaza i diol dehidrataza aktiviraju ne samo ionima K +, već i ionima Tl + (ion Tl + zamjenjuje K + u katalitičkom središtu enzima). Sinergizam talija i kalija očituje se i u tome što se, poput K+ iona, Tl+ ioni nakupljaju u eritrocitima.

Kao protuotrov za trovanje ionima Tl + koristi se ligand koji sadrži sumpor - aminokiselina cistin HS-CH 2 CH (NH 2) COOH.

Zaključno treba napomenuti da biološka uloga p-elemenata IIIA skupine nije dovoljno proučena. Sada je poznato da bor i galij u biljkama međusobno djeluju s polifenolima, inhibitorima njihovog razvoja, smanjujući toksičnost potonjih. Utvrđena je i nedvojbena uloga aluminija u izgradnji epitelnih i vezivnih tkiva, kao i njegovo sudjelovanje u enzimskim procesima, kako kao aktivator tako i kao inhibitor. Ion Tl + ima sposobnost inhibicije mnogih enzima koji sadrže sumpor.

Biološka aktivnost p-elemenata IIIA skupine uglavnom je povezana s njihovom sposobnošću stvaranja kompleksnih spojeva s ligandima koji sadrže kisik i netopivim fosfatima.

4. Elementi skupine IVA (podskupina ugljika)

4 .1 Opće karakteristike elemenata skupine IVA

Četvrta glavna skupina periodnog sustava uključuje dva tipična elementa ugljik i silicij, te elemente: germanij, kositar, olovo (podskupina germanija). Ugljik je osnova organske kemije, glavni organogeni element, nužna komponenta tijela svih živih bića. Drugi tipični element je silicij - glavni element anorganske kemije i cijele nežive prirode. Silicij i germanij su dominantni poluvodički materijali. Integrirani sklopovi na bazi silicija i germanija osnova su računala, mikroprocesora itd.

Svi elementi ove podskupine sadrže četiri valentna elektrona - to su ns 2 np 2 elektrona. Ovaj broj valentnih elektrona je optimalan za pojavu tetraedarskih veza mehanizmom izmjene. Neke fizikalno-kemijske konstante ovih elemenata podskupine dane su u tablici. deset.

Unutar IVA - skupine postoji ovisnost svojstava o položaju elementa. Dakle, germanij ima veći EER od silicija, iako je prvi ionizacijski potencijal germanija manji. To se objašnjava postojanjem atoma germanija, za razliku od silicija, ispunjenog unutarnjom 3d 10 - razinom, koja služi kao ekran za p-elektrone. U nizu C - Si - Ge - Sn - Pb smanjuje se energija ionizacije i povećava atomski radijus, odnosno pojačavaju se metalna svojstva. Prva dva elementa su tipični nemetali, silicij i germanij su polumetali. Olovo je tipičan metal. Svi elementi pokazuju oksidacijsko stanje: +4, +2, a od vrha prema dolje stabilnost visokog oksidacijskog stanja opada, a niskog raste. U spojevima elemenata s oksidacijskim stupnjem (+4) u nizu od ugljika do olova pojačavaju se oksidacijska svojstva, a u spojevima s oksidacijskim stupnjem (+2) reducirajuća svojstva. Na primjer, germanij i kositar u oksidacijskom stanju (+2) jaki su redukcijski agensi; u spojevima Ge (+2) redukcijska svojstva su toliko jaka da su u odsutnosti oksidacijskog agensa disproporcionalna. Za olovo je najstabilnije oksidacijsko stanje (+2), dok su spojevi Pb (+4) jaki oksidansi.

Svojstva elemenata podskupine ugljika

4.2 Ugljik i njegovi spojevi

Prirodno resursi. Udio ugljika u zemljinoj kori iznosi 0,1%.Pojavljuje se u slobodnom obliku (dijamant, grafit) i u vezanom stanju (ugljični dioksid, karbonati, nafta, prirodni plin, nafta iz škriljevca, bitumen).

Ovisno o broju y-veza, koordinacijski broj ugljika je četiri (sp 3 - hibridizacija), tri (sp 2 - hibridizacija) ili dvije (sp - hibridizacija) valentne orbitale:

Sukladno karakterističnim hibridnim stanjima orbitala, atomi ugljika mogu se spajati u polimerne tvorevine koordinacijske (sp 3), slojevite (sp 2) i linearne (sp) strukture.

To odgovara trima jednostavnim vrstama tvari: dijamantu, grafitu, karbinu. U produktima kondenzacije grafitne pare izolirana je nova modifikacija ugljika, fuleren.

Dijamant(sp 3) - kristalna tvar s atomskom koordinacijskom rešetkom, koja ima visoku tvrdoću i značajnu gustoću. Tvrđi je od svih tvari. Široko se koristi za rezanje stakla, bušenje stijena, mljevenje posebno tvrdih materijala. Njegovi uzorci u čistom obliku jako lome svjetlost (sjaj). Posebnim brušenjem prozirnih kristala dobivaju se dijamanti. Ovo je najskuplji dragi kamen. Masa dijamanta izražava se u karatima (1 karat odgovara 0,2 grama). Vrijednost dijamanta raste proporcionalno kvadratu njegove mase.

Kod sp 2 hibridizacije nastaje ravna struktura grafit. Grafit je crno-siva kristalna tvar s blagim metalnim sjajem. Razmak između slojeva je vrlo velik (0,335 nm), a međumolekularne sile između slojeva u grafitu su vrlo male. Grafit se cijepa na tanke ljuskice koje su same po sebi vrlo čvrste i lako se lijepe za papir. Grafit je vatrostalan, od njega se izrađuju lončići za metalurgiju. U nuklearnim reaktorima grafit se koristi kao moderator neutrona. Javlja se u obliku naslaga (Altai), dobiva se iz koksa. Prijelaz grafita u dijamant događa se pri temperaturi od 1800°C i tlaku od 6 GPa u prisutnosti otapala (talina FeS, Ta, Ni itd.).

Sp hibridizacija proizvodi karabin, otkriven 1963. godine, kasnije otkriven u prirodi. Karbin se proizvodi katalitičkom oksidacijom acetilena. Carbin je fino kristalni prah crne boje. Kristali karbina sastoje se od linearnih lanaca ugljikovih atoma povezanih izmjeničnim jednostrukim i trostrukim vezama:

- C C - C C - ... (- C C -) n

Što se tiče tvrdoće, karabin je bolji od grafita, ali je inferioran od dijamanta. Ima svojstva poluvodiča. Zagrijavanjem (T=2880°C) bez zraka prelazi u grafit.

Vrste grafita uključuju čađu i ugljen. Ugljen se dobiva toplinskom razgradnjom ugljikovih spojeva. Ugljen je fino usitnjeni grafit. Drveni ugljen se dobiva ugljenisanjem drva. Ugljen (osobito drveni) sadrži veliki broj pora, stoga ima visoku adsorpcijsku sposobnost. Adsorpcija je svojstvo ugljena i drugih krutih tvari da na svojoj površini zadržavaju pare, plinove i otopljene tvari. Tvari na čijoj površini dolazi do adsorpcije nazivamo adsorbentima. Ako tintu propustite kroz zdrobljeni ugljen (ugljen je adsorbent, tinta je adsorbat), tada će izgubiti boju. U tehnologiji se alumosilikati koriste kao adsorbenti. U medicini se tablete aktivnog ugljena koriste za uklanjanje štetnih tvari.

Kemijski Svojstva. Na uobičajenim temperaturama ugljik je vrlo inertan, pod određenim uvjetima pokazuje oksidacijska i redukcijska svojstva. Oksidirajuća svojstva očituju se u reakcijama:

4A1 + 3 \u003d Al 4 +3 C 3 -4 (karbid A?);

CaO + 3C \u003d C +2 O + CaC 2 (Ca karbid);

C + 2H2 \u003d C-4H4 (metan).

Reducijska svojstva za ugljen su karakterističnija:

C ° + O 2 \u003d CO 2.

Ugljen obnavlja Fe, Cu, Zn, Pb i druge metale iz njihovih oksida, na primjer:

2ZnO + C ° \u003d 2Zn + C +4 O 2.

Na visokim temperaturama ugljik stupa u interakciju s kisikom, dušikom, halogenima i mnogim drugim metalima.

ugljični monoksid(II) CO nastaje pri izgaranju ugljena s nedostatkom kisika:

2C + O 2 \u003d 2CO.

Molekula monoksida ima trostruku kemijsku vezu, pa CO karakterizira nisko talište i niska topljivost u vodi. U industriji, CO se proizvodi propuštanjem ugljičnog dioksida preko vrućeg ugljena na visokoj temperaturi:

CO 2 + C \u003d 2CO.

Zbog nastanka ove reakcije, ispušni plinovi automobila sadrže CO, također sadrže CO, ispušni plinovi peći sa slabom vučom.

U laboratoriju se ugljični monoksid CO proizvodi kap po kap dodavanjem mravlje kiseline u koncentriranu sumpornu kiselinu, čime se iz nje uklanja voda:

HCOOH CO + H2O.

Oksalna kiselina, kada se zagrijava sa sumpornom kiselinom, daje smjesu dvaju oksida:

H 2 C 2 0 4 \u003d CO + C0 2 + H 2 O.

Dobivena plinska smjesa prolazi kroz otopinu barijevog hidroksida, koja apsorbira samo CO 2 .

Fiziološko djelovanje . Ugljični monoksid je vrlo otrovan, smrtonosna doza CO u zraku je 0,2%. CO se veže za hemoglobin u krvi jače od kisika, blokirajući tako prijenos kisika u tijelu. Znakovi trovanja u malim dozama: krv neobično svijetle boje, jaka glavobolja, ponekad gubitak svijesti.

Svojstva. Ugljični monoksid (CO) je bezbojni plin, teži od zraka, malo topiv u vodi. Apsorbira ga aktivni ugljen, kao i sloj filtera koji sadrži I 2 O 5 . Ugljični monoksid je kemijski inertan na uobičajenim temperaturama, međutim, uz sudjelovanje katalizatora, reagira s vodikom i stvara ugljikovodike. Zbog prisutnosti usamljenih parova u ugljiku i kisiku, ugljikov monoksid je ligand i tvori jake komplekse s prijelaznim metalima, na primjer,,,. Na visokim temperaturama CO reducira mnoge metale iz njihovih oksida:

CO + CuO = Cu + CO 2.

Ovo svojstvo ugljičnog monoksida (II) koristi se pri taljenju metala iz ruda. Spajanjem sa sumporom nastaje tioksid:

Spaja se s klorom i stvara fosgen:

CO + C? 2 = SOS? 2.

Fosgen (SOS? 2) je bezbojan plin sa slabim mirisom sijena. Visoko otrovan, tijekom Prvog svjetskog rata korištena je kao zagušljivo i otrovno sredstvo. Fosgen se polako hidrolizira vodom u klorovodičnu i ugljičnu kiselinu:

SOS? 2 + 2HON \u003d H 2 CO 3 + 2HC?.

Ugljični dioksid CO 2 – nastaje u prirodi izgaranjem i raspadanjem organskih tvari. U zraku, njegova koncentracija je 0,03%, također se nalazi u mnogim mineralnim izvorima (Narzan, Borjomi). Atmosfera Venere je 95% CO 2 . Ugljični dioksid asimiliraju tijekom fotosinteze zelene biljke uz pomoć svog klorofila; kada se sunčeva energija apsorbira, u biljkama se stvaraju organske tvari (prvenstveno glukoza), a kisik se oslobađa i ispušta u atmosferu. Apsorbirana energija tijekom disimilacije u živim organizmima životinja i biljaka ponovno se oslobađa. Disimilacija organskih tvari u organizmima je proces njihove oksidacije u prisutnosti enzima uz stvaranje ugljičnog dioksida i vode:

Slični dokumenti

Fizikalna svojstva elemenata glavne podskupine III. Opće karakteristike aluminija, bora. Prirodni anorganski spojevi ugljika. Kemijska svojstva silicija. Međudjelovanje ugljika s metalima, nemetalima i vodom. Svojstva oksida.

prezentacija, dodano 09.04.2017


Glavne klase anorganskih spojeva. Prevalencija kemijskih elemenata. Opći zakoni kemije s-elemenata I, II i III skupine periodnog sustava D.I. Mendeljejev: fizikalna, kemijska svojstva, metode proizvodnje, biološka uloga.

tutorial, dodano 03.02.2011


Opće karakteristike elemenata VIA podskupine, njihova priprava, fizikalna i kemijska svojstva, rasprostranjenost u prirodi. Vodikovi i kisikovi spojevi halkogena. Potvrđivanje oksidacijskih stanja +IV, +VI. Glavna područja primjene sumporne kiseline.

prezentacija, dodano 11.08.2013


Kalcij kao jedan od najzastupljenijih elemenata na Zemlji, njegova glavna fizikalna i kemijska svojstva, povijest otkrića i istraživanja. Pronalaženje elementa u prirodi, opseg njegove praktične primjene. Postojeći spojevi i biološka uloga.

test, dodan 26.01.2014


Atomska, fizikalna i kemijska svojstva elemenata podskupine bakra i njihovih spojeva. Sadržaj elemenata podskupine bakra u zemljinoj kori. Korištenje piro- i hidrometalurških procesa za proizvodnju bakra. Svojstva spojeva bakra, srebra i zlata.

sažetak, dodan 26.06.2014


Opće karakteristike kemijskih elemenata IV skupine periodnog sustava, njihova prisutnost u prirodi i spojevi s drugim nemetalima. Dobivanje germanija, kositra i olova. Fizikalno-kemijska svojstva metala podskupine titana. Opseg cirkonija.

prezentacija, dodano 23.04.2014


Opće karakteristike elemenata skupine I, njihova kemijska i fizikalna svojstva, povijest otkrića i značajke metoda dobivanja. Litij i njegovi spojevi. Pravilnosti u građi atoma alkalijskih metala. Pravila skladištenja za neke elemente ove grupe.

prezentacija, dodano 30.11.2012


Karakteristike i grupna vrijednost p-elemenata. njihova oksidacijska stanja. Stanje atoma halkogena. svojstva halogena. Podskupina aluminija, dušika i ugljika. Glavni mineralni oblici bora. Prevalencija u zemljinoj kori raznih vrsta minerala.

prezentacija, dodano 22.04.2016


Metali. Metode dobivanja metala. Kemijska svojstva metala. Karakteristike metala glavne podskupine I. skupine. Obilježja elemenata glavne podskupine II. Obilježja elemenata glavne podskupine III. Aluminij. prijelazni metali

sažetak, dodan 18.05.2006


Element glavne podskupine druge skupine, četvrte periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva. Povijest i porijeklo imena. Pronalaženje kalcija u prirodi. Fizička i kemijska svojstva. Upotreba metalnog kalcija.

