Вопрос 42. Водород. Общая характеристика. Особенности положения в псэ, реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами.

Водород имеет самую простую структуру строения атома 1s1. Водород в периодической системе Д. И. Менделеева занимает особое место — это элемент с атомным номером 1. В предварительном периоде, где находится водород, содержится всего 2 элемента — 1Н и 2Не. Таким образом, водород соответствует 7 элементам в малых и 17 элементам в больших периодах: он «вбирает» в себя свойства всех элементов (кроме инертного газа): от щелочного металла до галогена включительно. Поэтому водород обладает комплексом свойств, присущих как щелочным металлам, так и галогенам. На этом основании Д. И. Менделеев помещал водород и в первой, и в седьмой группе периодической системы. Действительно, со щелочными металлами водород роднят его столь же простые спектральные характеристики и способность замещать щелочные металлы в их соединение, где проявляется степень окисления +1, с галогенами водород сближает степень окисления —1, а также строение и свойства молекулы H2. Водород принадлежит к числу самых распространенных элементов (1%). В виде простого вещества водород встречается только на больших высотах. Около земли водорода – 5-10%. У водорода существуют три изотопа, имеющих одинаковый заряд ядра (+1) и различную массу: протий, дейтерий, тритий. Наиболее важные соединения водорода – вода (H2O) и углеводы (нефть, газ). Физические свойства: 1) бесцветный газ; 2) не имеет вкуса и запаха; 3)во всех агрегатных состояниях находится в молекулах. Из-за слабого межмолекулярного взаимнодействия температура плавления твердого водорода = -259°С, температура кипения = - 253°C. Водород плохо растворим в воде. В 1 л воды растворяется 17 мл водорода. Газообразный водород и 14,4 раза легче воздуха.

Получение водорода. Промышленный способ: 1) CH4+2H2O=(t, Ni) CO2+4H2+O2; 2) 2H2O=(электр.)2H2+O2. Лабораторный способ: Zn+HCl=ZnCl2+H2.

Для водорода характерны как восстановительные, так и окислительные свойства, хотя активность молекулярного водорода при обычных условиях не велика. Для водорода характерна степень окисления +1 . Водород способен давать соединения с большим числом химических элементов. Водород горит на воздухе. 1) Взаимодействие водорода с кислородом, приводит к образованию воды: 2H2 + O2= 2H2O. А смесь, H2 + O2 + воздух, может взорваться от искры (смесь водорода и кислорода в объемном отношении 2 : 1 называется гремучим газом). Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты. Сжигание водорода и кислорода в специальных горелках позволяет достигать температуры 3000-3500oС. 2) Взаимодействие водорода с галогенами: Смесь H2 + F2 = 2HF способна взорваться даже в темноте. Смесь H2 + Cl2 + (hn )® 2HCl, способна взорваться только на свету. Реакция H2 + Br2 = 2НВr и H2 + I2 = 2HI обратимо при температурах 150-400oС. Водород взаимодействует с C, N, Si при нагревании и применении катализаторов. В обычных условиях молек. водород проявляет восстановительные свойства: AgNO3 + H2 = 2Ag + HNO3; PdO + H2 = Pd + H2O. Такие реакции характерны для таких веществ, которые в ряду напряжений имеют потенциал >0,8 В, т. е. находятся правее серебра. 3) Водород взаимодействует со щелочными и щелочноземельными металлами. Водород образует с активными металлами гидриды: Na + H2 → 2 NaH; Ca + H2 → CaH2; Mg + H2 → MgH2. 4) Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов). Оксиды восстанавливаются до металлов: CuO + H2 → Cu + H2O; Fe2O3 + 3H2 → 2 Fe + 3H2O; WO3 + 3H2 → W + 3H2O; Al2O3+3H2=2Al+3H2O. С азотом (N) водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400°C в присутствии катализатора — железа (Fe): NO2 + 3H2 =(t) N + 3H2O; H2=(t) 2H – это уже атом водорода, его стандартный потенциал = -2 В.№ 43

Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при стандартных условиях).

