Качественные реакции с Cr:

1. Реакции с щелочами и с аммиаком.

Сг³⁺ + 3 ОН- —- Сг(ОН)₃ Сг³⁺ + 3 NH₃-H₂O -> Сг(ОН)₃ | + 3 NH₄⁺.Осадок Сг(ОН)₃, растворяется как в щелочах, так и в кислотах:

Сг(ОН)₃ + 3 ОН- ->• [Сг(ОН)₆]³',

Сг(ОН)₃ + 3 НС1 +3 Н2О — [Сг(Н₂О)₆]³⁺ + 3 С1-.

Сг(ОН)₃.+ 6 NH₃-H₂O — [Cr(NH₃)₆]³⁺ + 3 ОН- + б Н₂О

2. Реакции окисления катионов хрома (III) до хромат - ионов и дихромат — ионов.а) Окисление пероксидом водорода. Проводят обычно в щелочной среде при нагревании:

2 [Сг(ОН)₆]³- + 3 Н₂О₂ = 2 Сг О₄^2-+ 2 ОН- + 8 Н₂О б) Окисление персульфатом аммония. Проводят в кислой среде в присутствии катализатора - солей серебра (I) (AgNO₃).

2 Сг³⁺ + 3 S₂O₈²- + 7 Н₂О -> Сг₂О₇²- + 6 SO₄²- + 14 Н⁺.

в) Окисление перманганатом калия КМпО₄.

10 Сг³⁺ + 6 МпО₄-+ 11 Н₂О -> 5 СьО₇²' + 6 Мп²⁺ + 22 Н⁺.

3.Реакция образования надхромовой кислоты:

2СгО₄^2- + 2 Н⁺ —> Сг₂О₇^2- + Н₂О

Сг₂О₇^2- +4 Н₂О + 2 Н⁺= 2 Н₂ СгО₆ + 3Н₂О

Качественные реакции Mn:1. Реакции с щелочами и аммиаком: Мп²⁺ + 2 ОН^- —+ Мп(ОН)₂.

2 Мп(ОН)₂ + 02 = 2 МпО(ОН)₂

Мп(ОН), 2NH₄С1 — Мп +2 NН₃Н₂О + 2 С1

2. Реакция окисления катионов Мп₂ до перманганат — ионов.

2 МпО₄ + 10 С₂О₈ + 16 Н — 2Мп²⁺ + 5 Сl₂ + 8 Н₂0

а) Окисление висмугатом натрия в кислой среде.

2 Мп²⁺ + 5 NаВiО₃ + 14 Н — 2 Мп0₄ + 5 Вi³ + 5Nа + 7 Н₂О

б). Окисление персульфатом аммония. Реакцию проводят в кислой среде в присутствии катализатора — солей серебра (Аg3) при нагревании:

2 Мп2 + 5 820i + 8 Н20 = 2 Мп04 + 10 $042 + 16 Н.

36. К d-блоку относятся 32 элемента периодической системы. D-элементы входят в 4-7 большие периоды. Относится к VIIIБ-группе. Всего 9 элементов: железо,кобальт,никель,рутений,родий,палладий,осмий,иридий,платина.

Электронная структура: электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d6 4s2. Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Общая характеристика: Образуют комплексные соединения с разнообразными лигандами. Переменная валентность,разнообразие степеней окисления. С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства уменьшаются,увеличиваются окислительные свойства,возрастает энергия ионизации.

Важнейшие соединения железа: Оксид железа (II) FeO. Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂.Фторид железа (II) FeF₂Хлорид железа (II) FeCl₂.Бромид железа (II) FeBr₂.Иодид железа (II) FeI₂.Сульфид железа (II) FeS.Сульфат железа (II) FeSO₄.Карбонат железа (II) FeCO₃.Оксид железа (III) Fe₂O₃.Оксид железа (II, III) Fe₃O₄.Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃. Фторид железа (III) FeF₃. Хлорид железа (III) FeCl₃.Бромид железа (III) FeBr₃.Феррат калия K₂FeO₄.Пентакарбонил железа (VI) Fe(CO)₅.

Биологическая роль: Является биогенным элементом, в организме содержится около 5г. Металлическое железо мало токсично,а соединения Fe(II), Fe(III) и Fe(VI) в больших количествах опасны для здоровья. Обеспечивает транспорт кислорода, электронов в окислительно-восстановительных реакциях организма.

Аналитические реакции катиона железа Fe²⁺

1.Реакции с щелочами и аммиаком: Feⁱ⁺ + 2 ОН- —- Fe(OH)

4 Fe(OH)₂ +О₂ + 2 Н₂О —> 4 Fe(OH)₃

2. Реакция с гексацианоферратом (III) калия

4 Fe³⁺ + 3 [Fe (CN)₆]⁴- + XH₂O — Fe₄[Fe (CN)₆]₃-XH₂O

Суммарно: 4Fe²⁺ +4[Fe-' (CN)₆]³- + XH₂O -♦ Fe¹¹¹ [Fe- (CN)₆]₃-XH₂O +[Fe- (CN)₆]⁴-

(CH₃CNOH)₂ + Fe²⁺ + 2 NH₄OH ->■ [Fe(C₄H₇N₂O₂)₂] + NH₃ + 2 H₂O

Аналитические реакции катионов железа (III) Fe³+

1.Реакция с щелочами и аммиаком:Fe³⁺ + 3 ОН' —> Fe(OH)₃J.

2.Реакция с гексацианоферратом (II) калия

4 Fe³⁺ + 3 [Fe (CN)₆]⁴' + ХН₂О — Fe₄[Fe (CN)₆]₃-XH₂O

3.Реакция с тиоционат — ионами при рН~3

[Fe(H₂O)₆]³⁺ + nNCS- = [Fe (NCS)_n(H₂O)₆.J³-ⁿ + nH₂O (где n=l,2,3,....6)

4.Реакция с сульфид - ионами (фармакопейная):2 Fe³⁺ + 3 S²-Fe₂S₃

37. К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. IVА-группу составляют углерод,кремний,германий,олово,свинец.

Электронная структура: общая электронная формула валентной оболочки атомов ns²np² . В невозбужденном состоянии не спарены два p-электрона. Проявляют степень окисления +2. Но в возбужденном состоянии ns¹np³ и все 4 электрона оказываются неспаренными.

Общая характеристика: В периодах слева направо радиусы атомов уменьшаются, энергия ионизации увеличивается, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность и неметаллические свойства усиливаются. Сверху вниз радиус атома увеличивается, уменьшается энергия ионизации и окислительная активность, металлические свойства усиливаются.

Биологическая активность: из различных соединений углерода состоят все ткани организма, его соединения участвуют во всех биохимических процессах, при окислении соединений углерода образуется необходимая для организма энергия оксид углерода (IV) CO₂, образующаяся в результате окисления соединений углерода, стимулирует дыхательный центр, регулирует значение рН крови.

Применение в медицине. Активированный уголь используется для выведения из организма различных токсинов. Графит — для лечения кожных заболеваний.

Аналитические реакции оксалат- иона С₂О₄ .1. Реакция с хлоридом бария

Ва²⁺ + С₂О₄^2- = ВаС₂О₄ (белый)

2. Реакция с хлоридом кальция

Са²⁺ + С₂О₄²- = СаС₂О₄ (белый)

3.Реакция с перманганатом калия.

4 С₂О₄²- + 2 МпО₄' + 16 Н⁺ ->• 10 СО₂ + 2 Мп²⁺ + 8 Н₂О

Аналитические реакции карбонат - иона СО₃^2-.1.Реакция с хлоридом бария.

Ва²⁺ + СОз²- —> ВаСО₃ (белый мелкокристаллический)

2.Реакция с сульфатом магния (фармакопейная).

Mg²⁺ + СОз²- ->MgCO₃ (белый)

3. Реакция с минеральными кислотами (фармакопейная).

СО₃^2- + 2 Н₃О = Н₂СО₃ + 2Н₂О

НСО₃^- + Н₃О⁺ = Н₂СО₃ + 2Н₂О

Н₂СО₃ -- СО₂ + Н₂О

4.Реакция с гексацианоферратом (II) уранила.

2СО₃²- + (UО₂)₂[Fe(СN)₆](коричневы)-> 2 UO₂CO₃ (бесцветный) + [Fe(CN)₆]⁴-

Аналитические реакции ацетат - иона CH₃COO'.1.Реакция с хлоридом железа (III) (фармакопейная).

3 СНзСООН + Fe -->• (CH₃COO)₃Fe + 3 Н⁺

2.Реакция с серной кислотой.Ацетат - ион в сильно кислой среде переходит в слабую уксусную кислоту, пары которой имеют характерный запах уксуса:СН₃СОО- + Н⁺ <- СН₃СООН 3.Реакция образования уксусноэтилового эфира (фармакопейная).СН₃СОО- + Н⁺ -- СН₃СООН СН₃СООН + С₂Н₅ОН = СН₃СООС₂Н₄ + Н₂О

HCO3 nety

38.К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. К VА группе относятся 5 элементов: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.. Электронные структуры: атомы этих элементов имеют по 5 валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три p-электрона. При возбуждении атомов происходит распаривание s-электрона и переход одного из них на d-подуровень.В соединениях элементы этой группы проявляют степени окисления +1,+2,+3,+4,+5,-3. Для азота характерны: +3,+5,-3,а также +2,+4. Для фосфора +5 и реже +3,-3. Степени окисления мышьяка, сурьмы и висмута: +3,+5,-3.

Общая характеристика: Начиная от азота,в сторону висмута растет устойчивость высших координационных чисел, неметаллические свойства ослабевают. Энергия ионизации и относительная электроотрицательность уменьшаются. Кислотность уменьшается. Соединения фосфора: Оксид фосфора (III) P₄O₆, Оксид фосфора (V) P₄O₁₀,

Фосфористая кислота H₃PO_3, где соли фосфористой кислоты — фосфиты. K₃PO₃ (фосфит калия) или Mg₃(PO₃)₂ (фосфит магния)

Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H₃PO₄ ,Фосфорная кислота образует три ряда солей:

а) K₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂ - фосфаты;

б) K₂HPO₄, CaHPO₄ - гидрофосфаты;

в) KH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂ - дигидрофосфаты.

Фосфорноватая кислота (гипофосфорная кислота) H₄P₂O₆.

Фосфорноватистая кислота (гипофосфористая кислота) H₃PO₂. Гипофосфиты - соли фосфорноватистой кислоты(Ba(H₂PO₂)₂ )

Фосфин PH₃ (соли фосфония Ph4cl). При взаимодействии фосфора с металлами образуются соли - фосфиды. Например, Ca₃P₂ (фосфид кальция), Mg₃P₂ (фосфид магния).

Применение в медицине соединений фосфора, их биологическая роль. Фосфор относится к структурным макроэлементам, его содержание в организме взрослого человека составляет около 700 г. Фосфор входит в состав многих веществ организма,в костях фосфор выполняет структурную функцию,остатки фосфорной кислоты входят в состав нуклеиновых кислот и нуклеотидов – важнейшие аккумуляторы и переносчики энергии,остатки фосфорной кислоты входят в состав буферной системы крови, регулируя ее значение рН. Терапевтическое применение препаратов фосфора основано на том, что в малых дозах они усиливают рост и развитие костной ткани (в растущем организме), стимулируют кроветворение, обладают способностью тормозить окислительные процессы в организме и принимают участие в обмене веществ нервной и мышечной ткани .Аналитические реакции.1)Реакция с хлоридом бария. :

HPO₄^2-+Ba²⁺→BaHPO_4, 2 PO₄^3- + 3 Ba²⁺ → Ba₃(PO₄)₂

2)Реакция с молибденовой жидкостью, раствор молибдата аммония (NH₄)₂MoO₄ в азотной кислоте. PO₄^3- + 3NH₄⁺ + 12MoO₄^2- + 24H⁺ → (NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄] + 12H₂O

39.К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. К VIА группе относятся 5 элементов: кислород,сера,селен,теллур,полоний. Общее название элементов — халькогены.

Электронные структуры: атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две p-орбитали заполнены наполовину. Атом кислорода отличается от других атомов отсутствием низколежащего d-подуровня,поэтому он способен образовывать только 2 связи с атомами других элементов. Атомы серы и других элементов способны образовывать не только 2, но и 4 и 6 связей с атомами других элементов.

Общая характеристика: С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность понижается,а восстановительная активность увеличивается,вследствии неметаллические свойства ослабевают. Координационные числа возрастают. В нормальных условиях водородные соединения элементов VIА-группы,за исключением воды, - газы с очень неприятными запахами. Термодинамическая стабильность уменьшается.

Соединения кислорода: ОКСИДЫ: нормальные (MgO),основные (СаО), кислотные (SO3), амфотерные (ZnO), нейтральные (NO) ПЕРОКСИДЫ: H2O2, ГИДРОКСИДЫ.

ОЗОН О₃, аллотропная форма кислорода. Газ синего цвета, в жидком состоянии темно-синий, в твердом-сине-фиолетовый.

Биологическая роль:Кислород относится к элементам-органогенам. Его содержание составляет до 40 кг у взрослого. Основной функцией кислорода является его участие как окислителя в окислительно-восстановительных реакциях в организме. Благодаря наличию кислорода, организмы всех животных способны утилизировать различные вещества с извлечением определенной энергии «сгорания» для собственных нужд.

Применение в медицине: кислород вводится в лечебных целях в дыхательные пути(оксигенотерапия). используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. В условиях стационара применяются кислородные ингаляторы. Озон используется для стерилизации изделий медицинского назначения, для сильного дезинфицирующего средства.

40.К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. К VIА группе относятся 5 элементов: кислород,сера,селен,теллур,полоний. Общее название элементов — халькогены.

Электронные структуры: атомы этих элементов имеют по 6 валентных электронов на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них две p-орбитали заполнены наполовину. Атом кислорода отличается от других атомов отсутствием низколежащего d-подуровня,поэтому он способен образовывать только 2 связи с атомами других элементов. Атомы серы и других элементов способны образовывать не только 2, но и 4 и 6 связей с атомами других элементов.

Общая характеристика: С увеличением порядкового номера элементов VIА-группы окислительная активность понижается,а восстановительная активность увеличивается,вследствии неметаллические свойства ослабевают. Координационные числа возрастают. В нормальных условиях водородные соединения элементов VIА-группы,за исключением воды, - газы с очень неприятными запахами. Термодинамическая стабильность уменьшается.

Соединения серы: SO2 — сернистый ангидрид, SO3 — серный ангидрид, H2SO4 – серная кислота, H2S — сероводород, сульфиды: Na2S,CaS,Ag2S.

Биологическая роль: Сера является структурным макроэлементом, ее содержание в организме взрослого человека составляет около 140 г. Ее биологическая роль состоит в том, что она входит в структуру таких аминокислот, как цистеин и метионин, которые и выполняют в животных организмах (в том числе у человека), ряд незаменимых функций: является компонентом многих ферментов, гормонов, является компонентом таких активных веществ, как гистамин, витамин, обеспечивает передачу энергии в клетке, участвует в переносе метильных групп. Применение в медицине: серу используют при болезнях кожи(чесотка,экзема), как слабительное средство, выводят метаболиты из организма.

Аналитические реакции: SO4

1.Реакция с катионами бария (фармакопейная).

BaSO₄ + H₂SO₄->Ba(HSO₄)₂

2.Реакция с катионами свинца.

PbSO₄ + 4 NaOH -- Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄

SCN^-

1. Реакция с нитратом серебра.

