5 un grup de elemente chimice. P-elementele grupului V

Subgrupul principal al grupei V include elemente: azot ( N), fosfor ( R), arsenic ( La fel de), antimoniu ( Sb) și bismut ( Bi). Nivelul de energie exterior al atomilor acestor elemente conține cinci electroni. Formula electronică generală a benzii de valență a atomilor are forma ns 2 np 3. Spre deosebire de alte elemente, valența maximă a azotului este de patru (trei legături pot fi formate printr-un mecanism de schimb și una printr-un mecanism donor-acceptor).

Principalele stări de oxidare ale acestor elemente – 3, 0, +3 și +5. În acest caz, toate stările de oxidare sunt posibile pentru azot: – 3, – 2, – 1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Pentru bismut, cea mai stabilă stare de oxidare este +3, deci compușii Bi +5 au proprietăți oxidante puternice.

Azot– un gaz incolor și inodor, slab solubil în apă. Molecula de azot este diatomică (N 2). Azotul este componenta principală a aerului (78% din volum). În industrie, azotul se obține prin rectificarea aerului lichid. Molecula de azot (N≡N) este o substanță practic inertă, deoarece atomii de azot sunt legați prin trei legături chimice puternice. Molecula de azot se dezintegrează în atomi la o temperatură de 3000 o C cu aproximativ 0,1%.

Azotul la temperaturi obișnuite reacționează numai cu litiul. Începe să reacționeze cu oxigenul la o temperatură de 3000÷4000 o C. Datorită transformării compușilor de azot din natură în principal în azot molecular, solul se epuizează de compuși de azot. Această problemă de „azot fix” a fost rezolvată prin sinteza amoniacului:

N2 + 3H2 = 2NH3.

Amoniac– gaz incolor cu miros înțepător. Punctul de fierbere la presiunea atmosferică este – 33,4 °C. Datorită proprietăților sale termofizice bune, este utilizat pe scară largă în tehnologia de refrigerare.

Amoniacul este foarte solubil în apă (34% la o temperatură de 20 o C). O soluție apoasă de amoniac se numește amoniac. Solubilitatea ridicată a amoniacului este o consecință a interacțiunii acestuia cu apa pentru a forma hidroxid de amoniu NH 3 + HOH ↔ NH 4 OH.

Hidroxidul de amoniu este o bază slabă

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – , K = 1,8∙10 – 5.

Amoniacul reacționează cu acizii formând săruri de amoniu:

NH3 + HCl → NH4CI,

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4.

Amoniacul formează o serie de compuși complecși - amoniacul. De exemplu,

СuSO 4 + 4NН 3 = [Сu(NН 3) 4 ]SO 4 .

Sărurile de amoniu sunt instabile termic și se descompun atunci când sunt încălzite, fiind posibile 2 tipuri de descompunere:

1) Fără a schimba stările de oxidare

NH4CI → NH3 + HCI.

2) Cu o schimbare a stărilor de oxidare, ca reacție redox intramoleculară

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O (metoda de obţinere a N 2 în laborator).

Amoniacul arde într-o atmosferă de oxigen:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O.

Pentru a produce acid azotic, amoniacul este oxidat în prezența unui catalizator la NO în funcție de reacție.

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.

Din NO, NO 2 se obține prin oxidare, iar apoi acid azotic:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3.

Azotul formează următorii oxizi:

1) N 2 O și NO – oxizi care nu formează sare;

2) N 2 O 3 şi N 2 O 5 – oxizi acizi ai acizilor azotos, respectiv acizilor azotici;

3) NO 2 (N 2 O 4) – oxid mixt de acizi azot și azotic.

Acidul azot HNO 2 este un acid slab

НNO 2 ↔ H + + NO 2 – , K = 4·10 – 4 .

Acidul azot și sărurile sale (nitriții) prezintă dualitate redox, deoarece azotul este în intermediar.

starea de oxidare +3.

Acidul azotic HNO 3 este un acid puternic

НNO 3 → H + + NO 3 – .

Prezintă proprietăți oxidante ridicate. Nu reacționează numai cu metalele din grupa Au și a platinei (cu excepția Os). Un amestec de HNO3 și HC1 (1:3) are proprietăți oxidante mai puternice. Acest amestec se numește „vodcă regală” deoarece poate dizolva aurul:

Au + HNO3 + 4HC1 = H[AuCl4] + NO + 2H2O.

HNO 3 concentrat pasivează Al, Fe, Co, Ni, Cr și oțeluri inoxidabile.

Gradul de reducere a acidului azotic atunci când interacționează cu metalele depinde de activitatea metalului și de concentrația acidului:

Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

3Сu + 8НNO 3 (diluat) = 3Сu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 О,

4Mg + 10НNO3 (foarte diluat) = 4mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Din reacțiile de mai sus rezultă că, cu cât metalul este mai activ și acidul azotic este mai diluat, cu atât este mai redus. În acest caz, practic nu se eliberează hidrogen.