R- ELEMENTIIIHVEZE

1. Opće karakteristike p-elemenata (p-blok).

Blok cr uključuje 30 elemenata IIIA-VIIIA skupine periodnog sustava. p-elementi su uključeni u drugu i treću malu periodu, kao iu četvrtu - šestu veliku periodu. Elementi skupine IIIA imaju prvi elektron u p orbitali. U ostalim skupinama IVA-VIIIA p-podrazina se sukcesivno popunjava do 6 elektrona (otuda naziv p-elementi).

Struktura vanjskih elektronskih ljuski atoma p-blok elemenata (opća formula Ps 2 np a, gdje je a = 1-6).

NA razdoblja s lijeva na desno, atomski i ionski radijus p-elemenata se smanjuje kako se povećava nuklearni naboj, općenito se povećava energija ionizacije i afinitet elektrona, povećava se elektronegativnost, povećava se oksidacijska aktivnost elementarnih tvari i nemetalna svojstva.

U skupinama se polumjeri atoma i iona iste vrste općenito povećavaju. Energija ionizacije pri prijelazu s 2p elemenata na 6p elemente opada, jer kako se povećava broj elektronskih ljuski, povećava se zaštita nuklearnog naboja od strane elektrona koji prethode vanjskim elektronima.

Povećanjem rednog broja p-elementa u skupini nemetalna svojstva slabe, a metalni su ojačani.

Na svojstva p-elemenata i njihovih spojeva utječe i pojava novih podrazina na vanjskoj elektronskoj ljusci i popunjavanje podrazina unutarnjih elektronskih ljuski. P-elementi druge periode - B, C, N, O, F - oštro se razlikuju od elemenata sljedećih perioda. Dakle, počevši od p-elemenata treće periode, nisko ležeća slobodna d-podrazina pojavljuje se, na koju elektroni mogu prijeći s p-podrazine nakon ekscitacije atoma Potpuno ispunjena 3d-polurazina u d-elementima četvrte periode - Ga, Ge, As, Se, Br - uzrokuje razliku u njihovim svojstvima od elemenata treće periode Maksimalno popunjavanje 4f-podrazine u šestoj periodi slično utječe na razliku u svojstvima p-elemenata šeste i pete periode.

Tijekom perioda smanjuje se sposobnost p-elemenata da stvaraju pozitivno nabijene ione s nabojem koji odgovara broju skupine. Naprotiv, sposobnost stvaranja negativnih iona s nabojem jednakim razlici (8 - broj grupe) povećava se kada se kreće duž perioda.

R
-Elementi tvore dvoatomne molekule E 2, koje se razlikuju po stabilnosti. Najstabilnije molekule su E 2 elementi druge periode - N 2, O 2 i F 2. Pri prelasku iz IIIA- u IVA- i VA-skupine, stabilnost molekula se povećava, a zatim, pri prelasku u VIIIA-skupinu, opada. U skupinama se pri kretanju prema dolje smanjuje snaga E-E veze.

p-Elementi druge periode - dušik, kisik i fluor - imaju izraženu sposobnost sudjelovanja u stvaranju vodikovih veza. Elementi trećeg i sljedećih razdoblja gube tu sposobnost.

Sličnost p-elemenata druge periode s p-elementima sljedećih perioda leži uglavnom samo u strukturi vanjskih elektronskih ljuski i onih valentnih stanja koja nastaju zbog nesparenih elektrona u nepobuđenim atomima. Bor, ugljik i posebno dušik vrlo su različiti od ostalih elemenata svojih skupina (prisutnost d - i f-podrazine).

Pri prijelazu s p-elemenata druge periode na p-elemente treće i slijedećih perioda zadržavaju se sve vrste veza karakteristične za elemente druge periode i pojavljuju se nove vrste kemijskih veza. U tom smjeru raste sklonost elemenata stvaranju kompleksnih spojeva i povećavaju se koordinacijski brojevi.

T
Dakle, ako p-elementi druge periode imaju koordinacijske brojeve 2, 3, 4 u spojevima, tada p-elementi sljedećih perioda mogu imati koordinacijske brojeve 5, 6, 7, 8, pa čak i 12.

Kada se kreće niz skupinu, stabilnost maksimalnog pozitivnog oksidacijskog stanja p-elemenata se smanjuje, a stabilnost nižih oksidacijskih stanja raste. Tako je, primjerice, za ugljik stabilno oksidacijsko stanje +4, a za olovo +2, za aluminij +3, a za talij +1.

Fizička svojstva jednostavnih tvari p-elemenata jako variraju. Neke tvari - kisik, dušik (plinovi) - kuhaju i tale se na vrlo niskim temperaturama, druge - bor, ugljik - na vrlo visokim temperaturama. Po skupinama i periodima fizikalna se svojstva mijenjaju nemonotono, a prirodu promjena nije uvijek lako povezati sa strukturom elektronskih ljuski atoma, vrstom kemijske veze i koordinacijskim brojem atoma.

Dakle, za p-elemente su razlike u svojstvima susjednih elemenata, kako unutar grupe tako i tijekom razdoblja, mnogo izraženije nego za s-elemente.

Svi p-elementi, a posebno p-elementi druge i treće periode (C, N. P, O, S, Si, Cl) tvore brojne spojeve međusobno i sa s-, d - i f-elementi. Najpoznatiji spojevi na Zemlji - To su spojevi p-elemenata.

Stoga je proučavanje p-elemenata posebno važno za liječnike, budući da ih je pet - C, N. P, O i S - organogeni i čine osnovu živih sustava, a niz drugih - P, Cl, I - bitni su elementi u tragovima.

Opće karakteristike p-elemenata

Opća elektronska formula p-elemenata je ns 2 np 1 ¸6 , gdje je n glavni kvantni broj. Većina p-elemenata su nemetali. Elementi kao što su Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Sb, Bi, Po uvjetno se smatraju metalima, iako zadržavaju mnoga svojstva nemetala. Svi valentni elektroni p-elemenata nalaze se u vanjskoj razini, pa pripadaju glavnim podskupinama.

Atomi p-elemenata mogu pokazivati ​​i pozitivna i negativna oksidacijska stanja. Atomi p-elemenata u pravilu pokazuju promjenjivu valenciju, štoviše, u parnim skupinama ona je parna, au neparnim skupinama neparna.

U razdoblju, s povećanjem broja p-elektrona na vanjskoj razini u atomima elemenata, smanjuje se radijus atoma, povećava se energija ionizacije i energija afiniteta za elektrone, tj. pojačana su oksidacijska svojstva (sposobnost prihvaćanja elektrona) atoma. p-elementi, kao oksidansi, također mogu pokazivati ​​redukcijska svojstva; stoga je većina p-elemenata sposobna za reakcije disproporcioniranja. Na primjer:

CaO + 3C = CaC 2 + CO

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

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

Unutar podskupine odozgo prema dolje, s povećanjem atomskog broja elementa, nemetalna svojstva p-elemenata slabe, a metalna se povećavaju, pa se najkarakterističnije pozitivno oksidacijsko stanje smanjuje. Na primjer, karakteristično oksidacijsko stanje elemenata:

u periodu III Al 3+, Si 4+, P 5+, S 6+

u VI periodu Tl 1+, Pb 2+, Bi 3+, Po 4+

iz ovoga možemo zaključiti da su spojevi Tl 3+ , Pb 4+ , ​​​​Bi 5+ jaki oksidanti, a spojevi Ga 1+ , Ge 2+ , As 3+ redukcijski agensi.

Snaga vodikovih spojeva u glavnim podskupinama opada odozgo prema dolje zbog povećanja polumjera atoma. Na primjer:

CH4® SiH4® GeH4® SnH4® PbH4; NH 3 ® PH 3 ® SbH 3 ® BiH 3 .

Gotovo svi p-elementi su tvorci kiseline, a stabilnost i snaga kiselina koje sadrže kisik povećavaju se s povećanjem stupnja oksidacije p-elementa. Na primjer, snaga kiselina raste u nizu:

HClO® HClO2® HClO3® HClO4; H2S03® H2SO4; HNO 2 ® HNO 3 .

Redoks svojstva spojeva p-elemenata ovise, u pravilu, o stupnju oksidacije njihovih atoma koji čine te spojeve. Spojevi u kojima je atom p-elementa u srednjem oksidacijskom stanju mogu pokazivati ​​i oksidacijska i redukcijska svojstva (H 2 O 2, N 2 H 4, NH 2 OH, HNO 2, H 3 PO 2, H 2 SO 3 itd. ).

p-elementiGrupa VII (halogeni)

Plan rada na temu:

1. Opće karakteristike svojstava p-elemenata VII skupine, postojanje u prirodi, dobivanje. Fizikalna i kemijska svojstva jednostavnih tvari.

2. Spojevi u najnižem stupnju oksidacije: halogenidi, halogenovodične kiseline i njihove soli. Priznanica. restorativna svojstva.

3. Spojevi u pozitivnim oksidacijskim stanjima: kiseline koje sadrže kisik, njihova proizvodnja, stabilnost, kiselinska jakost i redoks svojstva. Soli kiselina koje sadrže kisik, dobivanje, kemijska svojstva.

Vježba 1

1. Zašto su neparne valencije karakterističnije za halogene od parnih? Svoj odgovor obrazložite teorijom o građi atoma.

2. Kako objasniti postojanje hidrofluorida? Zašto klor, brom i jod ne tvore analogne spojeve? Obrazloži odgovor.

3. S kojim tvarima jodovodična kiselina stupa u interakciju: a) Ca; b) P203; c) NaOH. Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

4. Kako treba mijenjati koncentracije reaktanata da bi se povećao prinos klora: O 2 + 4HCl 2Cl 2 + 2H 2 O? Obrazložite svoj odgovor koristeći Le Chatelierovo načelo.

5. Odredite oksidacijsko sredstvo u sljedećim reakcijama: 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.

Poredajte koeficijente metodom ravnoteže elektrona i iona. Odredite ekvivalent oksidansa i izračunajte molarnu masu ekvivalenta oksidansa.

Zadatak 2

1. Zašto molekule halogena ne mogu sadržavati više od dva atoma? Obrazložite svoj odgovor metodom valentne veze (MVS).

2. Zašto se molekula fluorovodične kiseline piše H 2 F 2? Obrazloži odgovor.

3. Koliko σ-veza ima u molekulama klornih kiselina koje sadrže kisik? Obrazložite svoj odgovor metodom valentne veze (MVS).

4. Mogu li se pripremiti otopine koje sadrže sljedeće soli: a) NaCl i KNO 3 ; b) NaCl i AgN03; c) NaCl i AgF. Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

5. Napišite jednadžbu reakcije za interakciju kalijevog bromida s kalijevim dikromatom pri pH< 7. Расставьте коэффициенты в уравнении методом электронно-ионного баланса. Определите эквивалент восстановителя, рассчитайте его молярную массу.

Zadatak 4

1. Molekula kojeg je od navedenih spojeva polarnija: a) HF; b) HCl; c) HI; d) HBr? Zašto? Svoj odgovor obrazložite metodom valentnih veza.

2. Koje od navedenih tvari prevode brom u topljivo stanje: a) H 2 O; b) otopina H2SO4; c) otopina NaOH; d) benzen. Obrazloži odgovor.

3. Koja će od sljedećih tvari međudjelovati s klorovodičnom kiselinom: a) Cu; b) P; c) MgO; d) NaOH. Svoj odgovor obrazložite ispisivanjem jednadžbi odgovarajućih kemijskih reakcija.

4. Napišite matematički izraz za konstantu kemijske ravnoteže za reakciju: H 2 (g.) + I 2 (g.) Û 2HI (g.) . Kako treba promijeniti koncentracije reaktanata da se smanji prinos jodovodika? Obrazložite svoj odgovor Le Chatelierovim načelom.

5. Dovršite jednadžbu za sljedeću redoks reakciju: NaHSO 3 + NaIO 3 + H 2 O → NaHSO 4 + I 2 +. . . Poredajte koeficijente metodom ravnoteže elektrona i iona. Odredite ekvivalent oksidirajućeg i redukcijskog sredstva, izračunajte molarnu masu ekvivalenta oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

Zadatak 5

1. Koji od halogenovodika u vodenoj otopini ima najveći stupanj disocijacije: a) HF; b) HCl; c) HI; d) HBr. Zašto? Obrazloži odgovor.

2. Sastavite elektronske formule atoma klora i iona Cl -. Objasnite sa stajališta teorije strukture atoma zašto u normalnim uvjetima atom klora ne postoji u slobodnom stanju, a postoji ion Cl (u vodenoj otopini, u kristalnoj rešetki)?

3. U kojoj je od sljedećih pretvorbi naznačen proces oksidacije: a) Cl - → Cl 0 ; b) Cl 5+ → Cl; c) I 0 → I 5+ ? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi elektroničke reakcije.

4. Kako međusobno reagiraju sljedeće tvari: a) Cu i F 2 ; b) Fe i Cl 2; c) Ca i Br2; d) Zn i I 2 . Napišite jednadžbe odgovarajućih reakcija i navedite nazive reakcijskih produkata.

5. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: Na 2 S + NaBrO + H 2 SO 4 →. . . Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona. Odredite ekvivalent oksidirajućeg i redukcijskog sredstva, izračunajte molarnu masu ekvivalenta oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

Zadatak 6

1. Zašto fluor nikada ne pokazuje pozitivno oksidacijsko stanje? Obrazloži odgovor.

2. Koliko σ-veza ima u molekulama kiselina koje sadrže kisik halogena u oksidacijskom stanju +5?

3. U kojoj je od sljedećih transformacija naznačen proces oporavka: a) I־ → I 0 ; b) Cl 3+ → Cl 5+; c) Cl 3+ → Cl־. Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi elektroničke reakcije.

4. Koji od navedenih primjera kemijskih reakcija odgovaraju kratkoj ionskoj jednadžbi Ag + + Cl־ = AgCl:

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

5. Dopuni jednadžbu reakcije pri pH > 7: MnCl 2 + KClO + . . . →

Ako je poznato da boja postaje zelena kao rezultat reakcije. Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona. Izračunajte masu mangan(II) klorida potrebnu za reakciju s 5 mol ekvivalenata KClO pod ovim uvjetima.

p-elementiGrupa VI

Plan rada na temu:

1. Opće karakteristike svojstava p-elemenata VI skupine.

2. Kisik. alotropske modifikacije. Struktura molekula kisika i ozona. Oksidi, peroksidi, superoksidi, ozonidi. Dobivanje i svojstva.

3.Voda. Anomalija u fizičkim svojstvima vode. Kemijska svojstva vode. Vodikov peroksid, metode dobivanja, molekularna struktura, kemijska svojstva (kiselobazna i redoks).

4. Sumpor. Alotropske modifikacije, fizikalna i kemijska svojstva jednostavne tvari.

5. Sumporovodik. Struktura molekula, dobivanje, fizikalna i kemijska svojstva. Sumporovodična kiselina, sulfidi i persulfidi, njihova svojstva, dobivanje i primjena. Redukcijska svojstva sumpornih spojeva u najnižem oksidacijskom stanju.

6. Sumporni oksidi, halogenidi i oksohalidi. Sumporne kiseline koje sadrže kisik, karakterizacija kiselih i redoks svojstava kiselina i njihovih derivata. Sumporna kiselina: dobivanje, molekularna struktura, kemijska svojstva. Međudjelovanje sumporne kiseline s metalima. sulfati. Politionske kiseline i njihove soli. Tiosumporna kiselina i natrijev tiosulfat: dobivanje, molekularna struktura, kemijska svojstva. Sumporne peroksokiseline (perkiseline), peroksosulfati: dobivanje, molekularna struktura, svojstva.

7. Elementi podskupine selena. Nalaz u prirodi. Svojstva jednostavnih tvari. Usporedna svojstva spojeva elemenata podskupine selena: acidobazna, redoks svojstva.

Individualni zadaci

Vježba 1

1. Koliko će mililitara (N.O.) sumpornog dioksida biti potrebno za reakciju s 50 ml 0,1 N otopine kalijevog hidroksida?

2. U kojoj je od sljedećih pretvorbi naznačen proces oksidacije: a) S +4 → S 2 ־; b) S 2 ־→ S 0 ; c) Se +4 → Se 0 . Svoj odgovor obrazložite ispisivanjem elektroničkih jednadžbi odgovarajućih reakcija.

3. Elementarni selen može se dobiti iz selenske kiseline redukcijom s jakim redukcijskim sredstvima. Napišite elektronsko-ionske i molekularne jednadžbe reakcije selenske kiseline s hidrazinom koji oksidira u dušik.

4. Jedan od uobičajenih prirodnih spojeva sumpora je mineral pirit, čija je glavna komponenta FeS 2 sulfid, a sadrži i druge nečistoće. Odredi koliki se volumen sumporovog oksida (IV) može dobiti (n.o.) pečenjem 600 g pirita ako je maseni udio nečistoća u njemu 20%.

5. Izračunajte maseni udio soli u otopini dobivenoj nakon potpune neutralizacije 40%-tne otopine sumporne kiseline 15%-tnom otopinom natrijevog hidroksida.

Zadatak 2

1. Koji volumeni (n.o.) sumporovodika i sumporovog oksida (IV) moraju međusobno reagirati da masa nastalog sumpora bude 100 kg?

2. Koja je prostorna konfiguracija (geometrija) sulfatnog iona: a) kvadratna; b) četverokuta piramida; c) tetraedar. Zašto? Svoj odgovor obrazložite teorijom o građi atoma.

3. Zašto vodikov peroksid može pokazivati ​​i oksidirajuća i redukcijska svojstva? Sastavite elektronsko-ionsku i molekularnu jednadžbu reakcija vodikovog peroksida: a) s otopinom kalijeva permanganata zakiseljenom sumpornom kiselinom; b) otopinom kalijeva jodida.

4. Kolika se masa otopine s masenim udjelom sumporne kiseline od 70% može dobiti iz pirita mase 200 kg koji sadrži FeS 2 i nečistoće? Maseni udio nečistoća u piritu je 10%, a iskorištenje sumporne kiseline je 80%.

5. Kroz otopinu koja je sadržavala 10 g natrijevog hidroksida propušteno je 30 g sumporovodika. Koja je sol nastala u ovom slučaju? Odredi njegovu masu.

Zadatak 3

1. Koliko se litara sumporovog dioksida (N.O.) može dobiti reakcijom 6,5 g bakra s koncentriranom sumpornom kiselinom?

2. Koje soli podliježu hidrolizi u vodenoj otopini: a) K 2 SO 4; b) Al2(SO4)3; c) Al2S3; d) K 2 S. Odgovor obrazložite napisom jednadžbi molekularne i ionsko-molekularne reakcije.

3. Koliki je stupanj oksidacije kisika u spojevima: O 2; O 3; Na20; H202; KO2; KO 3? Natrijev peroksid apsorbira amonijak, oksidirajući ga što je više moguće. Napišite molekularne i elektronske jednadžbe reakcije.

4. Maseni udio ozona u smjesi s kisikom je 10%. Izračunajte masu vodika potrebnu za reakciju s 8 g ove smjese. Imajte na umu da kada vodik reagira s obje alotropske modifikacije kisika, nastaje voda.

5. Izračunajte masu otopine sumporne kiseline s masenim udjelom H 2 SO 4 96 %, koja se može dobiti iz pirita mase 3,6 kg.

Zadatak 4

1. Koliko će 10% (masene) otopine sumporne kiseline biti potrebno za dobivanje 33,6 litara vodika (N.O.) u interakciji s cinkom?

2. Koje soli podliježu hidrolizi u vodenoj otopini: a) Na 2 SO 4; b) Na2S203; c) Na2S; d) Na2SO3. Napišite jednadžbe molekularne i ionsko-molekularne reakcije i odredite pH medija.

3. Koja su svojstva vodikovog peroksida jače izražena: oksidacijska ili redukcijska? Motivirajte svoj odgovor vrijednostima odgovarajućih potencijala. Natrijev peroksid apsorbira sumporovodik, oksidirajući ga što je više moguće. Napišite molekularne i elektronsko-ionske jednadžbe za ovu reakciju.

4. Koliki volumen zraka i kolika masa vode treba uzeti da se sumporov oksid (IV) volumena 10 litara (normalni uvjeti) pretvori u sumpornu kiselinu? Volumni udio kisika u zraku je 20,95%.

5. U kojem slučaju će se dobiti više kisika: razgradnjom 5 g kalijevog permanganata ili razgradnjom 5 g kalijevog klorata? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi odgovarajućih reakcija i izvođenjem potrebnih izračuna.

Zadatak 5

1. Odredite masu SeO 2 čijom hidratacijom nastane 3 mola odgovarajuće kiseline.

2. Koji spojevi mogu pokazivati ​​oksidacijska svojstva: a) H 2 S; b) H2S03; c) H2S04 (razb); d) H2SO4 (konc)? Zašto? Obrazložite svoj odgovor u smislu OVR teorije.

3. Elementarni telur može se dobiti iz H 6 TeO 6 redukcijom s jakim redukcijskim sredstvima. Napišite elektroničke i molekularne jednadžbe reakcije ortotelurne kiseline sa sumpornim oksidom (IV).

4. Kisik je dobiven iz kalijevog permanganata mase 7,9 g, koji je reagirao s magnezijem. Kolika će se masa magnezijeva oksida u tom slučaju dobiti?

5. Na temelju građe atoma kisika naznačite njegove valentne mogućnosti. Koja su oksidacijska stanja kisika u spojevima? Svoj odgovor obrazložite odgovarajućim primjerima.

Zadatak 6

1. Koliko je molova natrijeva selenita potrebno da reagira s 33,6 litara klora (n.o.) prema jednadžbi: Na 2 SeO 3 + Cl 2 + H 2 O →. . . ?

2. Koji spojevi mogu pokazivati ​​redukcijska svojstva: a) H 2 S; b) H2S03; c) H2S04 (razb); d) H2SO4 (konc.). Zašto? Obrazložite svoj odgovor u smislu OVR teorije.

3. Napravite elektroničke formule atoma sumpora i selena. Jesu li to potpuni elektronički analogni? Svoj odgovor obrazložite teorijom o građi atoma.

4. Navedite laboratorijske i industrijske metode dobivanja kisika, navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija. Navedite najvažnija područja praktične primjene kisika.

5. Kako i zašto se mijenjaju svojstva kiselina u nizu: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te?

p-elementiGrupa V

Plan rada na temu:

1. Opće karakteristike svojstava p-elemenata V skupine, postojanje u prirodi, dobivanje. Fizikalna i kemijska svojstva jednostavnih tvari.

2. Dušik. Dobivanje, svojstva i primjena dušika u tehnici. Amonijak, hidrazin, hidroksilamin, dušična kiselina. Njihovo dobivanje, svojstva, primjena. Tekući amonijak kao ionizirajuće otapalo. amonijak kao ligand. metalni nitridi. Amonijeve soli, dobivanje, svojstva.

3. Dušikovi oksidi. Dobivanje, struktura molekula, svojstva. Dušikove kiseline koje sadrže kisik, svojstva. Soli ovih kiselina, ponašanje u otopini i pri zagrijavanju, u redoks reakcijama. Međudjelovanje dušične kiseline s metalima i nemetalima. Aqua regia.

4. Fosfor, dobivanje, svojstva, primjena. Fosfidi i fosfini. Fosforna kiselina i hipofosfiti. Fosforni anhidrid i fosforna kiselina. Fosforni anhidrid i fosforne kiseline. Halidi, oksohalidi.

5. Podskupina arsena. Građa i svojstva jednostavnih tvari. Spojevi s vodikom i s metalima. Oksidi, sulfidi, halogenidi i oksohalidi elemenata - As, Sb, Bi. Tiokiseline i njihove soli. Acidobazna svojstva hidroksida i redoks svojstva spojeva arsena, antimona i bizmuta u različitim oksidacijskim stanjima. Primjena.

Vježba 1

1. Usporedno opišite atome elemenata podskupine dušika, navodeći: a) elektroničke konfiguracije; b) valentne mogućnosti; c) najkarakterističnija oksidacijska stanja.

2. Kolika je masa kalijevog nitrita koji se može oksidirati u prisutnosti sumporne kiseline s 30 ml 0,09 N otopine kalijevog permanganata?

3. Koja će masa amonijaka biti potrebna za dobivanje dušične kiseline mase 12,6 tona, s obzirom da su gubici u proizvodnji 5%.

4. Metodom elektroničke ravnoteže odaberite koeficijente u shemama sljedećih redoks reakcija:

a) Ca + N 2 → Ca 3 N 2

b) R 4 + O 2 → R 4 O 6

c) NO 2 + O 2 + H 2 O → HNO 3

5. Izračunajte pH 0,1 N otopine natrijeva nitrita i stupanj hidrolize soli u toj otopini.

Zadatak 2

1. Napišite jednadžbe kemijskih reakcija koje je potrebno provesti da bi se izvršile sljedeće transformacije:

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

2. Koliki će volumen 0,05 N otopine kalijevog permanganata biti potreban za oksidaciju 20 ml otopine natrijevog arsenita koja sadrži 0,02 g NaAsO 2?

3. Dovršite jednadžbu reakcije: Cu 2 S + HNO 3 (konc.) → .... Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona.

4. Opišite elektronsku strukturu NH 3 , NH 4 + , HNO 3 metodom valentnih veza. Koje je oksidacijsko stanje dušika u svakom od ovih spojeva?

5. Odredite masu dušika koji pri temperaturi od 20°C a tlak od 1.4 ∙ 10 5 Pa zauzima volumen od 10 litara.

Zadatak 3

1. Navedite primjere dušikovih spojeva u čijim molekulama postoje veze nastale donorsko-akceptorskim mehanizmom.

2. Koliki će volumen 0,25 N otopine kalijevog permanganata biti potreban za oksidaciju 0,05 l 0,2 M otopine natrijevog nitrita u kiseloj sredini.

4. Opišite elektroničku strukturu molekule N 2 metodom VS. Koja kemijska svojstva pokazuje dušik kao jednostavna tvar?

5. Napišite jednadžbe reakcija koje je potrebno izvesti da bi se izvršile sljedeće transformacije:

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

Zadatak 4

1. Smjesa sulfida As 2 S 3 , Sb 2 S 3 , Bi 2 S 3 tretirana otopinom natrijeva sulfida. Koji je sulfid ostao neotopljen? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi reakcija otapanja sulfida.

