Токсичность сеоводорода Ядовитость
сероводорода часто недооценивают и работы
с ним ведут без соблюдения достаточных
мер предосторожности. При вдыхании сероводорода
в значительных концентрациях может мгновенно
наступить обморочное состояние или даже
смерть от паралича дыхания (если пострадавший
не был своевременно вынесен из отравленной
атмосферы). Первым симптомом острого
отравления служит потеря обоняния. В
дальнейшем появляются головная боль,
головокружение и тошнота. Иногда через
некоторое время наступают внезапные
обмороки. Противоядием служит, прежде
всего, чистый воздух. Тяжело отравленным
сероводородом дают вдыхать кислород.
Иногда приходится применять искусственное
дыхание. Хроническое отравление малыми
количествами Н2S обусловливает общее
ухудшение самочувствия, исхудание, появление
головных болей и т.д. Предельно допустимой
концентрацией Н2S в воздухе производственных
помещений считается 0,01 мг/л.
43. Вода. бинарное неорганическое соединение,
химическая формула Н2O. Молекула воды
состоит из двух атомов водорода и одного
— кислорода, которые соединены между
собой ковалентной связью. При нормальных
условиях представляет собой прозрачную
жидкость, не имеет цвета (в малом объёме),
запаха и вкуса. В твёрдом состоянии называется
льдом (кристаллы льда могут образовывать
снег или иней), а в газообразном — водяным
паром. Вода также может существовать
в виде жидких кристаллов (на гидрофильных
поверхностях)[3][4]. Около 71 % поверхности
Земли покрыто водой (океаны, моря, озёра,
реки, льды) — 361,13 млн км2[5][6]. На Земле примерно
96,5 % воды приходится на океаны.
Клатраты. Клатра́ты (от лат. clathratus
— обрешеченный, закрытый решеткой) —
соединения включения. Образованы включением
молекул вещества («гостя») в полости кристаллической
решётки, образованной молекулами другого
типа («хозяевами») (решётчатые клатраты),
либо в полость одной большой молекулы-хозяина
(молекулярные клатраты).Среди решётчатых
клатратов в зависимости от формы полости
различают:клеточные (криптатоклатраты),
напр. клатраты гидрохинона,газовые гидраты,канальные
(тубулатоклатраты), напр. клатраты мочевины,
тиомочевины;слоистые (интеркалаты), напр.
соединения графита.кристаллоструктурные,
напр. интерметаллидыМолекулярные клатраты
подразделяют накавитаты, имеющие полость
в виде канала или клетки, напр. соединения
циклодекстрина или амилозы с иодом (I2),адикулаты,
у которых полость напоминает корзину.
Вода как растворитель. Уникальные
свойства воды H2O становятся очевидными
при сравнении с метаном (CH4). Обе молекулы
одинаковы по массе и размерам. Тем не
менее температура кипения воды на 250оС
выше по сравнению с температурой кипения
метана. В результате вода на поверхности
Земли находится в жидком, а метан — в
газообразном состоянии. Высокая точка
кипения воды является следствием высокой
теплоемкости испарения, что в свою очередь
обусловлено неравномерным распределением
электронной плотности в молекуле воды.
Молекула воды имеет форму тетраэдра,
в центре которого расположен атом кислорода.
Две вершины тетраэдра заняты свободными
электронными парами атома кислорода
(зеленого цвета), а остальные две — атомами
водорода. Поэтому связи H—О—H расположены
под углом друг к другу. Кроме того, из-за
высокой электроотрицательности атома
кислорода связь О—H полярна.Атомы водорода
несут частичный положительный заряд
около +0,4, а атом кислорода — частичный
отрицательный заряд около -0,6, т. е, молекула
воды представляет собой электрический
диполь. Поэтому каждая молекула воды,
подобно маленькому магниту, притягивает
к себе за счет образования водородных
мостиков (Б) еще четыре молекулы (см. с.
14). При испарении воды разрушение зтих
многочисленных водородных связей требует
больших затрат энергии. Молекулы метана
неполярны, не являются диполями и относительно
слабо взаимодействуют друг с другом.
Вследствие этого жидкий метан испаряется
при очень низких температурах.
Вода в природе и её роль в
жизнедеятельности организмов. Три четверти поверхности земного шара
покрыты водой. Водную оболочку земли
называют гидросферой. Большую ее часть
составляет соленая вода морей и океанов,
а меньше - пресная вода озер, рек, ледников,
грунтовые воды и водяной пар. В атмосфере
нашей планеты вода находится в виде капель
малого размера, в облаках и тумане, а также
в виде пара. При конденсации выводится
из атмосферы в виде атмосферных осадков
(дождь, снег, град, роса).
Вода является важнейшим веществом всех
живых организмов на Земле. Без воды невозможно
существование живых организмов. В любом
организме вода является средой, в которой
происходят химические реакции, без которых
не могут жить живые организмы. Фундаментальна
роль воды в жизни клетки.
Вода является самым ценным и самым необходимым
веществом для жизнедеятельности живых
организмов. Предположительно, зарождение
жизни на Земле произошло в водной среде.Вода
играет важную роль в жизни организма.
В воде растворяется большинство веществ,
которые необходимы для обеспечения нормальной
жизнедеятельности органов и тканей. Она
является средой, в которой происходят
почти все биохимические и биофизические
реакции, связанные с обменом веществ
и необходимые для обеспечения жизни.
Вода выполняет роль транспортной системы
(перенос питательных веществ, энзимов,
продуктов метаболизма, газов, антител
и др.). С помощью воды выводятся из организма
продукты обмена веществ (шлаки), поддерживается
состояние гомеостаза (кислотно-основное,
осмотическое, гемодинамическое, термическое
равновесие); отдача тепла организмом
в окружающую среду происходит путем испарения
воды е поверхности кожи и через легкие.
Вода необходима для образования секретов
и экскретов, обеспечения определенного
тургора тканей; она способствует разжижению
каловых масс.Потребность организма
в воде соответствует количеству теряемой
жидкости.
Пероксид водорода. Перокси́д водоро́да
(перекись водорода), H2O2 — простейший представитель
пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим»
вкусом, неограниченно растворимая в воде,
спирте и эфире. Концентрированные водные
растворы взрывоопасны. Пероксид водорода
является хорошим растворителем. Из воды
выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата
H2O2•2H2O.Вследствие несимметричности молекула
H2O2 сильно полярна (μ = 0,7·10−29 Кл·м). Относительно
высокая вязкость жидкого пероксида водорода
обусловлена развитой системой водородных
связей. Поскольку атомы кислорода имеют
неподелённые электронные пары, молекула
H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные
связи.Оба атома кислорода находятся в
промежуточной степени окисления −1, что
и обуславливает способность пероксидов
выступать как в роли окислителей.Пероксид
водорода обладает окислительными, а также
восстановительными свойствами. Он окисляет
нитриты в нитраты, выделяет иод из иодидов
металлов, расщепляет ненасыщенные соединения
по месту двойных связей. Пероксид водорода
восстанавливает соли золота и серебра,
а также кислород при реакции с водным
раствором перманганата калия в кислой
среде.
44. Халькогениды.Ха́лькогени́ды (от греч. χαλκος — руда
и греч. γενος — рождающий) — бинарные
химические соединения халькогенов (элементов
16-й группы[1] периодической системы, к
которым относятся кислород, сера, селен,
теллур, полоний и ливерморий) с металлами.Халькогениды
были названы так, потому что в природе
чаще всего встречаются в виде различных
руд металлов в виде соединений цинка,
меди, железа, свинца, молибдена и др. —
сульфидов, селенидов, теллуридов.Несмотря
на то, что кислород формально относится
к семейству халькогенов, оксиды обычно
не причисляют к халькогенидам, выделяя
их в отдельный класс.Халькогениды щелочных
металлов и щелочноземельных металлов
растворимы в воде и подвержены гидролизу.
Многие из них разлагаются водой с образованием
соответствующей кислоты (сероводородной,
селеноводородной, теллуроводородной).Большинство
халькогенидов переходных металлов нерастворимы
в воде или труднорастворимы (так как их
кристаллы часто имеют плотнейшую упаковку
атомов).
Растворимости сульфидов металлов второй группы
настолько сильно разнятся между собой,
что возможно отделение их друг от друга
путем регулирования концентрации кислоты,
чтобы создать концентрацию сульфидных
ионов, достаточную для осаждения одного
металла и недостаточную для осаждения
другого металла. По той же причине при
пропускании сероводорода через кислый
раствор осаждается сначала наименее
растворимый сульфид, и лишь после полного
его осаждения выпадает незначительное
количество более растворимого сульфида,
если только образование его вообще происходит.
В этом отношении поведение мышьяка: составляет
исключение, но это обусловливается, как
это было уже указано ( стр. Порядок, в котором
металлы осаждаются в виде сульфидов из
холодных растворов по мере постепенного
уменьшения концентрации кислоты, приблизительно
следующий: мышьяк, ртуть и медь; сурьма,
висмут и четырехвалентное олово; кадмий,
свинец и двухвалентное олово; цинк, железо,
никель, кобальт и марганец. Следует отметить,
что цинк находится немното выше никеля
и кобальта, что отвечает действительному
порядку осаждения; но спустя короткое
время после осаждения сульфиды никеля
и кобальта становятся нее растворимы,
чем свежеосажденные сульфиды кадмия,
свинца или двухвалентного олова.