Sărurile acidului azotic (nitrați) sunt foarte solubile în apă. Cele mai importante valori practice sunt nitrații de sodiu, potasiu, amoniu și calciu, care se numesc nitrați. Rolul biologic al azotului este important, deoarece face parte din moleculele proteice.

Fosfor datorită oxidării ușoare, nu apare în natură în stare liberă. Cel mai important compus natural al fosforului este fosforitul mineral Ca 3 (PO 4) 2.

Fosforul formează mai multe modificări alotrope: alb, roșu, negru etc.

Fosforul alb este o otravă foarte puternică, chiar și dozele mici sunt letale.

Fosforul roșu nu este toxic deoarece are o structură polimerică. Cand este incalzit, fosforul rosu se sublimeaza, iar cand vaporii sunt raciti se obtine fosfor alb.

Fosforul negru se formează atunci când fosforul alb este încălzit fără aer la presiune foarte mare. În exterior, fosforul negru este similar cu gra-

se potrivește și are proprietăți semiconductoare.

Fosforul interacționează direct cu multe substanțe: oxigen, halogeni, metale active.

Când fosforul arde în oxigen sau în aer 4P + 5O 2 ↔ 2P 2 O 5

Se formează oxid de fosfor (V) - un solid alb cu proprietăți puternice de îndepărtare a apei. P2O5 corespunde cu H3PO4 - un acid tribazic slab.

Următorii acizi fosforici slabi sunt, de asemenea, cunoscuți:

1) fosfor (H 3 PO 3) - dibazic,

2) fosfor (H 3 PO 2) - monobazic.

Sărurile acidului fosforic sunt folosite în agricultură ca îngrășăminte minerale.

Arsenicși toți compușii săi sunt otrăvuri puternice! Folosit în agricultură ca insecticid.

Antimoniu– o substanță alb-argintie cu un luciu metalic. Antimoniul diferă de metale prin fragilitatea sa și conductivitatea electrică scăzută. Antimoniul este introdus în unele aliaje (hart) pentru a le conferi duritate. Compușii de antimoniu sunt similari cu compușii de arsenic.

Bismutîn stare liberă este un metal roz-alb. În seria electrochimică se află după hidrogen. Pasivează în acid azotic concentrat. Compușii de bismut (+5) au proprietăți oxidante puternice.

Bismutul metalic este folosit în principal în energia nucleară ca lichid de răcire. Compușii de bismut (+3) sunt utilizați în medicină și medicina veterinară.

Subgrupul principal al grupului V al tabelului periodic include azotul, fosforul, arsenul, antimoniul și bismutul.

Aceste elemente, având cinci electroni în stratul exterior al atomului, sunt în general caracterizate ca nemetale. Cu toate acestea, capacitatea lor de a adăuga electroni este mult mai puțin pronunțată decât elementele corespunzătoare din grupele VI și VII. Datorită prezenței a cinci electroni exteriori, cea mai mare oxidare pozitivă a elementelor acestui subgrup este -5, iar cea negativă - 3. Datorită electronegativității relativ mai scăzute, legătura elementelor în cauză cu hidrogenul este mai puțin polară decât legătura cu hidrogenul elementelor din grupele VI și VII. Prin urmare, compușii cu hidrogen ai acestor elemente nu elimină ionii de hidrogen H într-o soluție apoasă și, prin urmare, nu au proprietăți acide.

Proprietățile fizice și chimice ale elementelor subgrupului de azot se modifică odată cu creșterea numărului atomic în aceeași secvență care a fost observată în grupurile considerate anterior. Dar, deoarece proprietățile nemetalice sunt mai puțin pronunțate decât în ​​oxigen și, în special, în fluor slăbirea la trecerea la elementele următoare implică apariția și creșterea proprietăților metalice. Acestea din urmă sunt deja sesizabile în arsenic, antimoniul are ambele proprietăți aproximativ în mod egal, iar în bismut proprietățile metalice predomină asupra celor nemetalice.

DESCRIEREA ELEMENTELOR.

AZOT(din greacă ázōos - fără viață, lat. Nitrogen), N, element chimic din grupa V a sistemului periodic Mendeleev, număr atomic 7, masă atomică 14,0067; gaz incolor, inodor și insipid.

Referință istorică. Compușii de azot - salpetru, acid azotic, amoniac - erau cunoscuți cu mult înainte ca azotul să fie obținut în stare liberă. În 1772, D. Rutherford, arzând fosforul și alte substanțe într-un clopot de sticlă, a arătat că gazul rămas după ardere, pe care l-a numit „aer sufocant”, nu sprijină respirația și arderea. În 1787, A. Lavoisier a stabilit că gazele „vitale” și „asfixiante” care alcătuiesc aerul sunt substanțe simple și a propus denumirea de „azot”. În 1784, G. Cavendish a arătat că azotul face parte din salitrul; De aici provine denumirea latină de azot (din latinescul târziu nitrum - salpeter și grecescul gennao - nasc, produc), propus în 1790 de J. A. Chaptal. Până la începutul secolului al XIX-lea. Au fost clarificate inerția chimică a azotului în stare liberă și rolul său exclusiv în compușii cu alte elemente ca azot legat. De atunci, „legarea” azotului din aer a devenit una dintre cele mai importante probleme tehnice ale chimiei.

