Важнейшие классы неорганических и органических веществ

Важнейшие классы неорганических и органических веществ

ПЛАН

1 СТРОЕНИЕ АТОМА

2 виды химической связи

3 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все вещества состоят из атомов или молекул.

Атом- электронейтральная частица,обладает всеми свойствами вещества, состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных електронов.

частица	заряд	масса
Протон р	+	1
Нейтрон п	0	1
Электрон е	-	0

Протоны и нейтроны находятся в ядре, електроны вращаются вокруг ядра на разном растоянии и обладают разной энергией.

Современная формулировка закона Менделеева:

Основные классы комплексных соединений

: K [ Bi I ₄ ] -ацидокомплекс,в роли лиганда кислотный остаток

[ Ag (NH ₃)₂] OH –комплексное основание

K ₂ [ Zn (OH)₄] -алкокомплекс  в роли лиганда OH^-

н ₂ [SiF₆ ] - комплексная кислота, на внешней сфере ион водопрода

Аквакомплекс,если лиганд-молекула воды, в школе как кристаллогидраты

Cu SO_4* 5  Н ₂О

Аммиакат,если лиганд- молекула аммиака

Особый класс комплексных соединений – хелаты.

Хелаты- Комплексные соединенмия, в которых центральный атом образует с лигандами цикличную структуру.

Простейший хелат- металл и анион щавелевой кислоты.

           О - СО

Ме

   О - СО

Комплексныек соединения используются, как лекарства, они эффективнее обычных.

. хелатотерапия применяется при отравлении тяжелыми металлами.

Номенклатура комплексных соединений.

Первым называют катион потом анион.

Алгоритм

1 Определяется заряд ионак внешней сферы и комплексного иона

Соль с комплексным анионом

1 называем катион внешней сферы с окончанием –тат

2 Комплексный анион:

А) электроотрицательные лиганды с приставкой ди-.три-.тетра-,пента-,гекса-

Б  )электронейтральные лиганды

В) комплексообразователь.

K [ Co (NH ₃) ₂ (NO ₂) ₄ ] Cl- калия тетра нитро диаминкобальт

+1+х+0-2-1=0     Х=+2

C ОЛЬ С КОМПЛЕКСНЫМ КАТИОНОМ

1 называем комплексный катион

А) электроотрицательные лиганды

Б)(нейтральные лиганды

В)комплексообразователь

2 анион внешней сферы

[ Co (NH ₃) ₄ (NO ₂) ₂ ] Cl- ди нитро тет ра аммин кобальта хлорид

+х+0-2-1=0  Х=+3

Д/З назвать все приведенные в лекции комплексные соединения, определить заряд комплексообразователя и 7написмать гидролиз.

: K [ Bi I ₄ ] тетраиодовисмутат калия  Комплексообразователь Bi Лиганд IКоординационное число 4

[ Cu (NH ₃)₄] OH тетрааммин меди гидроксид Комплексообразователь Cu Лиганд NH ₃

              Координационное число 4

K ₂ [ Zn (OH)₄] тетрагидроксоцинкат калия Комплексообразователь Zn Лиганд OH

                   Координационное число 4

Na ₃ [ Co (NO₂)₆] гексанитрокобальтат натрия Комплексообразователь [ Co Лиганд NO₂

                     Координационное число 6

[ Ag (NH ₃)₂] OH диамин серебра гидроксид Комплексообразователь Ag Лиганд NH ₃

                      Координационное число 2

2 3Zn Cl₂+2K₃[Fe(CN)₆] =    Zn₃[Fe(CN)₆]₂+6KCL - белий

3 Cu SO₄+4NH₃ [Cu(NH₃)₄]SO₄ -синій

4 2Cu SO₄+K₄[Fe(CN)₆] Cu₂[Fe(CN)₆]+K₂SO₄ -красно-бурый осадок

 

ЛЕКЦИЯ 3

«Дисперсные системы. Истинные растворы»

План

1 классификация растворов

2 Расчет концентраций растворов

Раствор в котором мало растворенного вещества- разбавленный (< 30%)           <

2 Раствор в котором много растворенного вещества- концентрированный.(>30%)   

3 Если при данной температуре раствор находится в равновесии с осадком, он называется насыщенным.

4Растворимость твердого вещества не зависит от давления, но зависит от природы веществ. Чаще всего с ростом температуры растворимость растет, но иногда она падает.

Растворимость газов зависит от давления. У человека в крови растворен ткислород, самочуствие зависит от его количества в крови.

Растворителем бывает вода, масло,спирт.

Массовая доля раст вора (процентная концентрация ) показывает, сколько вещества находится в 100 граммах раствора.

ω= m_{вещества}/m _{вещества +} m _{растворителя}

Тип задач

Расссчитайте процентную концентрацию раствора, если смешали 10 г соли и 40 г воды.

Решать можно 2 способами

 1 способ ω= (*10г/ 10г + 40г)*100=20% либо

2 способ  составляем пропорцию

50 г раствора содержит - 10 г вещества,а

100г                                   -хг

100*10/50=20г или %

Получился раствор 20%

  2 тип задач

Сколько нужно соли и воды, чтобы приготовить 300г 40% раствора

100г- 40г     

300г-хг         х= 300*40/100=-120Г)      Воды 300 – 120=180(г)

 нужно взять 120 г соли и 180 г воды.

Задачи на разведение

Запоминаем формулу  ω ₁т ₁= ω ₂т₂

т ₁= ω₁ / ω ₂т₂

Тип задач

Какая маса воды и 80% серной кислоты нужны, чтобы приготовить 200г 10% раствора?ω ₁ =80 %                                          т ₁= ω ₂т_2/ / ω ₁ =10*200/80= 25(г)

т ₁= х                                     вода 200- 25= 175(г)

 ω ₂=10%

т₂ =200г

Нужо взять 25г кислоты и 175 г воды.

Тип задач

Плот ность раствора при данной температуре – масса 1 см ³ (мл) раствора.

М асса 1 см ³ ВОДЫ РАВНА 1Г.Есть жидкости тяжелее воды, их плотность больше 1. Есть жидкости легче воды, их плотность меньше 1.

V =m/ р значение плотности берем из таблиц

задача 4 Какой объём 50 % серной кислот ы (плотность 1,399 г/см³) и воды нужно, чтобы приготовить 300г 10% раствора?

ω ₁ =50 %                                          т ₁= ω ₂т_2/ / ω ₁ =10*300/50= 60(г)

т ₁= х V ₁=х                           
                                                   V =m/ р =60/1,399=42,9(мл)           

                                  вода300- 60= 240(г)

 ω ₂=10%

т₂ =300г

 Нужно взять 42,9 мл кислоты и 240 мл воды                               

 Табличные значения плотности веществы

вещество	Процентная концентрация	плотность
Серная кислота	20%	1,139
	35%	1,26
	70%	1,611
сОляная кислота	10%	1,047
	30%	1,149
АММИАК	5%	0,977
Натрия гидроксид	5%	1,054
	10%	1,090

Тип задач

Молярность раствора показывает, сколько молей вещества находится в 1 л раствора.

Задача. Сколько нужно взять натрия хлорида, чтобы приготовить 300 мл 0,4 М раствора.

1 Считаем молекулярную массу натрия хлорида

23г+35,5г=58,5 г

 считаем массу 58,5*0,3*0,4= 7,02 (г)

Нужно взять 7,02 г натрия хлорида,поместить вещество в мерную колбу 300 мл и растворить вещество водой, доведя уровень жидкости до метки.

Водородный показатель.

Чистая вода плохо проводит электрический ток и является слабым электролитом.

Опытом установлено, что при 20 ⁰С в 1 л воды распадается 1   *10^-7 молекул и образуется

1   *10^-7 ионов водорода  (H ⁺) (м/л) и. 1   *10^-7 ионов гидроксила.(O H^-))(м/л)

 H₂ O=  H ⁺+ O H^-

Ионное поизведение воды

К_в= с (H ⁺) *с (O H^-) =1*10 ^-7 * 1*10^-7 = 10^-14 (м/л)

При постоянной температуре ионное произведение воды – величина постоянная. Это значит, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода ни концентрация ионов гидроксила не равна 0.Если раствор кислый, ионов водорода много, а ионов гидроксила мало. Если раствор щелочной, ионов гидроксила много,а ионов водорода мало. В нейтральном растворе их одинаково.

Кислотность или щелочность раствора можно выразить через концентрацию ионов водорода или  ионов гидроксила.

  Водородный показатель- отрицательный логарифм концентрации ионов водорода. Показывает концентрацию ионов водорода в растворах.

В единиицах рН определяют кислотность или щелоч ность растворов.?

