Химико-аналитические свойства ионов p-элементов. P элементы реферат

Химико-аналитические свойства ионов p-элементов

Ионы р-элементов IIIА группы

Реакции обнаружения ионов алюминия Al3+

Действие группового реагента (Nh5)2S. Из водного раствора сульфид аммония осаждает катион алюминия Al3+ в виде гидроксида Аl(ОН)3 за счет гидролиза:

2АlС13 + 3(Nh5)2S + бН2О = 2Аl(ОН)3 + 6Nh5C1 + ЗН2S,

2Al3+ + 3S2- + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + 3h3S.

Действие NaOH (в избытке) и Nh5C1. Кристаллический хлорид аммония Nh5C1 или насыщенный раствор этой соли, взятый в избытке, осаждает А1(ОН)3 из щелочного раствора, содержащего гидроксокомплекс (гидроксокомплекс получается при прибавлении раствора щелочи к раствору соли Аl3+ до полного растворения выпадающего осадка):

АlС13 + 6NaOH = Na3[Al(OH)6] + 3NaCl,

Na3[Al(OH)6] + 3Nh5C1 = А1(ОН)3 + 3NaCl + 3Nh4 + ЗН2О.

При этом Аl(ОН)3 в присутствии Nh5C1 не растворяется, так как КS° (А1(ОН)з) — величина сравнительно небольшая.

ИОНЫ р-ЭЛЕМЕНТОВ IVA ГРУППЫ

Реакции обнаружения ионов свинца Рb2+

Действие группового реагента НС1. При действии соляной кислоты на ионы Рb2+ образуется белый осадок хлорида свинца, растворяющийся при нагревании в воде:

Рb(NО3)2 + 2НС1 = PbCl2 + 2HNO3,

Рb2+ + 2С1- = РbСl2.

Действие йодида калия KI. Йодид калия KI образует с раствором солей свинца желтый осадок РbI2:

Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3.

Осадок растворяется при нагревании в воде и 2 М растворе уксусной кислоты. При медленном охлаждении раствора выпадают характерные золотистые чешуйки кристаллов PbI2. Медленное охлаждение благоприятствует росту крупных кристаллов.

Реакции обнаружения карбонат-ионов СО32-

Действие группового реагента BaCl2. При действии хлорида 6aрия на ионы СО32- образуется белый осадок карбоната бария, растворяющийся в кислотах с бурным выделением углекислого газа:

Na2CO3 + BaCl2 = ВаСО3 + 2NaCl,

СО32- + Ва2+ = ВаСО3.

Действие соляной кислоты НС1. Важнейшей реакцией на карбонат-ион является реакция разложения карбонатов сильными кислотами. При этом с шипением выделяются пузырьки диоксида углерода:

Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2O + CO2.

Ионы р-элементов VA группы

Реакция обнаружения ионов аммония Nh5+

Гидроксиды щелочных металлов выделяют из растворов солей аммония газообразный аммиак, который окрашивает влажную красную лакмусовую бумагу в синий цвет:

Nh5C1 + NaOH = Nh4 + NaCI + Н2O.

Реакция обнаружения нитрат-ионов NO3-

Раствор дифениламина (C6H5)2NH в концентрированной серной кислоте дает с нитрат-ионом интенсивно-синее окрашивание вследствие окисления дифениламина образующейся азотной кислотой.

Реакции обнаружения нитрит-ионов NO2-

Действие серной кислоты Н2SO4. Сильные кислоты вытесняют из нитритов слабую азотистую кислоту, которая из-за свой неустойчивости сразу разлагается на воду и оксиды азота (NO2 — бурого цвета):

2NaNO2 + h3SO4 = Na2SO4 + NO2 + NO + Н2O.

Действие окислителей. Перманганат калия КМnO4 в присутствии разбавленной серной кислоты обесцвечивается солями азотистой кислоты:

5KNO2 + 2КМnO4 + 3h3SO4 = 5КNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2O.

Реакции обнаружения фосфат-ионов РО43-

Действие группового реагента BaCl2. Хлорид бария ВаСl2 образует с раствором Nа2НРO4 белый осадок ВаНРO4, растворимый в кислотах (кроме h3SO4):

ВаСl2 + Na2HPO4 = ВаНРO4 + 2NaCl.

Если проводить реакцию в присутствии щелочей или аммиака, то ионы НРO42- превращаются в РО43- и осаждается средняя соль.

Действие нитрата серебра AgNO3. Раствор нитрата серебра AgNO3 образует с растворами солей фосфорной кислоты желтый осадок фосфата серебра, растворимый в азотной кислоте:

2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Аg3РO4 + 3NaNO3 + Nah3PO4.

Ионы р-элементов VIA группы

Реакция обнаружения сульфат-ионов SO42-

Групповой реагент хлорид бария BaCl2 образует с растворами, содержащими сульфат-ионы, белый осадок BaSO4, практически нерастворимый в кислотах:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl.

Реакции обнаружения сульфит-ионов SO32-

Действие группового реагента BaCl2. При действии хлорида бария на соли сернистой кислоты образуется белый осадок, растворимый в кислотах:

Na2SO3 + BaCl2 = ВаSО3 + 2NaCl.