Физические свойства

Вода в нормальных атмосферных условиях сохраняет жидкое агрегатное состояние, тогда как аналогичные водородные соединения являются газами. Это объясняется особыми характеристиками слагающих молекулы атомов и присутствием связей между ними. Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 104,45°, и эта конфигурация строго сохраняется. Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислорода электронные облака сильно смещены в сторону кислорода. По этой причине молекула воды является активным диполем, где кислородная сторона отрицательна, а водородная положительна. В результате молекулы воды притягиваются своими противоположными полюсами и образуют полярные связи, на разрыв которых требуется много энергии[3].

В составе каждой молекулы ион водорода (протон) не имеет внутренних электронных слоев и обладает малыми размерами, в результате чего он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризованного атома кислорода соседней молекулы, образуя водородную связь с другой молекулой. Каждая молекула связана с четырьмя другими посредством водородных связей — две из них образует атом кислорода и две атомы водорода[3]

Вода обладает также высоким поверхностным натяжением среди жидкостей, уступая в этом только ртути[4][5][6][7]. Относительно высокая вязкость воды обусловлена тем, что водородные связи мешают молекулам воды двигаться с разными скоростями.

По сходным причинам вода является хорошим растворителем полярных веществ. Каждая молекула растворяемого вещества окружается молекулами воды, причём положительно заряженные участки молекулы растворяемого вещества притягивают атомы кислорода, а отрицательно заряженные — атомы водорода. Поскольку молекула воды мала по размерам, много молекул воды могут окружить каждую молекулу растворяемого вещества.

Чистая вода — хороший изолятор. Но поскольку вода — хороший растворитель, в ней практически всегда растворены те или иные соли, то есть в воде присутствуют положительные и отрицательные ионы. Благодаря этому вода проводит электричество. По электропроводности воды можно определить её чистоту.

Агрегатные состояния

• Твёрдое — лёд

• Жидкое — вода

• Газообразное — водяной пар

Химические свойства

Вода реагирует при комнатной температуре:

• с активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.)

• с фтором и межгалоидными соединениями

при низких температурах

• с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз

Вода реагирует при нагревании:

• с железом, магнием

• с углем, метаном

АКВАКОМПЛЕКСЫ- координац. соед., содержащие в кач-ве лигандов одну или неск. молекул воды. Последняя связана с центр, атомом металла через атом кислорода. Различают А. катионного типа (напр., [Со(Н 2 О)6]С12), анионного (напр., К[Сг(Н 2 О)2 (ОН)4]) и комплексы-неэлектролиты (напр., [PtCl4(H20)2]).

Мы часто связываем цвет раствора соли с катионом того или иного металла. На самом деле цвет водного раствора обуславливают именно аквакомплексы:

• аквакомплексы Cu(+2) - голубые,

• Ni(+2) - зеленые,

• Co(+2) - розовые,

• встречаются и бесцветные комплексы, например, аквакомплекс Zn(+2)

Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. При низких температурах вода в кристаллогидратах может быть связана как с катионами, так и с анионами солей. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов.

Дистиллиро́ванная вода́ — очищенная вода, практически не содержащая примесей и посторонних включений. Получают перегонкой в специальных аппаратах — дистилляторах.

Для получения дистиллированной воды существуют перегонные кубы различной величины и производительности.

Перегнанную воду собирают в стеклянные бутыли, причем трубку (конец холодильника) вставляют в горло бутыли, уплотняя ватой. Это предохраняет воду от попадания в нее пыли.

(для тех кто хочет поподробнее узнать о дистилляции воды http://www.himikatus.ru/art/tecnik_lab/0029.php )

Применение

В настоящее время дистиллированная вода имеет широчайшее применение. Достаточно указать, что для приготовления лекарственных препаратов применяют исключительно эту воду, хотя сама онд йикакого непосредственного лечебного воздействия не оказывает. Поэтому дистиллированную воду следует рассматривать как сырье или вспомогательный материал при производстве галеновых препаратов.

Минера́льные во́ды — воды, содержащие в своем составе растворённые соли, микроэлементы, а также некоторые биологически активные компоненты.

Среди минеральных вод выделяют минеральные природные питьевые воды, минеральные воды для наружного применения и другие. Минеральные воды для наружного применения используются для ванн, купаний, душей, проводимых в бальнеолечебницах и в лечебных бассейнах, а также для ингаляций и полосканий при заболеваниях носоглотки и верхних дыхательных путей, для орошений и промываний полых органов и другие подобных целей.

№ 44

Реакционная способность - характеристика химической активности веществ, учитывающая как разнообразие реакций, возможных для данного вещества, так и их скорость

Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус - синий; фенолфталеин - малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH3 + Н2O <--> NH4OH <--> NH4+ + OH-

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH3 + HCl → NH4Cl

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3

Аммиак - восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)

1. Разложение при нагревании

2N-3H3 - t°→ N20 + 3H2

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4N-3H3 + 3O2 → 2N20 + 6Н2O

b) каталитическое окисление ( kat = Pt )

4N-3H3 + 5O2 → 4N+2O + 6Н2O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu+2O + 2N-3H3 → 3Cu0 + N20 + 3Н2O

При растворении аммиака в воде происходит частичное образование гидроксида аммония:

NH3 + H2O → NH4OH

№ 45

Общая характеристика щелочных металлов

К щелочным металлам относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. В периодической системе они расположены в главной подгруппе I группы. Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнем электронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляя степень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильными восстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электрон внешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силы притяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдаче этого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода.

Это типичные металлы, в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью.

Оксиды щелочных металлов - твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды - твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Химические свойства щелочных металлов

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

• Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

• При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:

• В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

3. Взаимодействие с другими веществами

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Общая характеристика

К щелочноземельным металлам относятся следующие элементы главной подгруппы II-ой группы Периодической системы: кальций, стронций,барий и радий. Магний имеет ряд сходных со щелочными металлами свойств, бериллий по химическим свойствам ближе к алюминию.Щелочноземельные металлы являются электронными аналогами, внешний электронный уровень имеет строениеns2, в соединениях наиболее характерная степень окисления +2. В соединениях с неметаллами основой тип связи –ионный. Соединения щелочноземельных металлов окрашивают бесцветное пламя газовой горелки: кальция – в оранжево-красный,стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый цвет. В природе щелочноземельные металлы встречаются только в виде соединений, основные минералы кальция –кальцит (извесковый шпат,известняк, мрамор, мел) СаСО3, доломитCaMg(CO3)2, гипс CaSO4 2H2O, флюорит CaF2,гидроксиапатит (фосфорит)Ca5(PO4)3(OH), апатитCa5(PO4)3F,Cl. Основные минералы стронция – стронцианит SrCO3 и целестинSrSO4, бария – витерит BaCO3 и баритBaSO4.

Физические свойства

Внешне –серебристо-белые блестящие металлы, твердость значительно выше,чем у щелочных металлов. Твердость по группе уменьшается сверху вниз, барий по твердости близок к свинцу. Температуры плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных и составляют: для кальция 851оС, стронция 770оС, бария710оС. Плотности щелочноземельных металлов в подгруппе сверху вниз увеличиваются и равны для Са, Sr и Ва,соответственно 1,54, 2,63 и 3,76 г/см3.

Химические свойства щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы химически весьма активны, в реакциях проявляют свойства восстановителей. Взаимодействуют с

1. Кислородом (горят на воздухе)

2Са + О2 = 2СаО

2Sr + O2 = 2SrO

2Ba + O2 = 2BaO

При этом образуются и нитриды состава Me3N2. При контакте щелочноземельных металлов с воздухом при комнатной температуре на поверхности металлов образуетсяжелтоватая пленка,состоящая из оксидов, гидроксидов и нитридов.

