Степени окисления атома галогенов - от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.
Галогены образуют двухатомные молекулы например: I2, Cl2, Br2. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.
В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.
Йод и его соединения.
Йод является самым тяжёлым из часто встречающихся галогенов и находится в главной подгруппе VII периодической системы Менделеева. Он существует в виде блестящего пурпурно-чёрного неметаллического твёрдого вещества в стандартных условиях, которое плавится с образованием глубокой фиолетовой жидкости. Электронная конфигурация йода в основном состоянии:
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
Атом йода содержит на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и 3 неподеленных электронных пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом йода может образовывать 1 связь по обменному механизму. За счет вакантной d-орбитали атомы йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние:
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p4 5d1
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p3 5d2
+17 I 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1 5p3 5d3
Для атома йода в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность VII.
Степени окисления атома йода - от -1 до +7. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
Типичные соединения йода:
йодоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
cоли йодноватой кислоты - йодаты NaI
йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1
йодноватая кислота (HIO3) степень окисления +5
оксиды йода, пентаоксид (пятиокись) йода (I2O5)
йодная кислота (HIO4) степень окисления +7
соли йодной кислоты - периодаты NaIO4
Получение йода осуществляют путем окисления ионов I- сильными окислителями:
Химические свойства йода
Химически йод довольно активен, хотя и в меньшей степени, чем хлор и бром.
· Довольно известной качественной реакцией на йод является его взаимодействие с крахмалом, при котором наблюдается синее окрашивание в результате образования соединения включения. Эту реакцию открыли в 1814 году Жан-Жак Колен (Jean-Jacques Colin) и Анри-Франсуа Готье де Клобри (Henri-Franзois Gaultier de Claubry).
· С металлами йод при легком нагревании энергично взаимодействует, образуя йодиды:
Hg + I2 > HgI2
· С водородом йод реагирует только при нагревании и не полностью, образуя йодоводород:
H2 + I2 > 2HI
· Йод является окислителем, менее сильным, чем фтор, хлор и бром. Сероводород H2S, Na2S2O3 и другие восстановители восстанавливают его до иона I?:
I2 + H2S > S + 2HI
I2 + 2Na2S2O3 > 2NaI + Na2S4O6
Последняя реакция также используется в аналитической химии для определения йода.
· Реакция образования нитрида трийода:
3I2 + 5NH3 > 3NH4I + NH3 ? NI3v
Нитрид трийода в сухом кристаллическом состоянии разлагается с выделением фиолето-вых паров йода, что демонстрируется как эффектная химическая реакция.
· Йодиды щелочных металлов очень склонны в растворах присоединять (растворять) молекулы галогенов с образованием полийодидов (перйодидов) -- трийодид калия, дихлоройодат I калия:
KI + I2 > KI3
Биологическая роль йода.
Основная биологическая роль йода заключается в синтезе гормонов щитовидной железы (тироксина и трийодтиронина), через которые он и реализует следующие эффекты:
· стимулирует рост и развитие организма
· регулирует рост и дифференцировку тканей
· повышает артериальное давление, а также частоту и силу сердечных сокращений
· регулирует (увеличивает) скорость протекания многих биохимических реакций
· регулирует обмен энергии, повышает температуру тела
· регулирует белковый, жировой, водно-электролитный обмен
· регулирует обмен витаминов
· повышает потребление тканями кислорода
Применение йода и его соединений в медицине и народном хозяйстве.
В медицине
· - 5% спиртовой раствор йода используется в качестве антисептического и кровеостанавливающего средства, однако обрабатывать йодной настойкой можно только небольшие раны, так как йод может вызвать омертвение ткани, что при больших ранах увеличит сроки их заживления.
· В рентгенологических и томографических исследованиях применяются йодсодержащие контрастные препараты
В технике
· Галогенная лампа - лампа накаливания, в баллон которой добавлены пары галогенов (брома или йода)
· Лазерный термоядерный синтез иодорганические соединения применяются для производства сверхмощных газовых лазеров на возбужденных атомах
· для получения высокочистого титана (Ti), циркония (Zr), гафния (Hf), ниобия (Nb) и других металлов (так называемое йодидное рафинирование металлов);
· применяют в пищевых добавках;
· в фотоделе;
· в аналитической химии - йодометрии;
2. К кислотам относятся следующие соединения: KCl CaS LiHSO4 H2SO4 NaOH Al(OH)3 HCl Na3[AlF6] H3PO4 CaO Mg(OH) HNO3. Назовите их.
Кислоты -- сложные вещества, в молекулах которых содержатся атомы водорода, способные замещаться атомами металлов, и кислотные остатки.
H2SO4 - серная кислота
HCl - хлороводород, соляная кислота, хлорид водорода
H3PO4 - ортофосфорная кислота
HNO3 - азотная кислота, селитряная кислота, крепкая водка
Билет №7
1. Соединения углерода. Биологическая роль углерода. Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.
Углерод расположен в главной подгруппе IV группы и во втором периоде периодической системы химических элементов Менделеева. В природе углерод встречается как в виде простых веществ (алмаз, графит), так и в виде сложных соединений (органические вещества -- нефть, природные газ, каменный уголь, карбонаты).
Электронная конфигурация углерода в основном состоянии:
+6С 1s22s22p2 1s 2s 2p
Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии:
+6С* 1s22s12p3 1s 2s 2p
Атом углерода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.
Степени окисления атома углерода -- от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.
Типичные соединения углерода.
оксид углерода (валентность IV) CO2
угольная кислота H2CO3 степень окисления +4
карбонаты Cu2CO3, Na2CO3
гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2
оксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2
муравьиная кислота HCOOH
метан CH4
карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4
бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)
Аллотропия углерода.
Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Алмаз -- это модификация углерода с атомной кристаллической решеткой. Алмаз -- самое твердое минеральное кристаллическое вещество, прозрачное, плохо проводит электрический ток и тепло. Атомы углерода в алмазе находятся в состоянии sp3-гибридизации.
Графит -- это аллотропная модификация, в которой атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации. При этом атомы связаны в плоские слои, состоящие из шестиугольников, как пчелиные соты. Слои удерживаются между собой слабыми связями. Это наиболее устойчивая при нормальных условиях аллотропная модификация углерода. Графит -- мягкое вещество серо-стального цвета, с металлическим блеском. Хорошо проводит электрический ток. Жирный на ощупь.
Карбин -- вещество, в составе которого атомы углерода находятся в sp-гибридизации. Состоит из цепочек и циклов, в которых атомы углерода соединены двойными и тройными связями. Карбин -- мелкокристаллический порошок серого цвета.
Фуллерен -- это искусственно полученная модифицикация углерода. Молекулы фуллерена -- выпуклые многогранники С60, С70 и др. Многогранники образованы пяти- и шестиугольниками, в вершинах которых расположены атомы углерода. Фуллерены -- черные вещества с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников.
При нормальных условиях углерод существует, как правило, в виде атомных кристаллов (алмаз, графит), поэтому химическая активность углерода -- невысокая.
Качественные реакции:
Качественная реакция на карбонат-ионы CO32- -- взаимодействие солей-карбона-тов с сильными кислотами. Более сильные кислоты вытесняют угольную кислоту из солей. При этом выделяется бесцветный газ, не поддерживающий горение - углекислый газ.
Например, карбонат кальция растворяется в соляной кислоте:
CaCO3 + 2HCl > CaCl2 + H2O + CO2
Качественная реакция на углекислый газ CO2 - помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:
CO2 + Ca(OH)2 > CaCO3 + H2O
При дальнейшем пропускании углекислого газа осадок растворяется, т.к. карбонат кальция под действием избытка углекислого газа переходит в растворимый гидрокарбонат кальция:
CaCO3 + CO2 + H2O > Ca(HCO3)2
Химические свойства углерода
1. Углерод проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому углерод реагирует и с металлами, и с неметаллами.
1.1. Из галогенов углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода:
C + 2F2 > CF4
1.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглерода и карбида кремния соответственно:
C + 2S > CS2
C + Si > SiC
1.3. Углерод не взаимодействует с фосфором.
При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:
С + 2Н2 > СН4
1.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:
2С + N2 > N?C-C?N
1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:
4C + 3Al > Al4C3
2C + Ca > CaC2
1.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 > CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 > 2CO
2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:
C0 + H2+O > C+2O + H20
2.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерных оксидов. При этом образуются металл и угарный газ. Получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений называют пирометаллургией.
Например, углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:
ZnO + C > Zn + CO
Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:
4С + Fe3O4 > 3Fe + 4CO
При взаимодействии с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.
Например, углерод взаимодействует с оксидом кальция с образованием карбида кальция и угарного газа. Таким образом, углерод диспропорционирует (является т окислителем и восстановителем) в данной реакции:
3С + СаО > СаС2 + СО
9С + 2Al2O3 > Al4C3 + 6CO
2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 2H2SO4(конц) > CO2 + 2SO2 + 2H2O
2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV) и вода:
C + 4HNO3(конц) > CO2 + 4NO2 + 2H2O
2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.
Например, углерод восстанавливает сульфат натрия до сульфида натрия:
4C + Na2SO4 > Na2S + 4CO
Биологическая роль углерода.
Как и другие элементы - органогены, углерод в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением, - биологической ролью обладают его соединения.
· из различных соединений углерода (белки, жиры, углеводы, нуклеотиды, гормоны, амино- и карбоновые кислоты и др.) состоят все ткани организма;
· является структурным компонентом всех органических соединений;
· его соединения участвуют во всех биохимических процессах;
· при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия;
· оксид углерода (IV) CO2, образующийся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови.
Применение в медицине и народном хозяйстве углерода и его соединений.
В медицине:
В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода - производные угольной кислоты и карбоновых кислот, различные гетероциклы, полимеры и другие соединения. Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции газов и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей) - для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода - для научных медицинских исследований.