Хімічні властивості Карбону та його похідних .

Електронна формула атома карбону - 1s²2s²2р².

У більшості своїх сполук карбон має валентність IV і ступінь окислення +4.

Оскільки карбон володіє великою енергією іонізації і малою енергією спорідненості до електрона, для нього не характерне утворення іонних зв'язків. Зазвичай вуглець утворює ковалентні малополярні зв'язки.

 

Відмітною особливістю карбону є здатність його атомів з'єднуватися один з одним з утворенням вуглець-вуглецевих ланцюгів: лінійних, розгалужених і циклічних:

 

 

| | | | | | |

- C - C - C - C - - C - C - C -

| | | | | | |

- C -

|

 

Разом із звичайними одинарними зв'язками, між атомами вуглецю утворюються також подвійні і потрійні зв'язки:

> C = C < - C ≡ C -

Вільний вуглець - одна з перших простих речовин, з якими познайомилася людина. У вигляді вугілля і алмазів він відомий людству з незапам'ятних часів, але термін «вуглець» з'явився тільки в другій половині XVIII в.

Вільний вуглець існує в природі у вигляді таких алотропних модифікацій - алмазу і графіту, що різко розрізняються між собою по фізичних властивостях.

За змістом в організмі людини (21,15%) вуглець відноситься до макроелементів. Він входить до складу всіх тканин і кліток у формі білків, жирів, вуглеводів, вітамінів, гормонів.

Вуглець є основою для всіх органічних сполук, це органоген номер один. Входить до складу кліток і тканин, всіх біологічно активних сполук. У організмі гідрокарбонати натрію і калія з вугільною кислотою утворюють буферну систему, що бере участь в підтримці КОС (кислотний-основного стану організму). Гідрокарбонат натрію (питна сода) застосовується як антацидний засіб. Активоване вугілля як засіб, що сорбував, застосовують при метеоризмі, при отруєннях, а також при отруєннях алкалоїдами і солями важких металів.

 

Діоксид вуглецю (вуглекислий газ). Діоксид вуглецю (оксид вуглецю (IV), вуглекислий газ, вугільний ангідрид) СО₂ є за звичайних умов газом без кольору і запаху, важче за повітря в 1,5 разу.

При кімнатній температурі під тиском близько 60 атм діоксид вуглецю концентрується в рідину, яку зберігають в сталевих балонах. При швидкому випаровуванні рідкого СО₂ поглинається так багато теплоти, що він перетворюється на тверду білу снігоподібну масу («сухий лід»).

«Сухий лід» при нормальному тиску переганяється (сублімація), тобто переходить з твердого в газоподібний стан, минувши рідку фазу. «Сухий лід» широко використовується для зберігання швидкопсувних продуктів. В порівнянні із звичайним льодом він має ряд переваг: продукти, що знаходяться у контакті з «сухим льодом», не промокають, а атмосфера вуглекислого газу затримує зростання бактерій та цвілевих грибків.

Вуглекислий газ не підтримує горіння і дихання, і в його атмосфері тварини гинуть не від отруєння, а від відсутності кисню.

Розчинність СО₂ у воді невелика: 1 об'єм води при 20 °С розчиняє 0,88 об'єму СО₂.

При пониженні температури розчинність СО₂ (як і всіх інших газів) значно збільшується.

По хімічних властивостях діоксид вуглецю - типовий кислотний оксид і проявляє властивості даного класу з'єднань.

Взаємодія з водою:

 

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ вугільна кислота

 

Ця реакція обратима, причому рівновага сильно зміщена вліво, тобто лише дуже невелика кількість СО₂ (менше 1 %) перетворюється на вугільну кислоту.

Взаємодія з лугами:

 

СО₂ + NaOH = NaHCO₃ гідрокарбонат натрію (питна сода)

 

Соду використовують для нейтралізації кислоти. При попаданні кислоти на тіло спочатку промивають водою, а потім розчином питної соди.

 

Вугільна кислота Н₂СО₃ існує тільки у водних розчинах, де її концентрація зникаюче мала, оскільки вона розпадається на Н₂О і СО₂. У цьому неважко переконатися, бо газована вода є не що інше як розчин вугільної кислоти.

Молекули Н₂СО₃ піддаються 2-х ступінчастій дисоціації. Унаслідок малої концентрації вугільної кислоти у водному розчині, вона є дуже слабким електролітом:

 

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО^- К₁ = 4,3 • 10^-7

НСО^- ↔ Н⁺ + С0₃^-2 К₂ = 5,6 • 10^-11

 

Оскільки константа дисоціації по 1-у ступеню набагато більша, ніж по 2-ій, у водних розчинах переважають гидрокарбонат-аніони НСО^3-.

Будь-яка вода на Землі (річкова, морська, підземна і ін.) розчиняє в собі вуглекислий газ з навколишнього середовища, причому розчинність СО₂ в морській воді в кілька разів вище, чим в прісній. Рівновага в системі

 

Н₂О + СО₂ ↔ Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО^-

має дуже важливе значення в протіканні багатьох природних процесів.

 

Якісна реакція на газ, що виділився, - СО₂ буде пропускання його через вапняну воду, яка каламутніє унаслідок утворення осаду СаСО₃:

 

СО₂ + Са(ОН)₂ = СаСО₃↓ + Н₂О

 

Існує окрема хімія вуглецю (карбону) - органічна.

 

 

L Біонеоганічна хімія

Лекція № 9. Біогенні d -елементи, їхня біологічна роль та

Застосування в медицині.

 

9.1 Будова атомів d -елементів та хімічні властивості: кислотно-основні, окисно-

відновні.

9.2 Біологічна роль d -елементів. Потреба людини в макро- та

мікроелементах.

9.3 Застосування сполук d- елементів у медичній практиці.

9.4 Токсична дія d -елементів та їхніх сполук.

 

Самостійна робота: Метали життя.

9.1 Будова атомів d-елементів та хімічні властивості:

кислотно- основні, окисно- відновні.

 

До сімейства d -елементів відносяться елементи

I В - (Сu –купрум (мідь), Аg- срібло (арґентум), Аu- аурум (золото))

ІІ В - (Zn- цинк, Сd - кадмій, Нg – меркурій (ртуть)),

III В - (Sс - скандій, Y ітрій, Lа - лантан, Ас - актіній),

ІV В - (Ті -титан, Zr - цирконій, Hf - гафній, Db - дубній),

V В - (V - ванадій, Nb - ніобій, Та - тантал, Jl -джоліотій),

VI В - (Сr - хром, Мо - молібден, W - вольфрам,Rf - резерфордій),

VII В - (Мn- манган, Тс - технецій, Rе – реній, Bh - борій),

VIII В - (Fе- ферум (залізо)-, Со-кобальт, Ni –нікол (нікель), Ru - рутеній, Rh -родій,

Pd - паладій, Os - осмій, Іr - іридій, Рt - платина), груп.

В атомах d -елементів електронами заповнюються d -підрівні пере­достаннього енергетичного рівня. Валентними є електрони s-підрівня зов­нішнього рівня (1 або 2 електрони) і електрони d -підрівня передостаннього рівня, що недовершений. Відносно великі розміри радіусів атомів і невисокі значення потенціалу іонізації вказують на металічні властивості d- елементів, і усі вони дійсно є металами. Практично всі d -елементи мають значну твердість, міцність, високі температури топлення і кипіння, а також теплопровідність й електропровідність. Металічні властивості d -елементів можна пояснити поступовим зменшенням радіусів атомів у напрямку зліва направо у кожному періоді й у напрямку зверху вниз у групах за рахунок d- стискування і лантаноїдного f -стискування. У деяких випадках d -елементи близькі по хімічних властивостях до р -елементів. Наприклад, Хром і Сульфур утворюють кислотні оксиди (VI) СrО₃ і SО₃, які при взаємодії з водою утворюють відповідно хромову Н₂СrО₄ і сульфатну Н₂SО₄ кислоти. Це пояснюється тим, що при найвищому ступені окиснення (VI) атоми цих елементів мають схожу електронну будову: атом Хрому зі ступенем окиснення +6 має електронну будову інертного Аргону, а атом Сульфуру зі ступенем окислення +6 - Неону.

Характерною властивістю d -елементів є також і те, що для утворення хімічного зв'язку d -елементи часто використовують електрони не тільки зовнішнього, але й d -електрони передостаннього енергетичного рівня, а також вільні d -орбіталі. Тому для d -елементів більш характерна змінна ступінь окиснення. Іони і сполуки d -елементів, як правило, забарвлені. Великі заряди і радіуси іонів цих елементів і наявність вільних d -орбіталей служать причиною утворення d -елементами комплексних (координаційних) сполук.