Оксид бария при нагреваии до 500оС образуeт пероксид:

2BaO + O2 = 2BaO2

который разлагается при температуре выше 800оС:

2BaO2 = 2BaO + O2

2. С водородом при нагревании образуют гидриды

Ca + H2 = CaH2

Ba + H2 = BaH2

3. С серой реагируют в обычных условиях, образуя сульфиды

Ca + S = CaS

и полисульфиды

CaS + nS = CaSn+1

4. С азотом – при нагревании образуют нитриды

3Ca + N2 = Ca3N2

5. Cфосфором – фосфиды

3Ca + 2Р =Ca3Р2

6. С углеродом – при нагревании образуются карбиды, которые являются производными ацетилена:

Са + 2С =СаС2

7. С водой –растворяются с выделением водорода, реакция протекает спокойнее,чем со щелочными металлами:

Са + 2Н2О= Са(ОН)2 + Н2

8. Восстанавливают другие металлы из их соединений, например:

UF4 + 2Ca = U + 2CaF2

Активность взаимодействия с водой возрастает от кальция к барию.

Получение щелочноземельных металлов

Кальций получают электролизом расплaва хлорида кальция СаCl2, к которому добавляют 5-7% CaF2 для снижения температуры плавления:

СаCl2 = Са(катод) +Cl2(анод)

Стронций и барий получают методом алюмотермии из оксидов:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

№ 46

ОТНОШЕНИЕ МЕТАЛЛОВ К КИСЛОРОДУ

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, но при различных условиях:

xMe(т) + 1/2yO2(г)  MexOy(т) ,

По отношению к кислороду все металлы принято подразделять на 4 группы:

Металлы, активно окисляющиеся кислородом воздуха при обычных условиях. К ним относят: элементы IА, IIА (кроме Be, Mg), IIIБ (кроме Sc) групп. При взаимодействии указанных металлов с кислородом могут образовываться различные продукты:

Металлы, окисляющиеся только с поверхности (с образованием плотной оксидной пленки, предохраняющей металл от дальнейшего окисления). К этой группе металлов относят Be, Mg, Sc, Al, Zn, Cr, Pb. Например, при окислении алюминия:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

образуется оксидная пленка толщиной менее 30 нм, которая защищает металл от дальнейшего окисления.

Металлы, не окисляющиеся при обычных условиях кислородом воздуха (Co, Ni, Cu, Te, Re, Bi и др.) окисляются при нагревании. Поверхностный слой (преимущественно оксидного характера) при этом металл не защищает,

2Cu + O2 2CuO

Металлы, для которых устойчивы высшие степени окисления, в частности, элементы VIБ-группы, окисляются с образованием высших оксидов

2W + 3O2 2WO3

Металлы не окисляющиеся кислородом в отсутствие других реагентов: Au, Ag, Pd, Ir, Pt. Для оксидов этих металлов величина fG(298 K) > 0, следовательно, образующиеся оксиды этих металлов должны распадаться в момент образования:

fG(298 K, Au2O3) = +88 кДж/моль

В некоторых случаях металлы, не взаимодействующие с кислородом, окисляются им в присутствии других соединений. Например, молекулы аммиака, способствующие комплексообразованию, облегчают процесс окисления меди кислородом:

4Cu + O2 + 8NH3 + 2H2O = 4[Cu(NH3)4]OH

Медные изделия на воздухе покрываются зеленоватым налетом - патиной, состоящей преимущественно из основного карбоната меди:

2Cu + O2 + H2O + CO2 = (CuOH)2CO3

Серебряные предметы на воздухе темнеют из-за образования на поверхности металла сульфида серебра:

4Ag + O2 + 2H2S = 2Ag2S + 2H2O

Медь, серебро и золото растворяются в цианидах (в присутствии кислорода):

Au + O2 + 8KCN + 2H2O = 4K[Au(CN)2] + 4KOH

Аллотропная модификация кислорода - озон (O3) также является достаточно сильным окислителем, взаимодействующим даже с малоактивными металлами:

8Ag + 2O3 = 4Ag2O + O2

Гипероксид (superoxide) (супероксид, надпероксид)- соединение, содержащее ион О2. При комнатной темп-ре обычно имеют желтый цвет, но при охлаждении окрас-ка меняется на белую из-за обратимого фазового перехода. Все щелочные металлы образуют ионные Г. при растворении в жидком аммиаке и окислении газообразным кислородом. По своим хим. св-вам Г. - сильные окислители и сильные основания, поэтому чрезвычайно агрессивны и вызывают коррозию.( Надпероксиды (гипероксиды, супероксиды) — неорганические соединения, содержащие анион О2−, например, надпероксид калия КО2. Кислородные соединения, содержащие атомы О в степени окисления −1/2. Известны для щелочных, щелочноземельных металлов)

Вода разлагает надпероксид калия с выделением кислорода:

Гидроксиды щелочных металлов или едкие щелочи ‒ бесцветные, едкие, легкоплавкие массы. В расплавленном состоянии они сильно действуют как на стеклянную, так и на фарфоровую чашку, причем при доступе воздуха и на платину тоже. Вследствие этого плавление едких щелочей не проводят в платиновых тиглях. В лаборатории для этой цели используют серебряные тигли, а в технике применяют железные сосуды.

Гидроксиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде со значительным выделением тепла. Причем, теплота растворения для NаОН составляет примерно 10 ккал/моль. При обычной концентрации гидроксиды щелочных металлов в водных растворах почти полностью распадаются на ионы по уравнению МОН = М++ОН-, но вследствие действия межионных сил коэффициенты электропроводности для мало разбавленных растворов значительно ниже единицы.

При том же эквивалентном содержании концентрации гидроксильных ионов в растворах гидроксидов щелочных металлов больше, чем в растворах всех других гидроксидов металлов. Поэтому гидроксиды щелочных металлов ‒ наиболее сильные основы по сравнению с другими гидроксидами металлов.

Помимо воды, гидроксиды щелочных металлов очень легко растворяются в спирте. Только гидроксид лития умеренно растворим как в воде, так и в спирте и образует, таким образом, переход к гидроксидам щелочноземельных металлов. Он также менее гигроскопичен, чем гидроксиды других щелочных металлов, но кристаллизуется из водного раствора в виде гидрата LiОН∙Н2О.

При прокаливании гидроксида щелочных металлов проявляют заметную летучесть, которая возрастает от гидроксида лития к гидроксиду цезия.

Дли получения гидроксидов щелочных металлов применяют все методы получения оснований. Но на практике для гидроксидов щелочных металлов используют только два методы: электролиз хлоридов и двойной обмен между солью щелочного металла и гидроксида щелочноземельного металла. Последний метод — каустификация соды едкой известью [Са(ОН)2] — наряду с электролизом служит для технического получения гидроксида натрия. Этот метод имеет также значение для получения гидроксидов рубидия и цезия, В этом случае исходят из сульфатов, которые взаимодействуют с гидроксидом бария

Rb2SO4 + Ва(ОН)2 = 2RbОН + ВаSO4.

Иногда для получения очень чистых гидроксидов используют взаимодействие щелочного металла с водяным паром.

Гидрокси́д бери́ллия — амфотерный гидроксид, имеющий химическую формулу Be(OH)2. При стандартных условиях представляет собой гелеобразное белое вещество, практически нерастворимое в воде. Вместе с тем, он хорошо растворяется в разбавленных минеральных кислотах. Гидроксид бериллия получают в виде геля при обработке солей бериллия гидроксидами щелочных металлов или гидролизом нитрида или фосфида бериллия

Химические свойства

• Взаимодействие с щелочами с образованием соли:

• Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

• Разложение на оксид бериллия и воду при нагревании до 400 °C:

Соединения с водородом

Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды

MH. Наиболее характерна эта реакция для лития:

2Li + H2 = 2LiH

В отличие от соединений с p-элементами, в которых водород находится в

положительной степени окисления, в гидридах щелочных металлов он присутствует в

степени окисления –1, образуя гидридный анион H. В отсутствие воды гидрид

лития не реагирует с кислородом и галогенами, но вода немедленно его разлагает:

LiH + H2O = LiOH + H2¬

В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион –

восстановителя:

H+ + H- = H2

Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и более

реакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона,

т.е. они являются сильными восстановителями.

№ 47

Взаимодействие металлов с водой

Щелочные металлы легко взаимодействуют с водой при обычных условиях, вытесняя водород из Н2О:

Li + 2Н2О = 2LiOН + H2,

Li0 – 1e → Li+ - восстановитель Li,

2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Щелочно-земельные металлы менее химически активны и взаимодействуют с водой при нагревании, при повышенном давлении. Остальные металлы с водой практически не взаимодействуют.

Взаимодействие металлов с кислотами

Характер взаимодействия металлов с кислотами зависит от следующих факторов:

1. От типа кислоты.

2. От концентрации кислоты.

3. От активности металла.

Взаимодействие металлов с бескислородными кислотами

При действии бескислородных кислот (HCl, HF, H2S, HBr), независимо от концентрации, происходит образование соли данного металла и выделение водорода. Ионы водорода выступают в качестве окислителя:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑,

Mg0 – 2e → Mg+2 - восстановитель Mg0,

2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Взаимодействие металлов c серной кислотой

А. Разбавленная серная кислота. Происходит образование соли металла и выделяется водород. В качестве окислителя в разбавленной серной кислоте выступают ионы водорода:

Fe + H2SO4(разб.) = Fe SO4 + H2↑,

Fe – 2e → Fe+2 - восстановитель Fe0,

2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Б. Концентрированная серная кислота. Происходит образование соли данного металла, воды и выделяется газообразный диоксид серы SO2. В качестве окислителя выступают ионы кислотного остатка SO42– (S+6):

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + H2O + SO2,

Cu0 – 2e → Cu+2 - восстановитель Cu,

S+6 + 2e → S+4 - окислитель S+6.

Взаимодействие металлов с азотной кислотой

Происходит образование соли данного металла, воды, а также одного из соединений: NH3, NH4NO3, N2O, NO, N2. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла:

4Mg + 10HN+5O3(разб.) = 4Mg(NO3)2 + N–3H4NO3 + 3H2O,

Mg0 – 2e → Mg+2 - восстановитель Mg0,

N+5 + 8e → N–3 - окислитель N+5.

Концентрированная азотная кислота. Происходит образование соли данного металла, воды и выделяется газообразный диоксид азота NO2:

Ag + 2HNO3(конц.) = Ag+NO3 + H2O + NO2,

Ag0 – 1e → Ag+ - восстановитель Ag0,

N+5 + 1e → N+4 - окислитель N+5.

Концентрированная азотная кислота и концентрированная серная кислота пассивируют при комнатной температуре железо, хром, алюминий и другие малоактивные металлы (за исключением меди). При этом на поверхности металла образуется защитная пленка, препятствующая его дальнейшему разрушению.

№ 48.

Хотя щелочные металлы не могут становиться центральным атомом в комплексных соединениях, они часто участвуют в метаболизме в форме хелатных комплексов с ионофорами (от греч. «переносчики ионов»; Прессман, 1978). Так называют лиганды с молекулярной структурой, позволяющей переносить небольшие ионы через липидные барьеры мембран.

Катионы изменяют проницаемость биологических мембран, и таким образом нарушают клеточные метаболические процессы, например, сопряженное с дыханием фосфорилирование, не влияя на дыхание (разобщающее действие). Для проявления этого действия ионофорам требуется присутствие одновалентных катионов щелочных металлов.

Ионофоры устойчивы и химически, и метаболически. Они либо содержат готовую макроциклическую структуру, либо образуют макроциклические кольца при помощи водородных связей. В молекуле ионофора равномерно распределено большое число атомов кислорода. Положительный заряд распределяется между всеми катионными комплексами ионофора равномерно. В центре всех макроциклов молекул ионофора имеется отверстие, в котором может располагаться и связываться одновалентный катион, в частности, К+

№ 49

Магний(макроэлемент) является более активным катализатором ферментов. Входит в состав различных ферментативных систем, ион магния является незаменимым компонентом и активатором.

Кальций(макроэлемент)содержится в каждой клетке человеческого организма. Основная масса находится в костных и зубных тканях.

Стронций(микроэлемент) играет важную роль при костеобразовании(остеогенезе),частично замещает кальций.

Больше ничего толкового в учебнике нет

№ 50

Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»).

Жёсткая и мягкая вода

Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния (Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2), и постоянную (некарбонатную) жёсткость, вызванную присутствием других солей, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов и хлоридов Са и Mg (CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2).

Жёсткая вода при умывании сушит кожу, в ней плохо образуется пена при использовании мыла. Использование жёсткой воды вызывает появление осадка (накипи) на стенках котлов, в трубах и т. п. В то же время, использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб, так как, в этом случае отсутствует кислотно-щелочная буферность, которую обеспечивает гидрокарбонатная (временная) жёсткость. Потребление жёсткой или мягкой воды обычно не является опасным для здоровья,есть данные о том, что высокая жёсткость способствует образованию мочевых камней, а низкая — незначительно увеличивает риск сердечно-сосудистых заболеваний. Вкус природной питьевой воды, например, воды родников, обусловлен именно присутствием солей жёсткости.

Жёсткость природных вод может варьироваться в довольно широких пределах и в течение года непостоянна. Увеличивается жёсткость из-за испарения воды, уменьшается в сезон дождей, а также в период таяния снега и льда.

Единицы измерения.

Для численного выражения жёсткости воды указывают концентрацию в ней катионов кальция и магния

В мировой практике используется несколько единиц измерения жесткости, все они определенным образом соотносятся друг с другом. В России Госстандартом в качестве единицы жесткости воды установлен моль на кубический метр (моль/м3).

Существует множество способов устранения жёсткости:

Карбонатную жёсткость устраняют:

1) Кипячением(см.ниже-термический способ)

2)Действием извыстнекового молока или соды(см.ниже-реагентное умягчение)

Некарбонатную жёсткость устронают действием соды:

Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:

Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения:

3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3

3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2↓ + 3Na2SO4

№ 51

Костная ткань - это особый вид соединительной ткани. Костная ткань имеет особенности строения, которые не встречаются в других видах соединительной ткани. В ней преобладает межклеточное вещество, содержащее большое количество минеральных компонентов, главным образом - солей кальция. Основные особенности кости - твердость, упругость, механическая прочность.

Кость взрослого человека на 60-70% веса состоит из минеральных веществ: главным образом из фосфата кальция, в значительно меньших количествах присутствуют фосфат магния, фтористый кальций, углекислый и хлористый натрий.

Стронций

Элемент 2 группы периодической системы. Порядковый номер 38, атомная масса 87.62. Щелочноземельный металл, золотисто-желтого цвета. Существует в трех аллотропных модификациях. Обладает высокой пластичностью и мягкостью. В химических соединениях проявляет степень окисления +2.

По химическим свойствам сходен с кальцием и барием. Стронций является сильным восстановителем.

В обмене кальция и стронция много общего, хотя стронций не способен полностью заменить кальций в биохимических процессах /171, у Ас/. Повышенное поступление ионов стронция ведет к замещению кальция и развитию стронциевого рахита и различным остеодистрофиям

Главные различия в поведении Sr и Ca заключаются в уровнях всасывания из желудочно-кишечного тракта

Там, где имеется метаболически контролируемый переход ионов через мембраны, Са транспортируется более активно, чем Sr и в организме наблюдается преимущественное использование кальция. Дискриминация выражена меньше при движении щелочноземельных металлов между кровью и костями и процессах секреции в просвет желудочно-кишечного тракта

При избытке стронция в организме поражаются прежде всего костная ткань, печень и кровь. Наиболее характерное проявление токсического действия стронция - уровская болезнь, проявляющаяся в повышенной ломкости и уродстве костей. Имеются указания на зобогенный эффект стронция, его действие как нервного и мышечного яда

Стронций оказывает На изолированные органы стронций действует как кальций, полностью заменяя последний. Ионы стронция настолько близки по характеристикам к кальцию, что включаются в обмен вместе с ним, но, обладая большей скоростью обмена и значительно отличаясь по размеру, они постепенно нарушают нормальную кальцификацию скелета, вызывая уровскую болезнь.влияние на процессы костеобразования, активность ряда ферментов

Показано, что ионы стронция, имея иной диаметр, чем ионы кальция, способны блокировать ионные каналы для последнего, что может определить ингибирующее влияние стронция на иммунную реакцию

По мнению большинства исследователей [], основа токсического действия стронция – это замещение им ионов кальция в специфических реакциях. Ионы стронция настолько близки по характеристикам к ионам кальция, что включаются в обмен вместе с ним, но, обладая большей скоростью обмена и значительно отличаясь по размеру способны, при избыточном поступлении, замещать его в биохимических процессах [51,25,12]. У многих одноклеточных организмов подобное замещение происходит еще активнее, при определенных условиях стронций для них становиться «субстратом жизнедеятельности», полностью заменяя кальций.

Бериллий - токсичный химический элемент. В организм человека бериллий способен поступать как с пищей, так и через легкие. Среднесуточное поступление бериллия составляет 10-20 мкг. При поступлении в растворимой форме в желудочно-кишечный тракт, бериллий взаимодействует с фосфатами и образует плохо растворимое соединение Be3(PO4)2 или связывается белками эпителиальных клеток в прочные протеинаты. Поэтому всасываемость бериллия в желудочно-кишечном тракте невелика и колеблется от 4 до 10% от поступившего количества. Этот показатель также зависит от кислотности желудочного сока. Общее количество бериллия в теле взрослого человека лежит в диапазоне от 0,4 до 40 мкг. Бериллий постоянно присутствует в крови, костной и мышечной ткани (0,001-0,003 мкг/г) и других органах. Установлено, что бериллий может депонироваться в легких, печени, лимфатических узлах, костях, миокарде. Выводится бериллий из организма преимущественно с мочой (более 90%).

Бериллий может принимать участие в регуляции фосфорно-кальциевого обмена, поддержании иммунного статуса организма. Установлено, что активность соединений бериллия отчетливо проявляется в различных биохимических превращениях, связанных с участием неорганических фосфатов.

Повышенное содержание бериллия в пище способствует образованию фосфата бериллия. Систематически "забирая" фосфаты у важнейшей части костей, - фосфата кальция, бериллий, тем самым, ослабляет костную ткань и способствует ее разрушению. Экспериментально известно, что введение этого элемента животным вызывает "бериллиевый" рахит. Доказано, что даже небольшое количество бериллия в составе костей приводит к их размягчению (бериллиоз). В местах парентерального введения бериллия происходит разрушение окружающих тканей, отсюда бериллий выводится очень медленно. В конечном счете, бериллий депонируется в скелете и печени.