Медико биологическое значение соединений серебра

Цинк расположен во второй группе периодической системы. В атоме цинка полностью заполняется 3d-подуровень на котором теперь находится 10 электронов. Цинк принадлежит к побочной подгруппе II группы. Поскольку цинк расположен во второй группе периодической системы, то он относится к металлам. В химических реакциях он будет проявлять металлические свойства. для металлов более приемлема отдача электронов.

Введение. Положение в периодической системе, нахождение в природе, история открытия.
Положение в периодической системе, строение атома.
Нахождение в природе.
История открытия.
Основная часть. Получение, свойства цинка, медико-биологическое значение и применение в медицине.
Получение цинка.
Физические свойства цинка.
Химические свойства цинка.
Медико-биологическое значение цинка и его соединений.
Применение соединений цинка в медицине.
Заключение.

Работа содержит 1 файл

1. Введение. Положение в периодической системе, нахождение в природе, история открытия.

1. Положение в периодической системе, строение атома.
2. Нахождение в природе.
3. История открытия.

1. Получение цинка.
2. Физические свойства цинка.
3. Химические свойства цинка.
4. Медико-биологическое значение цинка и его соединений.
5. Применение соединений цинка в медицине.

I. Введение. Положение в периодической системе, нахождение в природе, история открытия.

Комплексные соединения. 1 часть. 11 класс.

Положение в периодической системе, строение атома. Порядковый номер цинка в периодический системе – 30. Молярная масса элемента равна 65,39 г/моль. Его электронная формула следующая:

30Zn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2

Это значит, что в нейтральном атоме цинка содержится 30 электронов, заряд ядра атома цинка также равен 30. Цинк расположен в четвертом периоде системы – в атоме цинка есть четыре электронных слоя, на которых расположены электроны. Цинк расположен во второй группе периодической системы. В атоме цинка полностью заполняется 3d-подуровень на котором теперь находится 10 электронов.

Цинк принадлежит к побочной подгруппе II группы. Поскольку цинк расположен во второй группе периодической системы, то он относится к металлам. В химических реакциях он будет проявлять металлические свойства. для металлов более приемлема отдача электронов. Поэтому цинк может отдавать два электрона с — подуровня. Поэтому цинк будет проявлять степень окисления +2.

В связи с экранированием 3d-подуровня и его заполненностью, электроны с него не будут принимать участие в химических процессах и поэтому цинк будет проявлять только степень окисления равную +2.

Нахождение в природе. По содержанию в земной коре цинк занимает 23-е место среди других элементов (0,01%). Обычно цинковые руды – полиметаллические. Наиболее распространенный минерал цинка — сфалерит, или цинковая обманка ZnS, входит в состав многих сульфидных руд.

Цинковую обманку считают первичным минералом, из которого образовались другие минералы цинка: цинковый шпат ZnCO3, цинкит ZnO, каламин 2ZnO·SiO2·Н2O. На Алтае нередко можно встретить полосатую «бурундучную» руду — смесь цинковой обманки и бурого шпата. Кусок такой руды издали действительно похож на затаившегося полосатого зверька.

6.8. Соединения меди, серебра, золота

Казахстан славится своими запасами полиметаллических руд. Основные месторождение свинцово-цинковых руд расположены в Жезказганской области, на Рудном Алтае и в Южном Казахстане. Цинк выпускают металлургические заводы Риддера, Усть-Каменогорска и Шымкента.

История открытия. Сплав цинка с медью — латунь — был известен еще в Древней Греции, Древнем Египте, Индии (VII в.), Китае (XI в.). Долгое время не удавалось выделить чистый цинк.

В 1746 А. С. Маргграф разработал способ получения чистого цинка путём прокаливания смеси его окиси с углём без доступа воздуха в глиняных огнеупорных ретортах с последующей конденсацией паров цинка в холодильниках. В промышленном масштабе выплавка цинка началась в XVII в. Латинское название zincum переводится как «белый налет». Происхождение этого слова точно не установлено.

Предположительно, оно идет от персидского «ченг», хотя это название относится не к цинку, а вообще к камням. Слово «цинк» встречается в трудах Парацельса и других исследователей 16—17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому «цинко» — налет, бельмо на глазу. Общеупотребительным название «цинк» стало только в 1920-х годах.

II. Основная часть. Получение, свойства цинка, медико-биологическое значение и применение в медицине.

Получение цинка. Цинк в природе как самородный метал не проявляется. Цинк добывают из полиметаллических руд, содержащих 1-4% Zn в виде сульфида, а также Cu, Pb, Ag, Au, Cd, Bi. Руды обогащают селективной флотацией, получая цинковые концентраты (50-60% Zn) и одновременно свинцовые, медные, а иногда также пиритные концентраты. Цинковые концентраты обжигают в печах в кипящем слое, переводя сульфид цинка в оксид ZnO; образующийся при этом сернистый газ SO2 расходуется на производство серной кислоты:

От ZnO к Zn идут двумя путями. По пирометаллургическому (дистилляционному) способу, существующему издавна, обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300°С:

Образующиеся при этом пары металла конденсируют и разливают в изложницы. Сначала восстановление проводили только в ретортах из обожженной глины, обслуживаемых вручную, позднее стали применять вертикальные механизированные реторты из карборунда, затем — шахтные и дуговые электропечи; из свинцово-цинковых концентратов цинк получают в шахтных печах с дутьем. Производительность постепенно повышалась, но цинк содержал до 3 % примесей, в том числе ценный кадмий. Дистилляционный цинк очищают ликвацией (то есть отстаиванием жидкого металла от железа и части свинца при 500 °C), достигая чистоты 98,7 %. Применяющаяся иногда более сложная и дорогая очистка ректификацией дает металл чистотой 99,995 % и позволяет извлекать кадмий.

Основной способ получения цинка — электролитический (гидрометаллургический). Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой:

Получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом.

Цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют (сдирают) и плавят в индукционных печах. Обычно чистота электролитного цинка 99,95 %, полнота извлечения его из концентрата (при учете переработки отходов) 93-94 %. Из отходов производства получают цинковый купорос, Pb, Cu, Cd, Au, Ag; иногда также In, Ga, Ge, Tl.

Физические свойства цинка. Цинк – металл синевато-белого цвета с сильным металлическим блеском. Во влажном воздухе этот блеск исчезает из-за образования оксидной пленки. Цинк – металл средней твердости. Его плотность 7,13 г/см 3 . Чистый металл довольно пластичен и может быть прокатан в тонкую фольгу.

Технический цинк при обычной температуре является хрупким, но при 100-150°С он становится пластичным и его можно прокатывать в листы и вытягивать в проволоку. Выше 200°С он опять становится хрупким и его можно растереть в порошок, как и при очень низких температурах. Цинк легко плавится (температура плавления 419,4°С) и принадлежит к числу летучих металлов (температура кипения 905,7°С).

Химические свойства цинка. Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.

На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO:

Оксид цинка реагирует как с растворами кислот:

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:

и растворами щелочей:

образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4.

При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и ее аналогами — селеном и теллуром — различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550—600°C.

В водных растворах ионы цинка Zn 2+ образуют аквакомплексы [Zn(H2O)4] 2+ и [Zn(H2O)6] 2+ .

Медико-биологическое значение цинка и его соединений. Цинк – один из наиболее важных биологически активных элементов и необходим для всех форм жизни. Тело взрослого человека содержит около 2 г цинка. Хотя цинксодержащие ферменты присутствуют в большинстве клеток, его концентрация очень мала и поэтому довольно поздно стало понятно, насколько важен этот элемент.

Необходимость и незаменимость цинка для человека была установлена 100 лет тому назад. Роль цинка в жизнедеятельности организма обусловлена, в основном, тем, что он входит в состав более 40 важных ферментов. Они катализируют гидролиз пептидов, белков, некоторых эфиров и альдегидов. Наибольшее внимание привлекают два цинксодержащих фермента: карбоксипептидаза А и карбоангидраза.

Карбоксипептидаза А катализирует гидролиз концевой пептидной связи в белках в процессе пищеварения. Она имеет относительную молекулярную массу около 34000 и содержит атом цинка, тетраэдрически координированный с двумя гистидиновыми атомами азота, карбоксильным атомом кислорода глутаматного остатка и молекулой воды. Точный механизм ее действия до конца не ясен, несмотря на интенсивное изучение модельных систем, однако принято считать, что первой стадией является координация концевого пептида к атому цинка.

Карбоангидраза была первым из открытых цинксодержащих ферментов (1940), она катализирует обратимую реакцию превращения диоксида углерода в угольную кислоту. В эритроцитах млекопитающих прямая реакция (гидратация) протекает при поглощении диоксида углерода кровью в тканях, а обратная реакция (дегидратация) идет, когда диоксид углерода затем высвобождается в легких.

Фермент увеличивает скорости этих реакций примерно в миллион раз. Относительная молекулярная масса фермента составляет около 30 000. Почти сферическая молекула содержит один атом цинка, расположенный в глубоком «кармане» белка, где есть и несколько молекул воды, расположенных в таком же порядке, как во льде.

Атом цинка координирован тетраэдрически с тремя имидазольными атомами азота и молекулой воды. Точные детали действия фермента не установлены, однако кажется вероятным, что координированная молекула Н2О ионизируется с образованием Zn–OH – , а нуклеофил ОН – затем реагирует с атомом углерода в СО2 (который может удерживаться в правильном положении водородными связями двух его атомов кислорода) с образованием НСО3 – . В отсутствие фермента данная реакция требует высокого рН. Роль фермента заключается в создании подходящего окружения внутри белкового «кармана», которое способствует диссоциации координированной молекулы воды при рН=7.

Позднее была установлена функция цинка в белках, отвечающих за распознавание последовательности оснований в ДНК и, следовательно, регулирующих перенос генетической информации в ходе репликации ДНК. Эти белки с так называемыми «цинковыми пальцами» содержат 9 или 10 ионов Zn 2+ , каждый из которых, координируясь с 4 аминокислотами, стабилизирует выступающую складку («палец») белка. Белок обертывается вокруг двойной спирали ДНК, при этом каждый из «пальцев» связывается с ДНК. Их расположение совпадает с последовательностью оснований в ДНК, что обеспечивает точное распознавание.

Цинк участвует в углеводном обмене с помощью цинксодержащего гормона – инсулина. Только в присутствии цинка действует витамин А. Этот элемент необходим для формирования костей. Кроме того, он проявляет антивирусное и антитоксическое действие.

Цинк влияет на вкус и обоняние. Из-за нехватки цинка, необходимого для полноценного развития плода, многие женщины в первые 3 месяца беременности жалуются на капризы вкуса и обоняния.

Дефицит цинка может быть вызван нарушением деятельности щитовидной железы, болезнями печени, плохим усвоением, недостатком цинка в воде и пище, а также слишком большим количеством фитина в продуктах питания (фитин связывает цинк, затрудняя его усвоение). Алкоголь также понижает уровень цинка в организме, особенно в мышцах и плазме крови.

Цинк необходим организму в количестве 10–20 мг в день, однако лекарствами восполнить недостаток цинка очень трудно. В естественных сочетаниях цинк содержится только в пище, что и определяет его усвояемость. Наиболее богаты цинком мясо, печень, молоко, яйца.

В организме существует конкуренция между цинком и медью, а также железом. Поэтому, употребляя богатую цинком пищу, следует дополнить диету пищей, богатой медью и железом. Нельзя применять цинк вместе с селеном, так как два этих элемента взаимодействуют друг с другом и выводятся из организма.

Применение соединений цинка в медицине. В фармакологии и медицине используют многие соединения цинка. Со времен Парацельса до наших дней в фармакопее значатся глазные цинковые капли (0,25%-ный раствор ZnSO4). Как присыпка издавна применяется цинковая соль стеариновой кислоты. Феносульфат цинка — хороший антисептик.

Суспензия, в которую входят инсулин, протамин и хлорид цинка — новое эффективное средство против диабета, действующее лучше, чем чистый инсулин. И вместе с тем многие соединения цинка, прежде всего его сульфат и хлорид, токсичны.

Источник: www.stud24.ru

Химия и биологическая роль элементов VI B группы

Однако необходимо помнить, что для организма вреден не только недостаток, но и избыток биогенных элементов, так как при этом нарушается гомеостаз. Например, при поступлении избытка марганца с пищей в плазме повышается уровень меди, а в почках он снижается. Повышение содержания молибдена в продуктах питания приводит к увеличению количества меди в печени. Избыток цинка вызывает угнетение активности железосодержащих ферментов (антагонизм Zn и Fe).

1.Введение…………………………………………………………………..……..3
2.Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия
элементов и их распространенности в природе………. ………………. ……5
3. Свойства простых веществ: реакции с кислотами……………………….…..14
4. Важнейшие соединения хрома (III) и их химические свойства………..…..17
5. Соединения Ме (VI): молибденил- и вольфрамил-ионы; галогениды и оксигалогениды, оксиды, анионные комплексы………………………………20
6. Окислительные свойства хроматов и дихроматов……………………….…29
7. Медико-биологическое значение соединений хрома,
молибдена, вольфрама……………………………………………………….…..31
8.Заключение…………………………………………………………….……….34
9.Список используемой литературы……………………………..……………..35

Файлы: 1 файл

ГБОУ ВПО «ОрГМУ» Минздрава России

Кафедра «Химии и фармацевтической химии.»

Реферат по дисциплине Химия

на тему: «Химия и биологическая роль

элементов VI B группы.»

Выполнила:

студентка 114 группы

лечебного факультета

Рахманкина Д.П.

Проверила:

доцент кафедры

химии и фармацевтической химии

Шарапова Н.В.

Оренбург 2015

1.Введение…………………………………………………… ……………..……..3

2.Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия

элементов и их распространенности в природе………. ………………. ……5

3. Свойства простых веществ: реакции с кислотами……………………….…..14

4. Важнейшие соединения хрома (III) и их химические свойства………..…..17

5. Соединения Ме (VI): молибденил- и вольфрамил-ионы; галогениды и оксигалогениды, оксиды, анионные комплексы………………………………20

6. Окислительные свойства хроматов и дихроматов……………………….…29

7. Медико-биологическое значение соединений хрома,

9.Список используемой литературы……………………………..…………….. 35

2

Введение

Мнение о том, что в организме человека можно обнаружить, практически все элементы периодической системы Д. И. Менделеева, становится привычным.

Однако многие ученые предполагают, что в живом организме не только присутствуют все химические элементы, но каждый из них выполняет какую-то биологическую функцию. Вполне возможно, что эта гипотеза не подтвердится. По мере того как развиваются исследования в данном направлении, выявляется биологическая роль все большего числа химических элементов.

Однако необходимо помнить, что для организма вреден не только недостаток, но и избыток биогенных элементов, так как при этом нарушается гомеостаз. Например, при поступлении избытка марганца с пищей в плазме повышается уровень меди, а в почках он снижается. Повышение содержания молибдена в продуктах питания приводит к увеличению количества меди в печени. Избыток цинка вызывает угнетение активности железосодержащих ферментов (антагонизм Zn и Fe).

Среди d-элементов жизненно необходимы в основном элементы четвертого периода: марганец, железо, цинк, медь, кобальт. В последнее время установлено, что несомненна физиологическая роль и некоторых других d-элементов этого периода: титана, хрома, ванадия.

3

d-элементы пятого и шестого периодов, за исключением молибдена, не проявляют выраженной положительной физиологической активности.

Молибден же входит в состав ряда окислительно-восстановительных ферментов (например, ксантиноксидазы, альдегидоксидазы)и играет большую роль в протекании биохимических процессов. Широко используют различные элементы и их соединения в качестве лекарственных средств.

Организм человека состоит на 60% из воды, 34% приходится на органические вещества и 6% — на неорганические. В неорганических веществах организма человека обязательно присутствуют 22 химических элемента: Ca, P, O, Na, Mg, S, B, Cl, K, V, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Mo, Cr, Si, I, F, Se. Я остановлюсь на элементах шестой побочной подгруппы (подгруппа хрома): Cr,Mo и W.

4

Общая характеристика, краткие сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе

Шестую побочную подгруппу (подгруппу хрома) составляют элементы: хром, молибден, вольфрам. Содержание их в природе невелико, относятся они к редким металлам. Благодаря целому ряду полезных химических и физических свойств эти элементы широко используют в машиностроении и химической технологии.

Конфигурация валентных электронов Cr и Мо –(n-1)d5 ns1,W-5d46s2/.

Cумма валентных электронов хрома, молибдена, вольфрама равна 6, что и определило их положение в VIБ группе. Как у большинства d-элементов, предпоследний электронный слой неустойчив. У Cr и Мо-13 электронов, у W-12. Поэтому валентность хрома, молибдена и вольфрама непостоянна. По этой же причине соединения металлов группы VIБ характеризуется набором степеней окисления от +2 до +6.Наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +3 и +6.

Соединения молибдена и вольфрама более устойчивы со степенью окисления +6.Молибден со степенью окисления проявляет слабые окислительные свойства, восстанавливаясь до +5. Окислительные свойства практически не проявляются в аналогических соединениях вольфрама, что соответствует общей закономерности для d-элементов: c увеличением порядкового номера элемента в группе увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления.

В свойствах элементов этой группы проявляются закономерности, характерные для всех d-элементов. Незначительное увеличение орбитального радиуса молибдена (по сравнению с хромом) и небольшое

5

уменьшение орбитального радиуса вольфрама (вследствие лантаноидного сжатия) определяют следующие свойства: в группе сверху вниз энергия ионизации увеличивается, что ведет к уменьшению металлических и восстановительных свойств элементов. Поэтому самым активным является хром, он проявляет и более сильные восстановительные свойства.

