20120707_Golubev_PR

В організм людини (де він присутній постійно) бром надходить разом з питною водою та продуктами харчування. Добова потреба задовольняється в основному продуктами харчування, які містять (в мг %): хліб – 0,09-0,61; картопля – 0,27-1,42; чечевиця – 1,02; диня – 9,4-26,2. З 20 г кухонної солі в організм людини потрапляє близько 40 мг Брому. Великий вміст брому також у морській рибі.

Йод належить до мікроелементів. У природі існує лише в сполуках. У водах Світового океану середня концентрація його становить 64 мкг/л, у прісних водах – 5 мг/л. Постачальником атмосферного Йоду є вулкани, розклад органічних речовин, спалювання викопного торфу, випаровування з поверхні океану. Вміст Йоду в ґрунтах становить 5-40 мг/кг. З ґрунту та питної води Йод надходить в організми рослин, тварин і людини.

Антропогенними джерелами надходження Йоду в довкілля є стічні води виробництв хімічного, хіміко-фармацевтичного, органічного синтезу та побутові води.

Біологічна роль Йоду в організмі людини надзвичайно важлива. Йод належить до групи речовин, що постійно містяться в живих організмах, включаються в обмін речовин, входять до складу біологічно активних сполук. Так, у щитовидній залозі людини Йод перебуває у вигляді гормону тетрайодотироніну (тироксину або тироїдину).

Гормон щитовидної залози тироксин є активним регулятором метаболічних процесів в організмі. У разі порушення функцій щитовидної залози виникає ряд патологічних змін. Так, у разі нестачі Йоду в щитовидній залозі (норма 6-15 мг) розвивається базедова хвороба. Щитовидна залоза починає виробляти більше Йоду, і залоза розростається. Це призводить до тяжкого захворювання – зобу, яке супроводжується фізичними та психічними розладами. Підвищений вміст тироксину призводить до отруєння організму людини, це захворювання має назву тиреотоксикоз. Характерною ознакою цього захворювання є підвищення основного обміну в організмі й посилення процесів розкладання тканинних білків, вуглеводів, жирів. При гіпофункції щитовидної залози людини виникає мікседема. Це захворювання є діаметрально протилежним базедовій хворобі: гальмуються основні процеси обміну речовин, знижується тиск крові та температура тіла. Хворі стають млявими, апатичними, кволими. Одним з видів патології, пов'язаним з Йодом, є захворювання під назвою ендемічний зоб. Причиною виникнення його є знижена здатність організму хворого засвоювати Йод, або нестача його в продуктах харчування та воді.

Під час викидів в атмосферу радіонуклідів ядерних реакторів у довкілля потрапляють сильно радіоактивні ізотопи 131І та 123І. Ці ізотопи проникають у щитовидну залозу з водою й продуктами харчування та своїм випромінюванням руйнують її, а це призводить до появи в організмі людини ракових пухлин.

Стала концентрація Йоду в крові організму людини становить 0,00001- 0,000001%. Це так зване «йодне дзеркало» крові. Вміст Йоду в організмі

101

змінюється залежно від пори року. З вересня по січень концентрація Йоду знижується, а з лютого починає зростати й у травні-червні «йодне дзеркало» досягає найвищого значення.

З дефіцитом Йоду в організмі людини пов'язане чоловіче безпліддя, а також викидні, мертвонародження, передчасні пологи, глухонімота та кретинізм. У районах з малим вмістом Йоду у воді (гірські й заболочені райони) кухонну сіль обов'язково йодують, додаючи до неї, або у питну воду, NaІ.

Нормальна робота працівників у заводських умовах можлива при концентрації парів І2 не більше 1 мг/м3, при 1,5-2,0 мг/м3 – важка, а при 3,0 мг/м3 – неможлива.

Добова потреба Йоду для людини становить 3 мг/кг і задовольняється переважно за рахунок рослинної їжі.