Prevalența în natură. Azotul este unul dintre cele mai comune elemente de pe Pământ, iar cea mai mare parte a acestuia (aproximativ 4´1015 tone) este concentrată în stare liberă în atmosferă. În aer, azotul liber (sub formă de molecule de N2) este de 78,09% în volum (sau 75,6% în masă), fără a număra impuritățile sale minore sub formă de amoniac și oxizi. Conținutul mediu de azot în litosferă este de 1,9´10-3% în masă.

Compuși naturali de azot. - clorură de amoniu NH4Cl și diverși nitrați (vezi Salpetru.) Acumulările mari de salitru sunt caracteristice unui climat deșertic uscat (Chile, Asia Centrală). Pentru o lungă perioadă de timp, azotatul a fost principalul furnizor de azot pentru industrie (acum sinteza industrială a amoniacului din azotul aerului și hidrogenul are o importanță primordială pentru fixarea azotului). Cantități mici de azot fix se găsesc în cărbune (1-2,5%) și petrol (0,02-1,5%), precum și în apele râurilor, mărilor și oceanelor. Azotul se acumulează în sol (0,1%) și în organismele vii (0,3%).

Deși numele „azot” înseamnă „care nu susține viața”, este de fapt un element esențial pentru viață. Proteinele animale și umane conțin 16 - 17% azot. În organismele animalelor carnivore, proteinele se formează datorită substanțelor proteice consumate prezente în organismele animalelor ierbivore și în plante. Plantele sintetizează proteine ​​prin asimilarea substanțelor azotate conținute în sol, în principal anorganice. Cantități semnificative de azot intră în sol datorită microorganismelor fixatoare de azot care sunt capabile să transforme azotul liber din aer în compuși de azot.

În natură, există un ciclu al azotului, în care rolul principal îl au microorganismele - nitrofierea, denitrofierea, fixarea azotului etc. Cu toate acestea, ca urmare a extracției de cantități uriașe de azot fixat din sol de către plante (în special cu agricultura intensivă), solurile se epuizează în azot. Deficitul de azot este tipic pentru agricultură în aproape toate țările; deficitul de azot este observat și în creșterea animalelor („foame de proteine”). Pe solurile sărace în azot disponibil, plantele se dezvoltă slab. Îngrășămintele cu azot și hrănirea cu proteine ​​a animalelor sunt cele mai importante mijloace de stimulare a agriculturii. Activitățile economice umane perturbă ciclul azotului. Astfel, arderea combustibilului îmbogățește atmosfera cu azot, iar fabricile producătoare de îngrășăminte leagă azotul din aer. Transportul îngrășămintelor și produselor agricole redistribuie azotul la suprafața pământului.

Azotul este al patrulea element cel mai abundent din sistemul solar (după hidrogen, heliu și oxigen).

Izotopi, atom, moleculă. Azotul natural este format din doi izotopi stabili: 14N (99,635%) și 15N (0,365%). Izotopul 15N este utilizat în cercetarea chimică și biochimică ca atom etichetat. Dintre izotopii radioactivi artificiali ai azotului, 13N are cel mai lung timp de înjumătățire (T1/2 - 10,08 min), restul sunt de foarte scurtă durată. În straturile superioare ale atmosferei, sub influența neutronilor din radiația cosmică, 14N se transformă în izotopul de carbon radioactiv 14C. Acest proces este folosit și în reacțiile nucleare pentru a produce 14C. Învelișul exterior de electroni a atomului de azot. este format din 5 electroni (o pereche singură și trei nepereche - configurația 2s22p3). Cel mai adesea azot. în compuși este 3-covalent datorită electronilor neperechi (ca și în amoniacul NH3). Prezența unei perechi singure de electroni poate duce la formarea unei alte legături covalente, iar azotul devine 4-covalent (ca în ionul de amoniu NH4+). Stările de oxidare a azotului variază de la +5 (în N205) la -3 (în NH3). În condiții normale, în stare liberă, azotul formează o moleculă de N2, unde atomii de N sunt legați prin trei legături covalente. Molecula de azot este foarte stabilă: energia sa de disociere în atomi este de 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol), prin urmare, chiar și la o temperatură de aproximativ 3300°C, gradul de disociere este azotul. este de doar aproximativ 0,1%.

