Zestaw XIV

1. Pierwiastki, których związki są truciznami, wypisz zw. nierozpuszczalne w wodzie stosowane w medycynie.

Rb, Cs, Be, Ba, Tl, C*, Pb, N*, P*, As*, S*, Se*, F*, Cl*, Mn, Os, Co, Rh, Ni, Ag*, Cd, Hg.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

I

II

Be

C

N

F

III

P

S

Cl

IV

Mn

Co

Ni

As

Se

V

Rb

Rh

Ag

Cd

VI

Cs

Ba

Os

Hg

Tl

Pb

VII

Nierozp. >> MgO nadkwasota; MgSO₄ przeczyszczający; {FeSO₄, Co i ZnO} dermatologia; ZnSO₄ do oczu; HgO okulistyka; BaSO₄ kontrast.

2. Reguła Hunda (ilustracja na przykładzie pierwiastków II okresu).

Reguła Hunda. Gdy atomy znajdują się w swym stanie podstawowym, elektrony zajmują możliwie najniższe poziomy energetyczne. Atom wodoru ma 1 elektron, który zajmuje posiom 1s. Poziom ten ma główną liczbę kwantową n=1 i poboczną l=0. Możliwe jest to dzięki przeciwnym spinom elektronów. Poziom 1s jest wypełniony, w związku z tym w atomie litu zawierającego 3 elektrony, trzeci elektron zajmuje poziom możliwie najniższy czyli poziom 2s. Poziomowi temu odpowiada główna liczba kwantowa n=2 i poboczna l=0. Czwarty elektron atomu berylu zajmuje także poziom 2s. Piąty elektron atomu boru musi zając już posiom 2p, gdyż poziom 2s jest całkowicie wypełniony. Szósty elektron w atomie węgla znajduję się również na poziomie 2p. Reguła Hunda mówi, że liczba niesparowanych elektronów na danym poziomie energetycznym jest możliwie największa. Czyli ujemnie naładowane elektrony wykazują tendencję do pozostawania w możliwie dużym oddaleniu od siebie. W stanie podstawowym węgla 2 elektrony p są niesparowane, czyli zajmują oddzielne orbitale p i mają równoległe spiny. Podobnie w atomie azotu trzy elektrony p są niesparowane i mają równoległe spiny. Symbol np. 2s - określa główny poziom energetyczny i podpoziom. Natomiast indeks górny liczbę elektronów. Li 1s² 2s¹, Be 1s² 2s², B 1s² 2s² 2p¹, C 1s² 2s² 2p², N 1s² 2s² 2p³, O 1s² 2s² 2p⁴, F 1s² 2s² 2p⁵, Ne 1s² 2s² 2p⁶.

3. Moc kwasów tlenowych i beztlenowych na tle układu okresowego.

Moc kwasu beztlenowego:

rośnie ze wzrostem elektroujemności w obrębie okresu

H₂S<HCl

maleje ze wzrostem elektroujemności w obrębie grupy:

HI>HBr>HCl

Teoria Bronsteda-Lowry'ego umożliwia porównanie mocy kwasów, poprzez zmianę rozpuszczalnika, np. w lodowatym kwasie octowym jedynie HClO4 utrzymuje swoje właściwości kwasowe. CH3COOH lod+HClO4 ClO₄^- + CH3COOH₂⁺.

Mocne elektrolity: HClO4, H2SO4, HI, HNO3, HCl

Średniej mocy: H3PO4

Słabe elektrolity: H2CO3, H2SO3, CH3COOH

Moc kwasu tlenowego:

rośnie ze wzrostem elektroujemności atomu centralnego reszty kwasowej tak w obrębie grupy jak i okresu:

H3PO4<H2SO4<HClO4

HIO<HBrO<HClO

rośnie ze wzrostem liczby atomów tlenu:

HClO<HClO2<HClO3<HClO4

4. Nadtlenek wodoru - otrzymywanie, zastosowanie, właściwości redox.

H₂O₂ - w stanie czystym łatwo rozkłada się z wydzieleniem tlenu, tak samo po ogrzaniu. 2H2O2 2H2O+O2+ciepło. H2O2 jest dość trwała na zimno po zmnieszaniu z zimną wodą (30% r-r to perhydrol). H2O2 stabilizuje się dodatkiem kwasu fosforowego lub hydrazyny. H2O2 + N2H4 → N2 + 4H2O + Q. Mieszanina H2O2 i hydrazyny to paliwo do rakiet V2. H2O2 może być zarówno reduktorem jak i utleniaczem. Jako utleniacz: 2Cr3+ + 6OH- + 3H2O2 2CrO4 2- + 8H2O (Cr3+ +8OH- → CrO4 2- + 3e +4H2O || H2O2 + 2e → 2OH-) Jako reduktor: Cr2O7 2- +8H+ +3H2O2 → 3O2+2Cr3+ +7H2O (14H+ +Cr2O7 2- +6e → 2Cr3+ +7H2O || H2O2 → O2+2e +2H+). H2O2 można otrzymać przez działanie kwasu na nadtlenki i dwusiarczki. BaO2+HCl →H2O2. Nadtlenek wodoru powstaje w wyniku hydrolizy kwasu nadtlenodwusiarkowego: H₂S₂O₈ +H2O H2SO5 + H2SO4 ; H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2. H2O2 można też otrzymać w procesie cyklicznym w układzie hydrochinon/chinon. H2O2 stanowi związek dość trwały, samorzutnie rozkłada się bardzo powoli, rozkład następuje szybko pod wpływem jonów metali ciężkich np. Cu 2+. H2O2 H2O + 1/2O2. H2O2 jest trwalsza w roztworach kwaśnych niż w alkalicznych. Wykazuje słabe kwasowe właściwości. Zastosowanie: W postaci 3% r-ru, czyli wody utlenionej, stosuje się w medycynie do dezynfekcji ran. Jako środek utleniający do napędu torped. Również, jako środek bielący. H2O2 stosuję się także do otrzymywania NaClO₂.

5. Kwas azotowy - otrzymywanie, reakcje ze zw. organicznymi.

Kwas HNO₃ - jego bezwodnikiem jest N2O5 (ciało stałe). N2O5 + H2O → 2HNO3; 3N2O3 + H2O → 4NO + 2HNO3. Produkuje się go też metodą Ostwalda.

HNO3 można zagęścić przez odwodnienie st. H2SO4.

Jest cieczą

jest silnym utleniaczem, utlenia PbS → SO4 2-, roztwarza się w nim wiele metali z wyjątkiem Au i platynowców. Cu+HNO3 →Cu2+ + NO+H2O.

Wraz z HCl tworzy wodę królewską (3HCl:1HNO3). 3HCl + HNO3 → Cl2 + H2O + NOCl

Wiele pierwiastków nie reaguje z HNO3 bo ulegają pasywacji Al, Zn, Cr.

Estryfikacja - C2H5OH+HNO3 <=> C2H5NO2 + H2O

bierze udział w nitrowaniu C6H6 + HNO3 (H2SO4) C6H5NO2 + H2O.

Zastosowanie: w celach przemysłowych, do produkcji saletry, nawozów azotowych;

niektóre metale np. stop Devarda (Cu, Al., Zn) redukują jony azotanowe do amoniaku: 3Cu + 8HNO3 → 2NO+Cu(NO3)₂ +4H2O, Cu+3HNO3 → NO2 + Cu(NO₃)₂ + H2O. Stop Devarda (Cu/Al/Zn + NaOH → H; NO3 - + H →NH3)

reakcja ksantoproteinowa - reakcja charakterystyczna białek zawierających aminokwasy z pierścieniami aromatycznymi ze stężonym kwasem azotowym(V). W wyniku znitrowania aromatycznych ugrupowań powstaje trwałe, żółte zabarwienie.

6. Żelazo i jego związki.

Fe [Ar] 3d⁶ 4s². Żelazo jest metalem ciężkim, mniej aktywnym niż mangan, srebrzystobiały, łatwo kowalny, o dobrej przewodności cieplnej. Rozpuszcza się w kw nieutleniających z wydzieleniem H₂. Znane są tlenki żelaza: FeO, Fe₂O₃, Fe₃O₄, FeO₃. Sole żelaza (+II) są zielonkawe. Dobrze rozp w H2O są sole: octan, chlorek, bromek, jodek, azotan V, siarczan VI. Trudno rozp są: szczawian, wodorotlenek, siarczek, węglan, fosforan(V). jon Fe2+ jest silnym reduktorem 3Fe2+ +NO3-+4H+→3Fe3+ +NO+2H2O. Zabarwienie soli żelaza na +3 jest żółte lub brunatne. Siarczan żelaza na +3 ma barwę żółtozieloną. Z soli żelaza na +3 rozpuszczalne w wodze są azotan (V), chlorek, bromek, szczawian. Trudno rozpuszczalne są: siarczek, wodorotlenek, fosforan (V) i węglan. Sole dobrze rozpuszczalne w wodzie wykazują zazwyczaj odczyn kwasowy (hydroliza kationowa). Tworzy związki na +2 i +3 stopnia utlenienia. Głównymi rudami żelaza są: Fe₂O₃ - hematyt, Fe₃O₄ - magnetyt, Fe(OH)₃ - limonit, FeCO₃ - syderyt, FeS₂ - piryt. Do otrzymywania żelaza ważne są przede wszystkim rudy tlenowe. Jeśli są siarczki lub węglany to Fe otrzymuje się przez wstępne prażenie, w celu przeprowadzenia ich w tlenki.

Otrzymywanie żelaza: polega na redukcji jego tlenków węglanem lub CO w piecu. Procesy redukcji przebiegają w kilku stadiach. W temperaturze 200C - odwodnienie rudy, 400C - redukcja CO. 3Fe₂O₃ + CO→2Fe₃O₄ + CO₂ (2FeO*Fe₂O₃), Fe₂O₃+CO →2FeO+CO₂, FeO+C → Fe+CO. Węgiel rozpuszcza się częściowo w powstającym żelazie.

---