Вміст Йоду в продуктах харчування (мкг): у крупі гречаній – 3,3; у крупі рисовій – 1,4; у пшоні – 4,5; у крупі вівсяній – 4,5; у хлібі житньому – 5,6; у хлібі пшеничному – 5,6; у макаронних виробах – 1,5-4,3; в овочах – 2-8; у фруктах – 1-4; в ягодах – 1-8; у молоці коров'ячому – 9; у м'ясі – 2,7-7,2; в яйці курячому – 20; у рибі – 5-160.

Лабораторна робота № 18

р-Елементи VІІА-групи (підгрупа галогенів)

Мета роботи. Ознайомлення з властивостями галогенів та їх сполук.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; пробіркотримач; корок з газовідвідною трубкою; газовий пальник; скляна паличка; фільтрувальний папір.

Тверді речовини: MnO2; K2Cr2O7; KMnO4; КІ; NaBr; хлорне вапно CaCl(OCl).

Розчини: дистильована вода; HCl (конц.); H2SO4 (конц. та 2н); хлорна вода, бромна вода, розчин чорнил, органічний розчинник (бензол, CHCl3 або CCl4); KI (0,1н); NaBr (0,5н), KIO3 (0,5н).

Слід враховувати, що хлор і бром викликають кашель, головний біль і запалення органів дихання, тому працюючи з ними, треба додержуватися заходів безпеки. (Досліди необхідно проводити тільки у витяжній шафі). Після закінчення робіт пробірки з залишками реактивів треба занурити в слабкий розчин натрій гідроксиду або вапняної води.

Дослід 1. Утворення хлору (демонстаційний)

У три пробірки з газовідвідними трубками внести по кілька кристалів манган (IV) оксиду, калій дихромату і калій перманганату. В кожну з них додати по 2-3 мл концентрованої хлоридної кислоти. Якщо реакція відбувається не досить інтенсивно, вміст пробірок обережно нагріти. Визначити колір утвореного газу і випробувати його дію на папір, змочений розчином калій йодиду. Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Утворення брому та йоду

Внести в одну пробірку 1,5-2 мл розчину натрій броміду, а в другу – такий самий об’єм розчину калій йодиду. Додати в обидві пробірки по 2-3 краплі хлорної води. Визначити зміну забарвлення в пробірках. До отриманих розчинів додати по 2-3 краплі бензолу, CCl4 або CHCl3. Інтенсивно перемішати пробірки і дати їм відстоятися. Пояснити зміни, що спостерігаються. Написати рівняння реакцій.

102

Дослід 3. Окисні властивості галогенів

Водну пробірку внести 1 мл розчину натрій броміду, в дві інші – стільки

жрозчину калій йодиду. У всі три пробірки додати по 2-3 краплі органічного

розчинника (С6Н6, ССl4, СНСl3). В пробірки з розчинами натрій броміду та калій йодиду внести по 3-4 краплі хлорної води, а в другу пробірку з розчином йодиду – стільки ж бромної води. Вміст пробірок перемішати скляною паличкою та за забарвленням шару органічного розчинника визначити, який галоген утворюється у вільному стані в кожній пробірці. Пояснити, чому.

Дослід 4. Відновні властивості галогенід-іонів (демонстаційний)

В першу пробірку внести кристалик натрій броміду, а в другу – кристалик калій йодиду, додати по 2-3 краплі концентрованої сульфатної кислоти. Спостерігати утворення газу в пробірках. Визначити колір парів брому і йоду. Відмітити появу запаху сульфур (IV) оксиду в першій пробірці та сірководню Н2S в другій. Написати рівняння реакцій. Який галогенід-іон є більш сильним відновником і чому?

Дослід 5. Окиснення калій йодиду калій йодатом

В пробірку внести 2-3 краплі розчину калій йодиду і додати 1-2 краплі 2 н розчину Н2SO4, після цього додати 1-2 краплі розчину калій йодату КІО3 до зміни кольору розчину. Який продукт реакції забарвлює розчин в бурий колір? Написати рівняння реакції.

