Общая характеристика Элементов IV А группы. «Оловянная чума». Химические свойства. Биологическая роль. Применение в медицине и фармации.

В IV А группу входят: С,Si,Ge,Sn,Pb. Это р-элементы. Их атомы на внешнем уровне содержат по 4 -2s²2p². В невозбужденном состоянии их атомы имеют по 2 неспаренных . В соединениях элементы проявляют СО +4 и -4, а также +2. Для С,Si,Ge типична +4, для Pb +2. Эти элементы образуют оксиды общей формулой RO₂ и RO, а водородные-RH₄. Гидраты высших оксидов С и Si обладают кислотными св-ми, а остальных – амфотерными. От С к Pb уменьшается прочность водородных соединений. С ростом порядкового № уменьшается энергия ионизации атома и ув-ся атомный радиус, те неМе св-ва ослабевают, а Ме усиливаются.

При температуре ниже 13,2 C происходит увеличение удельного объёма чистого олова и металл образует новую модификацию, обладающую полупроводниковыми свойствами, -серое олово, кристаллической решётке которого атомы располагаются менее плотно. Одна модификация переходит в другую тем быстрее, чем ниже температура окружающей среды. При −33 C скорость превращений становится максимальной. Олово трескается и превращается в порошок. Причём соприкосновение серого олова и белого приводит к «заражению» последнего. Совокупность этих явлений называется «оловянной чумой».

Химические свойстваSi:Типичный неметалл, инертен.

Как восстановитель:

1) С кислородом Si⁰ +O₂→Si⁺⁴O₂

2) С фтором (без нагревания)Si⁰ +2F₂→SiF₄

3) С углеродомSi⁰ + C→Si⁺⁴C(SiC – карборунд)

5) С кислотами не реагирует. Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот: 3Si+4HNO₃+18HF→3H₂[SiF₆]+4NO+8H₂O

6) Со щелочами (при нагревании):Si⁰ +2NaOH+H₂O→Na₂Si⁺⁴O₃+ 2H₂

Как окислитель:

7) С металлами (образуются силициды):Si + 2Mg→Mg₂Si^-4

Химические свойства С:Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Восстановительные свойства

1)с кислородом: C⁰ + O₂→CO₂ углекислый газ

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

2C⁰ +O₂→2C⁺²O угарный газ

2) со фтором: С+2F₂→CF₄

3) с водяным паром: C⁰+H₂O→С⁺²O +H₂ водяной газ

4) с оксидами металлов: C⁰+2CuO→2Cu + C⁺⁴O₂

5) с кислотами – окислителями:C⁰+2H₂SO_4(конц.)→С⁺⁴O₂+2SO₂+2H₂O

С⁰ +4HNO₃(конц.)→С⁺⁴O₂+4NO₂+2H₂O

Окислительные свойства

6) с некоторыми металлами образует карбиды: 4Al+3C→Al₄C₃

Ca+2C→CaC₂^-4

7)с водородом: C⁰ +2H₂→CH₄

Углерод относится к макроэлементам. Входит в состав все тканей и клеток в форме белков, жиров, углеводов, витаминов, гормонов. Кремний оносится к микроэлементам. Он содержится в печени, надпочечниках, волосах, хрусталике, в коже, хрящах. Германий относится к микроэлементам. Соединения германия усиливают кроветворение в костном мозге. Олово относится к микроэлементам. В мед применяется для изготовления пломб. Олова фторид как ср-во против кариеса. Свинец в мед применяется как вяжущее средство.

Общая хар-ка элементов V А группы. Химические св-ва. Окислительно-восстановительные и кислотно-основные св-ва азота, фосфора, мышьяка. Биологическая роль N,F,As. Химические основы применения в мед и фарм аммиака, оксида азота (1), нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, Sb и Bi.