9.2 Біологічна роль d -елементів. Потреба людини в макро-

та мікроелементах.

9.3 Застосування сполук d- елементів у медичній практиці.

9.4 Токсична дія d -елементів та їхніх сполук.

(питання розглядаються по групам!)

А) Загальна характеристика елементів побічних підгруп I і II

Групи

До елементів I групи побічні підгрупи відносяться d -елементи: Сu, Ag, Аu.

Ступені окислення:

Сu +1, +2

Ag +1, (+2 - рідко)

Аu +1 (+2 - рідко +3)

d -елементи I групи хімічно малоактивні, не витісняють водню з кислот, від міді до золота зменшується відновна здатність атомів і підвищується окислювальна здатність іонів.

d -елементи II групи: Zn, Cd, Hg.

Ступінь окислення у цинку і кадмію постійний +2; у ртуті +2 і +1.

Величини стандартних електродних потенціалів міді, срібла рівні відповідно.

Від Сu⁺² до Аg⁺ збільшується окислювальна здатність іонів і зменшується відновна здатність атомів.

Відновні властивості атомів від цинку до ртуті знижуються, окислювальні властивості іонів підвищуються.

Іони d -елементів (Сu⁺ Сu^2+, Аg⁺, Zn^2+, Hg ²⁺) - типові комплексоутворювачі.

Оксиди міді, срібла, цинку (Сu₂О, СuО, Аg₂О, ZnО)нерозчинні у воді; гідроксиди (СuОН, Сu(ВіН)₂, Zn(ВіН)₂, АgОН) також нерозчинні у воді, але добре розчиняються в надлишку гідроксиду амонія з утворенням комплексних сполук; при розчиненні в мінеральних кислотах утворюються солі.

Оксиди ртуті (I, II)нерозчинні у воді; оксид і гідроксид цинку амфотерни. Гідроксид цинку і ртуті (II) розчиняються в NН₄ОН з утворенням комплексних сполук.

Більшість солей срібла, ртуті, цинку, мідь важко розчинні у воді. Розчинні солі -нітрати і другі - піддаються гідролізу по катіону; на цьому засновано їх застосування в медицині як терпкі і антисептичні засоби.

З блоку d -елементів I і II групи незамінними для організму людини є мідь і цинк. Знаходячись в біологічних системах в мікрокількостях, вони роблять великий вплив на цілий ряд найважливіших біохімічних процесів.

Мідь бере участь в окислювально-відновних реакціях, сприяє синтезу гемоглобіну, є активатором ряду ферментів, впливає на утворення фермент-субстратних комплексів і збереження третинної структури білка, зв'язує деякі токсини, підсилює дію антибіотиків, підвищує ефективність дії лікарських препаратів і т.п.

Цинк бере участь в процесах дихання кліток і тканин, активує гідролітичні і окислювально-відновні ферменти, впливає на синтез нуклеїнових кислот, бере участь в зберіганні і передачі спадковій інформації, входить до складу гормону інсуліну.

Сполуки міді.

Розчинні солі міді (ІІ) дисоціюють у водних розчинах з утворенням гідратованих іонів [Сu(Н₂О)₄]²⁺, які мають синьо-блакитний колір (на відміну від безбарвних негідратованих іонів Сu²⁺). Тому таке забарвлення властиве розбавленим розчинам всіх солей міді (II), якщо вони не містять забарвлених аніонів. Утворенням розчинних у воді аміакатів пояснюється розчинення різних нерозчинних сполук міді у водному розчині аміаку, наприклад:

СuС1 + 2NН₃ = [Сu (NН₃) ₂]С1;

Сu₂O + 4NН₂ + Н2О = 2[Сu(NH₃)₂]OН;

Сu(ВіН)₂ + 4NН₃ = [Сu(NH₃) ₄](ВіН)₂

Реакції утворення комплексних сполук, що містять в якості лігандів NН₃, використовують як якісні для виявлення Сu²⁺. Комплекси розчинні у воді і мають яскраво синій колір за рахунок іонів [Сu (NН₃) ₄]²⁺.

Гідроксид міді (II) розчиняється також в дуже концентрованих розчинах лугів, утворюючи гідрокомплекси, наприклад:

Сu (ВіН) ₂ + 2NаОН = Na₂[Сu (OН) ₄]

Остання реакція свідчить про прояв гідроксидом міді (II) ознак амфотерності.