рН = -lg H⁺

  рOН = -lgO H ^-

вегда рН+OН= 14 если рН< среда кислая рН >7 среда щелочная рН=рOН=7–среда нейтральная

                                 

                     ацидоз                         алкалоз              рН

кислая

щелочная

       0                                        7                             14

                                                    нейтральная

Гидролиз солей

При растворении некоторые вещества могут взаимодействовать с ионами на которые распалась вода

Растворы средних солей могут иметь разную рН. Действие медицинских препаратв, которые относятся к солям, определяется их кислотно-основными свойствами,т.е. их склонностью к гидролизу.

Гидролиз- взаимодействие ионов, на которые распалось вещество, с ионами, на которые распалась вода. Реакция обменного взаимодействия

Тип гидролиза                                                                                                     

Тип гидролиза

Ле кция Буферные растворы

План

1 Классификация буферных растворов

2 Механизм действия буферных растьворов

3 Влияние на организм.

Одним их характерных свойств внутренней среды организма является постоянная концентркация ионов водорода в биологических жидкостях Явление называется изогидрией.

рН крови- 7,45- слабощелочная среда рН желуудочного сока 1,5-2 сильнокислая среда

рН мочи 4,8- 7,5. Кожа имеет слабокислую реакцию.

Чтобы переварить мясо нужна кислая среда,овощи- щелочная. Разная пища усваивается организмом в разных отделах ЖКТ при разной рН.

Сохранение постоянного значения рН плазмы крови обеспечивается совместным действием ряда физико-химических и физиологических механизмов.

Растворы, которые могут сохранять постоянную рН при добавлении кислоты,щелочи или воды – буферные.

Классификация по составу.

 Буферные растворы состоят из слабой кислоты и ее соли с сильным основанием или из слабого основания и его соли с сильной кислотой.

Классификация по рН.

Каждая из буферных смесей имеет определенное значение рН (концентрацию ионов Н), которую стремится сохранить.

рН буфеных смесей зависит от природы кислоты или основа,их соотношения.

Буферная ёмкость - количество сильной кислоты или осноавния, которое нужно добавить к 1л буфера, чтобы рН буфера изменилось на1.

Зависит от концентраций компонентов и их соотношения.

Механизм действия Буфера.

При добавлении кислоты или щелочи уменьшается концентрация одного из компонентов буфера.

В человеческом оргнизме несколько буферных систем, они все действуют одинаково.

Гидрокарбонатная(бикарбонатная) буферная система является одной из самых мощных.

 NaHCO₃  + H ₂CO₃  Слабая угольная куислота и её кислая соль натрия.

Механизм действия

Если в организм порпала щелочь- происходит реакция нейтрализации

 H ₂CO₃  + NaOH= Na H CO₃  + H₂ O среда не меняется.

Если в организм порпала сильная кислота

HCl+ NaHCO₃  = H ₂CO₃  + NaCl образвалась слабая угольная кислота и соль, рН не меняется.

Аммонийный буфер. Содержит гидроксид аммония и аммония хлорид.

NH ₄OH + NH ₄Cl

Ацетатный буфер. Содержит уксусную кислоту и натрия ацетат

C H ₃COOH + C H ₃COONa

Фосфатный буфер. Na H₂ P O₄+ Na₂ H P O₄

Содержит кислые соли фосфорной кислоты

Применяется в лабораторной практике. 3% общего буферного действия крови.

Есть ещё аминокислотный,белковый.гемоглобиновый и оксигемоглобиновый буферы.

Буферные системы работают в тесном контакте друг с другом и выделительными системами человека.

При резком изменении рН плазмы крови в денйствие вступают 3 линии защиты:

1 Разведение внеклеточной жидкости.

«2 М еханизм дыхательной компенсации(вентиляционная функция легких)1-3мин

А) При снижении рН- возбуждение вентиляционной функции легких;

Б) При увеличении рН – торможение вентиляционной функции легких.

3 Действие буферных систем. 30 сек.

За сутки в организме образуется несклько литров сильной кислоты и она попадает в кровь.В КРОВИ КИСЛОТА СВЯЗЫВАЕТСЯ БИКАРБОНАТНЫМ БУФЕРОМ. Угольная кислота выделяется легкими в виде СО_2. , избыток соли и воды уходят с потом.Бикарбонат пополняется в процессе клеточного дыхания.

Запас гидрокарбаната в крови является химически связаннгой угольной кислтой и называется резервной щелочностью крови.

Уменьшение рН плазмы крови на 0,1  (7,35)увеличивает объём вентиляции легких в 2 раза.

В организме наиболее мощные бикарбонатный, гемоглобиновый и оксигемоглобиновый буферы.

 Сдвиг рН крови в кислую сторону называется ацидоз.