Дослід 6. Окисні властивості хлорного вапна та хлорної води

В першу пробірку внести 1-2 мл хлорної води, в другу - невелику кількість порошку хлорного вапна – СаСl(СlО) – кальцій хлорид-гіпохлориту (CаOCl2) і 3-5 крапель 2 н H2SO4. В обидві пробірки додати краплю чорнил. Що спостерігається?

d-ЕЛЕМЕНТИ (...(n-1)d1-10ns0-2)

Тема 15 d-Елементи ІВ-ІІВ груп

Підгрупа Купруму …(n-1)d10ns1

Теоретичні питання: Загальна характеристика елементів підгрупи Купруму, знаходження в природі, добування металів у вільному стані. Характерні ступені окиснення металів в сполуках. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Мідь. Купрум оксиди та гідроксиди, їх добування та властивості. Солі, їх розчинність та здатність до гідролізу. Окисно-відновна здатність сполук Cu+. Окисна активність сполук Cu+2. Комплексні сполуки. Срібло. Аргентум оксид та його властивості. Окисні властивості сполук Аргентуму. Комплексні сполуки Аргентуму, їх використання. Золото. Сполуки Ауруму (І) та Ауруму (ІІІ), їх окисні властивості. Комплексні сполуки Ауруму. Використання сполук Купруму, Аргентуму, Ауруму в промисловості.

Література: [1] с.398-404; [2] 444-452; [3] 368-379

Контрольні запитання:

1.Дайте загальну характеристику d-елементів І групи періодичної системи на основі електронної будови їх атомів. Чим пояснюється ефект „проскоку” електрону для цих елементів? Які ступені окиснення характерні для Купруму, Аргентуму та Ауруму?

103

2.У вигляді яких сполук зустрічаються в природі елементи підгрупи Купруму? Як добувають мідь, срібло і золото у вільному стані? Де використовують ці метали? До складу яких сплавів входить мідь?

3.Охарактеризуйте хімічні властивості міді, срібла та золота. З якими простими речовинами можуть реагувати ці метали? В яких кислотах можна розчинити мідь, срібло та золото?

4.Як пояснити, що на повітрі вироби з міді зеленіють, а з срібла – чорніють? Як очистити поверхню металів?

5.Як одержати оксиди Cu2O, Ag2O, Au2O? Наведіть їх властивості. Чи відомі гідроксиди, які відповідають цим оксидам?

6.Поясніть, чому Cu, Ag, Au розчиняються у водних розчинах калій ціаніду? Які координаційні числа характерні для Купруму, Аргентуму та Ауруму в сполуках?

7.Чому сполуки Cu(I) рекомендується зберігати під водою або іншими рідинами, а сполуки срібла - в темних склянках?

8.На чому засновована бектерицидна дія іонів Аргентуму?

9.Яка реакція називається реакцією „срібного дзеркала”? Напишіть рівняння реакції.

10.Яке застосування в фотографії мають реакції галогенідів Аргентуму з натрій тіосульфатом (Na2S2O3)?

11.При нагріванні розчинів солей Купруму (ІІ) з формальдегідом в лужному

середовищі виділяється червоний оксид Cu2O і утворюється натрій форміат. Напишіть рівняння цієї реакції. Яке вона має практичне застосування?

12.Які вихідні речовини утворюють тетрахлороауратну кислоту H[AuCl4]? Яка сіль цієї кислоти має технічну назву „золота сіль”?

13.Яка біологічна роль і токсичність сполук елементів підгрупи Купруму?

Біологічна функція d-елементів І групи

Купрум належить до мікроелементів. Антропогенними джерелами надходження Купруму в довкілля є: промислові аерозольні викиди, стічні води кольорової металургії, автотранспорт, гальванічні підприємства, засоби боротьби зі шкідниками, котельні, що спалюють вугілля.

У природі Купрум зустрічається у вільному стані та в сполуках, серед яких переважають сульфіди, сульфати, фосфати, хлориди та меншою мірою, карбонати і оксиди. Найбільш відомими мінералами Купруму є халькопірит

(CuFeS2), малахіт (CuCO3×Cu(OH)2), азурит (2CuCO3×Cu(OH)2), халькозін

(Cu2S), ковелін (CuS). Також Купрум міститься у водах океанів, річок та озер, у грунтах, повітрі, рослинах, тваринах і організмі людини.

Біологічна роль Купруму надзвичайно важлива. Купрум є складовою 30 ферментів. Іони Cu2+ беруть участь у синтезі гемоглобіну крові. Нестача Купруму в організмі призводить до уповільнення процесу синтезу гемоглобіну, а це в свою чергу – до анемії та руйнування кровоносних судин. Відомо, що іони Cu2+ пригнічують життя збудників холери, дифтериту та деяких інших інфекційних захворювань, а тому препарати Купруму використовують у

104

медицині. Надлишок Купруму в організмі блокує каталітичну функцію ферментів. Іони Cu2+ в надлишковій кількості підвищують проникливість мембран мітохондрій, руйнують еритроцити, вражають зуби, слизову оболонку ротової порожнини, спричиняють порушення функцій нервової системи, роботи печінки та нирок.

Токсичний вплив Купруму виявляється в осіб, які контактують з міддю та її сполуками. Під час вдихання пилу міді в робітнків виникають головні болі, загальна слабкість, нудота, пронос, підвищення температури. Вживання води, що контакувала з міддю, викликає госте отруєння, і як наслідок, захворювання печінки, гемолітичну анемію, гематурію, некротичний нефроз.

До організму цей елемент надходить з водою та продуктами харчування.

Аргентум належить до мікроелементів. Антропогенними джерелами надходження Аргентуму в навколишне середовище є спалювання вугілля, викиди промислових підприємств, вихлопні гази автотранспорту, виробництво срібно-цинкових та срібно-кадмієвих акумуляторів, кінота фотоматеріалів, лісові пожежі.

У природі зустрічається або у вигляді самородного срібла, або входить до складу різних руд. Відомо близько 50 мінералів, що містять Аргентум, основні з яких аргентит (Ag2S), піраргірит (Ag3SbS3). Також Аргентум міститься у річковій воді, грунті, кам′яному вугіллі й рослинах.

Біологічна роль цього елемента не з′ясована. Сполуки Ag, в надлишку потрапляючи до організму, спричиняють порушення обмінних процесів у шкірі (аргірію) та функції очей.

Сполуки Аргентуму (AgNO3) використовують у медицині для лікування інфекційних хворих. Срібло вбиває мікроорганізми. Відомо, що воїни Олександра Македонського під час походів страждали від розладу шлунку, бо пили воду зі звичайних келихів. Командири пили таку саму воду, але використовували срібні келихи, що давало можливість уникнути розвитку розладів. «Срібна вода» використовується в медичній практиці.

В організм людини щодоби з їжею та водою надходить 60-80 мкг Аргентуму.

Аурум. У природі існує у вільному стані у вигляді вкраплень у кварц та у складі рідкісних мінералів. Мігрує Аурум у підземних водах, звідки потрапляє у рослини. Особливо накопичується в кукурудзі та хвощі.

Біологічна роль цього елемента не з′ясована. Тривалий контакт із золотом та його сплавами призводить до специфічного алергічного дерматиту та екземи в робітників, що з ним працюють. В осіб, які носять вироби із золота та його сплавів, такі дерматити дуже рідкісні. Сполуки Ауруму впливають на імунітет організму і процес кровотворення, внаслідок чого можливий розвиток тромбоцтопенії, лейкопенії, арганулоцитозу та апластичної анемії. Іони Ауруму мають бактерицидну дію, його препарати застосовуються у медицині для лікування пухлин та вовчанки.

В організмі людини солі Ауруму в разі введення в шлунок засвоюються погано. Сліди елемента виявляють у печінці, селезінці, нирках, а також у плазмі крові.

105

Підгрупа Цинку …(n-1)d10ns2

Теоретичні питання: Загальна характеристика елементів підгрупи Цинку. Знаходження в природі, добування металів у вільному стані. Ступені окиснення елементів в сполуках. Фізичні та хімічні властивості простих речовин.

Цинк, амфотерність цинку, його оксиду та гідроксиду. Солі Цинку, їх гідроліз. Комплексні сполуки Цинку. Цинквмісні ферменти.

Кадмій. Кадмій оксид та гідроксид, їх властивості. Солі Кадмію, їх гідроліз. Комплексні сполуки

Кадмію.

Меркурій. Меркурій оксиди, їх одержання, властивості. Диспропорціонування сполук Меркурію (I) та окисні властивості сполук Меркурію (II). Меркурій (І) та меркурій (ІІ) нітрати, хлориди; їх розчинність та здатність до гідролізу. Комплексні сполуки Меркурію.

Використання сполук Цинку, Кадмію, Меркурію в промисловості, фармації та медицині.

Література: [1] с.388-392; [2] с. 453-459; [3] 380-388

Контрольні запитання:

1.Дайте загальну характеристику елементів підгрупи Цинку. Назвіть найважливіші природні сполуки та мінерали Цинку, Кадмію, Меркурію. Які методи добування цих металів? Які з цих металів добувають електрохімічним способом?

2.Яке розташування Zn, Cd, Hg в ряду напруг металів? Чи може кадмій витискати цинк та ртуть з розчинів їх солей?

3.Як взаємодіють цинк, кадмій, ртуть з розчинами кислот та лугів? Чи

залежить склад продуктів реакції ртуті з розведеною HNO3 від відносних кількостей реагентів? Наведіть відповідні реакції. Які продукти

відновлення HNO3 будуть утворюватись при взаємодії з цинком при поступовому її розведенні?

4.Як одержати оксиди типу Е2О та типу ЕО (Е – Zn, Cd, Hg)? Які їх властивості? Чи відомі гідроксиди, що відповідають цим оксидам?

5.Як одержують галогеніди, сульфіди елементів підгрупи Цинку? Охарактеризуйте комплексні сполуки цих елементів. Як одержують їх амоніакати? Що таке „плавкий білий преципітат” і „неплавкий білий преципітат”?

6.Який склад основи Міллона? Наведіть рівняння реакції, за допомогою якої можна добути цю сполуку. Який склад має реактив Несслера? Як цей реактив реагує з амоніаком?

7.Що таке амальгами? Чи є вони хімічними сполуками? Чи зберігає свої хімічні властивості метал, який розчинений у ртуті?

8.З яких речовин можна одержати Hg2Cl2, HgCl2, Hg2(NO3)2, Hg(NO3)2? Напишіть рівняння реакцій. Які сполуки відомі під назвами кіновар, каломель, сулема? Кіновар та каломель розчиняються у „царській горілці”. Наведіть рівняння відповідних реакцій.

9.Робота за металічною ртуттю вимагає особливої обережності. Який тиск парів ртуті за кімнатної температури? Яким чином слід збирати розлиту в приміщенні ртуть? Як знешкодити її залишки?

10.Яка біологічна роль і токсична дія сполук елементів підгрупи Цинку?

106

Біологічна функція d-елементів ІІ групи

Цинк належить до мікроелементів. Антропогенними джерелами надходження Цинку в довкілля є: викиди кольорової металургії, відходи теплоелектростанцій, що спалюють вугілля, стічні води хімічного, деревообробного, текстильного, паперового та цементного виробництв.

У природі існує лише у сполуках, утворюючи 64 мінерали. Найбільш практично цінними є сфалерит, або цинкова обманка (ZnS), цинкіт (ZnO), смітсоніт (ZnCO3). Поширений Цинк в усіх геосферах. Належить цей хімічний елемент до найпоширеніших токсичних компонентів забруднення Світового океану, серед якого займає перше місце з поглинання біомасою.

Токсичний вплив. Цинк негативно впливає на теплокровних. В основі багатьох проявів цинкової інтоксикації лежать конкурентні відношення Цинку з іншими металами. Так, у працівників, які виплавляють цинк і працюють з його сполуками, зменшується вміст Кальцію та Фосфору в крові та кістках, що призводить до виникнення остеохондрозу (ламкість кісток). Токсичні властивості має цинковий пил та сполуки Цинку, зокрема ZnO, ZnCl2, ZnS,

Zn3P2 та ін.

Цинк входить до складу активних центрів понад 100 ферментів, зокрема: алкогольдегідрогенази, карбоксипептидази, карбоангідрази та інших, без яких неможливий нормальний обмін речовин. В еритроцитах крові міститься фермент карбоангідраза, до складу якого входить Цинк, а тому роль цього елементу в газообміні є незамінною. Цинк входить до складу гідролізних ферментів, які розкладають білки нервових тканин і мозку. Такі ферменти містяться в отруті кобри, і чим більше в них Цинку, тим більш небезпечною буде отрута кобри для людини.

Великий вміст Цинку в статевих клітинах свідчить про позитивний вплив цього мікроелемента на процеси розмноження. Нестача Цинку в організмі дітей призводить до затримки росту та статевого дозрівання. Цинк входить до складу гормону інсуліну, який регулює вуглеводний обмін в організмі людини.

В організм людини Цинк потрапляє з питною водою та продуктами харчування.

Добова потреба в Цинку становить 15 мг для людини. Ця доза потрапляє в організм людини з питною водою та продуктами харчування. У продуктах рослинного походження Цинку значно менше, ніж у продуктах тваринного походження.

Кадмій належить до мікроелементів. Антропогенними джерелами надходження Кадмію в довкілля є викиди підприємств, що одержують кадмій та його сполуки, стічні води гірничо-металургійних комбінатів, виробництва барвників, кадмій-нікелевих акумуляторів, мінеральних добрив, вихлопні гази автомобілів та тракторів, а також тютюновий дим.

У природі існує лише в сполуках. Цей розсіяний елемент у вигляді домішок міститься в багатьох мінералах і завжди присутній у мінералах Цинку. Дуже рідкісними мінералами Кадмію є: гринокіт (CdS), отавіт (CdCO3),

107

монтемпоніт (CdO) і кадмоселіт (CdSe). Елемент присутній у підземних і наземних водах, а також у живих організмах.

Вплив Кадмію на теплокровних є негативним. Елемент є біологічним конкурентом Цинку. У разі кадмієвої інтоксикації Цинк змінює свою ферментативну діяльність, що негативно впливає на організм теплокровних. У разі збільшення концентрації іонів Сd2+ в організмі відбувається посилене проникнення їх у молекули ДНК і РНК, робота яких порушується, що призводить до появи злоякісних пухлин. Потрапляючи на шкіру, сполуки Кадмію викликають дерматити, а в разі випадкового потрапляння в організм, призводять до загибелі. Біологічна роль Кадмію в організмі людини не вивчена.

В організм людини Кадмій потрапляє з питною водою та продуктами харчування. Особливо небезпечним є Кадмій, що потрапляє в організм людини на виробництвах кадмію та його сполук, та з тютюновим димом. При випалюванні однієї пачки цигарок в організмі додається 2-4 мкг Кадмію. Протягом доби в організм людини потрапляє поза межами підвищеного забруднення 150 мкг Кадмію.

Меркурій. Антропогенним джерелом надходження ртуті та Меркурію є: випарову-вання ртуті з поверхні суші, підприємства з виробництва ртуті, хлору, каустичної соди, спалювання вугілля, нафти, газу, торфу, деревини та сміття, викиди теплоелектростанцій, стічні води.

У природі цей розсіяний мікроелемент існує в сполуках кіновар (НgS), каломель (Нg2Сl2), сулема (НgСl2) та в невеликій кількості у вільному стані.

Допустима концентрація цього елемента в повітрі становить 0,0003 мг/м3, у воді – 0,0005 мг/л, в грунті – 2,1 мг/кг. Меркурій негативно впливає на теплокровних. Під впливом парів ртуті порушується робота головного мозку, серця, нирок.