Действие соляной кислоты НСl. Кислоты разлагают соли сернистой кислоты с выделением оксида серы (IV), имеющего характерный запах жженой серы:

Na2SO3 + 2НС1 = 2NaCl + h3O + SO2.

Действие окислителей. Окислители (I2, KMnO4) в кислой среде обесцвечиваются растворами солей сернистой кислоты вследствие восстановления:

Na2SO3 + I2 + Н2O = Na2SO4 + 2HI.

Реакции обнаружения сульфид-ионов S2-

Действие группового реагента AgNO3. При действии нитрата серебра на сульфид-ион образуется черный осадок сульфида серебра:

Na2S + 2AgNO3 = Ag2S + 2NaNO3,

S2- + 2Ag+ = Ag2S.

Действие кислот (НСl, Н2SO4). Кислоты (НСl, h3SO4) выделяют из сульфидов свободный сероводород с характерным запахом тухлых яиц:

Na2S + h3SO4 = h3S + Na2SO4.

Ионы р-элементов VIIA группы

Реакции обнаружения хлорид-ионов Сl- групповым реагентом АgNО3 (рН 7)

Хлорид-ионы образуют с групповым реагентом AgNO3 (рН 7) практически нерастворимый в воде осадок AgCl, который хорошо растворяется в избытке раствора Nh5OH; при этом образуется растворимая в воде комплексная соль серебра [Ag(Nh4)2]Cl. При последующем действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок. Это свойство солей серебра используется для его обнаружения. Реакция проводится в три этапа: 1) получение осадка AgCl; 2) растворение AgCl в избытке раствора Nh5OH; 3) выпадение осадка (мути) при воздействии раствором HNO3 (все три этапа выполняются в указанной последовательности в одной и той же пробирке):

AgNO3 + NaCI = AgCl + NaNO3,

AgCl + 2Nh5OH = [Ag(Nh4)2]Cl + 2h3O,

[Ag(Nh4)2]Cl + 2HNO3 = AgCl + 2Nh5NO3.

Реакции обнаружения бромид-ионов Вr-

Действие группового реагента AgNO3. При действии нитрата се ребра на бромид-ион образуется желтоватый осадок бромида серебра:

NaBr + AgNO3 = AgBr + NaNO3,

Вr - + Ag+ = AgBr.

Действие хлорной воды. Хлорная вода при взаимодействии растворами бромидов окисляет бромид-ион в молекулярный бром который окрашивает органический растворитель (бензол, хлоро форм) в желто-оранжевый цвет:

2NaBr + С12 = Br2 + NaCl.

Реакции обнаружения йодид-ионов

Действие группового реагента AgNO3. При действии нитрата се ребра на йодид-ион образуется светло-желтый осадок йодида се ребра:

KI + AgNO3 = AgI + KNO3,

I- + Ag+ = AgI.

Действие хлорной воды. Хлорная вода при взаимодействии с растворами йодидов окисляет йодид-ион в молекулярный йод, который окрашивает органический растворитель (бензол, хлороформ) ] розово-фиолетовый цвет:

2KI + Cl2 = I2 + KCl.

www.coolreferat.com

Реферат

Запорожский государственный медицинский университет

ІІ медицинский факультет

Кафедра физколлоидной химии

На тему «Биогенные d-элементы»

Выполнила

Студентка 1 курса 35 группы

Отришко Ольга

Запорожье

2017Г содержание

Распространение химических элементов…………………….3
Общая характеристика………………………………………...4
Медико-биологическое значение…………………………….6
Серебро…………………………………………………………7
Марганец………………………………………………………..9
Список использованной литературы………………………...11

Распространение химических элементов в природе

Ученые объясняют возникновение химических элементов теорией Большого Взрыва. Согласно ей, Вселенная образовалась после Большого Взрыва огромного огненного шара, который разбросал во всех направлениях частицы материи и потоки энергии.

Распространенность химических элементов в земной коре зависит от заряда ядра атома, радиуса атома и его относительной атомной массы.Из химических элементов наиболее распространены в земной коре кислород и кремний. Эти элементы вместе с элементами алюминий, железо, кальций, натрий, калий, магний, водород и титан составляют более 99 % массы земной оболочки, так что на остальные элементы приходится менее 1 %. В морской воде, помимо кислорода и водорода — составных частей самой воды, высокое содержание имеют такие элементы, как хлор, натрий, магний, сера, калий, бром и углерод. Массовое содержание элемента в земной коре называется кларковым числом или кларком элемента.

Содержание элементов в коре Земли отличается от содержания элементов в Земле, взятой как целое, поскольку химсоставы коры, мантии и ядра Земли различны. Так, ядро состоит в основном из железа и никеля. В свою очередь, содержания элементов в Солнечной системе и в целом во Вселенной также отличаются от земных. Наиболее распространённым элементом во Вселенной является водород, за ним идёт гелий. Исследование относительных распространённостей химических элементов и их изотопов в космосе является важным источником информации о процессах нуклеосинтеза и об эволюции Солнечной системы и небесных тел.

Общая характеристика d-элементов

К d-блоку относятся 32 элемента периодической системы. d-Элементы входят в 4—7-й большие периоды. У атомов IIIБ-группы появляется первый электрон на d-орбитали. В последующих Б-группах происходит заполнение d-подуровня до 10 электронов (отсюда название d-элементы). Строение внешних электронных оболочек атомов d-блока описывается общей формулой (n-1)dansb, где а = 1—10, b = 1—2.

Особенностью элементов этих периодов является непропорционально медленное возрастание атомного радиуса с возрастанием числа электронов. Такое относительно медленное изменение радиусов объясняется так называемым лантаноидным сжатием вследствие проникновения ns-электронов под d-электронный слой. В результате наблюдается незначительное изменение атомных и химических свойств d-элементов с увеличением атомного номераю Сходство химических свойств проявляется в характерной особенности d-элементов образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами.

Важным свойством d-элементов является переменная валентность и, соответственно, разнообразие степеней окисления. Эта особенность связана главным образом с незавершенностью предвнешнего d-электронного слоя (кроме элементов IБ- и IIБ-групп). Возможность существования d-элементов в разных степенях окисления определяет широкий диапазон окислительно-восстановительных свойств элементов. В низших степенях окисления d-элементы проявляют свойства металлов.

С увеличением атомного номера в группах Б металлические свойства закономерно уменьшаются.

В растворах кислородсодержащие анионы d-элементов с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства. Катионные формы низших степеней окисления характеризуются основными и восстановительными свойствами.

d-Элементы в промежуточной степени окисления проявляют амфотерные свойства. В периоде с увеличением заряда ядра наблюдается уменьшение устойчивости соединений элементов в высших степенях окисления. Параллельно возрастают окислительно-восстановительные потенциалы этих соединений. Наибольшая окислительная способность наблюдается у феррат-ионов и перманганат-ионов. Следует отметить, что у d-элементов при нарастании относительной электроотрицательности усиливаются кислотные и неметаллические свойства.

С увеличением устойчивости соединений при движении сверху вниз в Б-группах одновременно уменьшаются их окислительные свойства.

Необходимо отметить высокие комплексообразующие способности d-элементов, которые обычно значительно выше, чем у s- и p-элементов. Это прежде всего объясняется возможностями d-элементов быть как донорами, так и акцепторами пары электронов, образующих координационное соединение.

Более 1/3 всех микроэлементов организма составляют d-элементы. В организмах они существуют в виде комплексных соединений или гидратированных ионов со среднем временем обмена гидратной оболочки от 10-1 до 10-10 с. Поэтому можно утверждать, что «свободные» ионы металлов в организме не существуют: это либо их гидраты, либо продукты гидролиза.

studfiles.net

Элементы s-блока периодической системы

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ЭЛЕМЕНТОВ S-БЛОКА

К s-элементам относятся две группы Периодической системы: IА и IIА.

В группу IА входят 8 элементов: литий, калий, натрий, рубидий, цезий, франций, водород, гелий. В группу IIА входят 6 элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий.

Общим является застраивание в их атомах электронами s-подуровня внешнего энергетического уровня. (Т.Е. говорим о "семействе элементов". ВСПОМИНАЕМ: "семейство элементов" определяется тем, какой подуровень заполняется электронами в последнюю очередь.)

Электронная формула внешней оболочки:

СРАВНЕНИЕ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ IА И IIА (КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЕ, ОБРАЗОВАНИЕ ОСАДКОВ) НА ПРИМЕРЕ Na, K И Mg, Ca

Общая характеристика элементов IА и IIА

Элементные вещества - типичные металлы, обладающие блеском, высокой электрической проводимостью и теплоповодимостью, химически весьма активны.

Как следует из электронных формул, элементы IА группы (Na, K) имеют на внешнем энергетическом уровне по одному s электрону. Элементы IIА группы (Mg, Ca) по 2 s электрона.

Химические свойства s элементов IА и IIА групп сходны.

s-элементы IА и IIА имеют относительно большие радиусы атомов и ионов.

s-элементы IА и IIА групп легко отдают валентные электроны. Являются сильными восстановителями. С ростом радиуса атома в группах IА и IIА ослабевает связь валентных электронов с ядром, следовательно s-элементы этих групп имеют низкие значения Еи и Еср. к ẽ. Все щелочные и щелочноземельные металлы имеют отрицательные стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, большие по абсолютной величине. Что также характеризует их, как сильных восстановителей. Восстановительные свойства возрастают закономерно с увеличением радиуса атома. Восстановительная способность увеличивается по группе сверху вниз.

Для элементов IIА группы характерна большая, чем для элементов IА группы способность к комплексообразованию.

s-элементы IА и IIА образуют соединения с ионным типом связи.

Исключение составляет водород, для которого в соединениях даже с самыми электроотрицательными элементами характерна преимущественно ковалентная связь (например, фтороводород или вода). Частично ковалентный характер связи в соединениях имеет место у лития, бериллия и магния.

Сравнение свойств элементов IА и IIА (комплексообразование, образование осадков) на примере Na, K и Mg, Ca

Атомы элементов IА группы имеют по одному валентному электрону на s подуровне внешнего энергетического уровня. Это обуславливает проявление степени окисления +1.

Все элементы IА группы сходны по свойствам, что объясняется однотипным строением не только внешней, валентной оболочки, но и предвнешней (исключение литий).

С ростом радиуса атома в группе IА ослабевает связь валентного электрона с ядром. Соответственно, уменьшается энергия ионизации атомов. Так как радиус атома калия больше, чем радиус атома натрия, то энергия ионизации калия меньше, чем у натрия.

В результате ионизации образуются катионы Э+, имеющие устойчивую конфигурацию благородных газов.

Химическая активность металлов IА группы возрастает закономерно с увеличением радиуса атома и уменьшением их способности к гидратированию (чем меньше способность к гидратированию, тем активнее металл).

Так как радиус атома калия больше, чем радиус атома натрия, то способность к гидратации для катиона калия будет ниже, чем для катиона натрия, а, следовательно, химическая активность катиона калия выше, чем у катиона натрия.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчивая электронная структура, большие размеры, малый заряд ядра) комплексообразование для ионов щелочных металлов малохарактерно. Вместе с тем, они способны образовывать комплексные соединения с некоторыми биолигандами (КЧ для натрия и калия может принимать значения 4 и 6). Способность образовывать донорно-акцепторные связи с соответствующими лигандами едва намечается у натрия. У калия имеется значительная тенденция к использованию имеющихся в атоме вакантных d-орбиталей.

Например, образование комплексов калия с антибиотиком валиномицином. Валиномицин образует с калием прочные комплексы, связывание этого антибиотика с натрием очень незначительно.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде (исключение составляют некоторые соли лития).

Атомы элементов IIА группы имеют по два валентных электрона на s подуровне внешнего энергетического уровня.

В нормальном состоянии у атомов этих элементов нет неспаренных электронов, но при переходе атомов в возбужденное состояние один из s валентных электронов переходит на р-подуровень. Это обуславливает проявление степени окисления +2.

Степени окисления больше +2 элементы IIА группы не проявляют.

Несмотря на то, что число валентных s электронов у атомов IIА группы одинаково, свойства магния и кальция отличаются друг от друга.

Это связанно с тем, что в атоме кальция, в отличие от атома магния, имеются свободные d-орбитали, близкие по энергии к ns орбиталям.

Магний и кальций существенно различаются размерами атомов и ионов:

металлический радиус атома Mg = 160 пм;
металлический радиус атома Ca = 197 пм.
кристаллический радиус иона Mg2+ = 74 пм;
кристаллический радиус иона Ca2+ = 104 пм..

Больший размер иона кальция обусловливает и более высокое координационное число этого иона – КЧ (Ca2+) 6, 8, тогда как КЧ (Mg2+) – 6. Прочность комплексных соединений уменьшается по мере увеличения радиуса атома, следовательно, комплексные соединения магния будут более прочными, чем комплексные соединения кальция. Ион Mg2+ образует шестикоординационные соединения регулярной структуры. Ca2+ образует несимметричные комплексы. Кальций предпочтительно координируется с атомами кислорода, магний – с атомами азота.

www.coolreferat.com

Реферат - Химико-аналитические свойства ионов p-элементов

Ионы р-элементов IIIА группы

Реакции обнаружения ионов алюминия Al3+

2АlС13 + 3(Nh5)2S + бН2О = 2Аl(ОН)3 + 6Nh5C1 + ЗН2S,

2Al3+ + 3S2- + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + 3h3S.

АlС13 + 6NaOH = Na3[Al(OH)6] + 3NaCl,

Na3[Al(OH)6] + 3Nh5C1 = А1(ОН)3 + 3NaCl + 3Nh4 + ЗН2О.

При этом Аl(ОН)3 в присутствии Nh5C1 не растворяется, так как КS° (А1(ОН)з) — величина сравнительно небольшая.

ИОНЫ р-ЭЛЕМЕНТОВ IVA ГРУППЫ

Реакции обнаружения ионов свинца Рb2+

Рb(NО3)2 + 2НС1 = PbCl2 + 2HNO3,

Рb2+ + 2С1- = РbСl2.

Действие йодида калия KI. Йодид калия KI образует с раствором солей свинца желтый осадок РbI2:

Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3.

Реакции обнаружения карбонат-ионов СО32-

Na2CO3 + BaCl2 = ВаСО3 + 2NaCl,

СО32- + Ва2+ = ВаСО3.

Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2O + CO2.

Ионы р-элементов VA группы

Реакция обнаружения ионов аммония Nh5+

Nh5C1 + NaOH = Nh4 + NaCI + Н2O.

Реакция обнаружения нитрат-ионов NO3-

Реакции обнаружения нитрит-ионов NO2-

2NaNO2 + h3SO4 = Na2SO4 + NO2 + NO + Н2O.

5KNO2 + 2КМnO4 + 3h3SO4 = 5КNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2O.

Реакции обнаружения фосфат-ионов РО43-

ВаСl2 + Na2HPO4 = ВаНРO4 + 2NaCl.

2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Аg3РO4 + 3NaNO3 + Nah3PO4.

Ионы р-элементов VIA группы

Реакция обнаружения сульфат-ионов SO42-

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl.

Реакции обнаружения сульфит-ионов SO32-

Na2SO3 + BaCl2 = ВаSО3 + 2NaCl.

Na2SO3 + 2НС1 = 2NaCl + h3O + SO2.

Na2SO3 + I2 + Н2O = Na2SO4 + 2HI.

Реакции обнаружения сульфид-ионов S2-

Na2S + 2AgNO3 = Ag2S + 2NaNO3,

S2- + 2Ag+ = Ag2S.

Na2S + h3SO4 = h3S + Na2SO4.

Ионы р-элементов VIIA группы

Реакции обнаружения хлорид-ионов Сl- групповым реагентом АgNО3 (рН 7)

AgNO3 + NaCI = AgCl + NaNO3,

AgCl + 2Nh5OH = [Ag(Nh4)2]Cl + 2h3O,

[Ag(Nh4)2]Cl + 2HNO3 = AgCl + 2Nh5NO3.

Реакции обнаружения бромид-ионов Вr-

NaBr + AgNO3 = AgBr + NaNO3,

Вr — + Ag+ = AgBr.

2NaBr + С12 = Br2 + NaCl.

Реакции обнаружения йодид-ионов

KI + AgNO3 = AgI + KNO3,

I- + Ag+ = AgI.

2KI + Cl2 = I2 + KCl.

www.ronl.ru

Химико-аналитические свойства ионов p-элементов - реферат

Химико-аналитические свойства ионов p-элементов Ионы р-элементов IIIА группы

Реакцииобнаружения ионов алюминия Al3+

Действиегруппового реагента (Nh5)2S. Из водного раствора сульфидаммония осаждает катион алюминия Al3+ в виде гидроксидаАl(ОН)3 за счет гидролиза:

2АlС13 + 3(Nh5)2S+ бН2О = 2Аl(ОН)3 + 6Nh5C1 + ЗН2S,

2Al3+ + 3S2- + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + 3h3S.

Действие NaOH(в избытке) и Nh5C1. Кристаллический хлорид аммония Nh5C1или насыщенный раствор этой соли, взятый в избытке, осаждает А1(ОН)3из щелочного раствора, содержащего гидроксокомплекс (гидроксокомплексполучается при прибавлении раствора щелочи к раствору соли Аl3+ дополного растворения выпадающего осадка):

АlС13 + 6NaOH = Na3[Al(OH)6]+ 3NaCl,

Na3[Al(OH)6]+ 3Nh5C1 = А1(ОН)3 + 3NaCl + 3Nh4 + ЗН2О.

При этом Аl(ОН)3в присутствии Nh5C1 не растворяется, так как КS°(А1(ОН)з) — величина сравнительно небольшая.

ИОНЫр-ЭЛЕМЕНТОВ IVA ГРУППЫ

Реакцииобнаружения ионов свинца Рb2+

Действиегруппового реагента НС1. При действии соляной кислоты на ионы Рb2+образуется белый осадок хлорида свинца, растворяющийся при нагревании в воде:

Рb(NО3)2+ 2НС1 = PbCl2 + 2HNO3,

Рb2++ 2С1- = РbСl2.

Действие йодидакалия KI. Йодид калия KI образует с раствором солей свинца желтый осадок РbI2:

Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2+ 2KNO3.

Осадокрастворяется при нагревании в воде и 2 М растворе уксусной кислоты. Примедленном охлаждении раствора выпадают характерные золотистые чешуйкикристаллов PbI2. Медленное охлаждение благоприятствует росту крупныхкристаллов.

Реакцииобнаружения карбонат-ионов СО32-

Действиегруппового реагента BaCl2. При действии хлорида 6aрия на ионы СО32-образуется белый осадок карбоната бария, растворяющийся в кислотах с бурнымвыделением углекислого газа:

Na2CO3 + BaCl2 = ВаСО3 +2NaCl,

СО32-+ Ва2+ = ВаСО3.

Действиесоляной кислоты НС1. Важнейшей реакцией на карбонат-ион является реакцияразложения карбонатов сильными кислотами. При этом с шипением выделяютсяпузырьки диоксида углерода:

Na2CO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2O + CO2.Ионыр-элементов VA группы

Реакцияобнаружения ионов аммония Nh5+

Гидроксидыщелочных металлов выделяют из растворов солей аммония газообразный аммиак,который окрашивает влажную красную лакмусовую бумагу в синий цвет:

Nh5C1 + NaOH = Nh4 + NaCI + Н2O.

Реакцияобнаружения нитрат-ионов NO3-

Раствордифениламина (C6H5)2NH в концентрированной серной кислоте дает снитрат-ионом интенсивно-синее окрашивание вследствие окисления дифениламинаобразующейся азотной кислотой.

Реакцииобнаружения нитрит-ионов NO2-

Действие сернойкислоты Н2SO4. Сильные кислоты вытесняют из нитритовслабую азотистую кислоту, которая из-за свой неустойчивости сразу разлагаетсяна воду и оксиды азота (NO2 — бурого цвета):

2NaNO2 + h3SO4 = Na2SO4+ NO2 + NO + Н2O.

Действиеокислителей. Перманганат калия КМnO4 в присутствии разбавленнойсерной кислоты обесцвечивается солями азотистой кислоты:

5KNO2 + 2КМnO4 + 3h3SO4= 5КNO3 +2MnSO4 + K2SO4 + ЗН2O.

Реакцииобнаружения фосфат-ионов РО43-

Действиегруппового реагента BaCl2. Хлорид бария ВаСl2 образует сраствором Nа2НРO4 белый осадок ВаНРO4,растворимый в кислотах (кроме h3SO4):

ВаСl2+ Na2HPO4 = ВаНРO4 + 2NaCl.