Химия хрома, молибдена и вольфрама, как и у других d-элементов представлена большим числом комплексных соединений, для которых наиболее характерно координационное число 6, что соответствует sp3d2-гибридизации.

Элементы группы VIБ, в отличие от других d-элементов ,образуют кислородные полимерные соединения сложного состава .Склонность к полимеризации у Cr(VI) слабо выражена и сильнее проявляется у Мо(VI) и W(VI).Образование полимерных ионов обьясняется большой энергией связи М-О и способностью мономерных ионов МоО42- и WO42- образовывать полимерные кристаллы.

6

История открытия молибдена и его распространение в природе

Название молибдена происходит от латинского слова molybdaena, которым в средние века обозначали все минералы способные оставлять след на бумаге: и графит, и галенит Pbs, и даже сам свинец. И ещё минерал, который сейчас называют молибденитом, или молибденовым блеском. Впоследствии оказалось, что этот минерал тогда ещё неизвестного элемента №42. Но до середины 18-го века молибденит и графит не различали, лишь в 1758 г. известный шведский химик и минералог Аксель Фредерик Кронстедт предположил, что это самостоятельных вещества, но прошло ещё 20 лет, прежде чем это сумели доказать на опыте.

Минерал, которым писали, попал в лабораторию другого большого химика, Карла Вильгельма Шееле. Первое, что он сделал, это исследовал, как на этот минерал действуют крепкие кислоты. В концентрированной азотной кислоте минерал растворился, но при этом в колбе выпал белый осадок. Высушив его и исследовав, Шееле установил, что особая белая земля обладает свойствами кислотного окисла.

В то время химики ещё не имели чёткого представления о том, что ангидрид(«кислота-вода») – это соединение элемента с кислородом. Однако собственный опыт подсказывал учёному: чтобы выделить элемент из «земли», нужно прокалить её с чистым углем. Но для этого у Шееле не было подходящей печи. И он попросил проделать этот опыт другого химика, Гьельма, у которого такая печь была. Гьельм согласился.

Лишённый чувств зависти, беззаветно преданный науке, Шееле с волнением ждал результата. И когда опыты завершились получением неизвестного металла, Шееле написал Гьельму: «Радуюсь, что мы теперь обладаем

Это было в 1790 г. Новый металл получил имя – чужое имя, потому что латинское molibdaena происходит от древнегреческого названия свинца – μολνβδος. В этом есть парадокс – трудно найти металлы более несхожие чем молибден и свинец.

Но металл полученный Шееле и Гьельмом, не был чистым: при прокаливании с углем трёхокиси молибдена МоО3 невозможно получить чистый Мо, т.к. он реагирует с углем, образуя карбид.

Уже после смерти обоих первооткрывателей их знаменитый соотечественник Берцелиус восстановил молибденовый ангидрид не углем, а водородом, получил чистый молибден, установил его атомный вес и подробно исследовал его свойства.

Различают несколько видов молибденовых руд:

1.простые кварцево-молибденовые руды, в которых молибденит залегает в кварцевых жилах.

2.Кварцево-молибдено- вольфрамитовые руды, содержащие наряду с молибденитом вольфрамит.

3.Скарновые руды. В рудах этого типа молибденит часто с шеелитом и некоторыми сульфидами (перит, халькоперит) залегают в кварцевых жилах, заполняющих трещины в скарнах (окременённых известняках).

4.Медно-молибденовые руды, в которых молибденит сочетается с сульфидами меди и железа. Это наиболее важный источник получения молибдена.

В речных водах Молибдена мало (10-7 — 10-8%). Поступая со стоком в океан, Молибден частично накапливается в морской воде (в результате ее испарения Молибдена здесь 1·10-6%), частично осаждается, концентрируясь в глинистых илах, богатых органическим веществом и H2S.

9

История открытия хрома и его распространенность в природе

Хром был обнаружен в конце XVIII века.

В 1766 году петербургский профессор химии И.Г.Леман описал новый минерал, найденный на Урале на Березовском руднике, в 15 километрах от Екатеринбурга. Обрабатывая камень соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец.

Спустя несколько лет, в 1770 году, Березовские рудники описал академик П.С.Паллас.

Вот как он описывал хром в своих работах:

“Березовские копи, состоят из четырех рудников, которые разрабатываются с 1752 года. В них наряду с золотом добываются серебро и свинцовые руды, а также находят замечательный красный свинцовый минерал, который не был обнаружен больше ни в одном другом руднике России. Эта свинцовая руда бывает разного цвета (иногда похожего на цвет киновари), тяжелая и полупрозрачная. Иногда маленькие неправильные пирамидки этого минерала бывают вкраплены в кварц подобно маленьким рубинам. При размельчении в порошок она дает красивую желтую краску. ”.

Сначала обнаруженный минерал был назван “сибирским красным свинцом”. Впоследствии за ним закрепилось название “крокоит”.

В конце XVIII века образец крокоита был привезен Палласом в Париж.

Этим минералом заинтересовался известный французский химик Луи Никола Воклен. В 1796 году он подверг минерал химическому анализу.

Он проводит анализ минерала в своем отчете: “Все образцы этого вещества, которые имеются в нескольких минералогических кабинетах Европы, были получены из Березовского золотого рудника. Раньше рудник был очень богат этим минералом, однако говорят, что несколько лет назад запасы минерала в руднике истощились, и теперь этот минерал покупают на вес золота, в особенности, если он желтый.

Образцы минерала, не имеющие правильных очертаний или расколотые на кусочки, годятся для использования их в живописи, где они ценятся за свою желто-оранжевую окраску, не изменяющуюся на воздухе.

Красивый красный цвет, прозрачность и кристаллическая форма сибирского красного минерала заставила минералогов заинтересоваться его природой и местом, где он был найден. Большой удельный вес и сопутствующая ему свинцовая руда, естественно, заставляли предполагать о наличии свинца в этом минерале. ”

В 1797 году Воклен повторил анализ. Растертый в порошок крокоит он поместил в раствор углекислого калия и прокипятил. В результате опыта ученый получил углекислый свинец и желтый раствор, в котором содержалась калиевая соль неизвестной тогда кислоты.

При добавлении к раствору ртутной соли образовывался красный осадок, после реакции со свинцовой солью появлялся желтый осадок, а введение хлористого олова окрашивало раствор в зеленый цвет. После осаждения соляной кислотой свинца Воклен выпарил фильтрат, а выделившиеся красные кристаллы (это был оксид шестивалентного хрома) смешал с углем, поместил в графитовый тигель и нагрел до высокой температуры. Когда опыт был закончен, ученый обнаружил в тигле множество серых сросшихся металлических иголок, весивших в 3 раза меньше, чем исходное вещество.

Так впервые был выделен новый элемент. Один из друзей Воклена

предложил ему назвать элемент хромом (по-гречески “хрома” — окраска) из-за яркого разнообразного цвета его соединений. Сначала Воклену не понравилось предложенное название, поскольку открытый им металл имел скромную серую окраску и как будто не оправдывал своего имени. Но друзья все же сумели уговорить Воклена и, после того как французская Академия наук по всей форме зарегистрировала его открытие, химики всего мира внесли слово “хром” в списки известных науке элементов.

В 1854 году удалось получить чистый металлический хром электролизом водных растворов хлорида хрома. В металлургии, где расход хрома для легирования сталей очень велик, используют не сам хром, а его сплав с железом — феррохром.

Источник: www.yaneuch.ru

Применение соединений серебра в фармации

Нитрат серебра применяется в анализе для количественного опре­деления хлоридов и бромидов, для обнаружения арсина (реакция Гутцайта). Однако, в виду значительного сокращения запасов серебра в последнее время применение его соединений ограничено.

Концентрированная серная кислота подвергается автопротолизу

Концентрированная H2SO4 является сильным окислителем и в зависимости от условий (концент­рации кислоты, активности металла и температуры) получаются раз­личные продукты: S; H2S, но чаще SO2, т.к. выделяющиеся S и H2S могут также взаимодействовать с H2SO4:

Концентрированная H2SO4 никогда не выделяет водорода.

Разбавленная H2SO4 взаимодействует с металлами, которые в электрохи­мическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образу­ются водород и сульфаты металлов:

Свинец не растворяется в разбавленной кислоте, т.к. образую­щаяся соль PbSO4 нерастворима.

Металлы, находящиеся в ряду напряжений после водорода (Cu, Ag, Hg и Au) с разбавленной H2SO4 не реагируют.