AgSCN + 2 NH₃ — [Ag(NH₃)₂]⁺ + SCN^-

2.Реакция с солями кобальта (II).4 SCN' + Со²⁺ <-> [Co(SCN)₄]²-

41. К p-блоку относят 30 элементов IIIА – VIIIА-групп периодической системы. Появляется первый электрон на p-орбитали. В VIIА-группу входят 5 элементов, называемых галогенами : фтор, хлор, бром, йод, астат. Электронные структуры: На валентных орбиталях атомов галогенов находится по семь электронов — 2 на s- и 5 на p-орбиталях. Общая электронная формула валентной оболочки ns2np5,где n-номер периода. До завершения оболочки благородных электронов газов недостает одного электрона,поэтому галогены являются сильными окислителями. Общая характеристика: С увеличением порядкового номера увеличивается радиус атома, энергия ионизации, окислительная активность и электроотрицательность уменьшаются, окислительные свойства уменьшаются,а металлические увеличиваются. Увеличивается устойчивость кислородных соединений. Фтор является наиболее сильным окислителем из группы.  Галогены — вещества общей формулы Г2 , т. е. Состоят из двухатомных молекул: F2,Cl2,Br2,I2,At2. Элементные галогены являются сильными окислителями и вступают во взаимодействие почти со всеми простыми веществами — металлами и неметаллами, образуя галогениды(NaCl,Ca(Cl)2,BeF2,MgF2,NaBr,KBr,NaJ,AgJ). Водородгалогениды - соединения галогенов,в которых они проявляют степень окисления (-1): HF-HCl-HBr-HJ, они являются кислотами. Биологическая роль: Фтор-содержится в организме около 2,6г. Регулирует активность ферментов,участвует в формировании костной ткани,формировании эмали. Хлор-содержится в организме около 50-60г. Вместе с ионами калия и натрия поддерживает осмотическое давление,регулирует pH крови. Бром-содержится в организме около 200мг. Усиливает ряд тормозных процессов в центральной нервной системе. Йод-содержится в организме около 20-30мг. Основная биологическая роль-синтез гормонов щитовидной железы,стимулирует рост,повышает артериальное давление. Аналитические реакции: Cl- 1.Реакция с нитратом натрия С1- + Ag+ —> AgCl. AgCl + NaNo3 = AgNo3 + NaCl 2.Реакция с сильными окислителями. Mn(OH)2 + Cl2 + 2 KOH = MnO2 + 2 KCl + 2 H2О Аналитические реакции бромид - иона Вг 1.Реакция с AgNO3 (фармакопейная). Br- + Ag+ —► AgBr (желтоватый) AgBr + 2 S2O32- -> [Ag(S2O3)2]3- + Br- 2.Реакция с сильными окислителями (фармакопейная). 2Cr(Oh)3 + 3Br2 + 10NaOh = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O Аналитические реакции иодид — иона l- 1.Реакция с металлами. I-+Ag+=AgI 2.Реакция с окислителями (фармакопейная - с NaNO2 и FeCb, в качестве окислителей). J2 + 10HNO3 = 2HJO3 + 10NO2 + 4H2O 4.Реакция с солями свинца. 21- + Pb2+= Рb12  Рb12 + 2 I -> [Рb14]2-

42 Титриметрический анализ - методы количественного анализа в аналитической и фармацевтической химии, основанные на измерении объёма раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом.

Титриметрический анализ использует различные типы химических реакций:

нейтрализации(кислотно-основное титрование) — нейтрализация — это реакции с изменением pH растворов.

окисления-восстановления(перманганатометрия, иодометрия, хроматометрия) — реакции, которые происходят с изменением окислительно-восстановительных потенциалов в системе титрования. осаждения(аргентометрия) — реакции, протекающие с образованием малорастворимого соединения, при этом изменяются концентрации осаждаемых ионов в растворе. комплексообразования (комплексонометрия) — реакции, основанные на образовании прочных комплексных соединений ионов металлов (всех, кроме одновалентных) с комплексоном III (двунатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты), при этом изменяются концентрации ионов металлов в титруемом растворе.

Титрование — процесс определения титра исследуемого вещества. Титрование производят с помощью бюретки, заполненной титрантом до нулевой отметки. Титровать, начиная от других отметок, не рекомендуется, так как шкала бюретки может быть неравномерной. Заполнение бюреток рабочим раствором производят через воронку или с помощью специальных приспособлений, если бюретка полуавтоматическая. Конечную точку титрования (точку эквивалентности) определяют индикаторами или физико химическими методами. Эквивалент вещества - реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалента катионы водорода в ионообменных реакциях или электрону в ОВР. Фактор эквивалентности fэкв (Х)– число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или 1 электрону в данной ОВР.

fэкв (Х)=1/Z, Z – основность кислоты или кислотность основания; или число электронов, присоединяемых или теряемых частицей в дано ОВР

Молярная масса эквивалента вещества Х– произведение фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х.

М(1/Z Х) = 1/Z . М(Х) (г/моль)

Молярная концентрация с –отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора. Молярная концентрация эквивалентов (нормальная концентрация)– это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. . Закон эквивалентов:все вещества реагируют в эквивалентных отношениях. Формула, выражающая Закон эквивалентов: m1Э2=m2Э1

Точка эквивалентности (в титриметрическом анализе) — теоретическая точка, соответствующая 100%-ному оттитровыванию определяемого компонента. Способы фиксирования1)с помощью индикаторов 2)потенциометрия – совокупность физико-химических методов исследования, в основе которых лежит измерение электродвижущей силы цепей, состоящих из индикаторного электрода и электрода сравнения 3) с помощью рН – метров 4)проводимость 5)изменение цвета 6)осаждение