Proprietati fizice si chimice. Azotul este puțin mai ușor decât aerul; densitate 1,2506 kg/m3 (la 0°C și 101325 n/m2 sau 760 mm Hg), punct de topire -209,86°C, punct de fierbere -195,8°C. A. se lichefiază cu dificultate: temperatura sa critică este destul de scăzută (-147,1 °C), iar presiunea sa critică este mare 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Densitatea azotului lichid este de 808 kg (m3. Azotul este mai puțin solubil în apă decât oxigenul: la 0°C, 23,3 g de azot se dizolvă în 1 m3 de H2O. Azotul este solubil în unele hidrocarburi mai bine decât în ​​apă.

Azotul interacționează numai cu metale active precum litiu, calciu, magneziu atunci când este încălzit la temperaturi relativ scăzute. Azotul reacționează cu majoritatea celorlalte elemente la temperaturi ridicate și în prezența catalizatorilor. Compușii azotului cu oxigenul N2O, NO, N2O3, NO2 și N2O5 au fost bine studiați. Din acestea, în timpul interacțiunii directe a elementelor (4000°C), se formează NO oxid care, la răcire, se oxidează cu ușurință în continuare la dioxid de NO2. În aer, oxizii de azot se formează în timpul descărcărilor atmosferice. Ele pot fi obținute și prin expunerea unui amestec de azot și oxigen la radiații ionizante. Când anhidridele azotate N2O3 și anhidridele azotice N2O5 sunt dizolvate în apă, se obține acidul azot HNO2 și, respectiv, acidul azotic HNO3, formând săruri - nitriți și nitrați. Azotul se combină cu hidrogenul numai la temperaturi ridicate și în prezența catalizatorilor și se formează amoniac NH3. Pe lângă amoniac, sunt cunoscuți numeroși alți compuși ai azotului cu hidrogen, de exemplu, hidrazina H2N-NH2, diimidă HN-NH, acidul hidronitric HN3(H-N-NºN), octazona N8H14 etc.; Majoritatea compușilor de azot și hidrogen sunt izolați numai sub formă de derivați organici. Azotul nu interacționează direct cu halogenii, prin urmare toate halogenurile de azot sunt obținute numai indirect, de exemplu, fluorura de azot NF3- când fluorul reacţionează cu amoniacul. De regulă, halogenurile de azot sunt compuși slab stabili (cu excepția NF3); Oxihalogenurile de azot sunt mai stabile - NOF, NOCI, NOBr, N02F și NO2CI. Nici azotul nu se combină direct cu sulful; sulful azotat N4S4 se obţine ca urmare a reacţiei sulfului lichid cu amoniacul. Când cocsul fierbinte reacţionează cu azotul, se formează cianogen (CN). Prin încălzirea azotului cu acetilenă C2H2 la 1500°C, se poate obține acid cianhidric HCN. Interacțiunea azotului cu metalele la temperaturi ridicate duce la formarea de nitruri (de exemplu, Mg3N2).

4593 0

Grupul 15 include N, P, As, Sb, Bi (Tabelele 1 și 2) - elemente cu configurația electronică a carcasei exterioare s 2 p 3. Atomii tuturor elementelor din acest grup conțin 5 electroni de valență cu cea mai mare stare de oxidare de +5. Electronegativitatea relativă și energia de ionizare scad pe măsură ce numărul atomic crește invers proporțional cu creșterea razelor atomice.

Tabelul 1. Câteva proprietăți fizice și chimice ale metalelor din grupa 15

Primele 2 elemente sunt nemetale. U La fel deȘi Sb apar proprietăţi metalice, deşi La fel de considerat semimetal, a Bi- un metal cu conductivitate electrică scăzută. Compușii ultimelor trei elemente ale grupului sunt toxici.

Azotul și fosforul se găsesc în cantități mari în corpul uman: Nîn medie 3% și R- 1,1% greutate corporală. ȘI N, Și R compușii prezintă stări de oxidare de la +5 la -3, ceea ce explică participarea lor la o varietate de reacții redox tipice. Atomii ambelor elemente sunt capabili să adauge 3 electroni, umplând astfel exteriorul R-subshell cu formare de ion nitrură N ioni 3- și fosfură R 3- . Ambele elemente tind să formeze compuși covalenti. Mai mult, atomii lor formează patru hibrizi sp 3-orbitali cu orientare tetraedrică. Trei dintre ele conțin un electron, iar al patrulea conține o singură pereche de electroni (Fig. 1).

Orez. 1. Patru orbitali hibrizi sp 3 ai atomului de azot

În timpul formării legăturilor covalsite, electronii unici sunt împărțiți cu electronii altor atomi și o pereche de electroni este folosită pentru a forma o legătură de coordonare (donator-acceptor). Un exemplu este ionul de amoniu N.H. 4 + . În timpul formării sale, perechea singură de electroni de azot se suprapune cu cea vacante s-orbital ionului de hidrogen. Același lucru se întâmplă atunci când se formează legături de coordonare cu metale în care acest ion face parte din grupările funcționale.

Diferență R din N este abilitatea R formează 5 legături covalente ca rezultat al transferului de electroni de la 3 s-orbitalii la unul dintre d-orbitali. De aceea R formează mai ușor legături covalente decât N. Din cauza absenței 2 d-orbitalii unui atom N nu are această capacitate. Reactivitate atomică N relativ scăzut, în ciuda electronegativității ridicate (3 unități pe scara L. Pauling. Pentru comparație: DESPRE este egal cu 3,5, y F- 4, pentru alte elemente - sub 3). Motivul este că moleculele de azot diatomic sunt nepolare, iar legătura triplă dintre atomi este foarte puternică (entalpia de legătură este de 944 mJ/mol). Drept urmare, comparativ cu R azotul formează mai ușor legături ionice și de coordonare.

Masa 2. Conținut în organism, toxice (TD) și doze letale (LD) de metale din grupa 15

Azot (N) - în natură se prezintă în principal sub formă de gaz incolor, inodor ( N 2). Reprezintă 78% din atmosfera Pământului și poate fi obținut sub formă pură prin lichefierea și distilarea fracționată a aerului. La temperatura camerei este practic nereactiv. Conținut într-o cantitate imensă de substanțe organice și multe substanțe anorganice. Azotul este folosit în multe industrii: în producția de acizi, îngrășăminte, materiale plastice, explozivi.

Datorită prezenței azotului în aminele organice (RNH 2, R 2 NH sau R 3 N, unde R este un radical organic), în special în proteine, acesta are o importanță excepțională în metabolism. Participă la formarea complexelor cu ioni metalici, donându-le cu ușurință electroni. Datorită diferitelor constante de stabilitate, compușii complecși formați (CC) pot participa la redistribuirea ionilor metalici în bioliganzii din jur. Datorită acestui fapt, azotul joacă un rol central în patologiile induse de medicamente, în principal prin inducerea eliberării histaminei și a mediatorilor alergici similari.

Fosfor (P) spectacole monotropie, adică există în trei forme cristaline, dintre care una stabilă (fosfor „roșu”), iar celelalte două (fosfor „alb” și „negru”) sunt metastabile (instabile). La presiunea atmosferică roșu R stabil până la o temperatură de 690°K. alb R există la temperaturi mai mici de 317°K și presiune atmosferică scăzută și negru R- numai la presiuni mari create prin mijloace tehnice.

În corpul uman se găsește în principal în oase și dinți (până la 90%) sub formă de apatită. Ca(OH) 2 *3Ca 3 (P.O. 4 ) 2. Restul fosforului sub formă de legături fosfat de înaltă energie este implicat în formarea moleculelor de ATP, enzime, NA și fosfolipide, ducând aproape toate reacțiile metabolice dependente de energie. Sub formă de mono- și dihidrogen fosfat ( HPO 4 2- și N 2 PO 4 -) participă la menținerea proprietăților tampon ale sângelui, echilibrul său acido-bazic.

În ciuda organogenității R, majoritatea compușilor săi (fosfină RN 3, fosfor alb P 4, acid hipofosforic N 3 PO 2, hipofosfit N 2 PO 2 - , acid fosforic H 3 PO 3 și fosfiți H 2 P.O. 3 - , NPO 3 2-, oxid R 4 O 6) sunt foarte toxice deoarece au un potențial redox negativ ridicat. În organism, ele sunt oxidate la fosfați stabili, reducând moleculele asociate cu ei. Unele molecule reduse în acest fel sunt hidrolizate, scăzând pH-ul mediului, ceea ce agravează consecințele negative asupra vieții.

Arsenic (As) - un semimetal, există în mai multe modificări alotrope. Este utilizat în aliaje, semiconductori, pesticide, sticle și compoziții de impregnare a lemnului. Recent, a fost din ce în ce mai folosit în producția de circuite electronice, înlocuind tehnologia cu siliciu.

La fel de sunt considerate printre cele mai puternice și periculoase otrăvuri. În prezența oxigenului, formează rapid anhidridă (oxid) de arsenic foarte otrăvitoare. La fel de 2 O 3. Doza sa letală este de 1 mg/kg. Când se administrează pe cale orală La fel de se acumuleaza in concentratii mari in stomac, intestine, ficat, rinichi si pancreas. În intoxicațiile cronice, se acumulează treptat în piele, păr și unghii. La fel de Face parte din agenții de război chimic (lewisite), precum și din pesticidele utilizate pentru tratarea culturilor horticole și a strugurilor și (sub formă de mono- și dimetil arseniați) pentru a proteja împotriva deteriorării produselor din lemn. În compușii medicinali La fel de folosit de aproximativ 2 mii de ani.

În natură La fel de apare atât sub formă liberă, cât și sub formă de arsenide și arsenosulfuri ale metalelor grele, de exemplu, FeSA-uri. În apa de mare, în corpul animalelor marine și în alge, este conținut sub formă de arsenocarbohidrați și alți derivați organici în cantități de până la 5 părți per milion (10 -9 g). Cel mai adesea se găsește în forma V-valentă mai puțin toxică.

