Тексты лекций по разделу «химия элементов» для студентов 1 курса специальности 1 31 01 01 «Биология (научно-педагогическая деятельность)»
|
|
Скачать 2.03 Mb.
|
|
Серная кислота Свойства простых веществ и соединений подгруппы селена Содержание в живом организме и биологическое действие Наименование веществ C-o-oh + hso Азот и химические свойства азота |
|
В атмосфере сероводорода серебро чернеет из-за реакции образования Ag2S (ПР = 2·10-50). При взаимодействии простых веществ (серы и ртути) легко образуется сульфид ртути HgS (ПР = 1,6·10-52) , поэтому пролитую ртуть, особенно попавшие в щели мелкие капли, нужно посыпать растертой серой. Очевидно, что реакция: 2 Ag + H2S = Ag2S + + H2 противоречит "ряду активности" или, правильнее, ряду стандартных электрохимических потенциалов. Ведь потенциал серебра в реакции: Ag+ + e = Ag равен +0,80 В, серебро стоит правее водорода и не может выделять его из растворов кислот. Но... это справедливо для растворов с концентрацией [Ag+] 1 М. В нашем случае нужно пользоваться уравнением Нернста в виде: E = E0 + 0,058 lg [Ag+]. Реакция растворения металла идет, если E < 0. При ПР = 2·10-50 [Ag+] = 10-25. Тогда E = 0,8 - 0,058·25 = 0,8 - 1,45 = -0,65 В. В результате получается, что очень слабая кислота: H2S (К1 = 1·10-7) растворяет благородный металл. Сера растворима в щелочах (диспропорционирование, как у галогенов): 3 S + 6 NaOH = Na2SO3 + 2 Na2S + 3 H2O. Способность серы образовывать цепочки (S8 в ромбической и моноклинной сере) сохраняется и в соединениях с водородом: H2S2, H2S3, H2S4. Выделены персульфиды водорода (сульфаны) до H2S23. Поэтому сера растворяется в насыщенных растворах сульфидов: Na2S + S = =Na2S2 . Сера также растворяется в хлориде S2Cl2 с образованием цепочек до S100Cl2. Сероводород и сульфиды сильные восстановители. Круговорот серы в природе В природе сера существует в виде соединений, в которых она проявляет степени окисления -2, 0, +4, +6. Важнейшее значение во взаимных превращениях соединений серы имеют простейшие микроорганизмы (бактерии и археи), лишенные ядра. Их называют прокариотами (prokaryota). Это древнейшие живые объекты, которые появились на Землее более 2,5 млрд. лет назад. Более сложные организмы с ядром эукариоты (eukaryota) появились примерно 1,4 млрд. лет назад. Во многих растениях сера ассимилируется в виде сульфат-иона SO42- и восстанавливается далее до сульфидных и дисульфидных групп в аминокислотах цистине, цистеине, метионине. Но некоторые анаэробные бактерии используют сульфаты фактически в качестве альтернативы кислороду, получая в процессе восстановления их до сульфидов S2- энергию и синтезируя АТФ. Полная цепочка восстановления выглядит так: SO42- →SO32-→ S3O62-→ S2O32- →S2- . В простейшем случае в роли кислорода выступает молекулярная сера, окисляемая до сероводорода (аналог воды). Существуют также анаэробные фототрофные бактерии, которые используют "серный аналог" фотосинтеза, получая из сероводорода серу. Обычно эти бактерии окрашены. Полная окислительная цепочка: S2-→ nS2- →S0 →S2O32- →SO32- →SO42- . Кислородные кислоты серы представлены в таблице 2.2. Тиосульфат получается при кипячении серы в растворе сульфита: Na2SO3 + S = Na2S2O3. В противогазах времени первой мировой войны раствор тиосульфата Таблица 2.2 – Кислородные кислоты серы
использовался как "антихлор" благодаря сильному восстановительному действию: Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5 H2O = Na2SO4 + H2SO4 + 8 HCl. С менее сильным окислителем йодом количественно идет реакция образования тетратионата: 2 Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2 NaI. Тиосерная кислота неустойчива и диспропорционирует (вспомним задачу практикума по химической кинетике): H2S2O3 = S↓ + SO2↑ + H2O. Сернистый газ SO2 и соли сернистой кислоты проявляют свойства оксилителя и восстановителя: SO2+2H2S=3S+2H2O; SO2 + Cl2 = SO2Cl2. Возможно и диспропорционирование: 4 Na2SO3 = 3 Na2SO4 + Na2S. ^ важнейший промышленный продукт. Концентрированная - сильный окислитель: Ag+2H2SO4(>95%)=Ag2SO4+SO2+2H2O; 4 Zn + 5 H2SO4 (>95%) = 4 ZnSO4 + H2S + 4 H2O. Максимум температуры кипения серной кислоты равен 3380С, при этом ее состав соответствует 98,3% H2SO4 и 1,7% воды. В серной кислоте хорошо растворим серный ангидрид SO3; полученные растворы называют олеумом. Из олеума удается выделить пиросерные кислоты H2S2O7 и H2S4O13. При электролизе растворов серной кислоты с высокими плотностями тока получается пероксосерная кислота H2S2O8 (соли персульфаты), в ней есть пероксидный мостик.
Селен с водой и разбавленными кислотами не реагирует, но медленно растворяется в щелочи и хорошо в концентрированной азотной кислоте и «царской водке». Теллур в горячей воде окисляется Те + 2Н2О = ТеО2 + 2Н2↑, а при действии концентрированной НNO3 на Se и Те продукты получаются различные: Se + 2HNO3 = H2SeO4 + 2NO↑; Те + 2HNO3 + 2H2O = H6TeO6 + 2NO. При нагревании на воздухе селен и теллур образуют соответственно SeO2 и ТеО2 – твёрдые, возгоняющиеся при нагревании вещества. В отличие от SO2 они служат окислителями, легко восстанавливаясь до свободных Те и SE. Оксид ТеО2 в воде трудно растворим, но растворяется в кислотах и щелочах и, таким образом, амфотерен. В воде SeO2 легко растворим и образует селенистую кислоту H2SeO3, проявляющую окислительные свойства, однако при действии вильных окислителей селенистая кислота переходит в селеновую. Она напоминает по свойствам серную кислоту, но является более сильным окислителем. В отличие от селеновой кислоты, теллуровая кислота Н6ТеО6 является кислотой шестиосновной, в воде труднорастворима и представляет собой слабую кислоту. Селен и теллур образуют Н2Se и Н2Те, легко разлагающиеся эндотермические соединения, растворение которых в воде приводит к образованию более сильных кислот, чем сероводородная. Оба соединения – сильные восстановители. Достаточно хорошо изучены многочисленные соединения полония от простого оксида РоО2 до сложных комплексных соединений. При нагревании полоний образует твёрдый, легко возгоняющийся оксид РоО2. Он может быть окислителем, восстанавливаясь до Ро, а при растворении в воде даёт основание: РоО2 + 2Н2О = Ро(ОН)4. С галогенводородными кислотами даёт соль: РоО2 + 4HCl = РоCl4 = 2Н2О. С кислотами, особенно окисляющими, полоний реагирует как типичный металл: Ро + 8HNO3 = Ро(NO3)4 + 4NO2 + 4Н2О. Соединение полония с водородом Н2Ро неустойчиво. В отличие от теллура полоний способен входить в состав значительного числа комплексных анионов типа [PoI6]2-. Селен и теллур образуют аналогичные кислоты, причем селеновая H2SeO4 и теллуровая H2TeO4 кислоты являются сильными окислителями. Селеновая кислота гораздо сильнее теллуровой. Серную кислоту из-за широкого применения называют "хлебом химической промышленности". Широко используется сульфат кальция в виде полуводного алебастра CaSO4∙0,5H2O для получения гипса CaSO4∙2H2O. Квасцы K[Al(SO4)2] ∙12H2O применяются для дубления кожи и при крашении тканей. Сульфат натрия используется в производстве стекла и бумаги. Тиосульфат натрия растворитель галогенидов серебра в фотографии ("фиксаж"). Гидросульфит кальция Ca(HSO3)2 используется в производстве целлюлозы. В производстве синтетических моющих средств (сульфохлорирование углеводородов) используют смесь сернистого газа и хлора. На основе сульфидов стронция и бария готовят светящиеся краски. Сульфиды, селениды и теллуриды (кадмия, свинца) перспективные полупроводники. Теллуриды висмута и сурьмы (Bi2Te3, Sb2Te3) применяются в качестве термопар в термогенераторах. Основное применение элементарной серы вулканизация каучуков. Селен используется в активных фотоэлементах и в качестве светочувствительного материала в фотокопировальной технике (лазерные принтеры и ксероксы). ^ Известно, что спектральная чувствительность человеческого глаза и селенового фотоэлемента совпадают. В сетчатке человеческого глаза селена около 7 мкг, а в глазе орла 780 мкг. В опытах на кроликах была установлена прямая зависимость между остротой зрения и содержанием селена в глазах. Сера входит в состав важнейших антибиотиков пенициллинов в структуре аминопенициллоновой кислоты. Официально пенициллин открыл в 1928 г. Александер Флеминг (1881-1955), Нобелевская премия 1945 г. Но в 70-х годах 19 века целебное действие зеленой плесени описали Вячеслав Авксентьевич Манассеин (1841-1901) и Алексей Герасимович Полотебнов (1838-1907 или 1908). "Мы можем назвать прежде всего эмпирическое знание повязки с сыром рокфор, использовавшиеся в средние века, но по этому поводу можно констатировать и нечто еще более удивительное. Эрнст Дюшен, студент военномедицинского училища в Лионе, представил 17 декабря 1897 г. диссертацию под названием "Содействие исследованию жизненного соперничества микроорганизмов антагонизм между плесенями и микробами". В этой работе можно найти опыты, показывающие действие на бактерий "пенициллум глаукум". Однако и эта диссертация прошла незамеченной. В таблицах 2.3, 2.4 приведены токсческие свойства элементов и их соединений VI группы. Таблица 2.3 – Токсические свойства элементов VI группы и их соединений
Таблица 2.4 – Токсические свойства элементов VI группы
Причина токсического действия сернистого газа повреждение биомембран. С сернистой кислотой реагируют гидропероксидные производные жирных кислот, образующиеся из фосфолипидов под действием липоксигеназы. При этом получаются радикалы, выделяющие при распаде альдегиды: HR1R2^ 3- →HR1R2C-O. + HSO3. + OH-. Сернистый газ в атмосфере Природный выброс сернистого газа составлял в 1990 г. 20 млн. т в год, а антропогенный 150 млн. т. Максимум загрязнения приходился в Европе на 1973-1974 гг.; тогда рН дождя в Шотландии составлял 2,4, на западном берегу Норвегии 2,7. Электростанция мощностью 1 млн. кВт тратит в год 3 млн. т каменного угля, при этом в атмосферу выбрасывается до 100000 т сернистого газа. В присутствии сернистого газа озоновый слой становится источником сернокислотного загрязнения атмосферы и осадков: O3 - λ> 310 нм →O2 + O (3P) основное состояние атомарного кислорода O3 - λ< 310 нм →O2 + O (1D) возбужденное (синглетное) состояние атомарного кислорода O3+SO2=SO3+O2 ; O(1D)+H2O = .OH+.OH ; SO2 + 2 .OH = H2SO4. 5-9 декабря 1952 г. концентрация сернистого газа в Лондоне превысила обычную (0,4 мг/м3) в 5 раз и достигла 2 мг/м3. Кстати, среднесуточная ПДК в России 0,05 мг/м3. В результате среднесуточное число смертей в сутки возросло в Лондоне в 5 раз, всего от смога (от англ. smoke дым и fog - туман) в начале декабря скончались около 4000 человек. Сероуглерод: ПДК 1 мг/м3. Порог восприятия 0,04 мг/м3. Головная боль 1000 мг/м3. Смертельно свыше 10 г/м3. Лекция 3 Общая характеристика р-элементов V группы
К элементам главной подгруппы V группы относятся: N, P, As, Sв, Bi. Электронная формула внешнего валентного уровня: ns2np3, то есть имеют 5 валентных электронов, из них 3 неспаренных, а 2 спаренных: │↑│↑│↑│ │↑↓│ np ns Предвнешняя электронная оболочка азота имеет 2 электрона, фосфора – 8, а мышьяка, сурьмы, висмута – по 18, поэтому мышьяк, сурьму и висмут объединяют в подгруппу мышьяка. В подгруппе свойства атомов элементов периодически изменяются. От азота к висмуту радиус атома увеличивается. Энергия ионизации уменьшается, поэтому восстановительные и металлические свойства сверху вниз увеличиваются. Относительная электроотрицательность атомов сверху вниз в подгруппе уменьшается. Азот и фосфор – типичные неметаллы. У мышьяка уже заметны металлические свойства, но это всё же неметалл. У сурьмы металлические и неметаллические свойства выражены примерно одинаково, а висмут – это уже типичный металл (неметаллическая модификация отсутствует). Имея 5 валентных электронов, атомы в своих соединениях могут проявлять степени окисления от минимальной (-3) до максимальной (+5). Так, для азота характерны все степени окисления от –3 до +5, для фосфора самая характерная степень окисления равна +5, а для висмута равна +3. Содержание азота в природе (включая атмосферу и гидросферу) составляет 0,04% (масс). Основная масса азота находится в составе атмосферы (78,2% по объёму). Из минералов промышленное значение имеют чилийская селитра NaNO3 и индийская селитра KNO3.
В промышленности азот получают из жидкого воздуха в результате его перегонки. В лабораториях обычно используется азот, доставляемый с производства в стальных баллонах под повышенным давлением или жидкий азот в сосудах Дьюара. Можно получать азот разложением некоторых его соединений: to NH4NO2 → N2 + 2H2O to (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O to 2N2O → 2N2 + O2 Особо чистый азот получают термическим разложением азида натрия: to 2NaN3 → 2Na + 3N2. Известно много других реакций, в которых выделяется азот. Азот – газ без цвета, без вкуса и запаха, плохо растворяется в воде (1 л Н2О при 0о растворяет 24 мл N2) и других растворителях, молекула двухатомна, в молекуле N2 прочная тройная связь. Молекула N2 является единственной среди молекул Э2 элементов второго периода, где связь тройная и это самая прочная из молекул этого типа. В обычных условиях азот непосредственно взаимодействует лишь с литием с образованием Li3N. При нагревании (то есть активации молекул N2) или воздействии электрического разряда вступает в реакцию со многими веществами, обычно выступает как окислитель (азот по электроотрицательности на 3 месте после кислорода и фтора) и лишь при взаимодействии со фтором и кислородом – как восстановитель. to to to N2 + 3H2 ↔ 2NH3 N2 + 2B → 2BN 3Si + 2N2 → Si3N4. to to 3Ca + N2 → Ca3N2 N2 + O2 → 2NO. |
Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Похожие:
База данных защищена авторским правом ©MedZnate 2000-2016
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям
allo, dekanat, ansya, kenam
обратиться к администрации | правообладателям | пользователям