Сполуки срібла

Срібло в з'єднаннях має ступені окислення +1 і +2. З'єднання срібла (I) найбільш стійкі. Срібло - благородний метал; навіть при прожарені воно не окислюється киснем, проте в

атмосфері озону чорніє, через те виходить пероксид срібла: Ag₂O₃.

Оксид срібла проявляє основні властивості і розчиняється в азотній кислоті:

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

Нітрат срібла або ляпіс АgNО₃ - безбарвні прозорі кристали без запаху, дуже легко

розчинні у воді, розчинні в спирті. Під дією світла препарат темніє. Нітрат срібла несумісний з органічними речовинами (розкладається), з хлоридами, бромідами, іодідамі (утворює осад).

У невеликих концентраціях нітрат срібла надає терпке і протівоспалітельноє дія, в міцніших розчинах припікає тканини. Надає бактерицидну дію.

Застосовують ляпіс зовнішньо при виразках, тріщинах, при гострому кон'юнктивіті, трахомі. Призначають у вигляді водних розчинів (2-5-10 %), мазей (1-2 %).

Нітрат срібла застосовують в дзеркальному виробництві, гальванотехніці, фотографії (для виготовлення надчутливих матеріалів) і в аналітичній хімії.

Якісні реакції, на Аg⁺

1. Взаємодія з соляною, кислотою або її солями. При цьому випадає білий сирнистий осад АgС1, який розчиняється в надлишку аміаку. При подальшій дії на комплексну сіль срібла (I) будь-якої кислоти комплекс руйнується і знову випаде білий сирнистий осад:

а) АgNO₃ + NaС1 = АgС1↓ + NaNO₃

осад білого кольору

 

б) АgС1 + 2NН₄ОН = [Аg(NН₃)₂]С1

надлишок безбарвний розчин

 

в) [Аg(NH3)₂]С1 + 2НNO₃ = АgС1↓ + 2NН₄NО₃

білого кольору

Цинк і його сполуки.

Відношення цинку до простих речовин. З металами цинк утворює сплави, наприклад-, латунь, електрін, підшипникові сплави - баббіти та ін. При нагріванні цинк з'єднується з неметалами, утворюючи солі; реакції протікають з виділенням тепла, наприклад:

Zn + S = ZnS Zn + С1₂ = ZnC1₂

 

Оксид цинку проявляє амфотерні властивості, розчиняється як в кислотах, -так і в лугах, утворюючи сіль і воду:

ZnО + 2НС1 = ZnС1₂ + H₂O

 

ZnО + 2NaOН = Nа₂ZnO₂ + H₂O

Застосовується оксид цинку.для отримання цинку, для виготовлення білої масляної фарби - цинкових білил, для приготування спеціальних сортів скла. Значна частина оксиду цинку споживається гумовою промисловістю як наповнювач гуми.

Гідроксид цинку

При дії лугів на розчини солей цинку випадає білий осад гідроксиду цинку:

ZnSO₄ + 2NаОН = Zn(ОH) 2↓ + Na₂SO₄

Солі цинку

З солей цинку найбільше застосування мають наступні.

ZnSО4 • 7Н₂О - цинковий купорос - безбарвні прозорі кристали або дрібнокристалічний порошок терпкого смаку, без запаху. Володіє антисептичною і терпкою властивістю.

Сульфід цинку ZnS - білий аморфний порошок. При прожарені аморфного цинку сульфату в атмосфері сірководню утворюється кристалічний фосфоресціюючий сульфід цинку, який після його «опромінювання» наприклад, «денним світлом», рентгеновимі променями або радіоактивним випромінюванням, починає світитися. Це властивість активованого сульфіду цинку використовується для виготовлення екранів для рентгенівських кабінетів.

Ртуть і її сполуки.

Ртуть - важка срібляста рідина. Це єдиний метал, що знаходиться в рідкому стані при звичайній температурі. Ртуть - мало активний метал, у ряді активності металів вона розташована правіше за водень. У земній корі ртуть зустрічається і в самородному вигляді, вкрапленою в гірські породи, але головним чином у вигляді сульфіду ртуті - кіноварі НgS. Цей мінерал має яскраво-червоний колір і застосовується як червона фарба.

З кіноварі металева ртуть виходить простим обпаленням при температурі 800^oС у спеціальних печах. При цьому сірка згорає, утворюючи діоксид сірі, а ртуть виділяється у вигляді пари, яка збирається і потім конденсується:

 

НgS + O₂ = SO₂ + Нg