Подгруппу азота составляют элементы: N,F,Sb,As,Bi. Это р-элементы. На внешнем энергетическом уровне имеют по 5 ns²np³. Поэтому высшая СО +5, низшая -3, хар-на и +3. В возбужденном состоянии у всех элементов валентность равна 3, в возбужденном состоянии, кроме азота, 5. С водородом образуют соединения типа RH₃. В этих соединения связи элементов с водородом более прочные, поэтому водородные соединения в водных р-рах не образуют ионов водорода. С кислородом эти элементы образуют оксиды общей формулой R₂О₃ и R₂О₅ . Кислотные св-ва оксидов ум-ся с ростом порядкового № и убывают неМе св-ва, а Ме усил-ся.

В хим соединениях азот м.б. и окислителем и восстановителем.

Как окисл-ль: с водородом и Ме: N₂+3H₂↔2NH₃ N₂+3Ca=Ca₃N₂

Как восст-ль: с килородом и фтором: N₂+О₂↔2NO N₂+3F₂=2NF₃

В хим соединениях фосфор м.б. и окислителем и восст-ем:

Как окисл-ль: с Ме с образованием фосфидов: 2Р+3Са=Са₃Р₂

Как восст-ль: с О₂, S, галогенами; при этом в зависимости от условий могут образовываться соединения фосфора (3) и(5). При медленном окислении: 4Р+3О₂=2Р₂О₃; при сгорании: 4Р+5О₂=2Р₂О₅

2Р+5Cl_2(изб)=2РCl₅ 2Р+3Cl_{2(недост)}=2РCl₃

2Р+5S_(изб)=Р₂S₅ 2Р+3S_{(недост)}=Р₂S₃

С йодом образует только PI₃.

Азот-составная часть аминок-т, белко, витаминов, гормонов.

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. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.Мышьяк в малых дозах канцерогенен, его использование в качестве лекарства, улучшающего кровь.Сурьма и висмут относятся к микроэлементам. Постоянно присутствуют в живых организмах, физиологическая и биохимическая роль не выяснена.

Общая хар-ка элементов VI А группы. Кислород. Химическая активность молекулярного кислорода. Классификация кислородных соединений и их общие свойства. Биологическая роль кислорода. Химические основы применения озона и кислорода, а также соединений кислорода в мед и фармации.

В главной подгруппе 6 группы находятся элементы: О,S,Se,Te,Po. Эти элементы имеют общее название «халькогены». Первые 4 из них имеют неМе хар-ер.Халькогены при обычных условиях образуют простые в-ва: О₂-безцв. газ, S-тв кристалл в-во желтого цвета, Se,Te,Po-тв в-ва с метал блеском. В подгруппе сверху вниз с увеличением заряда ядра закономерно изменяются св-ва элементов: уменьшается их неМе хар-ер и усил-ся Ме св-ва. На внешнем электронном слое содержат 6 (ns²np⁴). Имеются 2 неспаренных поэтому хар-на валентность 2.

Кислород-элемент с порядковым № 8, относительной атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы. В большинстве своих соединений имеет СО -2. В пероксидах водорода и Ме -1. +2 проявляет в единственном соединении с F (тк ЭО фтора>ЭО кислорода).

Химические св-ва кислорода:

Сильный окислитель, взаим-ет, практически, со всеми элементами, образуя оксиды соСО −2: 4Li + O₂ → 2Li₂O2Sr + O₂ → 2SrO

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной СО:2NO + O₂ → 2NO₂

Окисляет многие орг соединений:CH₃CH₂OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды со СО −1.2Na + O₂ → Na₂O₂

Некоторые оксиды поглощают кислород:2BaO + O₂ → 2BaO₂

K, Rb и Cs реагируют с О₂ с обр надпероксидов:K + O₂ → KO₂

Фториды кислорода: Дифторид кислорода, OF₂ степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F₂ + 2NaOH → OF₂ + 2NaF + H₂O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O₂F₂, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 C.Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O₃F₂, О₄F₂, О₅F₂ и О₆F₂.

В медицине кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек и т.д.

При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Сера. Общая характеристика. Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений серы. Химические основы применения соединений S её соединения в мед и фарм.

Сера-элемент, находящийся в главной подгруппе 6 группы, в з периоде.Порядковый №16,заряд атома=+16.Отн-ная атомная m=32.

Физические свойства: Известны 3 аллотропные модификации серы: ромбическая,моноклиничекая, пластичекая. Наиболее устойчивая ромбическая S₈. Именно в таком виде она встречается в природе. Ромбическая сера- тв кристалл в-во, желтого цвета, не раств-ся в воде. Хорошо раст-ся в сероуглероде СS₂ и некоторых др орг р-лях.

Химические свойства: Сера- типичный активный неМе. Реагирует с простыми и сложными в-вами. В хим р-ях может быть окисл-ем (S^2-) и восст-ем (S²⁺,S⁴⁺,S⁶⁺).

1.С простыми в-вами:

Какокислитель (сМе, C,Р,Н):2Na+S=Na₂S

C+2S=CS₂ 2Р+3S=P₂S₃ H₂+S↔H₂S

Каквосстановитель ( сО₂,Сl,F): S+O₂=SO₂

2S+Cl₂=S₂Cl₂ S+3F₂=SF₆

2.Со сложными в-вами:

Как восстановитель (с кислотами-оксислителями: HNO₃,H₂SO₄):S+6HNO_3(конц.)=H₂SO₄+6NO₂ ↑+2H₂O

S+2H₂SO_4(конц.)= 3SO₂ ↑ + 2H₂O

Проявляя свойства и окислителя и восстановителя, вступает в р-ции дипропорционирования ср-рами щелочей при t: 3S+6KOH=K₂SO₃+2K₂S+3H₂O Sº+2 →S^-2 Sº-4 →S⁺⁴

Сероводород Н₂S: безцветный газ с неприятным запахом, ядовит.

В воде Н₂S мало растворим, водный р-р H₂S является очень сл- к-той:H₂S→HS⁻+H⁺

Реагирует с основаниями:

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (обычная соль, при избытке NaOH)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1)

Н₂S- сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

2H₂S + ЗО₂ = 2Н₂О + 2SO₂

при недостатке кислорода:

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O (промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в р-ах обр0ся свободная S или SO₄^2-, например:

3H₂S + 4HClO₃ = 3H₂SO₄ + 4HCl

2H₂S + SO₂ = 2Н₂О + 3S H₂S + I₂ = 2HI + S

Сера входит в состав белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Содержится в каротине волос, костях, нервной ткани.

Галогены

Галогены-химические элементы главной подгруппы VII группы таблицы Менделеева. Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Сl⁻, Вr⁻, I⁻ уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I , астат At.

Фтор-зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционоспособен.

Хлор- зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром- красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Йод- фиолетово-чёрные кристаллы. как пушинка возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат- очень радиоактивен, поэтому о нём мало известно.

Физические свойства галогенов:энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно.От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с ув. атомного радиуса.

Химические свойства галогенов:Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми Ме без исключения, выделяя большое количество теплоты:

2Аl + 3F₂ = 2АlF₃ + 2989 кДж,

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р): Н₂ + F₂ = 2НF

при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами: Хе + F₂ = ХеF₂ + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер: 3F₂ + ЗН₂О = F₂О↑ + 4НF + Н₂О₂.

Свободный хлор реагирует со всеми простыми в-вами, за исключением О₂, N и благородных газов: Н₂ + Сl₂ = 2НСl(г)

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами:

СН₃-СН₃ + Сl₂ → СН₃-СН₂Сl + НСl

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:Сl₂ + 2НВr = 2НСl + Вr₂,

Обратимо реагирует с водой:Сl₂ + Н₂О = НСl + НСlO — 25 кДж.

По содержанию в организме хлор относится к макроэлементам, остальные галогены являются микроэлементами.