Качественная реакция на борат-ион

66. Общая характеристика щелочных металлов. Натрий, калий: свойства, биологическая роль.

Щелочные металлы — это элементы I группы главной подгруппы периодической таблицы химических элементов.

литий ₃Li

натрий ₁₁Na

калий ₁₉К

рубидий ₃₇Rb

цезий ₅₅Cs

франций ₈₇Fr

радиусы атомов энергия ионизации

способность отдавать электроны

металлические свойства

восстановительная способность

Строение внешнего энергетического уровне ….ns1, в соединениях постоянная степень окисления + 1.

₁₁Na ₁₉К

…ns1 , I, +1

Нахождение в природе:

В свободном виде щелочные металлы в природе не встречаются.

Основные природные соединения натрия:

-галит, или каменная (поваренная) соль NaCl

-мирабилит, или глауберова соль Na2SO4 10H2O.

Важнейшие минералы калия:

-сильвинит NaCl KCl

-карналлит KCl MgC12 6H2O

Физические свойства:

-На свежем срезе щелочные металлы - серебристо-белые с металлическим блеском, который на воздухе быстро исчезает вследствие окисления кислородом воздуха.

-Хранят под слоем керосина или в атмосфере инертного газа.

-Щелочные металлы являются легкими и пластичными. Литий - самый легкий металл, его плотность равна 0,534 г/см3 (200 С).

-Это мягкие металлы, по мягкости Na, К, Rb и Cs подобны воску, самым твердым является литий.

-Щелочные металлы легкоплавкие. Так, температура плавления цезия равна 28,50С, температура плавления лития (180,50С).

-Щелочные металлы обладают хорошей тепло- и электропроводностью.

Химические свойства:

Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, активность увеличивается в ряду Li – Na – K – Rb – Cs – Fr.

В реакциях они являются сильными восстановителями.

Взаимодействие с простыми веществами.

1. взаимодействие с кислородом.

Щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.

С кислородом литий образует оксид:

4Li + O₂ = 2Li₂O

Основным продуктом окисления натрия является пероксид натрия: 2Na + O₂ = Na₂O₂

Калий, рубидии и цезии при взаимодействии с кислородом образуют главным образом надпероксиды, например надпероксид (супероксид) калия: К + O₂ = KO₂

2. щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды:

2Na + Br₂ =2NаВr

3. при нагревании щелочные металлы взаимодействуют со многими неметаллами (водородом, серой, селеном, йодом, азотом, углеродом):2Na + S = Na₂S

4. щелочные металлы взаимодействуют с водородом при слабом нагревании, образуя гидриды: 2Na + Н₂ = 2NaH

5. натрий и калий реагируя с ртутью образуют амальгамы.

Щелочные металлы взаимодействуют также со многими металлами, образуя интерметаллические соединения, например: Li₂Zn, Nа₂Sn.

Взаимодействие с водой.

Все щелочные металлы активно реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + H₂

Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается в ряду от лития к цезию. Так, калий при взаимодействии с водой воспламеняется, а рубидий и цезий реагируют со взрывом.

Взаимодействие с кислотами

1. щелочные металлы взаимодействуют с HCl и разбавленной H₂SO₄ с выделением водорода:

2Na + 2НСl = 2NaCl + H₂

2. концентрированную серную кислоту щелочные металлы восстанавливают главным образом до сероводорода:

8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4Н₂О

При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида сepы (IV) - SO₂ и элементной серы S.

3. при реакции с разб. азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с конц. кислотой - азот или оксид азота (I) 8Na + 10НNO₃(разб.) = 8NаNO₃ + NН₄NO₃ + 3Н₂О; 8K+ 10HNO₃(конц.) = 8KNO₃ + N₂O + 5H₂O

Взаимодействие с оксидами металлов и солями

Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

ВеО + 2Na = Ве + Na₂O; СаСl₂ + 2Na = Са + 2NaCl

Биологическая роль:

Ион натрия Na+ - главный внеклеточный ион,

ион калия К+ - основной внутриклеточный ион, их взаимодействие поддерживает жизненно важные процессы в клетках. В организме человека растворимые соли натрия хлорид, фосфат, гидрокарбонат – входят в состав крови, лимфы.

Осмотическое давление крови поддерживается на необходимом уровне за счет хлорида натрия.

67. Щелочноземельные металлы. Соединения кальция: свойства, биологическая роль.

Щёлочноземельные металлы — химические элементы 2-й группы главной подгруппы периодической таблицы элементов: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий.

Строение внешнего уровня .... ns²

Сильные восстановители.

Образуют основные оксиды типа - RO, которым отвечают основания типа - R(OH)₂

В ряду Ве(ОН)₂ Rа(ОН)₂ растворимость и основные свойства увеличиваются

Ве(ОН)₂ - амфотерное основание.

Ве и Мg несколько отличаются от остальных металлов подгруппы. Ве с водой не взаимодействует, Мg - при нагревании, а остальные Ме активно реагируют при обычных условиях: R + 2H₂O = R(OH) + H₂

Щелочноземельные металлы с водородом образуют гидриды общей формулы RH₂

Соединения Кальция

СаО - негашеная известь (техн. название жженая известь или «кипелка») порошок белого цвета.

В промышленности получается при обжиге известняка, мела и других карбонатных пород:

CaCO₃= CaO + CO₂

СаО - основной оксид (техн. название гашенная известь, в виде порошка называется – пушенкой)

1. Взаимодействие с водой: СаО+Н₂О = Са(ОН)₂

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами: СаО+СО₂ =СаСО₃

СаО + 2НNO₃ = Са(NO₃)₂ + Н₂О

3. при высоких температурах реагирует с коксом, образуя карбид кальция: СаО + 3С = СаС₂ + СО

Са(ОН)₂ - техн. название - гашенная известь, твердое вещество белого цвета, растворим в воде, раствор называется известковой водой, обладает щелочными свойствами: Сa(OH)₂ +CO₂ = CaCO₃ + H₂O; CaCO₃ + H₂O + CO₂ = Ca(HCO₃)₂

2. Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O

3. 3Ca(OH)₃ + 2FeCl₃ = 2Fe(OH)₃+ 3СаCl₂

4. Качественная реакция на катион Ca²⁺

а) окрашивание пламени в кирпично-красный цвет

б) (NH₄)₂C₂O₄ + Ca²⁺ = CaC₂O₄(белый) + 2NH₄⁺

Соли кальция

СаSO₄ 2Н₂О - гипс, как вяжущее средство в строительстве, в медицине - при наложении гипсовых повязок.

Са(SO₄)₂ H₂O- алебастр.

Са₃(РО₄)₂ - основной компонент фосфоритов и апатитов – сырье для производства фосфорных удобрений, это главный конструкционный материал наших костей.

СаСl₂ 6Н₂О - широко применяется в медицине, внутривенные инъекции растворов СаСl₂ снижают спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшают свертываемость крови, помогает бороться с оттеками, воспалениями, аллергией.

СаСl₂ + Са(СlO)₂ - хлорная известь - окислитель в качестве отбеливающего и дезинфицирующего средства, а так же для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими веществами.

СаF₂ - флюоргий - прозрачные кристаллы, представляют ценность для оптики потому что они пропускают ультрафиолетовые и инфракрасные лучи намного лучше, чем стекло, кварц или вода.

СаС₂ – карбид для автогенной сварки и резки металла, для получения ацетилена.

Кальций — распространенный макроэлемент в организме растений, животных и человека. В организме человека и других позвоночных большая его часть находится в скелете и зубах. Ионы кальция участвуют в процессах свертывания крови, а также служат одним из универсальных вторичных посредников внутри клеток и регулируют самые разные внутриклеточные процессы — мышечное сокращение, в том числе секрецию гормонов.

68. Щелочноземельные металлы. Соединения магния: свойства, биологическая роль.

Строение внешнего уровня .... ns²

Сильные восстановители.

Образуют основные оксиды типа - RO, которым отвечают основания типа - R(OH)₂

В ряду Ве(ОН)₂ Rа(ОН)₂ растворимость и основные свойства увеличиваются

Ве(ОН)₂ - амфотерное основание.

Ве и Мg несколько отличаются от остальных металлов подгруппы. Ве с водой не взаимодействует, Мg - при нагревании, а остальные Ме активно реагируют при обычных условиях:

R + 2H₂O = R(OH)₂ + H₂

Щелочноземельные металлы с водородом образуют гидриды общей формулы RH₂

Соединения магния:

Оксид магния MgO - белый, тугоплавкий порошок, малорастворим в воде, обладает основными свойствами.

МgО+2НСl=МgCl₂+ Н2О

MgO+CO₂ =MgCO₃

Гидроксид магния Мg(OH)₂ - типичное основание средней силы.

Получение в лаборатории:

МgCl₂ +2КОН = Мg(OН)₂ + 2КСl

Химические свойства:

1. Мg(OH)₂ +2HNО₃ = Мg(NO₃)₂ + 2Н₂О

2. Мg(OH)₂ = МgO + Н₂О

Качественная реакция на Mg²⁺

MgSO₄ +Na₂HPO₄ +NH₄OH = MgNH₄PO₄+ Na₂SO₄ +H₂O

Соли магния:

MgSO₄ 7H₂O - горькая английская соль, применяется в качестве слабительного, в виде инъекций - как спазмолитик, противосудорожное и обезболивающее средство.

Mg₂Si₃O₈ · nH₂O – трисиликат магния, применение в медицине основано на его адсорбционном действии, поэтому его назначают при гастритах и кишечных заболеваниях.

МgCO₃ Мg(OH)₂ H₂O - белая магнезия применяется внутрь при повышенной кислотности желудочного сока, как легкое слабительное, входит в состав зубного порошка.

MgCl₂ 6H₂O -водный раствор, для приготовления магнезиального цемента, ксилолита и др. синтетических материалов.

MgCO₃ – в производстве теплоизоляционных материалов.

Биологическая роль:

Магний является кофактором многих ферментативных реакций. Магний необходим для превращения креатина фосфата в АТФ — нуклеотид, являющийся универсальным поставщиком энергии в живых клетках организма. Магний необходим на всех этапах синтеза белка. Он участвует в поддержании нормальной функции нервной системы и мышцы сердца, оказывает сосудорасширяющее действие, стимулирует желчеотделение, повышает двигательную активность кишечника, что способствует выведению шлаков из организма (в том числе и холестерина).

69. Жесткость воды: виды жесткости, способы ее устранения.

Жесткость воды – совокупность свойств воды, обусловленная содержанием в воде ионов Са²⁺ и Мg²⁺.

Виды жесткости:

1. Карбонатная (или временная) жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов Са и Мg.

2. Некарбонатная (или постоянная жесткость) обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов Са и Мg.

Способы ее устранения:

Карбонатная жесткость

а) кипячением

Са(НСО3)2 = СаСО3 +Н2О+СО2

б) действием известкового молока или соды

Са(ОН)2 +Са(НСО3)2 = 2СаСО3+2Н2О

Са(НСО3)2 +Nа2СО3 = СаСО3 +2NаНСО3

Некарбонатная жесткость

а) действием соды

СаSO4 + Nа2СО3 = СаСО3 + Nа2SО4

МgSО4 +Nа2СО3 = МgСО3 +Nа2SО4

70. Соединения железа в степени окисления +2: свойства, строение важнейших соединений, в том числе и лекарственных.

Оксид железа (II) FеО и гидроксид железа (II) Fе(OH)₂

Вещества основного характера, легко взаимодействуют с кислотами:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + Н₂O

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + Н₂O

Оксид железа (II) можно получить, восстанавливая оксид железа (III) водородом:

Fe₂O₃ + H₂ = 2FeO + Н₂О

Гидроксид железа (II) образуется при действии щелочей на растворы солей железа (II):

FеSО₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄

Эта реакция должна протекать без доступа воздуха, т.к. гидроксид железа (II) легко окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2Н₂О = 4Fе(ОН)₃

Растворы солей железа(II) бесцветны.

Соли железа (II) под действием окислителей проявляют восстановительные свойства:

Если реакция проходит в кислой среде, то они переходят в соли железа (III)

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO4)₃ + 2МnSO₄ + K2SO₄ + 8Н₂О

Качественная реакция на ионы железа (II):

3FeSO₄ + 2K₃[Fе(CN)₆] = Fe₃[Fе(CN)₆]₂(турнбулева синь) + 3K₂SO₄

В живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания).

В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (около 0,02 %), из которых 75 % являются главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыхания в клетках.

Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

В организм животных и человека железо поступает с пищей (наиболее богаты им печень, мясо, яйца, бобовые, хлеб, крупы, свёкла).

71. Соединения железа в степени окисления +3: свойства, строение важнейших соединений, в том числе и лекарственных.

Оксид железа (III) Fе2O3 и гидроксид железа (ПI) Fе(ОН)3 (проявляют амфотерные свойства)

Fе₂O₃+ 6НСl = 2FеСl₃ + ЗН₂О

Fе₂O₃ + 2KOH = 2KFeO₂ + Н₂О (феррит калия, соль железистой кислоты НFeO2)

Fе(ОН)₃+ 3НСl = FеСl₃ + 3Н₂О

Fе(ОН)₃ + 3KOH = K₃[Fе(ОН)₆]

Гидроксид железа (III) можно получить действием щелочей на соли железа (III):

FеСl₃ + 3КОН = Fе(ОН)₃ + ЗKСI

При прокаливании Fе(ОН)₃ образуется оксид железа (III):

2Fе(ОН)₃ = Fе₂O₃+ 3Н₂О

Растворы солей железа(III) имеют желтую окраску.

Соли железа (III) - слабые окислители.

Под действием восстановителей они переходят в соединения железа (II):

2FeCl₃ + 2КI = 2FeCl₂ + I₂+ 2KCl

Качественная реакция на ионы железа (III):

4FeCl₃ + 3K₄[Fе(CN)₆] = Fe₄[Fе(CN)₆]₃( берлинская лазурь) + 12KCl

Обнаружить ионы Fe3+ можно также по реакции с тиоцианатом калия KNCS или аммония NH4 NCS

FеСl₃ + 3KNCS = Fe(NCS)₃(кpoвaвo–красный раствор) + 3КСl

Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

72. Соединения марганца в степени окисления +7.

Оксид марганца (VII)- Мn₂O₇ - проявляет кислотные свойства.

1. взаимодействие с водой:

Мn₂O₇ + Н₂O = 2HМnO₄

2. оксид марганца (VII) неустойчив и разлагается:

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂

Получение Мn₂O₇:

73. Соединения марганца в степени окисления +2, +4.

Оксид марганца (II) МnО и гидроксид Мn(ОН)2

Вещества основного характера, взаимодействуют с кислотами: MnO + 2НСl = MnCl₂ + 2Н₂O

Mn(OH)₂ + 2НСl = MnCl₂ + 2Н₂O

Mn(OH)₂ получают действием щелочей на растворимые соли Mn²⁺

MnCl₂ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + 2Н₂O

Из-за неустойчивости Mn(OH)₂ уже на воздухе окисляется, образуя Mn(OH)₄

2Mn(OH)₂ +О₂ + 2Н₂O = 2Mn(OH)₄

Оксид марганца (IV), или диоксид марганца, МпО₂ и гидроксид Мn(ОН)₄(амфотерные вещества)

1. взаимодействие с кислотами

МnО₂ + 2H₂SO₄ = Mn(SO₄)₂ + 2Н₂O

2. сплавление с щелочамиМnО₂ + 4KОН = K₄MnO₄ + 2Н₂O (манганит калия - соль марганцеватистой кислоты Н₄MnO₄)

Оксид марганца (IV) может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя:

4НСl + МnО₂ = МnCl₂ + Cl₂ + 2Н₂O (как окислитель)

2МnO₂ + 3РbО₂ + 6НNО₃ = 2НМnО₄ + 3Рb(NО₃)₂ + 2Н₂O (как восстановитель)