Сдвиг крови в щелочную сторону называется алкалоз.

 ПЛАЗМА КРОВИ В НОРМЕ ИМЕЕТ СЛАБОЩЕЛОЧНУЮ СРЕДУ 7,35-7,45..Граничные значения 6,8-8 – Пределы рН совместимые с жизнью.

При ищемической болезни сердца возникает ацидоз, при инфаркте миокарда- алкалоз.

рН желудочного сока 1-2, при этом ферменты желудка наиболее активны.

рН кишечниа больше 7, при этом ферменты кишечника работают наиболее эффективно.Для каждого фермента максимальное значение активности соответствует своему рН.

Вибрион хлеры выживает в щелочной среде 7,6-9,2.Кислота для него губительна.

При укусе животного можно промыть рану хозяйственным мылом Возбудитель бешенства при этом погибнет..

.Дыхательный ацидоз при астме, асфиксии.

Метаболический ацидоз возникает при диабете, голодании, лихорадке,шоке и т.д.

Дыхательный алкалоз при вдыхании чистого кислорода, в разреженной атмосфере (горы).

Метаболический алкалоз при рвоте,

 

 

Лекция  «Типы химических реакций.ОВР»

план

1 Типы химических реакций.

2 Окислительно- восстановительные реакции.\

 

В школе изучали несколько типов химических реакций

1 Соединения     А+В=АБ

2 разложения       АБ= А+Б

3 Замещения         АБ+С= АС+Б

4 Обмена             АБ+СД= АС+БД

Валентность- способность атома образовывать химическую связь.Величина реально существующая и не имеющая заряда.

 степеннь окисления.Это валентность с зарядом.Величина условная

Если во время реакции элементы меняют свою степень окисления, реакция называется окислительно- восстановительной.

Окислительно-восстановительные процессы очень распрастранены в природе, являются основой жизнедеятельности, лежат в основе биополимерного синтеза. Оислители и восстановители образуются в результате обмена веществ в организме человека, участвуют в физиологических процессах и широко применяются как лекарства и в быту

 Процесс приема электронов- это процесс окисления

 Процесс отдачи электронов=- это процесс воссановления

Принимает электроны окислитель

Отдает электроны восстановитель

АЛГОРИТМ

Основные S -элементы

КАЛИЙ

Если калия в организме мало – состояние называется гипокалиемия- тахикардия.

Если калия в организме много- гиперкалиемия- наеарушение сердечного ритма.

Ионы натрия и калия поддерживают водно- солевой баланс, при нарушении- отеки. Для коррекции назначают лекарства.

 Соли калия

K₂ CO₃- калия карбонат – поташ- удобрение.

KCl- калия хлорид- кардиология.

KHC ₄H ₄O_6—виннокаменная соль- слабительное.

CH ₃COO K- калия ацетат, хорошее мочегонное при сердечных и почечных отеках.

Соли натрия

NaCl-натрия хлорид, поваренная соль. Применяется в пищу(5г в сутки), иногда безсолевая диета.При избытке соли- отеки.

В медицине ванны, полоскания, компрессы, физраствор- 0,9%.

Na ₂SO₄- натрия сульфат,глауберова соль,солевое слабительное.Эффективно при отравленими солями бария и свинца.

Na₂ CO₃- карбонат натрия кальцинированная(стиральная) сода - уборка, смягчение воды для стирки.

NaHCO₃- натрия гидрокарбонат-питьевая сода, пища, полоскания,компрессы, понижение кислотности желудочного сока(изжога), при ацидозе.

 

Магний- металл жизни, 42 г.

Образует комплексы с нуклеиновыми кислотами, участвует в процессе передвчи нервных импульсов, активирует ферментные процессы.

MgSO₄ магния сульфат- английская соль- слабительное.

Магнезия- инекции при повышенном давлении (горячий укол).

Магний содержится в зеленых частях растений.вияет на холестерин.

Магний и кальций- антогонисты.Кальций возбуждает сердечную деятельность, магний её угнетает за счет атомных радиусов.

КАЛЬЦИЙ- один из ннаиболее распрачстраненных в организме элементов.1700г.

Содегжится в костях, зубах,

От содержания кальция зависит проницаемость клеточных мембран.Кальций нужен для роста костей образования молока у женщин.

Кальций усваиается организмом в присутствии витамина D т.е. нужны солнечный свет и физические нагрузки.

При недостатке кальция рахит, судорги, глаукома,остеопороз, аллергия.

