
- •Общая и неорганическая химия учебно-методическое пособие
- •Введение
- •Основные теории и законы химии
- •Часть I общая химия
- •1. Основные закономерности протекания химических процессов
- •1.1. Энергетика, направление и глубина протекания химических реакций. Химическое равновесие.
- •1.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •1.2.1. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •1.2.2. Направление самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций
- •1.3. Учение о растворах
- •1.3.1.Растворимость газов
- •1.3.2. Коллигативные свойства растворов
- •1.3.3. Теория электролитической диссоциации.
- •1.3.4. Теория растворов сильных электролитов.
- •1.3.5. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита.
- •1.3.6. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН растворов сильных кислот и оснований.
- •1.3.7. Растворы слабых электролитов.
- •1.3.8. Теории кислот и оснований.
- •2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •2.1.1. Распределение электронов по орбиталям.
- •2.1.2 Периодический закон.
- •Основные характеристики атомов элементов.
- •Химическая связь.
- •Квантово-механическое описание химической связи.
- •2.2. Комплексные соединения
- •2.2.1. Международная (Женевская) номенклатура комплексных соединений
- •2.2.2. Классификация комплексных соединений.
- •2.2.3. Изомерия комплексных соединений.
- •2.2.4. Свойства комплексных соединений.
- •2.2.5. Образование комплексных соединений.
- •2.2.6. Разрушение комплексных соединений.
- •Часть II химия элементов
- •3.1. Водород
- •3.1.1 Вода как важнейшее соединение водорода.
- •4.1.1. Общая характеристика элементов iiiб группы.
- •4.1.2. Общая характеристика элементов ivб и vб групп.
- •Хром и его соединения.
- •Молибден и вольфрам.
- •4.2.3. Биологическая роль d-элементов VI группы и применение в медицине.
- •4.3.1. Марганец и его соединения.
- •4.4.1. Железо и его соединения.
- •4.4.2. Кобальт и никель.
- •4.4.3. Семейство платины (общая характеристика).
- •4.4.4. Биологическая роль d-элементов VIII группы и применение в медицине.
- •4.5.1. Медь и ее соединения.
- •4.5.2. Серебро и его соединения.
- •4.5.3. Золото и его соединения.
- •4.5.4. Биологическая роль d-элементов I группы и применение в медицине.
- •4.6.1. Цинк и его соединения.
- •4.6.2. Кадмий и его соединения.
- •4.6.4. Ртуть и ее соединения.
- •4.6.4. Биологическая роль d-элементов II группы и применение в медицине.
- •Бор и его соединения.
- •Алюминий и его соединения.
- •Биологическая роль р-элементов III группы и применение в медицине.
- •5.2.1. Углерод и его соединения.
- •5.2.2. Кремний.
- •5.2.3. Элементы подгруппы германия и их соединения.
- •5.2.4. Биологическая роль р-элементов IV группы и применение в медицине.
- •5.3.1. Азот и его соединения.
- •5.3.2. Фосфор и его соединения.
- •5.3.3. Химические свойства важнейших соединений мышьяка, сурьмы и висмута.
- •5.3.4. Биологическая роль р-элементов V группы и применение в медицине.
- •5.4.1. Кислород.
- •5.4.2. Сера и ее соединения.
- •5.4.3. Селен и теллур.
- •5.4.4. Биологическая роль р-элементов VI группы и применение в медицине.
- •5.5.1. Галогены и их соединения.
- •5.5.2. Биологическая роль р-элементов VII группы и применение в медицине.
- •Рекомендуемая литература Основная:
- •Дополнительная:
- •Содержание
Часть II химия элементов
Биогенными элементами называют элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности различных клеток организмов.
Органогены (Н, С, N, Р, О, S ) - элементы, из атомов которых состоят основные компоненты живых систем: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты и др.
Десять металлов: Na, К, Mg, Ca, Mn, Fe, Со, Си, Zn, Mo, ионы которых жизненно необходимы для живого организма, называются металлами жизни. Первые четыре элемента Na, К, Mg, Са относятся к s-блоку периодической системы, а остальные — к d-блоку.
3. s-элементы
Все элементы IA и ПА групп периодической таблицы являются s-элементами. Среди них наиболее широко распространены в живой природе водород, как элемент органоген, и катионы s-металлов 3 и 4 периодов.
3.1. Водород
Водород может в химических реакциях отдавать свой электрон, образуя катион Н+ (подобно атомам щелочных металлов), или присоединять электрон от партнера с образованием аниона Н- (подобно атомам галогенов).
Молекула водорода двухатомна - Н2. Вследствие неполярности и большой прочности молекулы Н2 (Есв = 436 кДж/моль) при нормальных условиях водород активно взаимодействует только с фтором, а при освещении также с хлором и бромом. При нагревании реагирует со многими неметаллами, хлором, бромом, кислородом, серой, проявляя восстановительные свойства:
H20+Cl20 → 2H+1Cl-1.
При взаимодействии со щелочными и щелочноземельными металлами, является окислителем и образует гидриды этих металлов:
H20+ 2Li0 →2Li+1H-1.
Водород с элементами-органогенами образует только ковалентные связи. Степень полярности этих связей растет в ряду: H-С, H-S, H-N, H-O, в этой же последовательности растет способность к диссоциации связей с образованием протона. Концентрация катионов водорода в водной среде определяет ее кислотность, которая выражается с помощью водородного показателя
рН = –lg[H+] (см. разд. 1.3).
Окислительно-восстановительные свойства. Вследствие большой плотности положительного заряда катион водорода является довольно сильным окислителем, окисляя активные и средней активности металлы при взаимодействии с кислотами и водой:
Ca0 + 2H+12O →Ca+2(OH)2 + H20.
В живых системах водород всегда проявляет степень окисления +1 и встречается или связанным полярной ковалентной связью с другими биогенными элементами, или в виде катиона Н+. Он не проявляет свойств ни окислителя, ни восстановителя, однако катион водорода активно участвует во многих окислительно-восстановительных реакциях, не изменяя при этом своей степени окисления, но способствуя превращению биосубстратов в продукты реакции. Комплексообразующие свойства водорода проявляются вследствие наличия у катиона водорода свободной атомной орбитали и высокого поляризующего действия самого катиона Н+. В водной среде катион водорода образует ион гидроксония НзО+, а при наличии аммиака -ион аммония NH4+. Атомы водорода сильнополярных связей О — Н и N — Н образуют водородные связи, роль которых показана в разд. 2.1.