У випадку потрапляння в організм іонів Нg2+ відбувається блокування біологічно активних груп білкових молекул (сульфгідрильних, амінних, карбоксильних) і низькомолекулярних сполук. Іони Меркурію Нg2+ включаються в молекулу транспортної РНК, яка відіграє центральну роль у біосинтезі білка. Таким чином, Нg2+ впливає на спадкову інформацію. Під впливом іонів Нg2+ порушується окисне фосфолювання в печінці й нирках, вуглеводний обмін, знижується рівень фібриногену в крові, зазнають впливу гонади та ембріони. Незначні дози сприяють активізації синтезу гормонів надниркових залоз та їх надходженню в організм.

В організм людини ртуть потрапляє з повітрям.

Неорганічні сполуки Меркурію стимулюють розвиток склеротичних явищ; пара ртуті проявляє нейротоксичність, особливо відносно вищих відділів нервової системи. Для сполук Меркурію встановлена нефротоксичність, вони виявляють гонадотоксичну, ембріотоксичну та тератогенну дію.

Гострі отруєння людей металічною ртуттю виражається в тому, що вже через 8-24 години з'являються клінічні ознаки отруєння: загальна слабкість, головний біль, болі при ковтанні, підвищена температура, катаральні явища з боку дихальних шляхів (риніт, фарингіт, бронхіт), пізніше розвивається

108

геморагічний синдром, болючість ясен, різко виражені запальні зміни у порожнині рота, біль у животі, шлункові розлади, ознаки ураження нирок, рідше – запалення легенів.

Металічну ртуть, випадково розлиту в кімнаті, необхідно засипати порошком сірки або залити розчином ферум(ІІІ) хлориду.

Допустима концентрація Меркурію в харчових продуктах становить (у мг/кг): в рибних – 0,5, у м'ясних – 0,03, у молочних – 0,005, у хлібі – 0,01, в овочах – 0,02, у фруктах – 0,01, у соках – 0,05.

Лабораторна робота № 19

d-Елементи ІВ, ІІВ-груп. Підгрупа Купруму, підгрупа Цинку

Мета роботи. Вивчення хімічних властивостей міді, а також сполук Купруму, Аргентуму; ознайомлення з хімічними властивостями цинку та сполук елементів підгрупи Цинку.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; пробіркотримач; газовий пальник; скляна паличка. Тверді речовини: цинк гранульований.

Індикатори: лакмусовий папір; метилоранж, фенолфталеїн.

Розчини: дистильована вода; HCl (2н); H2SO4 (конц. та 2н); розчин NH3 (конц. та 2н); NaOH або KOH (2н); CuSO4 (0,5н); сірководнева вода; (NH4)2S або Na2S (0,5н); KI (0,5н); AgNO3 (0,1н); SnCl2 (0,5н); NaCl (1н); ZnSO4 або ZnCl2 (0,5н); Cd(NO3)2 (0,5н); Hg2(NO3)2 (0,5н); Hg(NO3)2 (0,5н).

Дослід 1. Утворення та властивості купрум (ІІ) гідроксиду

З наявних реактивів отримати Cu(OH)2 і дослідити його відношення до нагрівання, до дії розчинів кислот і лугів. Написати рівняння реакцій.

Дослід 2. Утворення малорозчинних солей Купруму (ІІ)

а) утворення купрум сульфіду

Впробірку з розчином CuSO4 внести водний розчин H2S або розчин амоній (натрій) сульфіду. Спостерігати утворення осаду чорного кольору. Написати рівняння реакції і вираз для добутку розчинності цього осаду.

б) утворення купрум (І) йодиду

Впробірку з розчином CuSO4 внести водний розчин КІ. Спостерігати утворення вільного йоду та білого осаду CuI, який може забарвлюватись в червоно-бурий колір за рахунок адсорбованого на його поверхні йоду. Написати рівняння реакції, визначити ступені окиснення Купруму та Йоду.