Если проводитьреакцию в присутствии щелочей или аммиака, то ионы НРO42-превращаются в РО43- и осаждается средняя соль.

Действиенитрата серебра AgNO3. Раствор нитрата серебра AgNO3образует с растворами солей фосфорной кислоты желтый осадок фосфата серебра,растворимый в азотной кислоте:

2Na2HPO4 + 3AgNO3 = Аg3РO4 + 3NaNO3 +Nah3PO4.Ионыр-элементов VIA группы

Реакцияобнаружения сульфат-ионов SO42-

Групповойреагент хлорид бария BaCl2 образует с растворами, содержащимисульфат-ионы, белый осадок BaSO4, практически нерастворимый вкислотах:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaCl.

Реакцииобнаружения сульфит-ионов SO32-

Действиегруппового реагента BaCl2. При действии хлорида бария на солисернистой кислоты образуется белый осадок, растворимый в кислотах:

Na2SO3 + BaCl2 = ВаSО3 +2NaCl.

Действиесоляной кислоты НСl. Кислоты разлагают соли сернистой кислоты с выделениемоксида серы (IV), имеющего характерный запах жженой серы:

Na2SO3 + 2НС1 = 2NaCl + h3O+ SO2.

Действиеокислителей. Окислители (I2, KMnO4) в кислой средеобесцвечиваются растворами солей сернистой кислоты вследствие восстановления:

Na2SO3 + I2 + Н2O = Na2SO4+ 2HI.

Реакцииобнаружения сульфид-ионов S2-

Действиегруппового реагента AgNO3. При действии нитрата серебра насульфид-ион образуется черный осадок сульфида серебра:

Na2S + 2AgNO3 = Ag2S+ 2NaNO3,

S2- + 2Ag+ = Ag2S.

Действие кислот(НСl, Н2SO4). Кислоты (НСl, h3SO4)выделяют из сульфидов свободный сероводород с характерным запахом тухлых яиц:

Na2S + h3SO4 = h3S+ Na2SO4.Ионыр-элементов VIIA группы

Реакцииобнаружения хлорид-ионов Сl- групповым реагентом АgNО3 (рН 7)

Хлорид-ионыобразуют с групповым реагентом AgNO3 (рН 7) практическинерастворимый в воде осадок AgCl, который хорошо растворяется в избыткераствора Nh5OH; при этом образуется растворимая в воде комплекснаясоль серебра [Ag(Nh4)2]Cl. При последующем действииазотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает восадок. Это свойство солей серебра используется для его обнаружения. Реакцияпроводится в три этапа: 1) получение осадка AgCl; 2) растворение AgCl в избыткераствора Nh5OH; 3) выпадение осадка (мути) при воздействии растворомHNO3 (все три этапа выполняются в указанной последовательности водной и той же пробирке):

AgNO3 + NaCI = AgCl + NaNO3,

AgCl + 2Nh5OH = [Ag(Nh4)2]Cl+ 2h3O,

[Ag(Nh4)2]Cl + 2HNO3= AgCl + 2Nh5NO3.

Реакцииобнаружения бромид-ионов Вr-

Действиегруппового реагента AgNO3. При действии нитрата се ребра набромид-ион образуется желтоватый осадок бромида серебра:

NaBr + AgNO3 = AgBr + NaNO3,

Вr -+ Ag+ = AgBr.

Действиехлорной воды. Хлорная вода при взаимодействии растворами бромидов окисляетбромид-ион в молекулярный бром который окрашивает органический растворитель(бензол, хлоро форм) в желто-оранжевый цвет:

2NaBr + С12 = Br2 + NaCl.

Реакцииобнаружения йодид-ионов

Действиегруппового реагента AgNO3. При действии нитрата се ребра найодид-ион образуется светло-желтый осадок йодида се ребра:

KI + AgNO3 = AgI + KNO3,

I- + Ag+ = AgI.

Действиехлорной воды. Хлорная вода при взаимодействии с растворами йодидов окисляетйодид-ион в молекулярный йод, который окрашивает органический растворитель(бензол, хлороформ) ] розово-фиолетовый цвет:

2KI + Cl2 = I2 + KCl.Списоклитературы

Для подготовкиданной работы были использованы материалы с сайта http://chemistry.narod.ru/

2dip.su

Реферат - Элементы d-блока периодической системы

1. Химические свойства и биологическая роль элементов d-блока

К d-блоку относятся 32 элемента периодической системы. Они расположены в побочных подгруппах периодической системы в 4-7 больших периодах между s— и p-элементами.

Характерной особенностью элементов d-блокаявляется то, что в их атомах последними заполняются орбитали не внешнего слоя (как у s— и p-элементов), а предвнешнего [(n— 1)d] слоя. В связи с этим, у d-элементов валентными являются энергетически близкие девять орбиталей – одна ns-орбиталь, три nр-орбитали внешнего и пять (n— 1)d-орбиталей предвнешнего энергетического уровней:

Строение внешних электронных оболочек атомов dблока описывается формулой (n-1)dansb, где а=1~10, b=1~2.

2. Общая характеристика d-элементов

В периодах(слева направо) с увеличением заряда ядра радиус атома возрастает медленно, непропорционально числу электронов, заполняющих оболочку атома.