С концентрированной H2SO4 эти металлы реагируют с образованием – SO2 и сульфатов металлов:

Окислительные свойства концентрированная серная кислота проявляет и по отношению к сложным веществам:

Сера (VI) проявляет окислительные свойства в молекулах H2SO4, но не в ионе SO4 2- . В разбавленной H2SO4 более сильным окислителем является ион водорода (H + ), поэтому металлы с ней реагируют с выделением Н2.

Активные металлы с конц. H2SO4 образуют сульфаты и различные продукты восстановления в зависимости от температуры:

Смесь полисерных кислот представляет собой густую маслянистую жидкость, дымящую на воздухе.

Серная кислота — важный продукт химической промышленности. Ее расходуют для производства кислот и солей. Многие сульфаты применяют в качестве лекарственных средств.

В больших количествах H2SO4 идет на получение удобрений (суперфосфатов, сульфата аммония), для очистки нефтепродуктов и осушки газов.

Ее используют для получения различных красителей, вискозного шелка, полиамидных волокон, пластмасс, для рафинирования минераль­ных масел, как электролит свинцовых аккумуляторов и для многих других целей.

Производство серной кислоты состоит из нескольких последова­тельных процессов:

2. Окисление SO2 в SO3, который можно осуществить нитрозным (катализатор NO) или контактным способом (катализатор V2O5 или Pt).

3. Поглощение SO3 серной кислотой (96-98%-ной).

Контактный метод получения H2SO4 имеет ряд преимуществ, одно из которых – получение H2SO4 высокой концентрации.

Безводная H2SO4 – тяжелая, маслянистая жидкость (r = 1,834 г/см 3 ) без цвета и запаха, гигроскопична. tпл = 10,4°С, tкип = 29б¸340°С (разл.). Неограниченно смешивается с водой, в разбавленном растворе — сильная кислота. Твердые гидраты H2SO4´H2O — моногидрат и H2SO4´2H2O — дигидрат серной кислоты имеют ионное строение: H3O + HSO4 — . Вступает в реакции обмена, нейтрализуется щелочами. В концентрированном растворе H2SO4 некоторые металлы (Be, Bi, Co, Fe, Mg, Nb) пассивируются.

По первой ступени H2SO4 диссоциирует практически полностью:

Вопросы и задачи для самоподготовки:

1. Напишите электронные формулы атомов Cu, Ag, Au.

2. В чем их особенность? Какие степени окисления для них возможны, а какие характерны?

3. Напишите электронные формулы возможных ионов Cu,Ag,Au. Укажите тип их электронной конфигурации.

4. Охарактеризуйте гидроксид меди (II).

5. Чем объяснить, что во многих комплексных соединения меди (II) координационное число меди равно четырем, а не шести; приведите примеры КС меди (II) и уравнения реакции их получения.

6. Окислительные свойства соединений меди (II).

7. Соединения меди (I): гидроксид, соли. Получение, растворимость.

8. Обнаружение соединений меди.

9. Охарактеризуйте биологическую роль меди.

10. В чем проявляется токсичность соединений меди?

11. Какие соединения меди применяются в медицине и фармации?

12. Соединения серебра (I). Почему ион Ag+ практически не подвергается гидролизу? Какие соли серебра (I) легко растворимы в воде?

13. Приведите формулы галогенидов серебра (I); какие из них и почему легко растворяются в воде и в концентрированном растворе аммиака? Напишите соответствующие уравнения реакций.

14. Напишите уравнения реакций, характеризующих окислительные свойства серебра (I).

15. Биологическая роль и токсичность соединений серебра.

16. Применение соединений серебра в медицине и фармации.

D — Элементы II группы

К d-элементам II группы ПС относятся цинк — Zn, кадмий -Cd, ртуть -Hg. Для них характерна электронная конфигурация. (n-1)s 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 ns 2 ; предвнешняя псевдоблагородногазовая оболочка при ns 2 очень стабильна, поэтому Zn, Cd, Hg не образуют ионов с незавершенным d-подуровнем и к переходным ме­таллам не относятся. Они проявляют степень окисления +2 (для ртути воз­можна степень окисления +1). Ионы, имеющие псевдоблагородногазовую кон­фигурацию, характеризуются большой энергией гидратации (-437 ккал/моль у Cd и -492 ккал/моль у Zn) и поляризующим действием, поэтому в водных рас­творах подврегаются гидролизу; ионы в растворах бесцветны, поэтому соединения этих элементов не окрашены (исключение оксид, сульфид, иодид ртути (II)).

атомов Zn, Cd и Hg находятся, как правило, в состоянии sp 3 -гибридизации, для них характерно координационное число 4 и тетраэдрическая конфигурация комплексных соедине­ний. У этих элементов проявляется тенденция к образованию ковалентных связей.