2. Koliko mola plinovitih produkata dobijemo razgradnjom 10 molova nikal(II) nitrata?

3. Koji se dušikovi spojevi dobivaju izravnim vezanjem (fiksacijom) atmosferskog dušika? Napišite jednadžbe reakcija za njihovu pripremu i navedite uvjete reakcija.

4. Koliki se volumen amonijaka (normalni uvjeti) može dobiti djelovanjem s dvije litre 0,5 n otopine lužine na amonijevu sol?

5. Kolika masa fosfor (V) oksida nastaje pri potpunom izgaranju fosfina PH 3 dobivenog iz kalcijevog fosfida Ca 3 P 2 mase 18,2 g?

Zadatak 5

1. Navedite primjere reakcija adicije, supstitucije vodika i oksidacije karakterističnih za amonijak. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Izračunajte volumen (N.O.) dušikovog dioksida potrebnog za reakciju s 50 ml 0,1 N otopine kalijevog hidroksida?

3. Kolika masa amonijevog klorida nastaje pri međudjelovanju klorovodika mase 7,3 g s amonijakom mase 5,1 g? Koji plin će ostati u višku? Odredite masu viška.

4. Metodom elektronske bilance rasporedite koeficijente u jednadžbu: Ca 3 (RO 4) 2 + SiO 2 + C → CaSiO 3 + P + CO. Odredite ekvivalent molarne mase oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

5. Predložite metodu kojom se teško topljivi Sb(OH) 3 i Bi(OH) 3 mogu međusobno odvojiti? Svoj odgovor obrazložite ispisivanjem jednadžbi odgovarajućih reakcija.

Zadatak 6

1. Koliko se tona kalcijevog cijanamida može dobiti iz 3600 m 3 dušika (20°C, normalni atmosferski tlak) interakcijom s kalcijevim karbidom ako su gubici dušika 40%?

2. Napišite jednadžbu reakcije za interakciju bizmuta s koncentriranom dušičnom kiselinom. Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ionsko-elektronske ravnoteže. Odredite ekvivalent i molarnu masu ekvivalenta redukcijskog sredstva i oksidacijskog sredstva.

3. Koji proizvodi se dobivaju kalciniranjem nitrata: natrij, kalcij, bakar, olovo, živa i srebro? Napišite jednadžbe odgovarajućih reakcija, složite koeficijente metodom elektronske vage.

4. Amonijev nitrat može se razgraditi na dva načina: 1) NH 4 NO 3 (c) \u003d N 2 O (g) + 2H 2 O (g); 2) NH4NO3 (c.) \u003d N2 (g) + ½O2 (g) + 2H20 (g). Koja je od sljedećih reakcija najvjerojatnija, a koja egzotermnija pri 25°C? Potvrdite svoj odgovor izračunavanjem ∆G° 298 i ∆N° 298 . Kako će se vjerojatnost ovih reakcija promijeniti s povećanjem temperature?

5. Koji čimbenici određuju sastav produkata redukcije dušične kiseline? Obrazložite odgovor navodeći jednadžbe odgovarajućih reakcija.

p-elementiIV skupina

Plan rada na temu:

1. Opće karakteristike p-elemenata IV skupine, nalaz u prirodi, dobivanje. Fizikalna i kemijska svojstva jednostavnih tvari.

2. Ugljik: prirodni spojevi, proizvodnja, primjena, fizikalna svojstva, kemijska svojstva. Alotropske modifikacije ugljika. Ugljikov monoksid (II) i metalni karbidi. Ugljikov monoksid (IV). Ugljična kiselina, karbonati, tiokarbonati.

3. Spojevi ugljika s nemetalima: cijanid, ugljikov disulfid; rodanska kiselina i tiocijanati.

4. Silicij: prirodni spojevi, proizvodnja, primjena, fizikalna i kemijska svojstva. Kisikovi spojevi silicija. Kremena kiselina, silikati.

5. Elementi podskupine germanija: prirodni spojevi, dobivanje, primjena, fizikalna svojstva, kemijska svojstva. Kisikovi spojevi elemenata podskupine germanija: acidobazna i redoks svojstva.

Vježba 1

1. Opišite fizikalna i kemijska svojstva elementa silicija. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Kako se mogu objasniti oksidacijska svojstva olovova (IV) oksida? Dovršite jednadžbu reakcije: PbO 2 + HCl → ... Koeficijente u jednadžbi rasporedite metodom ravnoteže elektrona i iona. Odredite masu soli i volumen plina (n.o.) koji nastaju reakcijom 0,2 mol PbO 2 s klorovodičnom kiselinom.

3. Napravite jednadžbe reakcija dobivanja klorida i silicijevog nitrida i navedite uvjete za njihovo odvijanje. Zašto silicijevi halogenidi "puše" u vlažnom zraku? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

4. Koliki volumen acetilena (normalni uvjeti) se može dobiti interakcijom vode s 0,80 kg CaC 2.

5. Dokažite amfoternost Sn(OH) 2 . Navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija.

Zadatak 2

1. Opišite fizikalna i kemijska svojstva elementa ugljika. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Bez računanja odrediti reakciju medija (pH = 7, pH< 7, рН >7) vodena otopina natrijeva silikata. Obrazložite odgovor navodeći jednadžbe odgovarajućih reakcija.

3. Izgaranjem 3,00 g antracita dobiveno je 5,30 litara CO 2 izmjereno na n.o. Izračunajte koliki postotak ugljika (maseni) sadrži antracit.

4. Dovršite jednadžbu reakcije: C + HNO 3 (konc.) CO 2 + ... Koeficijente u jednadžbi rasporedite metodom ravnoteže elektrona i iona. Odredite ekvivalent i molarnu masu ekvivalenta redukcijskog sredstva i oksidacijskog sredstva.

5. Koliko se grama NaCl može dobiti iz 265 g Na 2 CO 3.

Zadatak 3

1. Opišite fizikalna i kemijska svojstva elemenata podskupine germanija. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Kojoj klasi spojeva pripadaju Pb 2 O 3 i Pb 3 O 4 (minium)? Navedite njihove grafičke formule. Napišite jednadžbu interakcije crvenog olova s ​​otopinom kalijevog jodida u mediju sumporne kiseline.

3. Koliko grama CaCO 3 se istaloži ako se u 400 ml 0,5 n otopine CaCl 2 doda višak otopine sode.

4. S obzirom na vrijednosti konstanti disocijacije cijanovodične i ugljične kiseline: 5 * 10 -10, odnosno 4 * 10 -7, razmotrite kako atmosferski ugljikov dioksid utječe na vodene otopine alkalnih cijanida. Zašto cijanid treba čuvati u dobro zatvorenim spremnicima?

5. Koja su kiselo-bazna svojstva olovovog (II) oksida i hidroksida? Obrazložite odgovor navodeći jednadžbe odgovarajućih reakcija.

Zadatak 4

1. Opišite fizikalna i kemijska svojstva ugljičnog monoksida (IV) i ugljične kiseline. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Zašto germanij ne reagira s razrijeđenom sumpornom kiselinom, a otapa se u koncentriranoj kiselini? Napišite jednadžbu interakcije germanija s koncentriranom sumpornom kiselinom. Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona.

3. Prolaskom vodene pare preko vrućeg ugljena dobiva se vodeni plin koji se sastoji od jednakih volumena CO i H 2. Koliki se volumen vodenog plina (normalni uvjeti) može dobiti iz 3,0 kg ugljena.

4. Koje transformacije prolaze natrijev i kalijev cijanid tijekom dugotrajnog skladištenja njihovih vodenih otopina? Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

5. Kojom bojom će se lakmus obojiti u vodenim otopinama KCN, Na 2 CO 3. Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi odgovarajućih reakcija.

Zadatak 5

1. Opišite fizikalna i kemijska svojstva silicijeva oksida (IV) i silicijeve kiseline. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Koja je razlika između interakcija germanija i olova s ​​koncentriranom dušičnom kiselinom? Zašto? Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije. Poredajte koeficijente u jednadžbama metodom ravnoteže elektrona i iona.

3. Kalcijev karbonat se zagrijavanjem raspada na CaO i CO 2 . Koja će masa prirodnog vapnenca koji sadrži 90% (tež.) CaCO 3 biti potrebna za dobivanje 7,0 tona živog vapna.

4. Dovršite jednadžbu reakcije: PbS + HNO 3 (konc.) PbSO 4 +NO 2 + .... Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona. Odredite ekvivalent oksidirajućeg i redukcijskog sredstva.

5. Odrediti pH 0,02 N otopine sode Na 2 CO 3, uzimajući u obzir samo prvi stupanj hidrolize.

Zadatak 6

1. Navedite elektronske formule kositra u oksidacijskim stanjima (+2) i (+4). Koja svojstva (oksidacijska ili redukcijska) mogu pokazivati ​​spojevi kositra u tim oksidacijskim stanjima? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

2. Kad se 0,5 g vapnenca otopi u klorovodičnoj kiselini, dobije se 75 ml ugljičnog dioksida (n.o.). Izračunajte postotak kalcijeva karbonata u vapnencu.

3. Izračunajte gubitak težine (u postocima) koji nastaje kada se natrijev bikarbonat zapali.

4. Usporedite stupanj hidrolize soli i pH medija u 0,1 M i 0,001 M otopine kalijevog cijanida. Obrazložite svoj odgovor odgovarajućim izračunima.

5. Dopuni jednadžbu reakcije: SnCl 2 + HgCl 2 Hg 2 Cl 2 + ... Složi koeficijente u jednadžbi metodom elektronske ravnoteže. Odredite ekvivalent, izračunajte molarnu masu oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

opće karakteristiked-elementi

d-elementi uključuju elemente u čijim je atomima popunjena d-podrazina predvanjske energetske razine. Nazivaju se i prijelaznim, smješteni u periodnom sustavu u velikim periodima u bočnim podskupinama svih skupina između s- i p-elemenata. Opća elektronska formula valentnih elektrona atoma d-elemenata (n-1)d 1-10 ns 2, gdje je n glavni kvantni broj, tj. valentni elektroni su na različitim energetskim razinama, pa se d-elementi nalaze u bočnim podskupinama.

Na vanjskoj razini, d-elementi imaju 1-2 elektrona (n ​​s-stanje), preostali valentni elektroni nalaze se na (n-1) d podrazini (pre-vanjski sloj). Ova struktura elektronskih ljuski atoma d-elemenata određuje niz njihovih općih svojstava:

1. Svi d-elementi su metali, koji se odlikuju velikom tvrdoćom, vatrostalnošću i značajnom električnom vodljivošću.

2. Za svaku dekadu d-elemenata najstabilnije elektroničke konfiguracije su: d 0 ,d 5 ,d 10 .

: (dakle, Sc, Y, La, za razliku od ostalih d-elemenata, pokazuju konstantno oksidacijsko stanje od +3) (n-1) d 1 ns 2

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

klizanje elektrona 24 Cr: …3d 4 4s 2 →…3d 5 4s 1 .

: (Zn, Cd, Hg) – (n-1)d 10 ns 2

klizanje elektrona: 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. Povećana stabilnost neispunjenih, poluispunjenih i potpuno ispunjenih d-ljuski određuje najkarakterističnija oksidacijska stanja ovih elemenata i stabilnost njihovih spojeva. Tako su spojevi Fe 3+ (d 5), Zn 2+ (d 10) stabilni, dok su spojevi Cr 2+ i Mn 3+ s d 4 konfiguracijom nestabilni.

4. U stvaranju spojeva koriste se s-elektroni i dio ili svi d-elektroni. Štoviše, u početku u formiranju veza sudjeluju s-elektroni, a zatim - d-elektroni. Izuzetak su elementi podskupine Zn, u čijim atomima nema nesparenih d-elektrona - [(n-1)d 10 ns 2] i Pd - (4d 10 5s 0), čiji atom u nepobuđenom stanju nema vanjski s-elektroni. U tom smislu, karakteristike d-elemenata su:

– veliki skup valentnih stanja;

- širok raspon promjena redoks i acidobaznih svojstava njihovih spojeva.

5. U svakoj podskupini svojstva prvih elemenata (elemenata IV. perioda) izrazito se razlikuju od svojstava ostalih elemenata. Sličnost elemenata razdoblja V i VI posljedica je kompresije lantanida.

6. Za razliku od p-elemenata, d-elementi ne pokazuju negativna oksidacijska stanja. S vodikom ne stvaraju plinovite spojeve. Ako p-elementi u skupini od vrha do dna imaju tendenciju da pokažu najveći stupanj oksidacije, tada se za d-elemente, naprotiv, ta tendencija povećava. Povećanje stabilnosti viših oksidacijskih stanja posljedica je činjenice da su svi valentni elektroni u teškim atomima smješteni na velikoj udaljenosti od jezgre i učinkovitije su zaštićeni od nje. Dakle, za d-elemente VI skupine Mo i W oksidacijsko stanje je +6, dok je Cr stabilan u spojevima gdje mu je oksidacijsko stanje +3. Posljedica ovoga je smanjenje oksidativnog kapaciteta spojeva u najvišem oksidacijskom stupnju d-elemenata u skupini od vrha prema dnu.

povećana stabilnost,

uočava se slabljenje oksidacijskih svojstava.

Tako je, na primjer, oksid Mn (VII) nestabilan i raspada se eksplozijom: 2Mn 2 O 7 \u003d 4MnO 2 + 3O 2,

dok su odgovarajući oksidi tehnecija i renija stabilne kristalne tvari. Iz istog razloga, Mn i Re različito djeluju s dušičnom kiselinom:

Mn + 4HNO 3 \u003d 4Mn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 4H 2 O,

Re + 7HNO 3 = HReO 4 + 7NO 2 + 3H 2 O

7. Kiselinsko-bazna svojstva hidroksida d-elemenata ovise o stupnju oksidacije: s povećanjem stupnja oksidacije mijenjaju se kemijska svojstva hidroksida od bazičnih preko amfoternih do kiselih. Na primjer:

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

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

bazična amfoterna kiselina

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

bazična amfoterna kiselina

8. U skupini odozgo prema dolje padaju kiselinska svojstva hidroksida, kada se očituju elementima istog oksidacijskog stanja. Na primjer: H 2 MnO 4 -H 2 TcO 4 -H 2 ReO 4

slabljenje kiselih svojstava

9. Za d-elemente karakteristično je stvaranje raznih koordinacijskih spojeva (osobito 4d- i 5d-elementi). Većina spojeva d-elementa je obojena.

10. d-elementi su dobri katalizatori i koriste se u mnogim katalitičkim procesima.

d-elementiVI,VII,VIII skupine

Plan rada na temu:

1. d-elementi VIII skupine. Porodica željeza: prirodni spojevi, proizvodnja, primjena, fizikalna svojstva, kemijska svojstva.

2. Kisikovi spojevi elemenata podskupine željeza: acidobazna i redoks svojstva.

3. Kompleksni spojevi elemenata podskupine željeza.

4. d-elementi podskupine kroma: prirodni spojevi, dobivanje, primjena, fizikalna svojstva, kemijska svojstva.

5. Kisikovi spojevi elemenata podskupine kroma: acidobazna i redoks svojstva.

6. d-elementi podskupine mangana: prirodni spojevi, dobivanje, primjena, fizikalna svojstva, kemijska svojstva.

7. Kisikovi spojevi elemenata podskupine mangana: acidobazna i redoks svojstva.

Vježba 1

1. Opišite fizikalna svojstva elemenata obitelji željeza.

2. Odredite koju masu olovnog dioksida može reducirati 0,15 l 0,2 N otopine kalijevog kromita u lužnatom mediju.

3. Odredite koliki će volumen zauzeti nikal tetrakarbonil, formiran u skladu s jednadžbom kemijske reakcije: Ni (tv) + 4CO (g) \u003d (g), ako je u reakciju ušlo 23,48 kg nikla, a gubici proizvodnje bili su 10 %?

4. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: KMnO 4 + HBr = Br 2 + ... Koeficijente u jednadžbi rasporedite metodom elektron-ionske ravnoteže. Odredite ekvivalentnu i molarnu masu oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

5. Na koja se dva načina iz metalnog nikla može dobiti nikal (II) klorid? Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

Zadatak 2

1. Opišite kemijska svojstva elemenata obitelji željeza, usporedite njihovu kemijsku aktivnost. Navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija.

2. Na slitinu bakra i nikla mase 1,5 g djelovao je višak otopine klorovodične kiseline. Time je prikupljen volumen plina od 114 ml (N.O.). Izračunajte maseni udio metala u smjesi.

3. Sastavite molekularne i ionsko-molekulske jednadžbe za nastanak nikal (II) hidroksida i njegovo otapanje u dušičnoj kiselini.

4. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl \u003d O 2 + ... Rasporedite koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona.

5. Napišite jednadžbe reakcija za proizvodnju kobalt(II) hidroksida i njegovu oksidaciju s atmosferskim kisikom.

Zadatak 3

1. d-elementi obitelji željeza: prirodni spojevi, proizvodnja, primjena.

2. Kako se željezov (III) klorid može dobiti iz željezovog (II) klorida i obrnuto? Napišite jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

3. Najčešća ruda iz koje se dobiva krom je krom željezna ruda FeCr 2 O 4 . Izračunajte koliko posto nečistoća sadrži ruda, ako je od 1 tone rude taljenjem dobiveno 240 kg ferokroma (legura željeza s kromom) koji sadrži 65% kroma.

4. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 \u003d Br 2 + ... Rasporedite koeficijente u jednadžbi metodom elektron-ionske ravnoteže. Odredite ekvivalentnu i molarnu masu oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

5. U prirodnim vodama željezo je prisutno uglavnom u obliku bikarbonata koji pod djelovanjem vode i atmosferskog kisika postupno prelazi u željezov (III) hidroksid. Napiši jednadžbu te reakcije, označi koji element predaje elektrone, a koji ih dodaje. Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona

Zadatak 4

1. Kisikovi spojevi željeza: karakterizirajte njihova acidobazna i redoks svojstva.

2. Koliki će se volumen klora (n.o.) osloboditi kada 1 mol kalijevog dikromata reagira s viškom klorovodične kiseline?

3. Navedite karakteristična valentna stanja atoma Ni. Koji su od njih održivi? Napiši formule za okside i hidrokside nikla. Ukratko opišite kiselinsko-bazna svojstva ovih spojeva. Navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija.

4. Željezni pentakarbonil se na svjetlu raspada prema jednadžbi reakcije: 2=+CO. Izračunajte koliko se tvari razgradilo ako je pritom nastalo 5,6 litara ugljičnog monoksida (II) (n.o.).

5. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: PbO 2 + MnSO 4 + HNO 3 = PbSO 4 + Pb(NO 3) 2 + ... Složite koeficijente u jednadžbi metodom elektron-ionske ravnoteže.

Zadatak 5

1. Opišite omjer elemenata obitelji željeza prema zraku, vodi, kiselinama. Kako se mijenja kemijska aktivnost elemenata u nizu: Fe → Co → Ni? Zašto? Navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija.

2. Napišite jednadžbe kemijskih reakcija pomoću kojih možete izvesti sljedeće transformacije: Co 2 O 3 → Co → Co(NO 3) 2 ®Co(OH) 2 → Co(OH) 3 → CoCl 2 → CoCl 3.

3. Navedite karakteristična valentna stanja atoma Fe. Koji su od njih održivi? Napiši formule za okside i hidrokside željeza. Ukratko opišite kiselinsko-bazna svojstva ovih spojeva. Navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija.

4. Koji volumen otopine sumporne kiseline s masenim udjelom H 2 SO 4 20% (p = 1,143 g / ml) treba uzeti za otapanje željeza, čiji je maseni udio nečistoća 12,5%?

5. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ... Koeficijente u jednadžbi rasporedite metodom ravnoteže elektrona i iona.

Odredite ekvivalentnu i molarnu masu oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

Zadatak 6

1. d-elementi podskupine kroma: prirodni spojevi, dobivanje, primjena.

2. Željezne strugotine mase 16,8 g spaljene su u atmosferi klora. Dobiveni produkt je otopljen u 400 ml vode. Odredite maseni udio (%) otopljene tvari u dobivenoj otopini.

3. Napišite jednadžbe kemijskih reakcija pomoću kojih možete izvesti sljedeće transformacije: NiO → Ni → Ni(NO 3) 2 → Ni(NO 3) 3 → NiCl 2 .

4. Navedite karakteristična valentna stanja atoma Co. Koji su od njih održivi? Napiši formule za okside i hidrokside kobalta. Ukratko opišite kiselinsko-bazna svojstva ovih spojeva. Navedite jednadžbe odgovarajućih reakcija.

5. Dovršite jednadžbu kemijske reakcije: Na 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + ... Koeficijente u jednadžbi rasporedite metodom elektron-ionske ravnoteže. Odredite ekvivalentnu i molarnu masu oksidacijskog i redukcijskog sredstva.

opće karakteristikes-elementi

S-elementi uključuju elemente glavnih podskupina I. i II. skupine (IA i IIA - podskupine) periodnog sustava. Opća elektronska formula valentnog sloja s-elemenata je ns 1-2, gdje je n glavni kvantni broj.

Elementi IA - podskupine Li, Na, K, Rb, Cs i Fr - nazivaju se alkalijski metali, a za elemente IIA - podskupine - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - zadnja četiri elementa nazivaju se zemnoalkalijski metali .

Atomi alkalijskih metala za stvaranje kemijskih veza imaju samo jedan elektron koji se nalazi u ns – atomskoj orbitali (AO). Relativno mala vrijednost energije ionizacije opada od Li (I = 520 kJ/mol) do Cs (I = 342 kJ/mol), što olakšava odvajanje elektrona od AO. Stoga se atomi alkalijskih metala u raznim kemijskim reakcijama lako pretvaraju u jednostruko nabijene katione sa stabilnom konfiguracijom od osam elektrona (n-1)s 2 (n-1)p 6 odgovarajućeg plemenitog plina. Na primjer: K (4s 1) - e \u003d K + ().

Stoga, u svojim brojnim ionskim spojevima, alkalijski metali imaju samo jedno oksidacijsko stanje (+1).

Elementi IIA - podskupine već sadrže dva elektrona na vanjskoj energetskoj razini, sposobna za odvajanje prije stvaranja ionskih kemijskih veza s prijelazom jednog od njih u np AO: ns 2 → ns 1 np 1. Oksidacijsko stanje elemenata IIA - podskupine u njihovim različitim spojevima je (+2).

Berilij se u svojim fizikalno-kemijskim svojstvima oštro ističe među IIA - podskupinom. Atomi ovog elementa imaju najveću vrijednost energije prve ionizacije među svim s-elementima (I=901 kJ/mol) i najveću razliku u ns i np-AO. Stoga berilij s drugim elementima tvori pretežno kovalentne kemijske veze, koje se obično razmatraju sa stajališta metode valentnih veza. Atomske orbitale berilija prolaze kroz sp-hibridizaciju, što odgovara formiranju linearnih molekula BeCl 2, BeI 2, itd. Berilij (+ II) karakterizira tendencija stvaranja kompleksnih spojeva:

Be(OH) 2 + 2OH - → 2-

BeCl 2 + 2Cl - → 2-

Oksidi i hidroksidi s-elemenata imaju bazična svojstva. Od svih s-elemenata samo Be, njegov oksid i hidroksid pokazuju amfoterna svojstva.

Kemijsko ponašanje Li i Mg, kao i Be i Al, uglavnom je slično zbog dijagonalne periodičnosti.

Alkalijski metali s kisikom tvore ne samo okside Me 2 [O], već i spojeve tipa Me 2 - perokside; Ja, superoksidi; Ja - ozonidi. Oksidacijsko stanje kisika u ovim spojevima je –1; -1/2; -1/3.

Poznati su peroksidi zemnoalkalijskih metala. Od njih najveću praktičnu vrijednost ima barijev peroksid BaO 2.

Od interesa su i spojevi s-elemenata s vodikom - hidridi, u kojima vodik ima oksidacijsko stanje -1.

Plan rada na temu:

1. Opće karakteristike s-elemenata I. i II. skupine periodnog sustava D.I. Mendeljejev.

2. Svojstva jednostavnih tvari.

3. Pronalaženje u prirodi i dobivanje jednostavnih tvari.

4. Najvažniji spojevi s-elemenata: oksidi, peroksidi, hidroksidi, soli.

Vježba 1

1. Koja kemijska svojstva alkalijskih metala karakteriziraju ih kao najtipičnije metale? Obrazložite odgovor navodeći jednadžbe odgovarajućih reakcija.

2. Pri 25 0 C topljivost NaCl je 36,0 g u 100 g vode. Odredite maseni udio NaCl u zasićenoj otopini.

3. Odredite postotak nečistoća u tehničkom kalcijevom karbidu, ako je potpunom razgradnjom 1,8 kg uzorka s vodom nastalo 560 litara acetilena (n.o.).

4. Koji su s-elementi II skupine potpuni elektronički analogi? Zašto?

5. Koju količinu kalcijevog hidroksida treba dodati u 162 g 5% otopine kalcijevog bikarbonata da se dobije prosječna sol?

Zadatak 2

1. Opišite svojstva oksida s-elemenata I. skupine. Daj načine kako ih dobiti. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

- natrijev dihidrogenfosfat i kaustična potaša;

− kalcijev karbonat i klorovodična kiselina;

− kositar (II) hidroksid i kaustična soda.

3. Napišite jednadžbe kemijskih reakcija u kojima se mogu izvesti sljedeće transformacije: Be → BeCl 2 → Be(OH) 2 → Na 2 → BeSO 4.

4. Dovršite jednadžbu za sljedeću kemijsku reakciju: BaO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + NaOH → .... Poredajte koeficijente u jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i iona. Izračunajte ekvivalent oksidacijskog sredstva. Navedite nazive početnih tvari i produkata reakcije prema međunarodnoj nomenklaturi.

5. Gustoća 26% otopine KOH je 1,24 g/ml. Koliko mola KOH ekvivalenta ima u 5 litara otopine?

Zadatak 3

1. Opišite svojstva oksida s-elemenata II skupine. Daj načine kako ih dobiti. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Koje tvari nastaju pri izgaranju kalcija u zraku? Zašto, kada se dobiveni proizvod navlaži vodom, oslobađa se značajna količina topline i osjeća se miris amonijaka. Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

3. Koliki volumen SO 2 (pri n.o.) se može dobiti tretiranjem otopine kalijevog sulfita s 0,085 N otopinom sumporne kiseline volumena 0,05 l?

4. Odredite vrstu kemijske veze između atoma u molekuli CaCl 2 . Što je geometrijski oblik molekule? Jesu li veze u molekuli polarne, je li molekula polarna?

5. Zašto se alkalijski metali ne mogu koristiti za obnavljanje tvari otopljenih u vodi? Obrazloži odgovor.

Zadatak 4

1. Opišite svojstva hidroksida s-elemenata I. skupine. Daj načine kako ih dobiti. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Zašto je otopina natrijevog klorita neutralna, a natrijevog hipoklorita alkalna? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

3. Za pripremu 5% otopine MgSO 4 uzeto je 400 g MgSO 4 * 7H 2 O. Odredite masu dobivene otopine.

4. Koliki se volumen 0,25 n H 2 SO 4 može neutralizirati dodatkom 0,6 l 0,15 n Ca (OH) 2? Svoj odgovor obrazložite odgovarajućim izračunima.

5. 25 g sode bikarbone je kalcinirano, ostatak je otopljen u 200 g vode. Izračunajte maseni udio soli u otopini.

Zadatak 5

1. Opišite svojstva hidroksida s-elemenata II skupine. Daj načine kako ih dobiti. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Sastavite molekularne i ionsko-molekularne jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u otopinama između sljedećih tvari:

Kalijev hidrogenfosfat i kaustična soda;

Kalcijev bikarbonat i ugljikov monoksid (IV);

Olovni hidroksid (II) i kaustična potaša.

3. Na kojoj se reakciji temelji proizvodnja hidrida alkalijskih metala? Napišite jednadžbe reakcija hidrolize natrijeva hidrida i elektrolize taline litijeva hidrida.

4. Za otapanje 4 g oksida dvovalentnog elementa bilo je potrebno 25 g 29,2%-tne solne kiseline. Odredite oksid kojeg je elementa uzet?

5. Kako se mogu dobiti barijev hidrid i nitrid? Napišite jednadžbe reakcija međudjelovanja ovih spojeva s vodom.

Zadatak 6

1. Natrijev oksid i peroksid. Dobivanje, fizikalna i kemijska svojstva. Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije.

2. Zašto se magnezij dobro otapa u vodi koja sadrži amonijeve soli? Obrazložite svoj odgovor ispisivanjem jednadžbi za odgovarajuće reakcije.

3. Jedna od industrijskih metoda za dobivanje kalija je interakcija rastaljenog KOH s tekućim natrijem (440˚C): Na + KOH → NaOH + K. Dokažite da je gornja reakcija moguća.

4. Koliko grama CaCO 3 se istaloži ako se u 400 ml 0,5 n otopine CaCl 2 doda višak otopine sode?

5. Dovršite jednadžbu za sljedeću kemijsku reakciju: BaO 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → .... Poredajte koeficijente metodom ravnoteže elektrona i iona. Izračunajte molarnu masu ekvivalenta oksidansa. Navedite nazive početnih tvari i produkata reakcije prema međunarodnoj nomenklaturi.

Većina spojeva poznatih na Zemlji su spojevi p-elemenata, njih pet (C, N, P, O, S) su organogeni, odnosno ulaze u sastav bilo koje stanice. P-elementi su u glavnim podskupinama od III do VIII skupine. Valentni elektroni nalaze se u vanjskoj p-podrazini, opća elektronska formula vanjske razine odgovara sastavu ns 2 np a, gdje a \u003d 1 - 6. P-elementi pokazuju pozitivno oksidacijsko stanje jednako broju skupine. U prirodi srednjih oksidacijskih stanja očituje se "pravilo parnosti" - elementi neparnih skupina pokazuju neparna oksidacijska stanja, a elementi parnih skupina parna. Negativna oksidacijska stanja pojavljuju se u elementima počevši od podskupine 4 A.

U periodama s lijeva na desno, atomski radijusi p-elemenata se smanjuju, energija ionizacije raste, što dovodi do povećanja nemetalnih i oksidacijskih svojstava p-elemenata. U podskupinama u smjeru odozgo prema dolje povećavaju se metalna svojstva i stabilnost nižih oksidacijskih stanja.

Selen, fluor, brom i jod su elementi u tragovima i nalaze se u tijelu u obliku iona s oksidacijskim stupnjem 2 za selen i -1 za halide. Ion Cl - je makronutrijent. P-elementi u najnižem pozitivnom oksidacijskom stupnju pokazuju toksični učinak, dok su u najvišem oni elementi u tragovima.

U priručniku je ukratko opisano biološko djelovanje najvažnijih P-elemenata.

Dušik - glavna komponenta zraka: njegov volumni udio je 78,2%. Najjednostavniji dušikovi spojevi su amonijak i amonijeve soli, koji nastaju kao rezultat katabolizma, kao i tijekom razgradnje biljaka i životinjskih organizama. Amonijevi ioni ne mogu prodrijeti kroz stanične membrane, dok molekule amonijaka lako prevladavaju membranske barijere i brzo utječu na mozak, što se prije koristilo u medicinskoj praksi za nesvjesticu. Amonijak je otrovni plin koji, ako se udiše, može napasti sluznicu dišnog trakta, izazvati otežano disanje i upalu pluća.

Dušikov oksid (II) NO može nastati u atmosferi pod djelovanjem pražnjenja munje prema jednadžbi:

N 2 + O 2 ¾® 2NO

U kasnim 1980-ima je otkriveno da NO sintetiziraju endotelne stanice pomoću enzima NO sintaze iz aminokiseline arginina. Životni vijek NO ne prelazi sekundu, ali normalno funkcioniranje krvnih žila bez njegovog sudjelovanja je nemoguće. Ovaj spoj omogućuje opuštanje glatkih mišića krvnih žila, regulira rad srca, imunološki sustav, uključen je u prijenos živčanih impulsa i seksualno uzbuđenje. Smatra se da NO igra važnu ulogu u učenju i pamćenju. Godine 1988. dodijeljena je Nobelova nagrada za otkriće svojstava NO (Furchgott, Ignarro, Murad).

Dušikov oksid (IV) NO 2 je jako oksidacijsko sredstvo. Nastaje iz dušikovog oksida (ΙΙ) prema jednadžbi 2NO + O 2 ¾® 2NO 2.

Dušikov oksid NO 2, koji se oslobađa u velikim količinama izgaranjem goriva u elektranama, može uzrokovati kisele kiše. Kisela kiša dovodi do smanjenja pH vrijednosti jezera i smrti riba, utječe na strukturu tla, što uzrokuje smrt usjeva i drveća.

Pri udisanju dušikovih oksida u plućima nastaju dušična i nitratna kiselina koje uzrokuju iritaciju, ulceraciju pluća, a kod dužeg udisanja - tumore. Reakcije interakcije dušikovih oksida s vodom dane su u nastavku

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

Nitriti (NO 2 -), koji se koriste kao konzervansi za mesne proizvode, tvore dušikastu kiselinu HO-N=O, koja nitrozira amino skupine proteina uz nastajanje nitrozoamina prema reakciji:

R2N-H + HO-N=O® R2N-N=O + H2O.

Nitrozamini daju mesu i kobasičarskim proizvodima ružičasto-crvenu boju. U visokim koncentracijama, nitrozamini pokazuju toksični učinak i mogu izazvati rak mokraćnog mjehura. Nitriti mogu oksidirati Fe +2 kation (hemoglobin) u Fe +3 kation (methemoglobin):

HbFe 2+ + NO 2 - ® HbFe +3 + NO

To je jedan od razloga toksičnog učinka nitrita.

Nitrati (NO 3 -) prisutni u hrani, ulazeći u tijelo, lako se reduciraju u toksične nitrite. Visok sadržaj nitrata u vodi može dovesti do raka želuca (s niskom kiselošću), uzrokovati smrtnost dojenčadi.Dušikovi spojevi se koriste u medicini kao narkotici (dušikov oksid), diuretik (amonijev klorid), antiangialni (nitroglicerin), antitumorski (embihin) , radioprotektivno (merkamin) sredstvo. U sintezi lijekova koriste se metilamin, dimetilamin, dietilamin i drugi alifatski amini.

Fosfor je organogen, ukupni maseni udio ovog makroelementa u ljudskom tijelu je 0,95%. Fosfor se nalazi u koštanom tkivu, bubrezima, mišićima, jetri, krvi, mlijeku, kosi, noktima i zubima. Fosfati u živim organizmima služe kao strukturne komponente kostura. Ostatak fosforne kiseline ulazi u strukturu fosfolipida staničnih membrana, nukleinskih kiselina, složenih ugljikohidrata. Polifosfati (tri- i difosfati) sudjeluju u akumulaciji energije u obliku makroergičkih veza (na primjer, ATP, kreatin fosfat). U ljudskom tijelu prisutno je oko 30 g ATP-a.Energija hidrolize ATP-a glavna je energetska valuta koja osigurava kruženje energije u stanici.

Fosfolipidi čine dvoslojnu strukturu bioloških membrana. Fosfor je u obliku fosfolipida uglavnom koncentriran u mozgu (12%), jetri (5%), mlijeku (2-3%) i krvnom serumu (0,6%). Međutim, glavna količina fosfora - 600 g - sadržana je u inertnom tkivu, što je 85% mase cjelokupnog fosfora u ljudskom tijelu. U tvrdim tkivima zuba fosfor je u obliku hidroksil-, klor-, fluorapatita opće formule Ca 5 (PO 4) 3 X, gdje je X = OH, Cl, F, redom. Glavni mineralni sastojak koštanog tkiva je kalcijev hidroksifosfat Ca 5 (PO 4) 3 OH, nazvan hidroksiapatit. Izmjena fosfora u tijelu usko je povezana s izmjenom kalcija, ali je ta veza antagonistička. S povećanjem sadržaja kalcija u krvi uočava se smanjenje sadržaja fosfata, prvenstveno anorganskih.

Fosfor u tijelo ulazi s hranom – mlijekom, mesom, ribom, kruhom, povrćem, jajima itd. Dnevna potreba za fosforom je 0,8-1,2 g, višak fosfata doprinosi gubitku mangana i kalcija, što dovodi do osteoporoze.

U medicini se mnogi spojevi fosfora koriste u obliku lijekova za liječenje bolesti srca, jetre i želuca. Cinkovi fosfati se koriste kao materijali za ispune u stomatologiji.

Kisik odnosi se na organogene. Tijelo odrasle osobe težine 70 kg sadrži približno 43 kg kisika. Zajedno s vodikom, kisik tvori molekulu vode, čiji je sadržaj u tijelu odrasle osobe prosječno oko 55 - 65%.

Kisik je dio proteina, nukleinskih kiselina i drugih vitalnih komponenti tijela. Kisik je neophodan za disanje. Egzotermna reakcija oksidacije biomolekula (masti, proteini, ugljikohidrati, aminokiseline) služi kao izvor energije za tijelo. Uz sudjelovanje kisika (O 2) provode se fagocitne (zaštitne) funkcije tijela, kao i respiratorni procesi. Glavna količina kisika ulazi u tijelo kroz pluća, prodire u krv i, uz sudjelovanje hemoglobina, dostavlja se svim organima i tkivima. Kisik u organizam ulazi kroz pluća, ulazi u krvotok, veže se za hemoglobin i stvara lako disocirajući spoj – oksihemoglobin, a potom iz krvi ulazi u sve organe i tkiva. Gotovo sav kisik se metabolizira u ugljični dioksid i vodu i izlučuje iz tijela kroz pluća i bubrege.

Molekularni kisik (O 2) obično ne ulazi u izravne neenzimske kemijske reakcije s organskim spojevima. Reakcija s O 2 u živoj stanici najčešće se događa u aktivnom središtu enzima oksidaze ili oksigenaze. Tijekom ovih reakcija nastaju intermedijarni produkti redukcije O 2 koji se u reakcijskom središtu enzima pretvaraju u ugljični dioksid i vodu. Uz sudjelovanje niza enzima (ksantin-oksidaza), u tijelu nastaju hemoglobin, intermedijarni produkti redukcije kisika, tzv. reaktivne kisikove vrste (ROS), koje su vrlo reaktivne.

To uključuje superoksidne anionske radikale (O 2), vodikov peroksid (H 2 O 2), hidroksilni radikali (OH), kao i molekule kisika u singletnom stanju (O 2 * ). (Osnovno stanje molekula kisika je triplet, koje karakterizira prisutnost dva nesparena elektrona s istim spinom u različitim π * orbitalama). Formiranje ROS-a odvija se prema shemi:

1. jednoelektronska redukcija O 2 dovodi do stvaranja aniona superoksidnog radikala (O 2 ), koji je predak ostalih ROS:

O 2 + e → O 2

Ova reakcija se posebno odvija tijekom oksidacije hemoglobina, dok se elektron oslobođen u reakciji prenosi na kisik

Fe 2+ - e → Fe 3+

2. superoksidni anion-radikal, ulazi u reakciju dismutacije koju regulira enzim superoksid dismutaza (SOD), pri čemu nastaje vodikov peroksid (H 2 O 2):

oko 2 + O 2 + 2 H + → H 2 O 2 + O 2

3. Do stvaranja hidroksilnog radikala (OH) dolazi kada vodikov peroksid stupa u interakciju sa superoksidnim anionskim radikalom ili metalnim ionima promjenjive valencije:

H2O2 + O2 → ALI + OH ─ + O 2

H 2 O 2 + Fe +2 → HO + OH ─ + Fe +3 (Fentonova reakcija)

Fentonova reakcija odražava toksični učinak vodikovog peroksida na hemoglobin, budući da je kation Fe +2 oksidiran u kation Fe +3, što je pogoršano stvaranjem hidroksilnog radikala;

4. Jednostruki kisik (O 2 *) nastaje kada se molekula kisika u tripletnom stanju pobudi pod djelovanjem kvanta svjetlosti (hυ). Kao rezultat toga, dolazi do elektroničkog preuređivanja molekule, u kojoj se elektroni sa suprotno usmjerenim spinovima nalaze u jednoj ili različitim π * orbitalama:

Također je moguće formirati O 2 * reakcijom između superoksidnog anionskog radikala i hidroksilnog radikala:

O 2 + ALI → O 2 * + OH ─

ROS igraju važnu ulogu u životu tijela. Na primjer, radikalni anion superoksid sudjeluje u aktivaciji fagocitnih stanica (neutrofila, makrofaga, monocita, eozinofila) potrebnih za uništavanje stranih mikroorganizama, tumorskih stanica. ROS sudjeluju u procesima apoptoze (spontanog odumiranja stanica, organa ili organizma u cjelini).

Procesi stvaranja ROS normalno se odvijaju u tijelu i regulirani su enzimima antioksidativne obrane (superoksid dismutaza, katalaza, glutation peroksidaza, glutation transferaza).

katalaza

2 H 2 O 2 H 2 O + O 2

superoksid dismutaza

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

glutation peoksidaza

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

R-S-S-R + 2H + +2e 2 R-SH

Prekomjerna količina ROS dovodi do razvoja brojnih patoloških stanja koja se temelje na oksidativnim transformacijama lipida u biološkim membranama, oštećenju strukture nukleinskih kiselina, proteina i njihovih supramolekularnih kompleksa. Ove transformacije, uvjetno u općem obliku, prikazane su shemom:

RH + OH ∙ → R ∙ + H 2 O

R ∙ + O 2 → RO 2 ∙

RH + RO 2 ∙ → ROOH + R ∙

Jačanje procesa oksidacije slobodnih radikala dovodi do poremećaja cjelovitosti bioloških membrana i smrti stanica, uzrokuje promjene u strukturi proteina, smanjenje aktivnosti enzima i uzrok je mutacija.

U medicini se molekularni kisik koristi za liječenje stanja hipoksije, kardiovaskularnih bolesti, trovanja cijanidom i ugljikovim monoksidom. Dozirana izloženost kisiku provodi se pri povišenom tlaku (hiperbarična oksigenacija), čime se poboljšava hemodinamika i opskrba tkiva kisikom. Kod kardiovaskularnih bolesti koristi se kisikova pjena (koktel kisika) za poboljšanje metaboličkih procesa. Subkutana primjena kisika (ozona) indicirana je za trofične čireve, gangrenu. Ozonizacija vode za piće koristi se za njeno pročišćavanje i dezinfekciju.

Ugljik je najvažniji organogen. Ukupni sadržaj ugljika je oko 21% (15 kg na 70 kg ukupne tjelesne težine). Ugljik čini 2/3 mišićne mase i 1/3 koštane mase. Fiziološka uloga ugljika određena je činjenicom da je ovaj element dio svih organskih spojeva i sudjeluje u svim biokemijskim procesima u tijelu. Oksidacija biomolekula pod utjecajem kisika dovodi do stvaranja vode i ugljičnog dioksida (CO 2), koji je stimulator respiratornog centra, ima važnu ulogu u regulaciji disanja i cirkulacije krvi.

U slobodnom obliku ugljik nije toksičan, ali mnogi njegovi spojevi imaju značajnu toksičnost: CO (ugljični monoksid), ugljikov tetraklorid CCI 4, ugljikov disulfid CS 2, cijanidne soli HCN, benzen C 6 H 6, fosgen COCI 2 i broj drugih. Ugljični dioksid u koncentracijama iznad 10% uzrokuje acidozu (pad pH krvi), otežano disanje i paralizu dišnog centra. U farmaciji i medicini široku primjenu imaju različiti spojevi ugljika - derivati ​​ugljične kiseline i karboksilnih kiselina, polimeri i dr. Karbolen (aktivni ugljen) se koristi za adsorpciju plinova i uklanjanje raznih otrova iz organizma, grafit se koristi u obliku masti. za liječenje kožnih bolesti. U biomedicinskim istraživanjima koriste se proizvodi označeni s 14 C.

Sumpor odnosi se na makroelemente, organogene. Sumpor sudjeluje u stvaranju spojeva u oksidacijskom stanju -2. U obliku sulfhidrilnih - SH - skupina ili disulfidnih veza - S - S - sumpor ulazi u sastav proteina, aminokiselina (cistein, cistin, metionin), hormona (inzulin), enzima (koenzim A), vitamina (B 1), keroten (kosa, kosti, živčano tkivo). Tercijarna struktura proteina sadrži disulfidne mostove između cistinskih aminokiselinskih ostataka. Reverzibilni prijelaz tiolnih skupina u disulfidne veze štiti tijelo od oštećenja zračenjem i djelovanja jakih oksidacijskih sredstava:

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

R-S – H R-S – H S-R 1

Pb2+ → Pb2+

R1 -S - H R1 -S H-S-R

Zbog toga enzim gubi svoju aktivnost, a tijek biokemijskih reakcija je poremećen. U procesu metabolizma sumpornih spojeva nastaje endogena sumporna kiselina koja sudjeluje u neutralizaciji toksičnih spojeva (fenol, indol) koje u crijevima proizvode mikroorganizmi. Sumporna kiselina veže mnoge ksenobiotike u relativno bezopasne tvari (konjugate) koje se izlučuju mokraćom.

Otrovni spojevi sumpora su H 2 S hidrogen sulfid, SO 2 sumpor dioksid. H 2 S hidrogen sulfid sadržan je u sumpornim mineralnim vodama koje se koriste u obliku kupki za liječenje niza bolesti. To je plin bez boje i neugodnog mirisa. Nastaje truljenjem biljnih i životinjskih ostataka pod djelovanjem mikroorganizama.

SO 2 - sumporni dioksid, ima zagušljiv miris. Otrovno. Djeluje iritativno na sluznicu dišnih puteva. Otprilike jedna trećina sumporovog oksida (IV) ulazi u atmosferu zbog mikrobiološke oksidacije organskih tvari, a njegov izvor su aktivni vulkani. Oko 70% SO 2 nastaje kao rezultat izgaranja naftnih proizvoda i sumpornih ruda. Pod djelovanjem sunčeve svjetlosti i katalizatora (V 2 O 5), sumporni oksid SO 2 prelazi u SO 3:

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

Otopljen u atmosferskoj vlazi, SO 3 stvara sumpornu kiselinu, koja stvara kisele kiše, što dovodi do smrti šuma, zakiseljavanja tla.

SO 3 (g) + H 2 O (l) → H 2 SO 4 (aq)

Natrijev tiosulfat Na 2 S 2 O 3 koristi se u medicinskoj praksi kao antitoksično, protuupalno sredstvo za trovanje spojevima žive, olovom, solima cijanovodične kiseline. U liječenju šuge koriste se natrijev tiosulfat i istaloženi sumpor.

Sulfati mnogih metala koriste se kao lijekovi: Na 2 SO 4 ´10H 2 O - kao laksativ, MgSO 4 ´7H 2 O - kao laksativ i holeretičko sredstvo, CuSO 4 ´5H 2 O i ZnSO 4 ´7H 2 O kao antiseptik, adstringens, emetici. BaSO 4 se koristi kao kontrastno sredstvo u rendgenskom pregledu jednjaka i želuca. Taloženi sumpor koristi se u liječenju šuge.

Sumpor ulazi u tijelo s hranom. Najbogatiji spojevima sumpora su jaja, meso, svježi sir, heljda, mekinje, kruh od cjelovitog brašna.

Klor u ljudskom tijelu sadržan je u količini od 100 g (0,15%) uglavnom u obliku kloridnog iona. Kloridni ion ima optimalan radijus za prodiranje kroz staničnu membranu. To objašnjava njegovo zajedničko sudjelovanje s ionima natrija i kalija u stvaranju određenog osmotskog tlaka i regulaciji metabolizma vode i soli. Dnevna potreba za natrijevim kloridom je 1 g NaCl, koji je neophodan za stvaranje klorovodika (solne kiseline) u želucu, koji igra važnu ulogu u procesu probave i uništava razne patogene bakterije (kolera, tifus).

Vitalni kloridi – ioni nemaju toksični učinak, dok je elementarni klor vrlo otrovan plin.

Posljednjih godina utvrđena je tvorba u tijelu niza aktivnih oblika halogena (AHS) - spojeva koji sadrže halogen s povećanom reaktivnošću i nastaju u živom organizmu ili ulaze u njega kao rezultat ljudskog kontakta s okolišem.

Reaktivni oblici halogena (AFH) su spojevi koji sadrže halogene i imaju povećanu reaktivnost, a nastaju u živom organizmu ili dospijevaju u njega kao rezultat kontakta čovjeka s okolišem. Razlikovati egzogeni (uneseni) i endogeni (nastali u tijelu) AFG. Egzogeni izvori aktivnih oblika halogena uključuju pesticide, lijekove, anestetike, otpadne vode, ispušne plinove automobila i zrakoplova te industrijske otrove. Aktivni oblici halogena nastaju u tijelu uz sudjelovanje enzima peroksidaze, posebno mijeloperoksidaze, kao i H 2 O 2 reduktaze, uglavnom u neutrofilima. Iz kloridnih i bromidnih iona nastaju hipoklorna HOCl i hipobromasta HOCl kiselina (primarni APB) koji mogu postati izvori za nastanak aktivnog klora i broma, kao i produkti halogeniranja najvažnijih biomolekula: aminokiselina, lipida, nukleinskih kiselina. , kolesterol (sekundarni APB) (vidi shemu na slici).

Cl 2 + H 2 O → H + + Slˉ + HOCl

Aktivni oblici halogena u malim količinama potrebni su za uništavanje i neutralizaciju mikroorganizama, a ako ih ima u suvišku, mogu poslužiti kao izvor aktivnih slobodnih radikala koji štetno djeluju na tjelesne strukture.

U slučajevima kada pojava ili stvaranje AFG-a premašuje sposobnost tijela da ukloni ili neutralizira te spojeve, mogu se razviti brojne patologije, uključujući aterosklerozu, srčani udar, moždani udar, vaskulitis, Alzheimerovu bolest, respiratornu, bubrežnu disfunkciju, reumatoidni artritis, sepsu itd.

Selen je element u tragovima, uglavnom koncentriran u jetri i bubrezima. Koncentracija selena u krvi je 0,001 - 0,004 mmol/l.

U živim organizmima veza selena sa sumporom je neporeciva. U visokim dozama, selen se prvenstveno nakuplja u noktima i kosi, koji se temelje na aminokiselinama koje sadrže sumpor. Očito, selen, kao analog sumpora, zamjenjuje ga u različitim spojevima:

R- S- S- R ¾® R- Se-Se- R

Utvrđeno je da nedostatak selena dovodi do smanjenja koncentracije enzima glutation peroksidaze, što zauzvrat dovodi do oksidacije lipida i aminokiselina koje sadrže sumpor.

Istraživanja provedena posljednjih godina pokazala su da je selen u kombinaciji s bilo kojom kiselinom dio aktivnih centara nekoliko enzima: format dehidrogenaze, glutation reduktaze i glutation peroksidaze, glutation transferaze. Konkretno, aktivno središte glutation peroksidaze sadrži ostatak neobične aminokiseline selenocistein: HOOC-CH(NH 2)-CH 2 -Se-H. Ovaj enzim, zajedno s proteinom glutationom, štiti stanice od štetnog djelovanja organskih peroksida ROOH i vodikovog peroksida H 2 O 2 . Moguće je da skupina vodikovog selenida - SeH selenocisteina ima neke prednosti u odnosu na skupinu vodikovog sulfida -SH u mehanizmu djelovanja ovog i drugih enzima koji sadrže selen.

Poznata je sposobnost selena da štiti organizam od trovanja solima žive Hg i kadmija Cd. Pokazalo se da selen pospješuje vezanje soli ovih toksičnih metala s aktivnim centrima drugih enzima, na koje njihov toksični učinak ne utječe.

Dokazano je da selen potiče stvaranje antitijela i time povećava obranu organizma od infekcija i prehlada. Sudjeluje u stvaranju crvenih krvnih stanica, pomaže u održavanju spolne aktivnosti. U muškom tijelu gotovo 50% selena koncentrirano je u sjemenim kanalićima testisa, selen se gubi s ejakulatom. Stoga su potrebe muškaraca za selenom veće nego žene. Djelovanje selena povećava se u prisutnosti vitamina E. Utvrđena je povezanost između visokog sadržaja selena u prehrani i niske smrtnosti od raka.

Selen je toksičan u velikim dozama. Razgradnja spojeva selena kod životinja dovodi do oslobađanja vrlo toksičnog dimetil selena CH 3 -Se-CH 3 , koji ima miris po češnjaku. Mehanizam ove reakcije je utvrđen. Kada selenska kiselina H 2 SeO 3 reagira s glutationom, nastaju spojevi koji sadrže -S-Se-S- skupinu

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

smanjeno oksidirano

glutation glutation

Pod djelovanjem enzima, spojevi koji sadrže skupinu

S-Se-S- se reduciraju u vodikov selenid H 2 Se, koji se metilira u toksični dimetil selen.

Prehrana većine industrijalizovanih zemalja oskudijeva elementima u tragovima. Potreba za odraslu osobu je 150-200 mcg/dan. Sadržano u mesu, jetri, bubrezima, morskoj ribi, kvascu, kruhu, jeruzalemskoj artičoki. Međutim, često su potrebni dodatni izvori selena, a to su vitaminsko-mineralni kompleksi i drugi biološki aktivni dodaci prehrani.

Spojevi selena (natrijev selenit, selen-metionin, selen-cistein itd.) naširoko se koriste u medicini za liječenje i prevenciju mnogih bolesti, budući da je selen prirodni antioksidans. U dermatologiji i kozmetologiji koriste se šamponi, kreme, sapuni i gelovi koji sadrže selen. Izotop 15 Se u sastavu natrijevog selenata i selenita koristi se u medicinskim istraživanjima.

Jod jedan je od esencijalnih mikronutrijenata. Ljudsko tijelo sadrži oko 25 mg (4 10 -5%) joda, najviše ga ima u štitnoj žlijezdi u strukturi hormona (trijodtironin, tiroksin). U obliku jodidnog iona I - nalazi se oko 1% joda prisutnog u tijelu.

Glavni izvor joda za ljudsko tijelo su plodovi mora, kao i jodofori i jodirana sol koja se koristi u prehrambenoj industriji. Količina joda u voću i povrću ovisi o sastavu tla, kao i o načinu obrade hrane. Štitnjača je u stanju koncentrirati jod, sadržaj elementa u njoj je 25 veći nego u krvnoj plazmi. Štitnjača luči hormone tiroksin i trijodtironin. Postoje dokazi da jod utječe na sintezu određenih proteina, masti, hormona.