Полисульфиды. Полисульфиды — многосернистые соединения
общей формулы Me2Sn, например, полисульфид
аммония (NH4)2Sn. В структуре этих соединений
имеются (димерные/полимерные) цепи атомов
—S—S(n)—S—.Известны многочисленные полисульфиды
водорода, общей формулы H2Sn, где n меняется
от 2 до 23. Это желтые маслянистые жидкости,
по мере увеличения содержания серы, окраска
изменяется от желтой до красной.
45 оксиды хальгогенов.Диоксиды
и гидролиз сульфидов металлов. Полисульфиды
SO – бесцв. газ, разлагается уже
при комнатной температуре:SO2
-бесцв.газ, тривиальное название: сернистый
газSO3 – бесцв, легкокипящая жидкость;
при температуре выше 450С превращается
в газ; при температуре ниже 200С превращается
в твердое белое вещество.SeO2 – белое, твердое вещество, летучее
и превращается в зеленовато-желтый газ;
сильный окислительSeO3 – белый в твердом, жидком и
газооб. состояниях.TeO2 – твердое белое вещество, малолетучее;
сильный окислительPoO2 – желтое кристалве-вДиоксид серы синтезируют непосредственным
сжиганием серы на воздухе или длительным
отжигом сульфидов: .Диоксиды селена и
теллура образ. при обработке
простых веществ диоксидом азота, концентрир.
HNO3: Диоксид
серы SО2 - бесцветный
газ с резким запахом, угнетающе действующий
на растения. Сернистая
кислота — неустойчивая двухосня неорганич. кис-та средней силы. степени окисления
серы +4. Химическая формула
. Сернистую кислоту
и её соли применяют как восстановители,
для беления шерсти, шелка и других материалов).
Сернистую кислоту применяют при консервировании
плодов и овощей. Гидросульфит кальция (сульфитный щелок, Са(HSO3)2) используют
для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция
растворяет лигнин — вещество, связывающее
волокна целлюлозы, в результате чего
волокна отделяются друг от друга; обработанную
таким образом древесину используют для
получения бумаги).Селе́нистая
кислота́ — химическое соединение селена, кислота. Химическая формула:
H2SeO3.. Селенистая
кислота — одна из двух главных оксикислот
селена (вторая из них — селеновая кислота H2SeO4) Белые ромбические
кристаллы. Очень гигроскопична. Хорошо растворима
в воде и этаноле. Неустойчивая кислота,
при нагревании выше 70 °C распадается на воду и диоксид селена SeO2.Теллуристая
кислота — неорганическое
соединение, двухосновная кислота с формулой
H2TeO3, бесцветные
кристаллы, не растворимые в воде.
46 .Серная,селеновая
и теллуров к-та. Св-варазб и концентр серной
к-ты.Промыш. получен серной к-тыПолучение серной к—ты\3-х стадиях 1) Получение оксида серы(
IV).В качестве сырья использ. Самородную
серу и сероводород ,кот явл. Продуктом
очистки нефти и нефт газов.2) окисление
оксида серы( IV)до оксида серы( VI). Окислен.
проводят в контактном аппарате, содержащ.
катализатор.3) Синтез серной к-ты. Концентриров.
Серная к-та реагирует с металлами ,солями,
неметаллами,органическими в-вами .Разбавл. H2SO4 взаим со всеми метал., находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода .. Серная ки-та
образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. . Более слабые основания образуют основные
соли, часто весьма неустойчивые (например
сульфаты окисленного железа), более сильные
основания — двойныесоли и кристаллогидраты.Гидросульфаты,
— кислые соли серной кислоты H2SO4, например NaHSO4. Гидросульфаты калия
и натрия при нагревании теряют воду, превращаясь
в пиросульфаты:Купоро́с — общее название кристаллогидратов сульфатов некоторых
двухвалентных металлов. Квасцы́ — двойные соли, кристаллогидраты сульфатов трёх- и одновалентных металлов. Полисерные кислотыH2SO4×nSO3 – существуют в свободном виде.
Тяжелыемаслянистые жидкости.Получают полисерные
кислоты растворен. SO3 в H2SO4:Пероксосерные к-ты. Общим для этих кислот является наличие
пероксидной группировки, что во многом
определяет ее свойства. Получают при электролизе холодной концентрир серной ки-ты: H2SO5 – пероксомоносернаякислотаПолитионовые кислоты -В свободном виде
не выделены.Существуют в водном растворе.
Сильные кислоты.Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная
двухосновная кислота, степени
окисления серы (+6). При обычных условиях
концентрированная серная кислота — тяжёлая
маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным»
вкусом. В технике серной кислотой называют
её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3.в серноной к-тнназ
ОлеумСеленовая кислота при стандартных условиях представляет собой бесцветное
кристаллическое вещество, хорошо растворимое
в воде. Ядовита, гигроскопична, является сильным окислителем..Теллуровая кислота —
многоосновная неорганическая кислота состава H6TeO6 , степени окисления теллура (+6).
