Качественные реакции
Щелочные и щелочноземельные металлы можно обнаружить с помощью качественной реакции. При горении металлы окрашиваются в определённый цвет. Например, натрий горит жёлтым пламенем, калий - фиолетовым, барий - светло-зелёным, кальций - тёмно-оранжевым.
Роль щелочных металлов в организме человека
Щелочные металлы и их соединения играют важную роль в организме человека.
Натрий широко распространен во всех органах, тканях и биологических жидкостях организма человека. Достаточная концентрация натрия содержится в желудочном соке. Большая же часть натрия находится во внеклеточных жидкостях - около 50%, в костях и хрящах - около 40% и до 10% - внутри клеток. В процессе внутриклеточного и межклеточного обмена натрий играет важную роль. Вместе с калием он участвует в возникновении нервного импульса, занимает важное место в механизме кратковременной памяти, оказывает воздействие на состояние мышечной и сердечно - сосудистой систем; ионы натрия и хлора также играют важную роль в секреции соляной кислоты в желудке. Взаимодействие ионов натрия и калия выполняет два важных взаимосвязанных процесса: во-первых, поддерживает постоянное осмотическое давление, а во-вторых, поддерживает постоянный объем жидкости.
Цезий и рубидий малоизучены. Эти элементы находятся в окружающей среде и поступают в организм в основном с пищей. Установлено их постоянное наличие в организме. Однако до сих пор эти элементы не считаются биотическими. Рубидий и цезий найдены во всех исследованных органах млекопитающих и человека. Поступая в организм с пищей, они быстро всасываются из желудочно-кишечного тракта в кровь. Средний уровень рубидия в крови составляет 2,3-2,7 мг/л, причем его концентрация в эритроцитах почти в три раза выше, чем в плазме. Рубидий и цезий равномерно распределяются в органах и тканях, причем, рубидий, в основном, накапливается в мышцах, а цезий поступает в кишечник и реабсорбируется в нисходящих петлях его отдела. В лаборатории И. П. Павлова Боткин установил: хлориды цезия и рубидия вызывают повышение артериального давления на длительное время, и, что это действие связано, главным образом, с усилением сердечнососудистой деятельности и сужением периферических сосудов. Это открытие стали применять в фармацевтике.
Установлено адреноблокирующее и симпатомиметическое воздействие солей цезия и рубидия на центральные и периферические адренореактивные структуры, которое особенно ярко выражено при подавлении тонуса симпатического отдела центральной нервной системы и дефиците катехоламинов. Солям этих металлов свойственен, главным образом, бетта-адреностимулирующий эффект.
Соли рубидия и цезия воздействуют также на неспецифические показатели иммунобиологической резистентности - они вызывают значительное увеличение титра комплемента, активности лизоцима, фагоцитарной активности лейкоцитов. Есть указание на стимулирующее влияние солей рубидия и цезия на функции кроветворных органов. В микродозах они вызывают стимуляцию эритро- и лейкопоэза (на 20-25%), кроме того, заметно повышают резистентность эритроцитов, увеличивают содержание в них гемоглобина.
Франций является радиоактивным элементом. Его соли использовались для обнаружения раковых опухолей, но по причине чрезвычайно высокой стоимости эту соль в масштабных разработках использовать невыгодно.
Роль щелочноземельных металлов в организме человека
Магний содержится в тканях животных и растений (например, в хлорофилле), является кофактором многих ферментативных реакций, необходим при синтезе АТФ, участвует в передаче нервных импульсов, активно применяется в медицине (бишофитотерапия и др.). Кальций -- распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. В костях кальций содержится в виде гидроксиапатита. Из различных форм карбоната кальция состоят минеральные «скелеты» некоторых представителей многих групп беспозвоночных (губки, кишечнополостные, моллюски и др.). Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы: мышечное сокращение, экзоцитоз, в том числе секрецию гормонов и нейромедиаторов. Стронций может замещать кальций в природных тканях, так как схож с ним по свойствам. В организме человека масса стронция составляет около 1 % от массы кальция.
На данный момент о биологической роли бериллия, бария и радия ничего не известно. Все соединения бария (кроме сульфата ввиду его чрезвычайно малой раствори-мости) и бериллия ядовиты. Радий чрезвычайно радиотоксичен. В организме он ведёт себя подобно кальцию -- около 80 % поступившего в организм радия накапливается в костной ткани. Большие концентрации радия вызывают остеопороз, самопроизвольные переломы костей и злокачественные опухоли костей и кроветворной ткани. Опасность представляет также радон -- газообразный радиоактивный продукт распада радия.
Билет №12
1. Общая характеристика галогенов. Йод и его соединения. Биологическая роль. Применение йода и его соединений в медицине и народном хозяйстве.
Галогены расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5. Например, электронная конфигурация фтора:
Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.
При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.
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. Напишите электронно-графическую формулу электронных оболочек атома углерода.
Электронная конфигурация углерода в основном состоянии:
+6С 1s22s22p2 1s 2s 2p
Электронная конфигурация углерода в возбужденном состоянии:
+6С* 1s22s12p3 1s 2s 2p
Билет №13
1. Общая характеристика элементов: сурьма и висмут. Применение в медицине.
Сурьма и Висмут входят в состав подгруппы азота. Элементы этой группы называют также пниктогенами, что означает «дурно пахнущий». Происхождение название связано с тем, что эти элементы образуют водородные соединения, обладающие крайне неприятным запахом.
На внешнем энергетическом уровне атомов элементов VA - группы содержится пять электронов, конфигурация внешнего энергетического уровня ns2ns3.
В невозбуждённом состоянии атомы элементов VA - группы содержат на внешнем энергетическом уровне три неспаренных электрона, поэтому имеют валентность.
В возбужденном состоянии у атомов элементов VA - группы, кроме азота, происходит "распаривание" валентных электронов и увеличение валентности:
ns1np3nd1 -- валентность V
Высшая степень окисления пниктогенов равна +5. Высшие оксиды элементов VA -группы имеют общую формулу R2O5; высшим оксидам соответствуют кислоты состава HRO3 и H3RO4. С кислородом пниктогены образуют оксиды, проявляя различные степени окисления от +1 до +5.
Присоединяя три электрона, атомы элементов VA - группы проявляют низшую степень окисления, равную -3.
Первые представители подгруппы -- азот и фосфор -- типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут -- типичный металл.
Сурьма -- полуметалл серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлические аллотропные модификации сурьмы и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Соединения сурьмы похожи по химическим свойствам на соединения мышьяка, но отличаются более выраженными металлическими свойствами.