Файл: Билеты по общей и неорганической химии для студентов 125Ф3 озо (20222023учебный год) Билет 1.docx

Скачать файл
Заказать решение

ВУЗ: Не указан

Категория: Не указан

Дисциплина: Не указана

Добавлен: 07.11.2023

Просмотров: 317

Скачиваний: 2

ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.

СОДЕРЖАНИЕ

Химические свойства 1. Щелочноземельные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами. 1.1. Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.Например, кальций взаимодействует с хлором с образованием хлорида кальция:Ca + Cl2 → CaCl2Реакция кальция и хлора протекает при условии: при температуре 200-400 °C.1.2. Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфидов.Например, кальций взаимодействует с серой при нагревании:Ca + S → CaSКальций взаимодействует с фосфором с образованием фосфидов:3Ca + 2P → Ca3P21.3. Щелочноземельные металлы реагируют сводородом при нагревании. При этом образуются бинарные соединения — гидриды. Магний с водородом реагирует лишь при повышенном давлении.Mg + H2 → MgH21.4. С азотоммагний взаимодействует при нагревании с образованием нитрида:3Mg + N2 → Mg3N2Кальций также реагируют с азотом при нагревании.1.5. Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов.Например, кальций взаимодействует с углеродом с образованием карбида кальция:Ca +  2C → CaC2Магнийи кальций горят на воздухе при 650°С с выделением большого количества света. При этом образуются оксиды и нитриды:2Mg + O2 → 2MgO3Mg + N2 → Mg3N22. Щелочноземельные металлы взаимодействуют со сложными веществами:2.1. Щелочноземельные металлы реагируют с водой. Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Магний реагирует с водой при кипячении. Кальций реагируют с водой при комнатной температуре.Например, кальцийреагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:Ca0 + 2H2+O → Ca+(OH)2 + H202.2. Щелочноземельные металлы, магний и кальций, взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной, разбавленнойсерной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.Например, магний реагирует с соляной кислотой:Mg  +  2HCl →  MgCl2  +  H2↑2.3. При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотойобразуется сера.Например, при взаимодействии кальция с концентрированной серной кислотой образуется сульфат кальция, сера и вода:4Ca  +  5H2SO4(конц.)  → 4CaSO4  +  S  +  5H2O2.4. Щелочноземельные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодей-ствии кальция и магния с концентрированной или разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (I):4Ca + 10HNO3 (конц) → N2O + 4Сa(NO3)2 + 5H2OПри взаимодействии щелочноземельных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:4Mg  +  10HNO3  → 4Mg(NO3)2  +  NH4NO3  +  3H2O2.5. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать некоторые неметаллы (кремний, бор, углерод) из оксидов.Например, при взаимодействии кальция с оксидом кремния (IV) образуются кремний и оксид кальция:2Ca + SiO2 → 2CaO + SiМагний горит в атмосфере углекислого газа. При этом образуется сажа и оксид магния:2Mg + CO2 → 2MgO + C2.6. В расплавещелочноземельные металлы могут вытеснять менее активные металлы изсолей и оксидов. Обратите внимание! В растворе щелочноземельные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.Например, кальцийвытесняет медь из расплава хлорида меди (II):Ca + CuCl2 → CaCl2 + CuМинералымагния:MgCO3 × CaCO3 – доломитMgCO3 – магнезитKCl × MgCl2 × 6H2O – карналлитMgSO4 × KCl × 3H2O – каинитМинералы кальция:CaCO3 - кальцит (известняк, мел, мрамор)СaSO4 × 2H2O – гипсCa3(PO4)2 – фосфорит3Ca3(PO4)2 × CaF2 – апатит Биологическая роль кальция. Кальций является одним из основных минералов в организме человека. Он принимает участие во многих биологических процессах. Макроэлемент необходим для формирования костной ткани и зубов, биологического синтеза гормонов, регуляции сосудистого тонуса деятельности сердечно - сосудистой системы. Он также необходим для реализации процесса свертываемости крови при повреждениях. Применение соединений магния и кальция в медицине: Жженая магнезия MgO применяется при повышенной кислотности желудочного сока, изжоге, отравлении кислотами. Входит в состав зубных порошков. Горькая или английская соль MgSO4 × 7 H2O при приеме внутрь служит надежным и быстродействующим слабительным, а при внутримышечных или внутривенных вливаниях снимает судорожное состояние, уменьшает спазмы сосудов. Как желчегонное его вводят в 12-перстную кишку. CaCl2 × 6H2O хлорид кальция широко применяется в медицине как кровоостанавливающее средство при легочных, желудочных, кишечных и других кровотечениях, в хирургической практике для повышения свертываемости крови, при аллергических заболеваниях для снятия зуда и в качестве противоядия при отравлении солями магния. Гипс CaSO4 × 0,5H2O в медицине находит применение для изготовления фиксирующих гипсовых повязок, а также в стоматологической практике для снятия слепков с челюстей при изготовлении искусственных зубов. Кальций входит в состав препаратов для профилактики остеопороза, в витаминные комплексы для беременных и пожилых. Применение магния и кальция в народном хозяйстве: Соли магния и кальция вносят в почвы для химической мелиорации. Целями химической мелиорации являются устранение избыточной кислотности почв, вредной для многих сельскохозяйственных культур (известкование), и устранение избыточной щелочности почв (гипсование). Соединения магния и кальция в строительстве. Соединения кальция и магния широко используют в строительстве в качестве конструкционных (известняк), отделочных (мрамор) и вяжущих материалов (цемент, известь, гипс). Кальций широко применяется в металлотермии при получении редкоземельных элементов. Кальциевые гранулы используются для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов. Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах. Магний применяется для металлотермического получения некоторых тугоплавких металлов (титана, циркония). Магний используется для получения легких сплавов (самолетостроение, производство автомобилей), для изготовления осветительных и зажигательных ракет. Какие из указанных веществ имеют металлическую связь: Zn, S, C, KH, FeCl3, K, Ag, NaCl. металлическую связь имеют: Zn, K, Ag.Билет № 2 Галогены, биологическая роль и их применение в медицине. В подгруппу галогенов входят элементы: фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At).Галогены находят широкое применение в практике. Все они, за исключением астата, используются для приготовления многочисленных органических и неорганических соединений; многие из них широко применяются в медицине как медикаменты и дезинфицирующие вещества. Все они, особенно хлор и йод, играют значительную роль в обмене веществ в организме человека, животных и растений. С увеличением порядкового номера галогена наблюдается повышение способности их к образованию биологически активных органических соединений.Фтор относится к биомикроэлементам. Он играет значительную роль в развитии и минерализации костей и зубов; относится к абсолютно необходимым для организма микроэлементам. В медицине некоторые фторсодержащие соединения применяют как лекарственные средства, в т. ч. используемые для наркоза, в качестве кровезаменителей и др. Недостаточное поступление Фтора в организм является одним из экзогенных атиологических факторов кариеса зубов, особенно в период их прорезывания и минерализации. Фтор стимулирует репаративные процессы при переломах костей, предупреждает развитие сенильного остеопороза. Есть данные, что Фтор снижает накопление стронция в костной ткани и уменьшает тяжесть вызываемых радиоактивным стронцием поражений. Избыточное поступление фтора в организм является причиной возникновения флюороза, который поражает в основном постоянные зубы людей.Хлор элемент входит в состав желудочного сока, препаратов для лечения ряда желудочно-кишечных заболеваний. В медицинской практике препараты хлора используют главным образом как дезинфицирующие средства и антисептические средства.Анионы хлора являются наиболее важными осмотически активными ионами крови, лимфы, клеточного содержимого, цереброспинальной жидкости.Хлор используется для хлорирования водопроводной воды, уничтожения болезнетворных бактерий, для производства хлорсодержащих веществ.Бром используется в медицине, при лечении неврозов, истерии, бессонницы и других расстройств нервной системы, широко применяются бромиды калия, натрия, кальция и аммония, а также некоторые органические соединения брома (напр., бромкамфора, бромизовал и др.). Чрезмерное накопление в организме бромистых солей (бромизм) вызывает кожные сыпи и угнетение нервной системы.Бромиды – группа препаратов, содержащих бром и обладающих седативными свойствами.В диагностике при исследовании обмена воды и электролитов, применяется нейтральный изотонический, апирогенный и стерильный раствор бромида натрия.Йод в норме, в теле человека содержится приблизительно 25 мг% йода, половина этого количества накапливается в виде сложного белка — тиреоидина в щитовидной железе.Среди препаратов йода, применяемых в медицинской практике, различают: препараты, содержащие элементарный (свободный) йод - раствор йода спиртовой, раствор Люголя; препараты, способные освобождать элементарный йод - йодинол, йодофор, кальцийодин; препараты, диссоциирующие с образованием ионов йода (йодиды) - калия йодид и натрия йодид; препараты, содержащие прочно связанный йод - йодолипол, билитраст и другие рентгеноконтрастные вещества; радиоактивные препараты йода. Влияние препаратов йода на обмен веществ проявляется усилением процессов диссимиляции. При атеросклерозе они вызывают некоторое снижение концентрации холестерина и липопротеидов в крови; кроме того, повышают фибринолитическую и липопротеиназную активность сыворотки крови и замедляют скорость свертывания крови.Препараты йода используют для наружного и внутреннего применения. Наружно применяют гл. обр. препараты элементарного йод в качестве раздражающих и отвлекающих средств. Кроме того, эти препараты и препараты, отщепляющие элементарный йод применяют в качестве антисептических средств.Внутрь препараты йода назначают при гипертиреозе, эндемическом зобе, третичном сифилисе, атеросклерозе, хронической интоксикациях ртутью и свинцом.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. α-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. 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, сильвинCaS – сульфид кальцияLiHSO4 – гидросульфат лития, кислая соль литияNa3[AlF6] – Гексафтороалюминат натрия, смешанная сольБилет № 3 Общая характеристика халькогенов. Характеристика кислорода. Соединения кислорода с водородом. Применение в медицине и народном хозяйстве. 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. 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  кислородав 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 полученияВ промышленностикислород получают перегонкой жидкого воздуха.Лабораторные способы получения кислорода: Разложение некоторых кислородосодержащих веществ: Разложение перманганата калия:2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора  MnO2:2KClO3 → 2KCl + 3O2Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):2H2O2 →  2H2O + O22HgO → 2Hg + O22KNO3 → 2KNO2 + O2Химические свойстваПри 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 фторомс образованием фторидов кислорода:O2  +  2F2  →  2F2OС 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 → SO2Si + O2 → SiO21.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):4P   +   3O2  →   2P2O3Но 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), образуяоксид азота (II):N2 + O2 →  2NO1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:2Ca   +   O2 → 2CaOОднако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:2Na + O2 →  Na2O2А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущес-твенно надпероксид:K + O2→  KO2Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.Цинк окисляется до оксида цинка (II):2Zn + O2→  2ZnOЖелезо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:2Fe + O2 →  2FeO4Fe + 3O2 →  2Fe2O33Fe + 2O2 →  Fe3O41.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):C  +   O2  →  CO2 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:2C  +   O2  →  2CO2. 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 + 4SO2Al4C3 + 6O2→  2Al2O3 + 3CO2Ca3P2 + 4O2→  3CaO + P2O52.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов: летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды). При этом также образуются оксиды:  2H2S + 3O2 →  2H2O + 2SO2Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:4NH3 + 3O2 →  2N2 + 6H2OАммиак 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→  2CO22.3. 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)3Кислород окисляет азотистуюкислоту:2HNO2 + O2 → 2HNO32.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:CH4 + 2O2 →  CO2 + 2H2O2CH4 + 3O2 →  2CO + 4H2OCH4 + O2 →  C + 2H2OТакже возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)2CH2=CH2 + O2 → 2CH3-CH=O Соединения кислорода с водородом. Кислород образует с водородом два соединения: оксид водорода – воду (Н2О) 2Н2 + О2 → 2Н2О и пероксид водорода (Н2О2) 2H2O + O2 → 2H2O2С 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. 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) Какие из указанных веществ имеют металлическую связь: Zn; S; C; KH; Al(OH)3; Ca; H2SO4; O2; Ba; H2O . металлическую связь имеют: Zn, Ca, BaБилет №4 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 кислотв живых организмах.Типичные соединения азота:о ксид азота (валентность V) N2O5 азотная кислота HNO3 степень окисления +5нитраты KNO3, AgNO3 оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4о ксид азота (валентность III) N2O3азотистая кислота HNO2 степень окисления +3нитриты NaNO2, Ca(NO2)2оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1а ммиак NH3нитриды металлов Na3N, Ca3N2 степень окисления -3бинарные соединения азота с неметалламиСпособы получения азота1. 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   +  NaClNH4NO2  →   N2   +   2H2OСуммарное уравнение процесса:NaNO2   +   NH4Cl   →   N2   +  NaCl   +  2H2OАзот также образуется при горении аммиака:4NH3   +  3O2   →   2N2   +  6H2O2. Наиболее чистый азот получают разложением азидовщелочныхметаллов.Например, разложением азида натрия:2NaN3 → 2Na + 3N23. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление  оксида меди (II)  аммиаком при температуре

й одоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1

йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1

й одноватая кислота (HIO3) степень окисления +5

й одная кислота (HIO4) степень окисления +7

Физические свойства

Химические свойства

й одоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1

йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1

й одноватая кислота (HIO3) степень окисления +5

й одная кислота (HIO4) степень окисления +7

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 кальциярастворяется в соляной кислоте:CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2Качественная реакция на углекислый газ CO2 – помутнение известковой воды при пропускании через нее углекислого газа:CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2OПри 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)2Химические свойства углерода1. 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 фторомс образованием фторида углерода:C  +  2F2  → CF41.2. При сильном нагревании углерод реагирует с серой и кремнием с образованием бинарного соединения сероуглеродаикарбида кремниясоответственно:C   +   2S   → CS2C   +   Si   → SiC1.3. Углерод не взаимодействует сфосфором.При взаимодействии углерода с водородом образуется метан. Реакция идет в присутствии катализатора (никель) и при нагревании:С   +   2Н2  →   СН41.4. С азотом углерод реагирует при действии электрического разряда, образуя дициан:2С  + N2  →  N≡C–C≡N1.5. В реакциях с активными металлами углерод проявляет свойства окислителя. При этом образуются карбиды:4C   +   3Al → Al4C32C   +   Ca → CaC21.6. При нагревании с избытком воздуха графит горит, образуя оксид углерода (IV):C  +   O2  →  CO2  при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:2C  +   O2  →  2CO2. Углерод взаимодействует со сложными веществами:2.1. Раскаленный уголь взаимодействует с водяным паром с образованием угарного газа и водорода:C0 + H2+O → C+2O + H202.2. Углерод восстанавливает многие металлы из основных и амфотерныхоксидов. 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 + COТакже углерод восстанавливает железо из железной окалины:4С + Fe3O4 → 3Fe + 4COПри 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   +   СО9С    +   2Al2O3  →   Al4C3   +   6CO2.3. Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV)и вода:C + 2H2SO4(конц) → CO2 + 2SO2 + 2H2O2.4. Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании. При этом образуются оксид азота (IV), оксид углерода (IV)и вода:C + 4HNO3(конц) → CO2 + 4NO2 + 2H2O2.5. Углерод проявляет свойства восстановителя и при сплавлении с некоторыми солями, в которых содержатся неметаллы с высокой степенью окисления.Например, углерод восстанавливает сульфат натриядо сульфида натрия:4C   +   Na2SO4  →   Na2S   +   4COБиологическая 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.В народном хозяйстве:Графит используется в карандашной промышленности, но в смеси с глиной, для уменьшения его мягкости. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах. Его невероятно высокая температура плавления, даёт возможность делать из него тигли для заливки металлов. Способность графита проводить электрический ток также даёт возможность изготавливать из него высококачественные электроды.Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Помимо этого, ограненные алмазы — бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях. Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м·К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров. Но относительно высокая цена (около 50 долларов/грамм) и сложность обработки алмаза ограничивают его применение в этой области. Напишите уравнение реакции между соляной кислотой и гидрокарбонатом натрия. HCl + NaHCO3 → H2O + CO2 + NaClБилет №15 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 кислотв живых организмах.Типичные соединения азота:о ксид азота (валентность V) N2O5 азотная кислота HNO3 степень окисления +5нитраты KNO3, AgNO3 оксид азота (валентность IV) NO2 степень окисления +4о ксид азота (валентность III) N2O3азотистая кислота HNO2 степень окисления +3нитриты NaNO2, Ca(NO2)2оксид азота (валентность II) NO степень окисления +2оксид азота (валентность I) N2O степень окисления +1а ммиак NH3нитриды металлов Na3N, Ca3N2 степень окисления -3бинарные соединения азота с неметалламиСпособы получения азота1. 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   +  NaClNH4NO2  →   N2   +   2H2OСуммарное уравнение процесса:NaNO2   +   NH4Cl   →   N2   +  NaCl   +  2H2OАзот также образуется при горении аммиака:4NH3   +  3O2   →   2N2   +  6H2O2. Наиболее чистый азот получают разложением азидовщелочныхметаллов.Например, разложением азида натрия:2NaN3 → 2Na + 3N23. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление  оксида меди (II)  аммиаком при температуре



Применение в медицине

Ряд неорганических соединений алюминия используется в качестве лекарственных препаратов. Так гидроксид алюминия Al(OH)3 обладает антацидным действием, в основе которого лежит реакция нейтрализации ионов оксония

Al(OH)3 + 3H3O+ → Al3+ + 6H2O

Образующиеся ионы Al3+ выводятся из организма в виде осадка фосфата алюминия AlPO4. Фармацевтический препарат «Альмагель», состоящий из геля гидроксида алюминия и оксида магния, используется при лечении язвенной болезни.

Известно антисептическое, вяжущее и кровоостанавливающее действие алюминиевокалиевых квасцов (KAl(SO4)2×12H2O), которые применяются наружно в виде примочек, полосканий, промываний. Антисептическое действие квасцов обусловлено тем, что ионы Аl3+ образуют с фосфорсодержащими протеинами комплексные соединения, выпадающие в виде осадка фосфата алюминия:

Al3+ + P3- → AlP↓

Это приводит к гибели клеток микроорганизмов, что снижает воспалительный процесс. В результате осаждения белков и образования кислотных альбуминатов наблюдается вяжущее действие квасцов. Кровоостанавливающий эффект связан со свертыванием белков на раневой поверхности кровеносных сосудов. Как вяжущее и подсушивающее средство используются в виде присыпок жженые квасцы (КАl(SО4)2). Подсушивающий эффект связан с медленным процессом поглощения влаги из тканей:

КАl(SО4)2 + nH2О→КАl(SО4)2 × nH2О


  1. Составьте химические формулы соединений углерода в соответствии с возможными степенями окисления.

Типичные соединения углерода.

о ксид углерода (валентность IV) CO2

угольная кислота H2CO3 степень окисления +4

карбонаты Cu2CO3, Na2CO3

гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2
о ксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2


муравьиная кислота HCOOH
м етан CH4

карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4

бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

Билет №10


  1. Общая характеристика элементов III А группы. Бор и его соединения. Применение в медицине.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые  распределены по s- и р-подуровням:

… ns2nр1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы.

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Характеристики элементов IIIA группы:

Название
Атомная масса, а.е.м.
Заряд ядра
ЭО по Полингу
Радиус атома, нм
Энергия ионизации,

Э → Э3+, эВ
Степень окисления в соединениях
Валентные электроны

Бор
10,811
+5
2,01
0,091
71,35
+3, -3
2s22p1

Алюминий
26,982
+13
1,47
0,143
53,20
+3
3s23p1

Галлий
69,723
+31
1,82
0,139
57,20
+3
4s24p1

Индий
114,818
+49
1,49
0,116
52,69
+3
5s25p1

Таллий
204,383
+81
1,44
0,171
56,31
+1, +3
6s26p1

Бор и его соединения

Бор – первый p-элемент периодической системы элементов. Находится в IIIА группе второго периода, относится к типическим элементам. На внешнем электронном уровне имеет три электрона 2s22p1.

+5B 1s2 2s2 2p1

В возбужденном состоянии 2s12p2 орбитали трех неспаренных электронов подвергаются sp2-гибридизации и могут образовать три ковалентные связи по обменному механизму. При этом у бора остается одна свободная p-орбиталь, благодаря которой он может быть акцептором неподеленной электронной пары, и повысить свое координационное число до четырех. При переходе в sp3- гибридное состояние, плоская форма молекулы меняется на тетраэдрическую.

+5B 1s2 2s2 2p1

Характерные степени окисления бора -3 и +3.

Содержание бора в земной коре составляет 5·10-3% по массе. В природе бор встречается только в связанном состоянии. Соединения бора в составе минералов это: бура – Na2B4O7·10 H2O, борная кислота − H3BO3 и ее соли.

Д ля бора известны аморфная аллотропная модификация (порошок бурого цвета) и несколько кристаллических. Из кристаллических наиболее устойчивой является модификация с решеткой из структурных единиц в форме икосаэдра, образованного двенадцатью атомами бора. Это гранатово-красные кристаллы, по твердости близкие к алмазу, обладающие полупроводниковыми свойствами.

В природе бор встречается в виде минералов:

  • Na2B4O7*10H2O - бура

  • H3BO3 - сассолин


Способы получения

Бор получают путем пиролиза бороводородов, методом металлотермии (вытеснением активным металлом) и термическим разложением бромида бора в присутствии катализатора

B2H6 → (t) B + H2

B2O3 + Mg → MgO + B

BBr3 + H2 → (вольфрам, t = 1000-1200 С°) B + HBr



Типичные соединения


  • В степени окисления –3 – бор – окислитель. Эта степень окисления характерна в соединениях бора с металлами: Mg3B2, MgB2(диборид магния), ZrB2(диборид циркония), TiB2(диборид титана).

  • В степени окисления +3 – бор – восстановитель В2О3(оксид бора), BF3(трифторид бора), H3BO3(борная кислота), BBr3 (трибромид бора)

Химические свойства

Реакции с фтором

Необходимо заметить, что бор довольно инертный неметалл. При комнатной температуре без нагревания он реагирует только со фтором:

B + F2 → BF3↑

Реакции с неметаллами

При нагревании бор реагирует с другими галогенами, азотом, фосфором, углеро-дом и кислородом.

B + Cl2 → BCl3

B + N2 → BN

B + P → BP

B + C → B4C

B + O2 → B2O3

Восстановительные свойства

При сильном нагревании бор способен восстановить кремний из его оксида:

SiO2 + 4B → Si + B2O3

Окраска пламени (качественная реакция)

Ионы бора окрашивают пламя в оттенки зеленого цвета.

Применение в медицине

Бор содержится в глазных каплях, антисептических средствах, стиральных порошках и глазури для плитки. Оксид бора часто используется при изготовлении стекловолокна.

Для особых медицинских операций (генетико- и онкодиагностики) производятся пипетки, пробирки из боросиликатного стекла, экраны, аспирационные емкости, лабораторная посуда и др.

Бор применяется и в медицине при бор- нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей

В медицине как антисептические средства находят применение бура и борная кислота (в виде водно-спиртовых растворов).

В быту буру или борную кислоту используют для уничтожения бытовых насекомых, в частности, тараканов (бура, попадая в органы пищеварения таракана, кристаллизуется, и образовавшиеся острые игольчатые кристаллы

разрушают ткани этих органов).

  1. Составьте химические формулы соединений серы в соответствии с возможными степенями окисления.

Возможные степени окисления серы -2, -1, +4, +6

сероводород H2S, Na2S - степень окисления -2

дисульфид натрия Na2S2 - степень окисления -1


диоксид серы SO2, H2SO3, Na2SO3 - степень окисления +4

серная кислота H2SO4, SO3 - степень окисления +6

Билет №11


  1. Общая характеристика щелочные и щелочноземельных металлов и их роль в организме человека.

Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.

Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:

  • литий (Li);

  • натрий (Na);

  • калий (K);

  • рубидий (Rb);

  • цезий (Cs);

  • франций (Fr);

  • бериллий (Be);

  • магний (Mg);

  • кальций (Ca);

  • стронций (Sr);

  • барий (Ba);

  • радий (Ra).

Электронная конфигурация щелочных металлов – ns1, щелочноземельных металлов – ns2. Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов – I, щелочноземельных – II. За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях. Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.

Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.

Смотрите также файлы