47.Общая
характ. Элементов VА группы.С-ва прост
в-в.Аллотропияфосфора.,Круг азота и фосфора
в прир.
В состав подгруп входят 5 элем.:азот,фосфор,мышьяк,висмут,сурьма.С-ва
элемент в подгруп. Сверху вниз изменяются
следующ. Образ:1.Увеличивает.радиус атома
элементв. 2.усиливают металлическ. и ослабевают
неметалические с-ва элементов.3.усилев
востоновительные с-ва и ослаблев окислит
с-бности.4 усилив.основные с-ва оксидов
и гидроксид.5 увеличив.относит.атомная
масса.6.уменьшается энергия ионизации.7уменьш.электроотриц
атомов.Аллотропия фосфора. Белый фосфор имеет молекул/
решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические
молекулы Р4. воскообразное ве-во бледно-желтого
цвета, с неприятным чесночным запахом,
растворимое в сероуглероде и бензоле,
нерастворимое в жидкой воде. Очень ядовит.
Воспламеняется при трении, В лаборатории
его хранят под слоем воды.Красный фосфор колеблется
от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой.
Красный фосфор, образующ. при нагревании
белого до 320 °СКрасный фосфор менее активен,
чем белый, нерастворим в воде и сероуглероде,
не светится в темноте, абсолютно безвреден.
При повышенном давлении белый фосфор
переходит в черный фосфор. По внешним
признакам черный фосфор напоминает металл,
имеет металлй блеск, обладает электропроводностью,
теплопроводностью , довольно твердый.КРУГОВОРОТФОСФОРАЛегкой
окисляемости фосфор в свободном состоянии
в природе не встречаетсяВ,. отличие от круговорота
других элементов в природе, у фосфора
роль газообразных веществ равна нулю
(фосфин не стоек и легко окисляется кислородом воздуха, что может служить
причиной пожаров, а также является причиной
появления «блуждающих огней» на болотах
— загорается метан, образующийся при
гниении останков организмов в анаэробных
условиях).Азот — одно из самых распростран.х
веществ в биосфере,. , почти 80% воздуха, которым
мы дышим, состоит из этого элемента. азот
циркулирует в земной биосфере. Рассмотрим
сначала процесс разложения органических
веществ в почве. Различные микроорганизмы
извлекают азот из разлагающ. материалов
и переводят его в молекулы, необх.. При
этом оставшийся азот высвобождается
в виде аммиака (NH3) или ионов аммония (NH4+). Затем другие микроорганизмы связывают
этот азот, переводя его обычно в форму
нитратов (NO3–). Поступая в растения (и в конечном
счете попадая в организмы живых существ),
этот азот участвует в образовании биологических
молекул.
48.Гидрыды типа ЭН3.Аммиак.
Солиаммония.Аммиакаты.Гидроксиламин.Пептидная
связь белка.газообразные водородные соединения
(гидриды) типа ЭН3 , степень их
окисления -3. NH3 аммиак,PH3 фосфин, AsH3 арсин.
AsH3, SbH3 газы с неприятным
запахом, легко разлагаются. Чрезвычайно
ядовиты.В кислородных соединениях для
элементов VА группы степени окисления
+3 и +5. Для висмута степень окисления +3.Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветнб газ с резким характерным
запахом (запахнашатырного спирта). Молекула аммиака имеет форму
тригональной пирамиды с атомом азота
в вершине. +.В жидком
аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств
жидкого аммиака с водой показывает, Аммиак взаим. С водой,
кислотой. Является сильным востоновителем
.Аммиак окисляется в реакциях с кислородом.Со́лиаммо́ния — соли, содержащие аммоний, NH4+; по строению,
цвету и другим свойствам они похожи на
соответствующие солинатрия. Все соли аммония хорошо
растворимы в воде и полностью диссоциируют в водном растворе.
Соли аммония проявляют общие свойства
солей. При действии на них щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при
нагревании разлагаются. Получают их при
взаим. аммиака или гидроксида аммония с кислотами.Аммиака́ты — продукты взаимодействия
солей с аммиаком, комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов молекулы аммиака. .Гидроксилами́н NH2OH — бесцветные
кристаллы, легко растворимые в воде с
образованием гидрата NH2ОН·Н2О, взаимодействуя
с альдегидами и кетонами, образует оксимы. В лаборатории получают
разложением в вакууме солей гидроксиламина:
Спиртовой раствор гидроксиламина можно
получить действием этанола на NH3OHCl.Пептидная связь —
вид амидной связи, возникающей при образовании белков и пептидов в результате взаимодействия
α-аминогруппы (—NH2) одной аминокислоты с α-карбоксильной группой
(—СООН) другой аминокислоты.