Pervye_20_voprosov_2_razdela

II. Химия неорганических соединений, биологическая роль, применение в ветеринарии.

1. Общая характеристика подгруппы галогенов.

2. Способы получения галогенов. Применение.

В лаборатории:

1. Получение хлора. Хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO₂, KMnO₄, PbO₂, K₂Cr₂O₇ и другие:

16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O.

2. Бром и йод получают действием окислителя на бромиды или йодиды в кислой среде:

MnO₂ + 2KBr + 2H₂SO₄ = Br₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O;

2NaNO₂ + 2NaI + 2H₂SO₄ = I₂ + 2NO + 2NaHSO₄ + 2H₂O.

В промышленности:

1. Важнейший способ получения фтора – электролиз расплавов фторидов. В качестве основного источника используется гидрофторид калия KHF₂, фтор выделяется на аноде.

2. Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂.

3. Для получения брома используют реакцию его замещения в бромидах:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂.

4. Основные источники получения йода – морские водоросли и нефтяные буровые воды:

2NaI + MnO₂ + 3H₂SO₄ = I₂ + 2NaHSO₄ + MnSO₄ + 2H₂O.

Применение: галогены используются в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, фармацевтических препаратов, целлюлозы и бумаги, тканей, смазочных материалов. Бром, хлор, фтор и йод служат химическими промежуточными звеньями, отбеливающими и дезинфицирующими средствами. Бром и хлор применяются в текстильной промышленности для отбеливания и предотвращения усадки шерсти. Бром также используется в процессах экстракции золота и при бурении нефтяных и газовых скважин. Он применяется как антипирен в производстве пластмасс и как промежуточное звено в производстве гидравлических жидкостей, хладагентов, влагопоглотителей и средств для завивки волос. Бром входит в состав боевых отравляющих газов и огнегасящих жидкостей.

3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.

HF + H₂SO₄ ≠ реакция не идёт

HCl + H₂SO₄ ≠ реакция не идёт

2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S + 4H₂O

Йодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения йода, принимает бурую окраску:

4HI + O₂ → 2H₂O + 2I₂

Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H⁺ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I⁻(в меньшей степени Br⁻) хорошие комплекообразователи, HI может реагировать даже с серебром (+0,8).

2Ag + 4HI = 2H[AgI₂] + H₂

4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.

Получение:

Химические свойства:

Применение: Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью.

5. Хлорная известь. Получение, свойства, применение.

Получение:

Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция).

Химические свойства:

На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме:

.

, термическое разложение

Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

6. Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение.

7. Общая характеристика подгруппы кислорода.

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделлева.

      

Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды.

8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды.

Физические свойства: вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость.

Химические свойства: вода незначительно диссоциирует:

В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита:

Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами:

С кислотными оксидами:

Вода - превосходный растворитель для полярных веществ. К ним относятся ионные соединения, такие как соли, у которых заряженные частицы (ионы) диссоцииируют в воде, когда вещество растворяется, а также некоторые неионные соединения, например сахара и простые спирты, в молекуле которых присутствуют заряженные (полярные) группы (-OH).

Биологическая роль воды:

Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время.

9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

 Получение:        1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C;       2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.

10. Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение.

Оксид SO₂ и серная кислота проявляют только окислительные свойства, что обусловлено высшей степенью окисления серы (+6)

11. Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение.

12. Общая характеристика подгруппы азота.

Могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5.

13. Аммиак. Получение, химические свойства, применение.

14. Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.

Обнаружение:

В колбу, соединенную с холодильником, конец которого опускают в колбу с водой, помещают исследуемую жидкость и медные опилки. Колбу нагревают на бане с минеральным маслом или на песчаной бане и жидкость выпаривают почти досуха. При достаточной концентрации азотной кислоты происходит восстановление ее медью в окись азота, которая с кислородом воздуха образует двуокись азота (оранжевые пары). Последняя, растворяясь в воде, дает азотную и азотистую кислоты, которые и обнаруживаются химическими реакциями:

3Сu + 2HNO3 = ЗСuО + 2NO + Н2O

3СuО + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O

2NO + O2 = 2NO2; 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

15. Азотистая кислота и ее соли. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Применение.

- HNO₂. Соли азотистой кислоты (нитриты) получают восстановлением нитратов:

NaNO₂+HCI = NaCI+HNO₂.

-Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, KMnO4) окисляется в HNO3:

2HNO₂ + 2HI → 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O;

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O;

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl.

16. Биологическая роль азота и фосфора. Применение.

- Азот входит в состав хлорофилла, гемоглобина и др.

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит.

17. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение.

Из неорганических соединений мышьяка мышьяковистый ангидрид может применяться в медицине для приготовления пилюль и в зубоврачебной практике в виде пасты как некротизирующее лекарственное средство.

18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм.

Применение.

- Круговорот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО₂(=> фотосинтез).

Соединения кремния относительно нетоксичны. Но очень опасно вдыхание высокодисперсных частиц как силикатов, так и диоксида кремния, попадая в лёгкие, кристаллизующихся в них, а возникающие кристаллики разрушают лёгочную ткань и вызывают тяжёлую болезнь — силикоз.

Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Германий нетоксичен для плесневых грибков.

Олово входит в состав желудочного фермента гастрина.

Свинец и его соединения токсичны. Попадая в организм, свинец накапливается в костях, вызывая их разрушение.

Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности. Используется только Pb(CH₃COO)₂·3H₂O, или свинцовая вода, для примочек от ссадин

В настоящее время олово в медицине не используется.

19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды.

20. Кремний¸ строение атома. Важнейшие соединения, их свойства, применение.

-Si +14 )2 )8 )4.