Всемирная организация здравоохранения (ВОЗ), Международное агентство по изучению рака (IARC) и Продовольственная и сельскохозяйственная организация (FAO) ООН оценили связь между употреблением сахарозаменителя аспартама и развитием онкологических заболеваний. Эксперты определили добавку как возможное канцерогенное вещество.
Фото: iStock
Аспартам — искусственный (химический) подсластитель, широко используемый в различных продуктах питания и напитках с 1980-х годов. Его добавляют в диетические напитки (включая низкокалорийные версии газировки Coca-Cola, Pepsi и других), жевательную резинку, желатин, мороженое, молочные продукты, такие как йогурт, сухие завтраки, зубная паста и лекарства, такие как леденцы от кашля и жевательные витамины.
В совместном докладе ВОЗ, IARC и FAO отметили, что аспартам безопасен для человека при употреблении до 40 мг вещества на килограмм массы тела в сутки. Это означает, что человек весом 70 кг может за день выпить до 14 банок объемом 330 мл диетическое газировки, не опасаясь заболеть раком из-за аспартама.
Взаимодействие ацетилена с оксидом серебра
«Хотя оценки аспартама показали его относительную безопасность в стандартных дозах, существуют потенциальные эффекты, которые необходимо изучить в дополнительных и более качественных исследованиях», — отметил директор Департамента питания и безопасности пищевых продуктов ВОЗ Франческо Бранка.
В IARC отнесли аспартам к категории возможных канцерогенов (группа 2B) на основании данных о связи вещества с развитием некоторых видов рака, включая гепатоцеллюлярную карциному (одну из форм рака печени). Группа 2B обычно используется либо при наличии ограниченных, но неубедительных доказательств канцерогенного воздействия веществ на организм человека, либо при наличии убедительных доказательств образования рака у экспериментальных животных, но не оба фактора сразу.
Оценки воздействия аспартама, проведенные IARC и FAO, были основаны на научных данных, собранных из ряда источников, включая рецензируемые документы, правительственные отчеты и исследования, проведенные в целях регулирования. Исследования были проверены независимыми экспертами.
IARC и ВОЗ продолжат отслеживать дальнейшие исследования аспартама и будут поощрять независимые научные изыскания насчет воздействия вещества на здоровье потребителей.
Ранее Plus-one.ru рассказывал об исследовании, согласно которому крупные химические производители годами скрывали правду о токсичности «вечных химикатов». Ученые выяснили, что химический бизнес давно знал об опасности «вечных химикатов» ПФАС. Однако компании пользовались тактикой табачной индустрии, которая тоже долго отрицала вред от сигарет, хотя внутренние исследования доказывали обратное.
Подписывайтесь на наш канал в Telegram
Источник: plus-one.ru
Свойства соединений меди, серебра и золота
Медь, серебро и золото образуют оксиды состава , где они проявляют низшую степень окисления +1, которым соответствуют гидроксиды — основания средней силы.
d-Элементы. Элементы VIВ и VIIВ групп. Хром. Марганец.
Cu2O — красного цвета
Ag2O — темно-бурого цвета нерастворимы в воде
Au2O — серо-фиолетового цвета
Cu2O и Ag2O взаимодействуют с азотной кислотой и с концентрированными растворами щелочей, т.е. обладают амфотерными свойствами. Растворению малорастворимых соединений этих элементов способствует образование комплексов:
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
Cu2O + 2NaOH + H2O = 2NaCu(OH)2
Ag2O(Сu2O) + 4NH3 + H2O 2[Ag(NH3)2]OH
AgCl + KCl = K[AgCl2]
AgCl + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KCl
AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Гидроксид CuOH образуется при действии щелочи на соли Cu+.
AgOH существует в растворе в очень малых концентрациях, т.к. разлагается в момент образования:
AgOH = Ag2O + H2O
Поэтому при действии щелочей на растворы солей серебра (I) образуется оксид Ag2O, а не AgOH:
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Соединения серебра (I) — сильные окислители. В реакциях с пероксидом водорода, арсином, альдегидами, иодидом калия и соединениями марганца (II) в растворе аммиака восстанавливается серебро.
Характерным взаимодействием соединений серебра (I) в аммиачных растворах с альдегидами (например, глюкозой) является реакция «серебряного зеркала» (окисление альдегидов до соответствующих кислот или их солей):
2[Ag(NH3)2]OH + R-CHO = 2Ag + R-CHONH4 + 3NH3 + H2O
Гидроксид золота (I) разлагается с выделением соответствующего оксида:
AuOH = Au2O + H2O
Соединения Cu (I) и Au (I) легко окисляются, даже кислородом воздуха, например
4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2+ 2H2O
Соединения CuГ и AuГ (Г — галоген) диспропорционируют:
3AuГ = 2Au + AuГ3
Соединения элементов со степенью окисления +2 представлены следующими веществами: — оксид меди (II) черного цвета; AgF2 и AgO, Ag3(PO4)2, известны комплексы Ag (II).
Наиболее распространены соединения меди (II), которые являются сильными окислителями. На окислительных свойствах сульфата меди (II) основан процесс дегазации белого фосфора и фосфина:
5CuSO4 + 2P + 8H2O = 5Cu + 2H3PO4 + 5H2SO4
4CuSO4 + PH3 + 4H2O = 4Cu + H3PО4 + 4H2SO4
Качественная реакция на соединения меди (II) протекает с альдегидами, например глюкозой, при нагревании с образованием сначала желто-оранжевого осадка гидроксида меди (I), а затем красного осадка Cu2O.
Из соединений с кислородом со степенью окисления +2 устойчивы соединения меди. Оксид CuO нерастворим в воде, но растворим в кислотах.
Гидроксид — осадок голубого цвета, образуется при действии щелочей на соли меди (II):
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4
Гидроксид меди (II) — неустойчивое соединение, разлагается при нагревании:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Гидроксид меди (II) обладает амфотерными свойствами. Растворим в растворах кислот и щелочей.
В щелочной среде происходит получение гидроксокомплексов:
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4]
С водным раствором аммиака гидроксид меди и оксид меди (II) образуют аммиакат меди (II) сине-фиолетового цвета:
Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)4(OH)2
CuO + 4NH3 + Н2О = Cu(NH3)4(OН)2
CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4
В растворах разбавленных кислот гидроксид меди и оксид меди (II) образуют аквакомплексы:
Cu(OH)2 + 2HCl + H2O = [Cu(H2O)4]Cl2
Соли элементов побочной подгруппы I группы и сильных кислот легко гидролизуются:
Cu(NO3)2 + H2O CuOHNO3 + HNO3.
Из соединений со степенью окисления +3 известны соединения меди и золота.
При окислении гидроксида меди (II) в щелочной среде гипохлоритом образуется купрат — производное меди (III):
2Cu(OH)2 + NaClO + 2NaOH = 2NaCuO2 + NaCl + 3H2O
Купраты неустойчивы и разлагаются с выделением кислорода в водной среде или при подкислении:
4NaCuO2 + 6H2O = O2 + 4Cu(OH)2 + 4NaOH
4NaCuO2 + 12HCl = 4NaCl + 4CuCl2 + O2 + 6H2O
Оксид — темно-коричневого цвета порошок, нерастворим в воде, получают косвенным путем. Соответствующий ему гидроксид Au(OH)3 получают при действии концентрированных растворов щелочей на хлорид золота (III) AuCl3:
AuCl3 + 3NaOH = Au(OH)3 + 3NaCl
Гидроксид золота (III) обладает амфотерными свойствами с преобладанием кислотных свойств. При растворении его в щелочах образуются аураты (соли метазолотой кислоты HAuO2):
Au(OH)3 + KOH = KAu(OH)4
При взаимодействии с HCl образуется анионный комплекс:
Au(OH)3 + 4HCl = HAuCl4 + 3H2O
Гидроксид Au(OH)3 — вещество красно-бурого цвета, при просушивании переходит в желто-красный порошок HAuO2 HAuCl4 4H2O — золотохлористоводородную кислоту. Образуется при упаривании раствора золота в насыщенной хлором хлороводородной кислоте:
2Au + 3Cl2 + 2HCl = 2HAuCl4
Соль этой кислоты NaAuCl4 2H2O называется «золотой» солью.
Ионы золота (III) — сильные окислители:
2AuCl3 + 3SnCl2 + 6HCl = 2Au + 3H2[SnCl6]
2AuCl3 + 3H2O2 + 6KOH = 2Au + 3O2 + 6KCl + 6H2O.
Источник: studbooks.net
Окислительные свойства оксида серебра
2 мл KOH (разб. р-р)
1 микрошпатель KOH (тв.)
Подогреваем содержимое пробирок №№1-3, не доводя до кипения. Смеси в пробирках №№ 4 и 5 сплавляем на спиртовке. Охлаждаем продукт сплавления и растворяем его в воде.
Вывод. Оксида хрома (III) – амфотерный оксид – при комнатной температуре в воде не растворяется, инертен к действию растворов кислот и щелочей. При нагревании растворяется в растворе кислоты:
При сплавлении Cr2O3 с твердыми щелочами и содой получаются соединения Cr +3 – хромиты:
Получение гидроксида хрома (III)
К 5-6 каплям раствора соли Cr 3+ приливают 5-6 капель раствора аммиака. Испытывают полученный осадок на растворимость в избытке конц. NH4OH с последующим нагреванием.
Вывод. Гидроксид хрома (III) можно получить при действии на соль хрома (III) раствора аммиака: CrCl3 + 3(NH3·H2O) → Cr(OH)3↓ + 3NH4Cl
Кислотно-основные свойства гидроксида хрома (III)
В две чистые пробирки наливаем по 1-2 мл раствора хлорида хрома CrCl3 и приливаем понемногу раствор щелочи до образования осадка гидроксида хрома Cr(OH)3. В одну из пробирок приливаем избыток едкого кали, в другую – раствор соляной кислоты до растворения осадка.
Вывод. Гидроксида хрома (III) проявляет амфотерные свойства, реагирует с кислотами и щелочами:
Восстановительные свойства гидроксида хрома (III)
В чистую пробирку наливаем 1-2 мл раствора хлорида хрома (III) и приливаем понемногу раствор едкого кали до образования осадка гидроксида хрома Cr(OH)3, затем добавляем несколько капель 3%-ного раствора пероксида водорода и нагреваем пробирку.
Вывод. Гидроксид хрома (III) обладает восстановительными свойства, так как в ходе реакции наблюдается переход зеленой окраски раствора в желтую, что указывает на образование в растворе хромат-ионов CrO4 2− :
Гидролиз хромитов
Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора хлорида хрома (III) и приливаем к нему избыток раствора щелочи до растворения выпавшего осадка (зеленого цвета) и образования раствора, имеющего ярко-зеленую окраску. Нагреем содержимое пробирки (раствор хромита) до кипения.
Вывод. В отличие от алюминатов и цинкатов хромиты необратимо разлагаются при кипячении вследствие почти полного гидролиза:
Окисление солей хрома (III) в щелочной среде
Наливаем в пробирку 1-2 мл раствора хлорида хрома (III) и приливаем к нему избыток раствора щелочи до растворения выпавшего осадка. К полученному раствору хромита добавляем 3-5 капель 3%-ного раствора перекиси водорода и слегка нагреваем пробирку.
Вывод. Солихрома (III) при взаимодействии с пероксидом водорода в щелочной среде проявляют восстановительные свойства:
Соединения хрома (VI)
Смещение равновесия между хроматами и дихроматами
В чистую пробирку наливаем 1-2 мл раствора хромата калия. Приливаем по каплям раствор серной кислоты до перехода желтого цвета раствора в красно-желтый (оранжевый) цвет вследствие образования дихромата калия. Затем приливаем по каплям раствор едкого кали до перехода красно-желтого цвета раствора в желтый вследствие образования хромата калия.
Окислительные свойства дихроматов
В 3 пробирки наливаем по 1-2 мл раствора K2Cr2O7и такой же объем 2н H2SO4. В 1-ю пробирку приливаем немного раствора иодида калия, во 2-ю добавляем один микрошпатель сульфита натрия и пробирку слегка подогреваем, в 3-ю вносим один микрошпатель сульфата железа (II) или раствор свежеприготовленной соли железа (II). Встряхиваем пробирки.
Вывод. Являясь окислителем, ион Cr2O7 2− восстанавливается до иона Cr 3+ :
Реакция с нитратом серебра
Наливаемв одну пробирку раствор хромата калия (желтый цвет), в другую – раствор дихромата калия (оранжевый) и добавляем по 2-3 капли раствора нитрата серебра.
Вывод. Обе реакции сопровождаются образованием красно-бурого осадка, что указывает на присутствие в растворе ионов CrO4 2- и Cr2O7 2- :
Реакция с хлоридом бария
В одной пробирке смешиваем 1-2 мл раствора хромата калия (желтый цвет) и хлорид бария, в другой – дихромат калия (оранжевый) и хлорид бария.
Вывод. Образование желтого осадка BaCrO4 указывает на присутствие в растворе ионов CrO4 2- : K2CrO4 + BaCl2 → BaCrO4↓ + 2KCl;
Получение пероксида хрома
В пробирку наливаем 2 мл 3%-ного раствора перекиси водорода и 3 мл разбавленной серной кислоты. Смесь перемешиваем и добавляем к ней 0,5 мл бутилового (амилового) спирта и несколько капель раствора дихромата калия. Осторожно взбалтываем содержимое пробирки.
Вывод.При взаимодействии соли хрома с пероксидом водорода в кислой среде образуется неустойчивый пероксид хрома CrO5:
Выводы
В ходе проведенной исследовательской работы:
изучен и обобщен материал по соединениям хрома:
С увеличением степени окисления металла основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются.
Окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степени окисления в ряду: Сr +2 → Сr +3 → Сr +6 .
Соединения хрома весьма разнообразны по окраске.
Все хромовые кислоты и их соли, а также оксид хрома (VI) ядовиты;
проведены необходимые реакции с участием соединений хрома (III) и соединений хрома (VI) на практике, проанализированы результаты опытов и сделаны выводы;
разработано и апробировано на уроках химии и элективных занятиях интерактивное пособие «Соединения хрома» (см. приложение 6).
Материал, представленный в работе, может быть использован как на уроках химии, так и во внеурочной деятельности по предмету.
Интерактивное пособие «Соединения хрома» помогает выпускникам средней школы и учащимся овладеть более прочными знаниями по предмету. Принцип, положенный в основу данного пособия, может быть использован при создании подобных приложений по другим учебным дисциплинам.
Многогранность исследуемой темы открывает возможность для дальнейшей работы, направленной на решение проблем, требующих от выпускников не только глубокого усвоения учебного материала, но и выработки навыков практического применения имеющихся знаний.
Список литературы
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов. – 4-е изд., испр. –М.: Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001. ил. – с.607-612
Безрукова С.А. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии: руководство к лабораторным работам: в 2 ч. /С.А. Безрукова, В.А. Андреев. — Северск: Изд-во СТИ НИЯУ МИФИ, 2011. — 2 ч. – c.14
Верховский В.Н., Смирнов А.Д. Техника химического эксперимента. Пособие для учителей. Т.II. Изд.
6-е перераб. М., «Просвещение», 1975. с ил. – с. 366-367
Денисова С.А. Химия (аналитическая): учеб.-метод. пособие для студентов геолог. ф-та / С.А. Денисова, Л.И. Торопов; Перм. ун-т. – Пермь, 2011. – с.122
Кочкаров Ж.А. Химия в уравнениях реакций: учебное пособие/ Ж.А. Кочкаров. – Изд. 2-е. –Ростов н/Д: Феникс, 2016. – 332, [1]с. – (Без репетитора) – с.182-195
Лидин Р.А. Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ / Р.А. Лидин. – М.: АСТ: Астрель. 2010. – 286, [2] с. – (Единый государственный экзамен) – с.67-68
Третьяков Ю.Д. Неорганическая химия: в 3 т. / под ред. Ю.Д. Третьякова. Т. 3: Химия переходных металлов.
Кн. 1: учебник для студ. высш. учеб. заведений/ [А.А. Дроздов, В.П. Зломанов, Г.Н. Мазо, Ф.М. Спиридонов]. – М.: Издательский центр «Академия», 2007. – с.186
Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. – 4-е изд. испр. и доп. – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2009. ил. – с.316-320
Источник: school-science.ru