Dintre compușii anorganici, arsina este cea mai toxică Frasin 3, care restabilește rapid compușii biogene (în special heme) din organism, Ca oxid 2 O 3 , acid arsenos HAsO 2 și sărurile sale - arseniți(KAsO 2), care prezintă proprietăți cancerigene, acid arsenic H 3 AsO 4 și sărurile sale - unul, doi, trei substituit arseniate. Acesta din urmă, fiind analogi ai fosfatului, pătrund ușor în celule prin sistemele de transport și decuplează procesele de fosforilare și oxidare.

As inhiba diverse enzime care contin tiol. S-a observat interacțiunea arsenitului cu grupele tiol de proteine ​​(glutation, cisteină), acid lipoic, coenzima A Deoarece acidul lipoic este implicat în decarboxilarea oxidativă a acizilor α-ceto (piruvic, cetoglutaric și oxaloacetic), ciclul acidului tricarboxilic (. TCA) este perturbat. În plus, As inhibă piruvat dehidrogenază, care în condiții fiziologice dehidrogenează piruvatul în acetil-CoA și CO 2, asigurând includerea carbohidraților în ciclul TCA. Ca urmare, sinteza participanților esențiali în ciclul TCA - acizii citric (citrat) și oxaloacetic (oxaloacetat) - este perturbată.

La fel de cunoscut și ca inhibitor al enzimelor care conțin molibden, în special xantin oxidaza, care catalizează descompunerea purinelor în acid uric. Aparent, acest lucru produce compuși de acest tip MoSA-uri=OȘi MoAs=O. Sub influența arsenicului, grupările tiol sunt blocate ADN polimeraze, ceea ce duce la oprirea mitozei. Conexiuni generale La fel de, atât anorganice cât și organoelementale, blochează grupele SH ale diferitelor sisteme enzimatice, eliminându-le din procesele metabolice. În sistemul nervos, otrăvirea cu arsenic afectează în primul rând axonii neuronilor, ceea ce duce la neuropatie periferică și paralizie a membrelor.

La fel de(III) legarea la compușii tiolici din ficat, bilă și sânge, se oxidează la La fel de(V), care poate fi considerat ca un mecanism de detoxifiere. În timpul detoxificării în tractul gastrointestinal, s-a observat metilarea arseniatului de către flora bacteriană.

Antimoniu (Sb) există în mai multe modificări alotrope. Forma metalică a elementului este dură și fragilă. Folosit în aliaje pentru creșterea rezistenței, în baterii, rulmenți etc.

În conexiuni Sb are valența de -3, +3 și +5. Ca La fel de, în cantități mici prezintă un efect biologic stimulant. În funcție de toxicitate, antimoniul și arsenul pot fi plasate în următorul rând: Sb(V)< Sb(III)< La fel de. În caz de otrăvire cu sare Sb elementul se acumulează în schelet, rinichi și splină, interacționând cu grupele SH de biomolecule. Sb(III) in vitro inhibă succinate- Și piruvat oxidaza, perturbând mecanismul respirației celulare. În conexiunile tractului gastrointestinal Sb sunt slab absorbite, deoarece oxoclorurile insolubile se formează rapid din compușii solubili în apă SbOCl, Sb 4 O 5 Cl 2. Absorbția în plămâni are loc mai rapid decât în ​​tractul gastrointestinal.

Când un element radioactiv este injectat intravenos, acesta se acumulează în principal în ficat, glandele suprarenale și inimă. Selecţie Sb depinde de valenţă: compuşi Sb(V) sunt excretate în principal prin rinichi și Sb(III) - cu fecale. Stibin SbH 3, ca și arsina, este o otravă hemolitică: reduce hemoglobina la methemoglobină.

Bismut (Bi) - metal fragil, rozaliu, cu un luciu argintiu. Rezistent la oxigen și apă. Este folosit în aliaje, electronice, catalizatori, medicamente, cosmetice și coloranți. În medicină, mai întâi tartrat KBi au fost folosite în tratarea sifilisului și a sărurilor oxo Bi si este folosit in prezent ca astringent pentru gastrita si ulcerele stomacului si duodenului.

Sub formă de metal și oxid Bi 2 O 3 nu este activ din punct de vedere biologic. Conexiuni Bi considerate toxice, dar datorită solubilității lor scăzute, toxicitatea este slabă. Ca La fel deȘi Sb, bismutul formează cu ușurință legături puternice cu grupările tiol. Cei mai stabili compuși Bi(III). Bismutații ВiO 3-- agenți oxidanți puternici, Bi 2 O 5 acționează ca un agent oxidant în raport cu bioreductanții și bismutina ВiH 3 este un agent reducător.

Săruri solubile în apă (tartrat KBi, citrat Bi, tioglicolat NaBi) sunt ușor absorbite în tractul gastrointestinal, după care Biîn combinație cu proteinele plasmatice, este distribuit în toate țesuturile, în primul rând în rinichi și ficat. Absorbit este eliberat Biîn principal de către rinichi. Sare în sânge Bi hidrolizează pentru a forma coloizi neutri, care perturbă echilibrul fizic al compoziției coloidale a țesuturilor și pot provoca șoc coloidoclastic. Sărurile neabsorbite sunt excretate din tractul gastrointestinal cu fecale sub formă de negru Bi 2 S 3 .

Utilizarea menționată mai sus a sărurilor cationice ca astringent poate fi nesigură, deoarece microflora intestinală poate restabili Bi (NR 3 ) 3 la nitrit, care, odată absorbit în sânge, poate provoca methemoglobinemie. S-a remarcat că în prezenţă Bi conținut în rinichi ZnȘi Si aproape se dublează. În acest caz, sinteza metalotioneinelor cu greutate moleculară mică este indusă (prin un mecanism similar cu intoxicația). HgȘi CD). Aceste proteine ​​au 2 forme izomorfe in rinichi si ficat; iar mecanismul de legare Bi este similar cu mecanismele pentru ZnȘi Si. Distribuția elementelor în sânge diferă de distribuția în rinichi. S-a demonstrat că pentru bolile gastroenterologice, luarea de medicamente ( ВiO) 2 CO 3 duce la scăderea activității ceruloplasmina, direct proporțională cu concentrația Bi.

Există o observație interesantă că absorbția de sare Bi are loc în mod similar cu absorbția nu a altor metale din grupa 15, dar Pb 2+ și ioni de uranil UO 2 + . Bismut, ca Pb, poate fi eliberat din țesuturi în timpul acidozei: BiOCl + N 3 O + > Bi 3+ + Cl - + N 2 O.

Bioanorganice medicale. G.K. Barașkov

Caracteristici generale. Azotul, fosforul, arsenul în organisme, rolul lor biologic. Azot. Motive pentru activitatea scăzută a azotului molecular. Proprietăți chimice. Amoniac. Structura electronică. Echilibru în sistemul amoniac-apă. Proprietăți chimice. Proprietățile reducătoare ale amoniacului, influența naturii oxidantului asupra profunzimii oxidării amoniacului. Hidrazina, proprietăți chimice. Hidroxilamină, OVD. Oxizii de azot, structura lor electronică, proprietăți chimice. Acid azot, nitriți, OVD-ul lor. Acidul azotic, structura sa electronică, formarea unei legături electronice în trei centre, covalența azotului. Interacțiunea cu metale și nemetale.

Fosfor. Proprietăți chimice, reacție de disproporționare. fosfină. Compuși ai fosforului cu stări de oxidare pozitive. Acizi fosforici, proprietățile lor chimice. Structura acidului hipofosforic, acid fosforic, OVD lor, reacții de disproporționare.

Fosfați dihidrogenați, hidrofosfați și fosfați, hidroliză.

Elementele subgrupului de arsenic. Caracteristici generale. Întărirea proprietăților metalice în seria fosfor - bismut. Interacțiunea cu acizii. Conexiuni cu CO negative. Determinarea arsenului prin metoda Marsh. Compușii oxigenului. Proprietățile acido-bazice ale hidroxizilor. Acizi arsenic și arsenic, arseniți, arseniați. OVR de arseniți, arseniați. Acidul de antimoniu și sărurile sale. Săruri de bismut (III și V) în OVR. Instabilitatea CO (+5) în bismut.

Elemente din grupa VIa

Caracteristici generale. Sulful, proprietățile sale chimice. OVD, reacție de disproporționare. Compuși ai sulfului (II). Hidrogen sulfurat, producție, proprietăți acide și reducătoare. Sulfurile metalelor și nemetalelor, solubilitatea și hidroliza lor. Compuși ai sulfului (VI). Anhidrida sulfurica, ea

capacitatea de a suferi reacții de adiție. Acid sulfuric. Proprietăți acide și oxidante. Tiosulfat, preparare, proprietăți reducătoare, reacție calitativă la ionul tiosulfat.

Elementele grupei VII

Caracteristici generale. Proprietăți speciale ale fluorului ca element cel mai electronegativ. Substanțe simple, activitatea lor chimică. Compuși ai halogenilor cu hidrogen. Solubilitate in apa.

Proprietăți acide și reducătoare. Halogenuri metalice, solubilitatea lor, relație cu acizi, amoniac. Ioni de halogen ca liganzi în compuși complecși. Halogeni cu CO pozitivi. Oxizii de clor și acizii corespunzători. Săruri ale acizilor care conțin oxigen. Hipoclorit, proprietățile sale reducătoare. Pudră de albire. Clorații, bromații, iodații, proprietățile lor oxidative, reacția de disproporționare. Descompunerea termică a cloraților. Acid percloric. Perclorati.

Secțiunea VI. Lista de întrebări practice. (Întrebarea nr. 3 a fișei de examen)

Ce valoare are criteriul pentru producerea spontană a procesului? Cum se calculează? Dă un exemplu.

Soluțiile 2N de glucoză și clorură de calciu sunt izotonice? De ce?