Причины – лантаноидное сжатие и проникновение nsэлектронов под d-электронныйслой (в соответствии с принципом наименьшей энергии). Происходит экранирование заряда ядра внешними валентными электронами: у элементов 4-го периода внешние электроны проникают под экран электронов 3d-подуровня, а у элементов 6-го периода – под экран 4fи 5dэлектронов (двойное экранирование).

В периодах (слева направо) наблюдается уменьшение энергии ионизации, энергии сродства к электрону. Поскольку изменения энергии ионизации и энергии сродства к электрону незначительны, химические свойства элементов и их соединений изменяются мало.

В группах (сверху вниз) с увеличением заряда ядра атома возрастают энергия ионизации, относительная электроотрицательность элементов (ОЭО), нарастают неметаллические и кислотные свойства, уменьшаются металлические свойства элементов.

3. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства и закономерности их изменения

Элементы d-блока находящиеся в III, IV, V, VI, VIIBгруппах имеют незавершенный d-электронный слой (предвнешний эн. уровень). Такие электронные оболочки неустойчивы.Этим объясняется переменная валентность и возможность проявлять различные степени окисления d-элементов. Степени окисления элементов d-блока в соединениях всегда только положительные.

Соединения с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства (в растворах представлены кислородсодержащими анионами). Соединения с низшей степенью окисления – основные и восстановительные свойства (в растворах представлены катионами). Соединения с промежуточной степенью окисления – проявляют амфотерные свойства.

Например: CrOосновной оксид, Cr2O3– амфотерный оксид, CrO3– кислотный оксид.

В периодес возрастанием заряда ядра атома уменьшается устойчивость соединений с высшей степенью окисления, возрастают их окислительные свойства.

В группах увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления, уменьшаются окислительные и возрастают восстановительные свойства элементов.

4. Окислительно-восстановительные свойства d-элементов в организме человека

Вследствие разнообразия степеней окисления для химии 3d-элементов характерны окислительно-восстановительные реакции.

В свою очередь, способность 3d-элементов изменять степень окисления, выступая в роли окислителей или восстановителей, лежит в основе большого количества биологически важных реакций.

В ходе эволюции природа отбирала элементы в такой степени окисления, чтобы они не были ни сильными окислителями, ни сильными восстановителями.

Нахождение в организме человека d-элементов в высшей степени окисления возможно только в том случае, если эти элементы проявляют слабые окислительно-восстановительные свойства.

Например, Мо+6в комплексных соединениях в организме в организме имеет степень окисления +5 и +6.

Катионы Fe+3и Cu+2в биологических средах не проявляют восстановительных свойств.

Существование соединений в низших степенях окисления оправдано для организма. Ионы Mn+2, Co+2, Fe+3при рН физиологических жидкостей не являются сильными восстановителями. Окружающие их лиганды стабилизируют ионы именно в этих степенях окисления.

--PAGE_BREAK--

5. Комплексообразующая способность d-элементов

Возможность создания химических связей с участием d-электронов и свободных d-орбиталей обуславливает ярко выраженную способность d-элементов к образованию устойчивых комплексных соединений.

При низких степенях окисления для d-элементов более характерны катионные, а при высоких – анионные октаэдрические комплексы.

КЧ d-элементов непостоянны, это четные числа от 4 до 8, реже 10,12.

Используя незаполненные d-орбитали и неподеленные пары d-электронов на предвнешнем электронном слое, d-элементы способны выступать как донорами электронов – дативная связь, так и акцепторами электронов.

Пример соединений с дативной связью: [HgI]¯, [CdCl4]¯.

6. Металлоферменты

Октаэдрическое строение иона комплексообразователя определяется способностью его орбиталей к d2sp3-гибридизаци. Например, для хрома (III), d2sp3-гибридизация будет выглядеть следующим образом:

Бионеорганические комплексы d-элементов с белковыми молекулами называют биокластерами. Внутри биокластера находится полость, в которой находится ион металла определенного размера, размер иона должен точно совпадать с диаметром полости биокластера. Металл взаимодействует с донорными атомами связующих групп: гидроксильные –ОН¯, сульфгидрильные –SH¯, карбоксильные –СОО¯, аминогруппы белков или аминокислот – Nh3.

Биокластеры, полости которых образуют центры ферментов, называют металлоферментами.

В зависимости от выполняемой функции биокластеры условно подразделяют на:

— транспортные,доставляют организму кислород и биометаллы. Хорошими транспортными формами м/б комплексы металлов с АМК. В качестве координирующего металла могут выступать: Со, Ni, Zn, Fe. Например – трансферрин.

— аккумуляторные, накопительные. Например – миоглобин и ферритин.

— биокатализаторыи активаторы инертных процессов.

Реакции, катализируемые этими ферментами подразделяются на:

Кислотно-основные реакции. Карбоангидраза катализирует процесс обратимой гидратации CO2в живых организмах.

Окислительно-восстановительные.

Катализируются металлоферментами, в которых металл обратимо изменяет степень окисления.

А. Карбоангидраза, карбоксипептидаза, алкогольдегидрогеназа.

Карбоангидраза– Znсодержащий фермент. Фермент крови, содержится в эритроцитах. Карбоангидраза катализирует процесс обратимой гидратации CO2, также катализирует реакции гидролиза, в которых участвует карбоксильная группа субстрата.

Н2О + СО2↔ Н2СО3↔ Н++ НСО3¯ (механизм «цинк-вода»)

ОН¯ + СО2↔ НСО3¯ (механизм «цинк-гидроксид»)

Координационное число цинка 4. Три координационные места заняты аминокислотами, четвертая орбиталь связывает воду или гидроксильную группу.

Механизм действия:

Обратимая гидратация CO2в активном центре карбоангидразы

КарбоксипептидазаZnсодержащий фермент. Объектами концентрации являются печень, кишечник, поджелудочная железа.

Участвует в реакциях гидролиза пептидных связей.

Схема взаимодействия цинка карбоксипептидазы с субстратом («цинк-карбонил»):

Схема реакции гидролиза пептидных связей карбоксипетидазы:

Алкогольдегидрогеназаэто -содержащий фермент.

Б. Цитохромы, каталаза, пероксидаза.

Цитохром С. (см лекцию КС). Гемсодержащий фермент, имеет октаэдрическое строение.

продолжение

--PAGE_BREAK--

Перенос электронов в окислительно-восстановительной цепи с участием этого фермента осуществляется за счет изменения состояния железа:

ЦХ*Fe3++ ẽ↔ ЦХ*Fe2+

Группы ферментов, катализирующие реакции окисления водородпероксидом, называются каталазамии пероксидазами. Они имеют в своей структуре гем, центральный атомом является Fe3+. Лигандное окружение в случае каталазы представлено АМК (гистидин, тирозин), в случае пероксидазы – лигандами являются белки. Концентрируются ферменты в крови и в тканях. Каталаза ускоряет разложение пероксида водорода, образующегося в результате реакций метаболизма:

Н2О2+ Н2О2↔каталаза↔ 2 Н2О + О2

Фермент пероксидаза ускоряет реакции окисления органических веществ (RH) пероксидом водорода:

Н2О2+ Н2О*RH↔пероксидаза↔ 2 Н2О + RCOOH

В. СОД, ОКГ, ЦХО, ЦП.

СОД – супероксиддисмутаза– медьсодержащий белок. Ускоряет реакцию разложения супероксид-иона />, свободный радикал. Этот радикал вступая во взаимодействие с компонентами клети разрушает ее. СОД переводит супероксид-ион />в пероксид водорода. Который, в свою очередь, разлагается в организме под действием фермента каталазы.

Схематически процесс можно представить:

ОКГ – оксигеназы– ферменты, активирующие молекулу кислорода, которая участвует в процессе окисления органических соединений. Оксигеназы присоединяют оба атома кислорода с образованием пероксидной цепочки.

Механизм действия оксигеназ можно представить следующим образом:

Цитохромоксидаза – ЦХО– важнейший дыхательный фермент.

Катализирует завершающий этап тканевого дыхания. В ходе каталитического процесса степень окисления меди ЦХО обратимо изменяется: Cu2+↔Cu1+.

Окисленная форма ЦХО (Cu2+) принимает электроны, переходя в восстановленную форму (Cu1+), окисляющуюся молекулярным кислородом, который сам при этом восстанавливается.

Затем кислород принимает протоны из окружающей среды и превращается в воду. Схема действия ЦХО:

Церулоплазмин – ЦП – медьсодержащий белок содержится в плазме млекопитающих. ЦП содержит 8 атомов меди на 1 молекулу белка. ЦП участвует в окислении железа:

/>/>

Параллельно идет процесс окисления протонированных субстратов (RH) с образованием свободнорадикальных промежуточных продуктов:

HR→ R+ H++ ẽ

В то же время ЦП катализирует восстановление кислорода до воды:

О2+ 4ẽ + 4Н+→ЦП→ 2Н2О

Выполняя транспортную функцию, ЦП регулирует баланс меди и обеспечивает выведение избытка меди из организма.

7. Железо, кобальт, хром, марганец, цинк, медь, молибден в организме: содержание, биологическая роль

Элемент

Содержание в организме (взрослого человека)

Биологическая роль

5 г (около 70% в гемоглобине)

Входит в состав гемоглобина, т.е. принимает участие в транспорте кислорода, обеспечивает процесс дыхания живых организмов.

Входит в состав ферментов цитохромов, каталазы, пероксидазы.

В связанной форме находится в некоторых белках, выполняющих роль переносчиков железа.

Входит в состав витамина В12.

Влияет на углеводный, минеральный, белковый и жировой обмен, принимает участие в кроветворении.

6 мг

Биогенный элемент.

0,36 моль

Входит в состав ферментов аргиназа, холинестераза, фосфоглюкомутаза, пируваткарбоксилаза и д.р.

Участвует в синтезе витаминов С и В, доказано его участие в синтезе хлорофилла.

Участвует в процессе аккумуляции и переноса эрги.

Входит в состав ферментов катализирующих гидролиз пептидов, белков, некоторых эфиров и альдегтдов.

1,1 ммоль

Входит в состав ферментов окигеназ и гидролаз.

Участвует в кроветворении.

Входит в состав ферментов, катализирующих ОВР: ксанингидрогеназа, ксантиноксидаза, альдегидоксидаза и д.р.

Важный микроэлемент для растений: принимает участие в мягкой фиксации азота.

www.ronl.ru

Химико-аналитические свойства ионов p-элементов. P элементы реферат