Slab rad štitnjače (hipotireoza) može biti povezan sa smanjenjem njene sposobnosti nakupljanja jodidnih iona, kao i s nedostatkom joda u prehrani (endemska guša). Kod endemske gušavosti propisuju se pripravci joda: kalijev jodid KI ili natrijev jodid NaI u dozama koje odgovaraju dnevnoj ljudskoj potrebi za jodom (0,00l g kalijevog jodida). U područjima gdje je uočen nedostatak joda, kuhinjskoj soli se dodaje NaI ili KI (I,0 - 2,5) g/kg soli za sprječavanje endemske gušavosti).

Uz povećanu aktivnost štitnjače (hipertireoza), zbog prekomjerne sinteze hormona štitnjače, uočava se povećanje brzine metaboličkih procesa.

NaI i KI koriste se kod upalnih bolesti respiratornog trakta. Pripravci joda koriste se izvana kao antiseptici (na primjer, jodoform), kao iritansi i distraktori kod upalnih bolesti kože i sluznice. Preparati koji sadrže jod su: 5% alkoholna otopina joda, mješavina protiv astme, kalijev i natrijev jodid, kalcijev odin, antistrumin i jodaktiv tablete.

Fluor je mikronutrijent. Spojevi fluora koncentrirani su u koštanom tkivu, noktima, zubima. U sastav zuba ulazi oko 0,01% fluora, a najveći dio otpada na caklinu, što je povezano s prisutnošću u njoj teško topljivog fluorapatita Ca 3 (PO 4) 3 F. Nedostatak fluora u organizmu dovodi do karijes. Mineralna osnova zubnog tkiva – dentina sastoji se od hidroksiapatita Ca 5 (PO 4) 3 (OH), klorapatita Ca 5 (PO 4) 3 C1 i fluorapatita Ca 5 (PO 4) 3 F. Fluoridni ion lako zamjenjuje hidroksid ion u hidroksiapatitu, stvarajući zaštitni sloj cakline tvrđeg fluorapatita:

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

Osim toga, ioni fluorida doprinose taloženju kalcijevog fosfata, ubrzavajući proces remineralizacije (formiranje kristala):

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

Zubni karijes je proces otapanja hidroksiapatitne komponente cakline pod djelovanjem kiselina koje proizvode bakterije:

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

Postoje prijedlozi da s blagim oštećenjem cakline uvođenje natrijevog fluorida potiče stvaranje fluorapatita, što olakšava remineralizaciju oštećenja koja je započela. Fluorizacija vode natrijevim fluoridom (do sadržaja fluoridnih iona od 1 mg/l) dovodi do značajnog smanjenja incidencije zubnog karijesa u populaciji.

Natrijev fluorid se koristi u medicinskoj praksi kao lokalno vanjsko sredstvo. Upotreba NaF temelji se na stvaranju fluorapatita:

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

pasta za zubno tkivo

Istodobno se događa alkalizacija okoline usne šupljine i neutralizacija kiselina koje proizvode bakterije.

Spojevi fluora ulaze u tijelo hranom i vodom. Puno fluorida u riži, govedini, jajima, mlijeku, luku, špinatu, jabukama.

Štetan je ne samo nedostatak, već i višak fluora. Kada je sadržaj fluora u vodi za piće iznad maksimalno dopuštene količine (1,2 mg/l), zubna caklina postaje krta, lako se uništava, a pojavljuju se i drugi simptomi kroničnog trovanja fluorom - povećana lomljivost kostiju, deformacije kostiju i opća iscrpljenost organizma. . Bolest koja se u tom slučaju javlja naziva se fluoroza (fluoroza).

Brom - element u tragovima. Masa broma u ljudskom tijelu je oko 7 mg (~10 -5%). Biološka uloga spojeva broma nije dobro shvaćena. Lokaliziran je u endokrinim žlijezdama, prvenstveno u hipofizi, bubrezima, štitnjači, međustaničnoj tekućini. Povećani sadržaj bromidnih aniona doprinosi izlučivanju kloridnih aniona putem bubrega. Postoje dokazi da spojevi broma inhibiraju funkciju štitnjače i povećavaju aktivnost kore nadbubrežne žlijezde. Najosjetljiviji na unošenje bromidnih iona u organizam je središnji živčani sustav. Bromidi se nakupljaju u različitim dijelovima mozga, pojačavajući inhibicijske procese u neuronima korteksa, pa se pripravci broma (kalij, natrij, bromokamfor bromidi) koriste kao sedativi u slučaju povećane razdražljivosti, pomažu uspostaviti poremećenu ravnotežu između procesa ekscitacije i inhibicije

U smislu ionskog radijusa, elektronegativnosti i drugih fizikalno-kemijskih karakteristika, brom zauzima srednji položaj između klora i joda. Stoga bromidni ioni mogu zamijeniti C1 - i I - ione u tijelu. Primjer takve međusobne supstitucije je zamjena joda bromom kada u organizmu postoji višak broma u hormonima štitnjače, što dovodi do hipertireoze.

Zbog različite individualne osjetljivosti, doze bromovih pripravaka variraju od 0,05 do 2,0 g. Brom u organizam ulazi sa žitaricama, orašastim plodovima i ribom.

Bor . Dugo je poznato da je element u tragovima bor neophodan za više biljke, međutim, podaci o njegovoj biološkoj ulozi pojavili su se relativno nedavno - od 1985. Utvrđeno je da je bor uključen u metabolizam ugljika i fosfata, u interakciji s brojnim biološki aktivni spojevi (ugljikohidrati, enzimi, vitamini, hormoni) . Utvrđeno je da je bor partner silicija, kalcija, mangana, magnezija koji sudjeluje u procesima kalcifikacije, formiranju kostiju i prevenciji osteoporoze. U mehanizmu njegovog utjecaja na metabolizam kalcija u žena u postmenopauzi važnu ulogu igra povećanje razine aktivnih estrogena. Bor sudjeluje u aktivaciji i estrogena i vitamina D. Pod utjecajem bora smanjuje se izlučivanje kalcija urinom i povećava se razina 17-β-estradiola. Pripravci bora sprječavaju gubitak kalcija mokraćom, što je važno kod osteoporoze i prijeloma. Bor, zajedno s cinkom, sudjeluje u mobilizaciji masnih kiselina iz masnih stanica. Pripravci bora ublažavaju bolove u zglobovima i poboljšavaju dobrobit. Najučinkovitiji i sigurniji su organski derivati ​​elementa u tragovima, na primjer, bor glicerinat. Anorganski derivati ​​- borna kiselina i boraks mogu imati toksični učinak. Boraks - hidratizirani natrijev tetraborat Na 2 B 4 O 7 10H 2 O široko se koristi kao antiseptik. Farmakološko djelovanje lijeka je zbog hidrolize soli uz oslobađanje borne kiseline:

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

Nastala lužina i kiselina uzrokuju koagulaciju (denaturaciju) proteina mikrobne stanice.

U stomatološkoj protetici borna kiselina H 3 BO 3 koristi se kao punilo kalupa pri lijevanju proteza. Sastav dentalnih pasta koje se koriste kao adhezivni sloj za proteze uključuje natrijev metaborat NaB0 2 pomiješan s aluminijevim hidroksidom A1 (OH) 3.

Dnevna potreba za borom je otprilike 2-7 mg. Izvori bora su voće, povrće, orasi, vina.

Upotrebom prehrambenih proizvoda s visokim udjelom bora dolazi do poremećaja metabolizma ugljikohidrata i bjelančevina u tijelu, što dovodi do pojave endemskih crijevnih bolesti - enteritisa.

Aluminij je imunotoksični element u tragovima. Ljudski organizam sadrži 10-5% aluminija, a dnevno unese od 5 do 50 mg. Izvor unosa aluminija je hrana i voda za piće. S godinama se sadržaj ovog elementa u plućima i mozgu povećava. Aluminij sudjeluje u stvaranju fosfatnih i proteinskih kompleksa, procesima regeneracije koštanog, vezivnog i epitelnog tkiva, djeluje inhibitorno ili aktivirajuće (ovisno o koncentraciji) na probavne enzime te utječe na funkciju paratireoidnih žlijezda.

U medicini se koriste adsorbirajuća, obavijajuća, antacidna, zaštitna i analgetska svojstva pripravaka koji sadrže aluminij. Aluminijev silikat (bijela glina, kaolin) i paljena stipsa KAI(SO 4) 3 7H 2 O koriste se izvana u obliku praškova, masti i pasta u liječenju kožnih bolesti. AI(OH) 3 se koristi kao antacid kod čira na želucu i dvanaesniku, gastritisa i trovanja. AI (OH) 3 zajedno s MgO dio je lijeka "Almagel" koji se koristi kao omotač i antacid za bolesti želuca. Aluminijev fosfat ima antiulkusni, adsorbirajući učinak, smanjuje kiselost želučanog soka.

Arsen - imunotoksični mikroelement, sadržan u ljudskom tijelu u količini (10 -6%). Arsen se nakuplja u kostima i kosi i ne uklanja se u potpunosti iz njih nekoliko godina. Ova se značajka koristi u forenzičkom pregledu kako bi se razjasnilo pitanje je li došlo do trovanja spojevima arsena.

Spojevi arsena ulaze u ljudski organizam s pitkom i mineralnom vodom, vinima i sokovima od grožđa, plodovima mora, lijekovima, pesticidima i herbicidima. Arsen može ući u tijelo u povećanim količinama s atmosferskim zrakom, tk. njegova koncentracija u zraku raste pri izgaranju ugljena u kotlovnicama i termoelektranama, u blizini talionica bakra. U vodi za piće u nekim regijama svijeta (Indija, Bangladeš, Tajvan, Meksiko) povećan je sadržaj arsena (1 mg/l), što je uzrok masivnih kroničnih trovanja arsenom i uzrokuje tzv. " bolest. Spojevi arsena (V), a posebno spojevi arsena (III) vrlo su otrovni. Mehanizam toksičnog djelovanja objašnjava se sposobnošću arsena da blokira sulfhidrilne SH - skupine enzima, proteina, aminokiselina (cistein, glutation, lipoična kiselina).

Osim toga, arsen može zamijeniti jod, selen i fosfor, ometajući biokemijske procese metabolizma u tijelu, jer je antimetabolit ovih elemenata. Smrtonosna doza za ljude je otprilike 0,1-0,3 g arsena.

str- elementi su:

• u 1. periodu - br str-elementi
• u 2. razdoblju - -
• u 3. trećini - -
• u 4. razdoblju - -
• u 5. periodu - -
• u 6. periodu - -

P-elementi uključuju neprelazne metale i većinu nemetala. P-elementi imaju različita svojstva, fizička i mehanička. P-nemetali su visoko reaktivne, u pravilu tvari s jakom elektronegativnošću, P-metali su umjereno aktivni metali, a njihova aktivnost raste prema dnu PSCE.

vidi također

• -elementi
• -elementi
• -elementi
• -elementi

Zaklada Wikimedia. 2010. godine.

Pogledajte što su "P-elementi (kemijski)" u drugim rječnicima:

- (a. kemijski elementi; n. chemische Elemente; f. elements chimiques; i. elementos quimicos) sastavni dijelovi jednostavnih i složenih tijela, koji su skup atoma s istim nabojem atomskih jezgri i istim brojem elektrona u . .. Geološka enciklopedija

Kemijski elementi- elementi Mendeljejevljevog periodnog sustava elemenata, u kojem je svaki element cijeli skup atoma s istim nabojem atomskih jezgri i istim brojem elektrona u atomskoj ljusci. Trenutno je broj poznatih elemenata 118... Počeci moderne prirodne znanosti

Najjednostavniji oblik materije koji se može identificirati kemijskim metodama. To su sastavni dijelovi jednostavnih i složenih tvari, koje su skup atoma s istim nuklearnim nabojem. Naboj jezgre atoma određen je brojem protona u... Collier Encyclopedia

Periodni sustav kemijskih elemenata D. I. Mendelejeva H ... Wikipedia

Svaki E. x. ovo je skup atoma s istim nabojem atomskih jezgri i istim brojem elektrona u atomskoj ljusci. Atomska jezgra sastoji se od protona, čiji je broj jednak atomskom broju (vidi Atomski broj) elementa, i neutrona, ... ... Velika sovjetska enciklopedija

Skupovi atoma s određenim nuklearnim nabojem Z. D. I. Mendeljejev odredio je E. x. dakle: materijalni dijelovi jednostavnih ili složenih tijela, da im daju poznati skup fizičkih. i kem. St. v. Međusobni odnosi E. x. odražava periodni sustav ... ... Kemijska enciklopedija

Kemijski elementi- komponente cijele raznolikosti jednostavnih i složenih tvari. Svaki kemijski element skup je atoma s istim nabojem atomskih jezgri i istim brojem elektrona u atomskoj ljusci. Atomska jezgra se sastoji od... Enciklopedijski rječnik metalurgije

Ogromnu raznolikost fenomena i tvari prirode, u svom proučavanju, ljudska je misao oduvijek nastojala pojednostaviti pretpostavljajući, ako ne potpuno jedinstvo osnovnih E. (Demokrit, Epikur), onda barem uz pomoć malog broja od E., ... ... Enciklopedijski rječnik F.A. Brockhaus i I.A. Efron

- (skr. HIT) uređaji u kojima se energija kemijskih reakcija koje se u njima odvijaju izravno pretvara u električnu energiju. Sadržaj 1 Povijest stvaranja 2 Princip rada ... Wikipedia

knjige

• Kemijski elementi, Vaitkene Lyubov Dmitrievna. Fe, Au, Cu Ferrum, aurum, cuprum Još ne znate što ove riječi znače, ali biste htjeli znati? Onda je ova knjiga vaš vjerni pomoćnik u savladavanju tako teške znanosti kao što je kemija. Nakon čitanja…