Дослід 3. Гідроліз солей купруму (ІІ)

Перевірити кислотно-основними індикаторами реакцію середовища розчину купрум сульфату. Написати постадійно рівняння гідролізу солі в молекулярному та іонному вигляді. Сильною чи слабкою основою утворено цю сіль?

Дослід 4. Утворення комплексів Купруму (ІІ)

При додаванні малої кількості аміаку до розчинів солей Купруму (ІІ) утворюється бірюзово-зелений осад основної солі, розчинний в надлишку аміаку з утворенням іонів [Cu(NH3)4]2+, забарвлених в інтенсивний синій колір. Написати рівняння реакцій.

Дослід 5. Утворення та властивості аргентум (І) оксиду

а) В пробірку з 3-4 краплями розчину AgNO3 додати декілька крапель розчину лугу. Визначити колір утвореного аргентум (І) оксиду. Написати рівняння.

109

б) до осаду аргентум оксиду додати додати розчин аміаку для утворення добре розчинного у воді диамінаргентум гідроксиду [Ag(NH3)2]OH. Написати рівняння реакції.

Дослід 6. Розчинення цинку в кислотах та лугах

В окремих пробірках розчинити по гранулі цинку в розведеній та концентрованій сульфатній кислотах. Визначити, які гази при цьому виділяються. Перевірити розчинність цинку в 2 н розчинах хлоридної кислоти та лугу. Написати рівняння реакцій.

Дослід 7. Властивості цинк і кадмій гідроксидів

З наявних реактивів отримати цинк і кадмій гідроксиди і дослідити їх відношення до дії розчинів кислот і лугів. Написати рівняння реакцій.

Дослід 8. Утворення цинк і кадмій аміакатів

Налити в дві пробірки по 1 мл розчинів солей Цинку і Кадмію. Додати в кожну пробірку по краплях 2 н розчин амоній гідроксиду до утворення осадів. Потім додати надлишок амоній гідроксиду до розчинення осадів. Дати пояснення. Написати рівняння реакцій.

Дослід 9. Утворення оксидів Меркурію

Налити в дві пробірки по 1 мл розчинів Hg(NO3)2 та Hg2(NO3)2. Додати в кожну 2 н розчин натрій гідроксиду і спостерігати утворення оксидів Меркурію. Відзначити колір осадів. Написати рівняння реакцій.

Дослід 10. Утворення сулеми та каломелі

Налити в дві пробірки по 1 мл розчинів Hg(NO3)2 та Hg2(NO3)2. Додати в кожну 0,5 мл 1 н розчину натрій хлориду і спостерігати за реакціями, які відбуваються в пробірках. Написати рівняння реакцій.

Дослід 11. Окисні властивості солей Меркурію (ІІ)

В пробірку внести 1 мл меркурій (ІІ) нітрату і додати по краплях 0,5 н розчин станум (ІІ) хлориду. Спостерігати появу білого осаду каломелі Hg2Cl2. Через 2-3 хвилини осад темніє. Чому? Написати рівняння реакцій.

Тема 16 d-Елементи ІVВ-VВ груп

Підгрупа Титану …(n-1)d2ns2

Теоретичні питання: Загальна характеристика елементів підгрупи Титану. Знаходження в природі, одержання металів. Ступені окиснення елементів в сполуках. Фізичні та хімічні властивості простих речовин. Оксиди та гідроксиди, їх добування та властивості. Солі Титану та його аналогів. Гідроліз солей. Комплексні сполуки елементів підгрупи Титану. Використання простих речовин та сполук елементів підгрупи.

Література: [1] с.324-327; [3] с.404-411

Контрольні запитання:

1.Дайте загальну характеристику елементів підгрупи Титану. Яка будова атомів цих елементів? Які ступені окиснення вони виявляють у своїх сполуках?

2.У вигляді яких сполук зустрічаються у природі Титан, Цирконій, Гафній? Як добувають металічний титан? Як використовують титан та його сполуки у виробництві?

110