Избыток кальция – камни везде, ломкость кровеносных сосудов.

Скорость образования тромбов(остановить кровотечение) можно увеличить вводя препараты кальция.

Ионы кальция в костях могут замещаться сходными по размерам ионами стронция и лантана т. Е. ионами тяжелых металлов, что приведет к тяжелым профессиональным заболеваниям.

Оседая в костях ркаадиоактивный стронций будет облучать костный мозг и вызывать рак.

Cоли кальция

CA(OH)₂ кальция гидроксид- гашенная известь-для побелки и дезинфекции.

CaCl₂- кальция хлорид- хлористый кальций-сильное противоаллергтячесуое средство. Понижает проницаемость сосудов.

CaCO₃.- кальция карбонат – мел-присыпки, пудра,баласт в таблетках.

CaSO₄- кальция сульфат-гипс.

 

 

«р-Элементы»

Нахождение р-элементовьтв периодической системе, природе и организме.

2.Химические свойства и формы химических соединений р-элементов.

3.Важнейшие р-элементы.

Основные химические соединения р- элементов, которые применяются в медицине. «р-элементы- играют большую роль в жизни клетки и всего оргаизма.Из их соединений делают эффективные лекарства1

Для р- элементов характерны неметаллические свойства.

Неметаллы бывают в твердом, жидком и газообразном состоянии.

Неметаллы принимают чужие электроны и превращаются в анионы.Оксиды неметаллов одразуют кислоты, либо бывают несолеобразующими.

Неметаллические своства возрастают слева направо и снизу вверх. Самым активным неметаллом является фтор.

Д/З напишите электронные формулы кислорода,серы, селена.

С биологической точки зрения важны 30 р- элементв..Элементы органогены углерод,кислород,азот,фосфор,сера- играют важную роль в жизни живых организмов, дают все разнообразие биолгически активных веществ.

3 ьгшруппа, главнвя подгруппа- редкоземельные элементы.

БОР В

Микроэлемент. У растений участвует в фотосинтезе.

У человека находится в костях и крови,повышает устойчивость организма к инфекциям, усииииииливает дествие инулина, тормозит окисление адренолина

HBO₃-,атисептик, входит в состав лекарств
NaBO₃-0 натрия борат- бура.

Препараты бора содержатся в комбинированных противомикробных средствах и кремах.

Борный спирт.

Аллюминий

Легкий, серебристый, мягкий металл, хорошо проводит тк и тепло,дешевый. Получают электролизом из глинозема, используют в самолетостроении, очень активный.

Амфотерность – способность гидроксида металла взаимодействовать с кислотой и щелочью.

Гидроксид аллюминия взаимодействует с кислотой и щелочью, получается соль и вода.

Al(OH)₃ + 3HCl= Al Cl₃ +H ₂O

Al(OH)₃ + 3 NaOH= Na₃ALO₃ + 3 H₂O

Аллюиний, микорэлемент, входитв эпителий кожи.В больших доза поражает ЦНС.Посуду из аллюминия нужно использовать осторожно. В медицине оксид и гидрксид аллюминия используется, как регулятор кислотности желудочного сокааав альмагеле, фосфолюгеле.

Хлорид аллюминмя исчпользуется в дезодорантах.

УГЛЕРОД

Существует неслько природных и искусственных модификаций углерода.Алмаз,уголь,графит,графен и др. Содержится во всех органических соединениях.

Активированный уголь имеет развитую химическую (пористую) поверхность и используется как сорбент.

Соединения

СО- Угарный газ. Ядовит, образуется при неполном сгорагнии угля. Образует с гемоглобином очень прочное соединение,вызвает кислородное голодание тканей и органов и смерть.

СО₂ – углекислый газ. Образуется при полном сгорании угля.Сухой лед в самолетах, перевозка органов.

Н₂ СО₃ угольная кислота,слабая,нетоксичная.Применяется в напитках, дает 2 ряда солей.

NaHCO₃  гидрокарбонат

Na₂CO₃  карбонат

Важнейшие классы неорганических и органических веществ

ПЛАН

1 СТРОЕНИЕ АТОМА

2 виды химической связи

3 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все вещества состоят из атомов или молекул.

Атом- электронейтральная частица,обладает всеми свойствами вещества, состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных електронов.

частица	заряд	масса
Протон р	+	1
Нейтрон п	0	1
Электрон е	-	0

Протоны и нейтроны находятся в ядре, електроны вращаются вокруг ядра на разном растоянии и обладают разной энергией.

Современная формулировка закона Менделеева: