Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

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

H⁺

H₂SO₄ + H₂SO₄ «H₃SO₄⁺ + HSO₄^-, К_авт = 2,7´ 10^-4

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:

S + 2H₂SO₄ ® 3SO₂ + 2H₂O

H₂S + H₂SO₄ ® SO₂ + S¯ + 2H₂O

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:

Zn + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂

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:

Cu + 2H₂SO₄ ® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2Hg + 2H₂SO₄ ® Hg₂SO₄ + SO₂+ 2H₂O

2Ag + 2H₂SO₄ ® Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

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

8KI + 5H₂SO₄ ® 4I₂ + H₂S + 4K₂SO₄ + 4H₂O

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:

4Ca + 5H₂SO_{4 (}_конц_.) ® 4CaSO₄ + H₂S + 4H₂O

	- дисерная кислота H₂S₂O₇ (H₂SO₄´SO₃)
- трисерная кислота H₂S₃O₁₀ (H₂SO₄´2SO₃)
- тетрасерная кислота H₂S₄O₁₃ (H₂SO₄´3SO₃)

H₂SO₄´nSO₃ - полисерная кислота.

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:

1. Получение SO₂

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/см³) без цвета и запаха, гигроскопична. t_пл = 10,4°С, t_кип = 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:

H₂SO₄₍_конц_.) + H₂O «H₂SO₄ + H₂O «HSO₄^- + H₃O⁺, К₁ ~ 10³

Вторая ступень:

HSO₄^- + H₂O «SO₄^2- + H₃O⁺, K₂ + 1,3´10^-2

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)s²(n-1)p⁶(n-1)d¹⁰ns²; предвнешняя псевдоблагородногазовая оболочка при ns² 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)).

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы у Zn и Cd отрицательные; Hg характеризуется положительным стандартным окислительно-восстановительным потенциалом, поэтому относится к полублагородным металлам. В комплексных соединениях орбитали

атомов Zn, Cd и Hg находятся, как правило, в состоянии sp³-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:

2ZnCO₃x3Zn(OH)₂ 5ZnO+2CO₂ + 3H₂O

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:

nZnO+ZnCl₂ ® Cl(-Zn-O-Zn-O-)n/2ZnCl

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:

Zn+H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂

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:

2ZnSO₄ +2H₂O «(ZnOH)₂SО₄¯ + H₂SO₄

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 t_кип= +44,8°С, t_пл = 1б,8°С. Молекула SO₃ имеет мономерное строение только в парах. Структура одиночной молекулы SO₃ – плоская, треугольная (sp² - 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

SO₃ (SO₃)₃ (SO₃)_¥

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"):

SO_{3 (}_г₎ + H₂O₍_ж₎ ® H₂SO₄₍_р₎, DH^o=-130 Кдж/моль

Он поглощается серной кислотой, образуя смесь полисерных кислот, называемую "олеумом". Общая формула полисерных кислот H₂SO₄´nSO_3. Состав олеума указывается процентным содержанием SO₃.

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

- дисерная кислота H₂S₂O₇ (H₂SO₄´SO₃)

- трисерная кислота H₂S₃O₁₀ (H₂SO₄´2SO₃)

тетраэдрическое строение (sp³-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.

Na₂S₂O₃ + 2HCl ® SO₂ + S¯ + 2NaCl + H₂O

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):

Na₂S₂O₃ + 2AgNO₃ ® Ag₂S₂O₃¯ + 2NaNO₃

Ag₂S₂O₃ ® Ag₂SO₃¯ + S¯

Ag₂SO₃ + S + H₂O ® Ag₂S¯ + H₂SO₄

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

Ag₂S₂O₃¯ + 3Na₂S₂O₃ ® 2Na₃[Ag(S₂O₃)₂]₂

дитиосульфатоаргентат (I)

натрия

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:

I₂ + 2Na₂S₂O₃ ® 2NaJ + Na₂S₄O₆

тетратионат

натрия

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

I₂ + KI ® K[I₃]

K[I₃] + 2Na₂S₂O₃ ® KI + 2NaI + Na₂S₄O₆

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

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O ® 2NaCl + 6HCl + 2H₂SO₄

При недостатке тиосульфата натрия образуется сера.

Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O ® 2NaCl + H₂SO₄ + S¯

⇐ Предыдущая 29 30 31 32 333435 36 37 38 Следующая ⇒

Воспользуйтесь поиском по сайту: