Шпаргалка по "Химии"

2) Хлор в переводе “жёлто- зелёный”. Хлор – жёлто-зелёный газ с резким удушливым запахом. Поддерживает нормальное осмотическое давление плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости.Необходим для дезинфекции клеток. Способствует избавлению от лишнего веса. Растворяет отложения на суставах.

3) Бром – зловоние. Бром – единственный неметалл, бурого цвета. При нервных заболеваниях количество брома в крови и мозге снижается. Бром не уменьшает возбудимость, а усиливает процессы торможения, т. е. восстанавливает правильное соотношение процессов возбуждения и торможения в головном мозге, в этом и заключается его целительное действие на нервную систему. Во время сна мозг обогащается бромом, а во время бодрствования его количество уменьшается».

4) Иод назван  – цвет фиалки, фиолетовый. Йод является жизненно- необходимым элементом

 Йод необходим для  нормального функционирования щитовидной железы. Щитовидная железа вырабатывает гормоны тироксин, трииодтиронин, для синтеза которых необходим йод. Без иода гормоны щитовидной железы синтезироваться не могут.

 

№19. Общая характеристика элементов VIА группы: положение в периодической системе, строение электронной оболочки, валентные состояния, нахождение в природе, изотопный состав.

Наличие в атоме двух неспаренных р-электронов обусловливает возможность образования молекул X2 с двойной связью (O2, S2, Se2) либо молекул, катионов, анионов цепочечного (O3, S3, Se5, ,  и др.) или кольцевого строения (напр., S6, S7, S8, S9, S12, Se8,  ) с простой связью. Способность халькогенов к образованию связей X —X —X... с ростом ат. н. падает.

Существует много аллотропных  модификаций халькогенов. Для кислорода  известны 2 формы - O2 и O3 (озон), для серы - более 6. Селен образует аморфную, стеклообразную и 6 кристаллич. модификаций, для Те известны аморфная и 3 кристаллич. формы, для полония - 2 кристаллические.

Все халькогены- окислители. Наиб. активен кислород, образующий оксиды со всеми элементами, кроме  Не, Ar, Ne, Kr, с фтором дает фториды. Окислит. способность халькогенов с ростом ат. н. уменьшается. С H2 халькогены дают халькогеноводороды H2X, термич. устойчивость к-рых с ростом ат. н. снижается. Жидкие H2X способны к автопротолизу, в водном р-ре являются слабыми двухосновными к-тами. H2X, кроме воды,- типичные восстановители, их восстановит, способность растет в ряду от H2S к H2Po. Халькогены образуют ионно-ковалентные (с элементами Ia, IIа, 16, IIб гр.), ковалентно-металлич. (с d- и f-элементами) и ковалентно-ионные (с р-элементами) соед. (халькоге-ниды) разнообразного состава, многие из к-рых обладают полупроводниковыми cв-ми.

Взаимод. халькогенов  с O2 получают кислотные оксиды XO2 образующие с водой двухосновные к-ты средней  силы H2XO3, где X = S, Se, Те. Сила к-т и  их восстановит. св-ва убывают в ряду от S к Те. Оксидам XO3 отвечают сильные к-ты H2XO4 и слабая к-та H6TeO6. Окислит. св-ва наиб. характерны для H2SeO4. Оксоанионы   способны к поликонденсации с образованием цепочек X —О —X—O—... (напр., Na2S2O7), О —X —X—... (Na2S2O3, Na2S4O6), X — О—О — X-... (Na2S2O8). Соед. халькогенов между собой (напр., Se3S5, TeS7) - это гл. обр. продукты замещения атомов одного халькогена другим в циклич. молекулах X8. Р-цией халькогенов с галогенами получают галогениды, а также оксогалогениды (XHal2O, XHal2O2 и др.), к-рые при гидролизе водой дают HHal и халькогенокислород-ные к-ты. Фториды более устойчивы к гидролизу и склонны к образованию комплексов.

В природе широко распространены и встречаются в свободном  состоянии O и S, кроме того, S, Se и Те встречаются в виде минералов  халькофильных элементов, О - в виде силикатов, прир. карбонатов, фосфатов, оксидов и др.

 

 

№21. Физические и химические свойства простых веществ: кислорода, озона, серы.

1) Физические и химические  свойства кислорода О2Простое  вещество кислород состоит из  неполярных молекул О2 (дикислород) с σ,π-связью, устойчивая аллотропная форма существования элемента в свободном виде.

Бесцветный газ, в жидком состоянии - светло-голубой, в твердом - синий.

Составная часть воздуха: 20,94% по объему, 23,13% по массе. Из жидкого  воздуха кислород выкипает после азота N2.

На воздухе поддерживает горение многих веществ.

Малорастворим в воде (31 мл/ 1 л Н2О при 20 °С), но несколько  лучше, чем N2.

Физические константы:

Mr = 31,998;

ρ = 1,43 г/л (н.у.),

tпл = −218,7 °C,

tкип = −182,962 °C

При комнатной температуре  обладает малой химической активностью  из-за прочной двойной связи в  молекулах.

Сильный окислитель при  нагревании, реагирует с большинством металлов и неметаллов:

O2 + 2Mg = 2MgO

O2 + S = SO2

Вызывает ржавление (медленное окисление) железа.

Простейшая качественная реакция - яркое загорание тлеющей  древесной лучинки в атмосфере  кислорода.

2) Озон О3 - голубованый  газ с характерным резким запахом,  малекулярная масса 48г/моль, плотность  относительного воздуха 1,657 (озон тяжелее воздуха).Вмалых концентрациях на уровне 0, 01- 002 мг/м3 ( в пять раз ниже предельно допустимой для человека концентрации), озон придает воздуху характерный запах свежести и чистоты. Так, например, после грозы едва уловимый запах ОЗОНА неизменно ассоциируется с чистым воздухом. Как было сказано выше, молекулы ОЗОНА не стабильна и обладает свойством самораспада. Именно благодаря этому свойству ОЗОН является сильным окислителем и исключительным по эффективности дезинфицирующим средством. Нестабильность ОЗОНА обуславливает необходимость его применения непосредственно на месте получения.

3) Сера - твердое кристаллическое  вещество желтого цвета. Она  существует в 3-х аллотропных  модификациях: ромбической, моноклинной  и пластической. Наиболее устойчивой при обычных условиях является ромбическая сера. Моноклинная сера образуется при нагревании ромбической серы выше 96 град. С.

Сера очень плохо  растворяется в воде, но хорошо растворима во многих органических растворителях (спиртах, бензоле, сероуглероде и др.).

Химические свойства. Сера относится к числу довольно активных неметаллов. Она хорошо горит  в кислороде, образуя диоксид  серы:

S + О2 = SO2.

При горении серы в  кислороде и на воздухе образуется также триоксид серы, количество которого в отсутствие катализа незначительно.

При пропускании хлора  через расплавленную серу образуется монохлорид серы (S2Сl2), который затем  превращается в SCl2:

2 S + Сl2 Y S2Cl2 (хлорид серы (I));

S2Cl2 + Cl2 Y 2 SСl2 (хлорид серы (II)).

Последнее соединение неустойчиво, поэтому при нагревании реакция сдвигается влево.

При нагревании серы в  атмосфере водорода образуется сероводород:

S + Н2 Y Н2S.

Если смешать порошки  серы и красного фосфора в мольном  соотношении 2,5:1 и нагреть до начала реакции, то вся масса очень быстро превращается в темно-красную жидкость:

5 S + 2 Р = Р2S5 (сульфид  фосфора (V)).

С металлами сера взаимодействует  в большинстве случаев при  нагревании, но с некоторыми металлами (например ртутью) и при комнатной  температуре:

Zn + S = ZnS (сульфид цинка);

Нg + S = НgS (сульфид ртути (II)).

Последняя реакция используется в лабораторной практике для связывания разлитой ртути, пары которой очень  ядовиты. Для этого предполагаемое место нахождения мельчайших капелек  ртути посыпают порошком серы.

 

№20. Способы получения кислорода и серы в лаборатории

В лаборатории кислород удобнее получать из его соединений с другими элементами.

Чаще всего кислород получают нагреванием таких веществ (в состав которых кислород входит в связанном виде), как перманганат  калия (марганцовка), хлорат калия (бертолетова соль), нитрат калия (селитра):

2 KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

перманганат калия нагревание манганат калия   диоксид марганца   кислород

2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2

хлорат калия нагревание хлорид калия   кислород

Способы получения серы в разных странах неодинаковы. Так, в США и Мексике применяют в основном метод Фраша. В Италии (она занимает третье место по добыче серы среди капиталистических государств)  используют разные методы переработки серных сицилийских руд и руд из Марокко. Япония имеет значительные запасы серы вулканического происхождения. Франция и Канада, не имеющие самородной серы, раз­вили ее крупное производство из газов. В Англии и ФРГ перерабатывают сырье, со­держащее серу (FeS2), а элементарную серу покупают, так как в этих странах нет собственных серных месторождений.

 

№22. Свойства гидридов типа Н₂Э.

Химические свойства Н2Э.

Газообразные гидриды  Н2Э растворимы в воде примерно одинаково: насыщенный раствор Н2S при атмосферном  давлении и 25оС имеет концентрацию 0.1 моль/л. В водных растворах Н2Э ведут себя как слабые двухосновные кислоты. Сила кислот возрастает от серы к теллуру благодаря понижению энергии связи Э- Н и облегчению протолитического взаимодействия с водой (табл.5):

Н2Э + Н2О  Н3О+ + HЭ- .

Средние соли этих кислот, то есть сульфиды, селениды и теллуриды, встречаются в природе как минералы и руды металлов и служат источником их получения. На различной растворимости сульфидов в растворах с регулируемой кислотностью основаны методы разделения и аналитического определения металлов

 

 

№23. Халькогениды элементов-металлов.

Ха́лькогени́ды — бинарные химические соединения элементов шестой группы периодической системы (халькогенов, к которым относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний и ливерморий) с металлами.

Халькогениды были названы так потому, что в природе чаще всего встречаются (кроме кислорода) в виде соединений меди (сульфидов, теллуридов). Большинство соединений с переходными металлами труднорастворимы (по принципу плотнейшей упаковки).

 

 

№24. Кислородсодержащие соединения элементов подгруппы серы со степенью окисления +4: оксиды типа ЭO₂, кислоты типа H₂ЭО₃ и их соли.

SO2- кислотный оксид. Физ. Свойства: бесцветный газ с характерным удушливым запахом горелых спичек. Хорошо растворяется в воде. При темп. Меньше -10 град. Переходит в жидкое состояние. При темп. Меньше -73 град. Переходит в твердое состояние. Ядовитый.

SO2+H2O=H2SO3

SO2 – окислитель: SO2 +2H2S=3S+H2O

SO2-восстановитель: 2SO2+O2=2SO3

Cернистая кислота H2SO3

Кислота средней силы. Существует только в растворе: H2SO3=H+HSO3

                                                                                             HSO3=H+HSO3

Соли: сульфиты-Na2SO3

Гидросульфиты- NaHSO3

 

 

№25. Кислородсодержащие соединения элементов подгруппы серы со степенью окисления +6: оксиды типа ЭО₃, кислоты типа Н₂ЭО₄ и их соли

SO3- сильный окислитель, кислотный оксид.    SO3+H2O=H2SO4.

Физические свойства: Бесцветная жидкость. темп. кипения= 45 град.

При темп. меньше 17 град. Превращается в белое крсталлическое вещество.

Получение: 2SO2+O2=2SO3.

Раствор H2SO4 проявляет общие свойства кислот

H2SO4+Zn=ZnSO4+H2

Получение 2SO2+O2=t 2SO3

Cоли: сульфаты-Na2SO4

Гидросульфаты-Na2HSO4

 

 

 

№26. Тиосерная кислота и ее соли.

Тиосерная кислота —  неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H2SO3S, бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Образует соли — тиосульфаты.

Получение

Реакция сероводорода и  триоксида серы в этиловом эфире  при низких температурах:

Физические свойства

Тиосерная кислота образует бесцветную вязкую жидкость, не замерзающую даже при очень низкой температуре. Термически неустойчив.

Быстро, но не мгновенно, разлагается в водных растворах. В присутствии серной кислоты  разлагается мгновенно.

Химические свойства

Термически очень неустойчива:

В присутствии серной кислоты разлагается:

Реагирует с щелочами:

Реагирует с галогенами:

 

 

 

№27. Биологическая роль элементов VIА группы: кислорода, серы, селена, теллура.

Биологическая роль кислорода

 Большинство живых существ  (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Биологическая роль

Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы — источник энергии в хемосинтезе[9].

Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса.

Биологическая роль селена

Входит в состав активных центров  некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина.

Микроэлемент, но большинство соединений достаточно токсично (селеноводород, селеновая  и селенистая кислота) даже в средних  концентрациях.

Биологическая роль теллура

Микроколичества теллура всегда содержатся в живых организмах, его биологическая  роль не выяснена.