Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Соединения s-элементов I группы




Химия

Элементов

 

Учебно-методическое

Пособие для студентов

 

 

Пятигорск

 

Химия

Элементов

 

Учебно-методическое

Пособие для студентов

 

 

Пятигорск

 

УДК: 546 (07)

ББК 24.1(07)

К 63

Рецензенты: доктор химических наук, профессор кафедры общей

химии СПбГМА им. И.И. Мечникова В.И. Слесарев;

доктор фармацевтических наук, профессор кафедры общей

химии ММА им. И.М. Сеченова В.Ю. Решетняк

 

В.А. Компанцева

 

К63 Химия элементов: учебно-методическое пособие для студентов В.А. Компанцев, Л.П. Гокжаева, С.Н. Щербак. -Пятигорск: ПятигорскаяГФА, 2007. – 170с.

 

 

Учебно-методическое пособие подготовлено на кафедре неорганической химии Пятигорской государственной фармацевтической академии в соответствии с примерной программой по дисциплине «Химия: общая и неорганическая». (М.:Минобразования РФ и Минздрава РФ, 2002). Рекомендовано для использования в учебном процессе на кафедре неорганической химии проблемной учебно-методической комиссией по химическим дисциплинам Всероссийского учебно-научно-методического Центра по непрерывному медицинскому и фармацевтическому образованию Минздрава России (М., 05.03.2003) и разрешено Департаментом образовательных медицинских учреждений и кадровой политики Минздрава России к изданию внутри ВУЗа (20.03.2003).

 

 

УДК: 546 (07)

ББК 24.1(07)

 

 

Ó Компьютерный дизайн и верстка: Биляч Я.И.

 

Ó Пятигорская государственная фармацевтическая академия РОСЗДРАВА

 

ПРЕДИСЛОВИЕ

 

Учебно-методическое пособие "Химия элементов" предназначено для самостоятельной аудиторной и внеаудиторной работы студентов. В нем изложены разделы неорганической химии, которые соответствуют лекционному курсу и рабочей программе, разработанной и апробированной на кафедре неорганической химии Пятигорской государственной фармацевтической академии. Особое внимание уделяется изложению материала по химии биогенных элементов, их биологической роли, лечебному и токсическому действию неорганических соединений на организм человека; применению неорганических веществ в качестве лекарственных препаратов, вспомогательных средств в фармацевтической технологии, в фарманализе и других отраслях медицины и фармации. Пособие имеет профессиональную направленность.

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Химия элементов - это химическая дисциплина, которая изучает строение и свойства элементов и их неорганических соединений. В предлагаемом пособии рассматриваются свойства наиболее значимых для фармации элементов периодической системы и их соединений.

В основу изложения материала положен принцип классификации элементов по семействам s, р, d и f. При этом принята последовательность заполнения валентными электронами подуровней: s-элементы, d-элементы, p-элементы.

В пособии большое внимание уделено применению в медицине и фармации неорганических соединений в качестве лекарственных препаратов в медицине, в качестве реактивов и вспомогательных веществ, токсическому действию и биологической роли химических элементов. Описаны химические основы лечебного и токсического действия.

Пособие состоит из 3-х глав: глава I - s-элементы, глава II - d-элементы, глава III - p-элементы.

Каждая глава посвящена подробному описанию элементов по группам. В начале дана общая характеристика, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства элементов, далее рассмартиваются их основные химические соединения (оксиды, гидроксиды, соли и др.) их свойства, биологическая роль, токсичность, применение в медицине и фармации. Каждый раздел содержит вопросы и задачи для самоподготовки.

 

 

Глава I

 

S-Элементы

 

Элементы, у которых очередной электрон поступает в s-подуровень внешнего энергетического уровня, образуют s-семейство элементов. Электронная конфигурация их внешнего слоя выражается формулой …ns1¸2. К s-семейству относятся элементы главных подгрупп I и II группы ПС, а также водород, не имеющий определенного места в ПС и гелий. Внешним валентным электронам атомов этих элементов предшествует благородногазовая или гелиевая конфигурация, обладающая мощным экранирующим действием, поэтому все s-элементы, кроме водорода и гелия, являются металлами с высокой химической активностью. Они легко отдают валентные электроны, образуя ионы благородногазовой …

(n-1)s2(n-1)p6 или 1s2 гелиевой конфигурации. Ионы обладают очень слабым поляризующим действием, поэтому многие из них практически не образуют солей нерастворимых в воде, почти не подвергаются гидролизу. В ионах невозможны электронные переходы, вследствие чего в растворах они бесцветны, окрашены только соединения с цветными анионами
(MnO4-, Cr2O72-, CrO42- и др.).

 

S-Элементы I и II группы.

 

s-Элементы I группы - литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франции (Fr) -радиоактивный элемент. Они имеют групповое название - щелочные металлы, так как при взаимодействии с водой образуют щелочи (MeOH).

s-Элементы II группы - бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra) -радиоактивный элемент. Четыре последних элемента: Ca, Sr, Ba, Ra называют щелочно-земельными металлами. Название связано со свойст­вами их оксидов - "земель" по старинной терминологии образовывать с водой щелочи Me(OH)2.

s-Металлы I группы на s-орбитали внешнего энергетического уровня содержат один электрон (ns1), а s-металлы II группы - два (ns2).

В соединениях с другими элементами щелочные металлы всегда одновалентны, их степень окисления равна +1.

Атомы s-элементов II группы имеют во внешнем электронном слое два спаренных s-электрона ns2. При возбуждении атомов один s-электрон переходит на р-подуровень

ns2 ¾® ns1np1

 

 

поэтому эти металлы двухвалентны, и степень окисления их равна +2.

Для s-элементов характерны типичные физические свойства металлов: металлический блеск, пластичность, электро- и теплопроводимость и др.

Увеличение заряда ядер s-элементов II группы по сравнению с таковыми для щелочных металлов приводит к большим энергиям иониза­ции и меньшим радиусам. Поэтому металлические свойства у этих элементов выражены слабее, чем у щелочных металлов. Несмотря на указанное отличие, s-элементы I и II групп имеют много общих свойств. Все они характеризуются высокой химической активностью и в свободном состоянии являются энергичными восстановителями.

Малые значения первых потенциалов ионизации (особенно у ще­лочных металлов), большие радиусы атомов (щелочные металлы начи­нают все периоды, кроме первого) - все это определяет их активность, которая по мере увеличения заряда ядра возрастает.

Валентные электроны легко удаляются из атомов s-элементов с образованием одно- и двухзарядных ионов: Me+ и Me2+ с устойчивыми благородногазовыми конфигурациями внешних уровней.

Соли s-элементов I группы, за исключением некоторых солей лития, хорошо растворяются в воде.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчи­вая электронная структура, большие размеры, малый заряд иона), для s-металлов I группы (особенно для K+, Rb+, Cs+, Fr+) комплексообразование с неорганическими лигандами не характерно.

Химические свойства s-металлов связаны в основном с их высо­кой восстановительной способностью. При окислении на воздухе они образуют различные кислородные соединения: Li - оксид Li2O; натрий - пероксид Na2O2; калий, рубидий и цезий - гипероксиды KO2, RbO2, CsO2, s-металлы II группы - оксиды с общей формулой MeO. Оксиды металлов (кроме BeO) - типичные основные оксиды, а гидроксиды MeOH и Me(OH)2 (кроме Be(OH)2 и Mg(OH)2) - щелочи, хорошо растворяются в воде.

Ионы всех s-металлов в водных растворах подвергаются гидратации за счет электростатического взаимодейставия с полярными молекулами воды, но, кроме ионов бериллия и магния, протолитами не являются и не изменяют рН водных растворов.

Многие физико-химические свойства Li и, особенно, Be отли­чают их от свойств электронных аналогов по подгруппам. Атомы этих элементов имеют меньшие радиусы и содержат на предвнешнем уровне - два, а не восемь электронов.

Li и Be обнаруживают большее сходство с элементами, нахо­дящимися в ПС по диагонали (диагональное сходство) от этих элементов, чем с s-эле­ментами I и II группы соответственно.

Литий при сгорании на воздухе образует оксид Li2O, как и магний - MgO. В отличие от других щелочных металлов, Li легко соединяется с азотом, образуя нитрид лития Li3N, как и магний - Mg3N2. Такие соли, как LiF, Li2CO3, Li3PO4, также как MgF2, MgCO3, Mg3(PO4)2 - малорастворимы в воде. Гидроксиды LiOH и Mg(OH)2 при нагревании (400-500°С) разлагаются на оксиды и воду, тогда как остальные щелочи образуют ионные расплавы и отличаются термичес­кой устойчивостью.

Химические свойства бериллия напоминают свойства алюминия. Из всех s-элементов II группы только бериллий (его оксид и гидроксид), как и алюминий обладает амфотерными свойствами

Be + 2H3O+ + 2H2O ® [Be(H2O)4]2+ + H2­

Be + 2OH- + 2H2O ® [Be(OH)4]2- + H2­

 

В водном растворе аквакатионы бериллия в меньшей степени, чем магния [Mg(H2O)6]2+, подвергаются протолизу, как и Al[(H2O)6]3+, выполняя функцию кислоты:

 

H+

 

[Be(H2O)4]2+ + H2O «[BeOH(H2O)3]+ + H3O+, рН<7

K1 Oсн.2 Oсн.1 K2

 

Протолиз катионов Ca2+, Sr2+ и Ba2+ практически не происходит.

Из солей малорастворимы карбонаты MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3; сульфаты CaSO4, SrSO4, BaSO4; хроматы CaCrO4, SrCrO4, BaCrO4. Кислые соли, например, гидрокарбонаты - хорошо растворяются. Гидрокарбонаты обуславливают временную жесткость воды. Ее можно устранить, осаж­дая малораcтворимые карбонаты кипячением

Ca(HCO3)2 CaCO3¯ + CO2­ + H2O

Mg(HCO3)2 Mg (OH)2 + 2CO2­

 

s-Элементы I и II групп активно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды (MeH; MeH2), c азотом - нитриды (Me3N; Me3N2), с галогенами - галогениды (MeHal; MeHal2), с серой - сульфиды (Me2S; MeS), с водой - гидроксиды (MeOH; Me(OH)2). Во всех реакциях они являются восстановителями.

Пероксиды, супероксиды и озониды являются сильными окисли­телями в реакциях в водных растворах и при сплавлении.

Летучие соли щелочных и щелочноземельных металлов окрашивают пламя, что используется для их обнаружения:

 

Li+ - карминово-красный

Na+ - желтый

K+, Rb+, Cs+ - фиолетовый

Ca2+ - кирпично-красный

Sr2+, Ra2+ - карминово-красный

Ba2+ - желто-зеленый

 

Магний не окрашивает пламя горелки, горит ослепительным, ярким пламенем. Ионы Mg2+ образуют с гидрофосфат-ионом в присутствии NH4Cl и NH3 белый кристаллический осадок – фосфат магния-аммония, нерастворимый в воде, но растворимый в уксусной и сильных кислотах:

Mg2+ + HPO42- + NH3 ® MgNH4PO4¯

Соединения s-элементов I группы

 

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...