Цинк (Zincum)

Соединения цинка

Из соединений цинка наиболее важными являются оксид и сульфат.

Оксид цинка.

Получают ZnO по реакции:

ZnO-белый порошок, желтеющий при нагревании, что объясняется уси­лением поляризующего действия иона цинка на оксид ион, что приводит к де­формации электронной оболочки кислорода. При охлаждении возвращается бе­лая окраска. Эта особенность позволяет отличить ZnO от других белых оксидов и солей. Оксид цинка может образовывать неорганический полимер при взаи­модействии с концентрированным раствором ZnCl2:

Продукт полимеризации известен в стоматологии как зубной цемент. Ок­сид цинка амфотерен; ему соответствует амфотерное основание Zn(OH)2, рас­творяясь в щелочах, он образует гидроксокомплексы Na[Zn(OH)3] или Na2[Zn(OH)4]; при растворении в аммиаке образует аммиачный комплекс [Zn(NH3)4](OH)2

Сульфат цинка — ZnSO4´7H2О

Сульфат цинка получают растворением цинка в разбавленной серной ки­слоте:

Кристаллизуется сульфат цинка с семью молекулами воды. При хранении происходит потеря кристаллизационной воды, поэтому хранить его следует в хоро­шо укупоренной таре. Водные растворы сульфата цинка при хранении мутне­ют, что объясняется процессом гидролиза:

но обычно сульфату гидроксоцинка приписывают формулу: 3Zn(OH)2xZnS04x4H2O

Эта реакция является качественной, используется для обнаружения тиосульфат-иона.

Соединения серы (VI)

В результате распаривания 3р- и 3s-электронов образуются шесть не спаренных электронов.

Благодаря этому сера может проявлять степень окисления +6 в соединениях с более электроотрицательными атомами, например: SF6; SO3; SOF4; SO2Hal2 SO4 2- ; H2SO4.

Продукты восстановления серы (VI), например для H2SO4, зависят от ее концентрации, силы восстановителя и температуры.

Оксид серы (VI) – SO3 — жидкость с tкип = +44,8°С, tпл = 1б,8°С. Молекула SO3 имеет мономерное строение только в парах. Структура одиночной молекулы SO3 – плоская, треугольная (sp 2 — гибридизация АО серы) с длиной связи S-O, равной 0,142 нм и уголом O-S-O равным 120°.

SO3 кристаллизуется в трех полиморфных модификациях — a,b и g

газ a (льдовидная b (асбестовая

(мономер) модификация) модификация)

Выпускаемый промышленностью или полученный в лаборатории твердый SO3, представляет собой смесь указанных полиморфных мо­дификаций, которые хранят в запаянных ампулах, так как SO3 разъедает корковые и резиновые пробки.

SO3 -жадно поглощает влагу (дымит на воздухе, образуя ка­пельки H2SO4 — «туман»):

Также как и SO3, сульфат ионы могут образовывать полимерные цепи, построенные из тетраэдрических структурных единиц – SO4 2- .

тетраэдрическое строение (sp 3 -гибридизация АО центрального атома серы со с.о. +6; другой атом серы в тиосульфат-ионе имеет с.о. -2).

Из водных растворов тиосульфат натрия кристаллизуется с пятью молекулами воды Na2S2O3´5H2O. В кислых растворах этот ион разрушается с образованием коллоидной серы и SO2.

При этом появляется опалесценция (S) и запах (SO2).

С избытком раствора нитрата серебра тиосульфат-ион образует вначале белый осадок тиосульфата серебра, который быстро разлага­ется, желтеет, буреет и становится черным (Ag2S):

В избытке тиосульфата натрия Ag2S2O3 растворяется, образуя бес­цветный раствор комплексной соли:

Т.к. один из атомов серы в тиосульфат ионе имеет степень окисления -2, это обуславливает его восстановительные свойства. Раствор Na2S2O3 нашел широкое применение в качестве восстановителя в фармации для количественного определения йода:

Процесс протекает в присутствии KI. (добавляется для улучшения растворимости I2), поэтому йод образует внача­ле комплексное соединение, которое затем взаимодействует с Na2S2O3

Слабые окислители (I2, CuCl2, FeCl3) окисляют ион S2O3 2- до S4O6 2- . Хлор, бром и хромат калия окисляют до сульфат-иона.

При недостатке тиосульфата натрия образуется сера.

Источник: megalektsii.ru