Йодиды, кроме того, назначают внутрь в качестве отхаркивающих средств.
Астат при попадании в организм концентрируется в печени. Как и йод, астат способен накапливаться в щитовидной железе. б-излучение астата поражает близлежащие ткани, приводит к нарушению их функции и в перспективе -- к образованию опухолей. Кроме того, частичное накопление астата наблюдается в молочных желёзах.
Неустойчивость астата делает применение его соединений проблематичным, тем не менее изучалось возможность использования различных изотопов этого элемента для борьбы с онкологическими заболеваниями.
2. К солям относятся следующие соединения: KCl, CaS, LiHSO4, CuOH, NaOH, Al(OH)3, H[AuCl4], Na3[AlF6], H2[ZnCl4], CaO, MgO, ZnO. Назовите их.
KCl - хлорид калия, калий хлористый, сильвин
CaS - сульфид кальция
LiHSO4 - гидросульфат лития, кислая соль лития
Na3[AlF6] - Гексафтороалюминат натрия, смешанная соль
Билет № 3
1. Общая характеристика халькогенов. Характеристика кислорода. Соединения кислорода с водородом. Применение в медицине и народном хозяйстве.
v Халькогены -- это элементы VIA группы. Родоначальником этой группы является кислород. Кроме кислорода O в эту группу входят S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды».
На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2. Кислород в соединении с фтором -- OF2 проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.
v Кислород -- самый распространенный элемент на Земле. Он входит в состав воды, которая покрывает поверхность земного шара, образуя его водную оболочку -- гидросферу. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%. Кроме этого, он ещё входит в состав многих органических соединений.
Кислород образует две аллотропных модификации -- кислород O2 и озон O3 , которые отличаются составом молекул и обладают разными свойствами. Кислород содержится в воздухе, он необходим для дыхания, а также для горения топлива и других веществ. Кислород -- газ без цвета и запаха. При температуре - 1830C кислород сжижается, а при - 2190C переходит в твёрдое состояние. Жидкий кислород имеет голубую окраску, а твёрдый кислород - синюю.
Озон O3 -- бесцветный газ с характерным запахом, содержится в верхних слоях атмосферы и защищает Землю от жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца. В отличие от кислорода, озон чрезвычайно ядовит. Озон неустойчив и легко превращается в кислород.
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии:
+8O 1s22s22p4 1s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.
Способы получения
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
· Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:
2KClO3 > 2KCl + 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 > 2H2O + O2
2HgO > 2Hg + O2
2KNO3 > 2KNO2 + O2
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород -- очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:
O2 + 2F2 > 2F2O
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:
S + O2 > SO2
Si + O2 > SiO2
1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
4P + 3O2 > 2P2O3
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
4P + 5O2 > 2P2O5
1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):
N2 + O2 > 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca + O2 > 2CaO
Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na + O2 > Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущес-твенно надпероксид:
K + O2> KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn + O2> 2ZnO
Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe + O2 > 2FeO
4Fe + 3O2 > 2Fe2O3
3Fe + 2O2 > Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 > CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 > 2CO
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:
4FeS + 7O2> 2Fe2O3 + 4SO2
Al4C3 + 6O2> 2Al2O3 + 3CO2
Ca3P2 + 4O2> 3CaO + P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
· летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды). При этом также образуются оксиды:
2H2S + 3O2 > 2H2O + 2SO2
Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O
Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O
· прочие бинарные соединения неметаллов -- как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 + 3O2> CO2 + 2SO2
· некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO + O2> 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O > 4Fe(OH)3
Кислород окисляет азотистую кислоту:
2HNO2 + O2 > 2HNO3
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 + 2O2 > CO2 + 2H2O
2CH4 + 3O2 > 2CO + 4H2O
CH4 + O2 > C + 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
2CH2=CH2 + O2 > 2CH3-CH=O
v Соединения кислорода с водородом. Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода - воду (Н2О) 2Н2 + О2 > 2Н2О
и пероксид водорода (Н2О2) 2H2O + O2 > 2H2O2
С водородом кислород образует воду Н2О. В процессе этой реакции выделяется значительное количество теплоты.
Смесь двух объемов водорода с одним кислорода при поджигании взрывается; она носит название гремучего газа.
С водородом кислород образует соединение - пероксид водорода Н2О2 - бесцветная прозрачная жидкость со жгучим вяжущим вкусом, хорошо растворимая в воде. В химическом отношении пероксид водорода очень интересное соединение. Характерна его малая устойчивость: при стоянии медленно разлагается на воду и кислород.
Свет, нагревание, присутствие щелочей, соприкосновение с окислителями или восстановителями ускоряют процесс разложения. Степень окисления кислорода в пероксиде водорода = - 1, т.е. имеет промежуточное значение между степенью окисления кислорода в воде (-2) и в молекулярном кислороде (0), поэтому пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Окислительные свойства пероксида водорода выражены гораздо сильнее, чем восстановительные, и проявляются они в кислой, щелочной и нейтральной средах.
v Применение в медицине и народном хозяйстве.
В медицинских и косметологических целях для обогащения организма кислородом применяют концентратор кислорода - прибор, предназначенный для проведения кислородотерапии:
· - в реанимационных отделениях больниц и клиник в качестве источника чистого кислорода для оказания помощи больным бронхиальной астмой, хроническим обструктивным бронхитом, сердечно-сосудистыми заболеваниями, интоксикациях, удушьях при травмах, шоковых состояниях и нарушениях деятельности почек.
· - в стационаре и на дому для лечения больных, страдающих бронхолегочными и иными заболеваниями, которым жизненно необходим чистый воздух.
· - в санаториях, детских учреждениях, поликлиниках, в спортклубах, на дому и в стационаре для профилактики заболеваний, укрепления иммунитета и приготовления кислородных коктейлей.
Применение кислорода в народном хозяйстве:
· В авиации применяют для дыхания (кислородные маски), для горения топлива (жидкий кислород).
· В металлургии - для резки металлов и сварки металлов
· На взрывных работах (пропитывают пористые материалы)
· В химическом производстве (для получения кислот)
2. Какие из указанных веществ имеют металлическую связь: Zn; S; C; KH; Al(OH)3; Ca; H2SO4; O2; Ba; H2O.
металлическую связь имеют: Zn, Ca, Ba
Билет №4
1. Азот, его важнейшие соединения. Биологическая роль азота. Применение в медицине и народном хозяйстве.
Азот расположен в главной подгруппе V группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация азота в основном состоянии:
Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях - III.
Степени окисления атома азота - от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Азот в природе существует в виде простого вещества газа N2. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N2 неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.
Азот - это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.
Типичные соединения азота:
оксид азота (валентность V) N2O5
азотная кислота HNO3 степень окисления +5
нитраты KNO3, AgNO3
оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4
оксид азота (валентность III) N2O3
азотистая кислота HNO2 степень окисления +3
нитриты NaNO2, Ca(NO2)2
оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2
оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1
аммиак NH3
нитриды металлов Na3N, Ca3N2 степень окисления -3
бинарные соединения азота с неметаллами
Способы получения азота
1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.
NaNO2 + NH4Cl > NH4NO2 + NaCl
NH4NO2 > N2 + 2H2O
Суммарное уравнение процесса:
NaNO2 + NH4Cl > N2 + NaCl + 2H2O
Азот также образуется при горении аммиака:
4NH3 + 3O2 > 2N2 + 6H2O
2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.
Например, разложением азида натрия:
2NaN3 > 2Na + 3N2
3. Еще один лабораторный способ получения азота -- восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700 °C:
3CuO + 2NH3 > 3Cu + N2 + 3H2O
В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.
Используются различные способы выделения азота из воздуха -- адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.
Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.
Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.
В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разде-ления газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.
Химические свойства азота