Cum să îmbunătățiți practic și să suprimați ionizarea unei soluții slabe de electrolit? 5% Cum se gătește 100 cm 3 1% soluție de clorură de sodiu, având

si solutii 20%?

Prin acțiunea ce factori poate fi schimbat echilibrul în sistemul de amoniac hidratat?

Cum se suprimă ionizarea într-o soluție de acid acetic?

Cum se prepară practic o soluție apoasă de clorură de staniu (II), clorură de bismut (III) din sare uscată?

Ce reacții pot dovedi dualitatea redox a peroxidului de hidrogen?

Folosind o serie de reacții, dovediți proprietățile oxidante ale dicromatului de potasiu

Cum afectează o modificare a pH-ului (reacție medie) proprietățile oxidante ale permanganatului de potasiu?

Se pot dizolva Fe(OH)3, Cu(OH)2, AI(OH)3 în amoniac?

Cum să distrugi un ion complex?

Cum se transformă AgCI în soluție? Motivați-vă răspunsul comparând constantele corespunzătoare.

Este posibil să distrugem complexul ion +? Justificati raspunsul

Ce reacții pot fi obținute din CuS04:

a) oxid de cupru (I)

b) oxid de cupru (II).

c) iodură de cupru (I).

Cum să previi oxidarea soluției de fier (II)?

Ce reacții chimice arată o scădere a proprietăților reducătoare în seria Fe(OH) 2 -Co(OH) 2 - Be(OH) 2

Cum se obține Fe(OH)3, Co(OH)3, Ni(OH)3 din E(OH)2?

Ce reacții pot fi utilizate pentru a detecta fier (II) și ioni de fier (III) în soluție?

32.0 proprietăți redox ale dioxidului de mangan.

Ce se întâmplă cu soluția KMp0 4 când stați în picioare?

Ce produse se obțin din reducerea permanganatului de potasiu în funcție de reacția mediului?

Cum poți obține acid boric?

Cum să obțineți borax?

Reacția calitativă la ionul borat.

Cum se obține sol, gel de acid silicic? Ce este silicagel?

Care este efectul dezinfectant al înălbitorului?

Cum să îndepărtezi petele de iod de pe țesătura albă?

În ce se poate dizolva iodul cristalin?

Cum se obține tiosulfat de sodiu?

Ce se întâmplă cu ionul tiosulfat din aer?

Ce reacții pot fi folosite pentru a demonstra proprietățile reducătoare ale tiosulfatului de sodiu?

Reacție calitativă la ionul tiosulfat.

Cum să distingem S0 4 2- de S0 3 2-

Cum se schimbă starea de oxidare a amoniacului în funcție de natura agentului de oxidare? Dați exemple de ecuații de reacție.

Ce metale sunt pasivate prin concentrația НN0 3? Care este chimia acestui proces?

De ce este HN0 3 un acid oxidant puternic?

Cum se prepară practic o soluție apoasă de Snl 4. În ICI 3, Pb(N0 3) 2 din sare uscată?

De ce o sticlă de sare uscată SnCI 4 „fumă” când este deschisă în aer umed?

De ce la aplicarea conc. H 2 S0 4 pentru zahăr, există înnegrire și umflare a acestuia din urmă?

Cum interactioneaza dil-ul? icoane H 2 S0 4 cu metale?

Este posibil să se obțină HCI, HBr, HI printr-o reacție de schimb între sarea corespunzătoare și acidul sulfuric? Confirmați răspunsul cu ecuațiile de reacție adecvate.

De ce apare clorura de crom (II) și nu clorura de crom (III) când cromul este dizolvat în acid clorhidric?

De ce o soluție apoasă de amoniac are o reacție alcalină?

Subgrupul principal al grupului V include azotul, fosforul, arsenul, antimoniul și bismutul. Azotul, fosforul și arsenul sunt nemetale, antimoniul și bismutul sunt metale. Conform structurii stratului electronic exterior de atomi, acestea sunt elementele p tipice:

N 2s 2 2p 3,

P 3s 2 3p 3 3d 0,

Ca 3d 10 4s 2 4p 3 4d 0,

Sb 4d 10 5s 2 5p 3 5d 0,

Bi 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 6d 0.

Analogii electronici completi sunt As, Sb și Bi - atomii lor au aceeași configurație electronică a exteriorului n stratul și anterior (n-1)d scoici. Cu toate acestea, potențialele de ionizare ale lui I 5 sunt atât de mari încât ionii simpli E 5+ pentru toate elementele subgrupului principal al grupului V nu există. Prin urmare, proprietățile chimice ale P, As, Sb și Bi sunt determinate numai de structura stratului electronic exterior. Trei electroni nepereche în starea fundamentală și cinci în stări excitate de valență permit acestor elemente să prezinte valențe III și V. Datorită perechii de electroni ns 2 și subnivelului vacant, valența elementelor poate fi și IV și VI. Pentru antimoniu și bismut din compușii complecși, datorită dimensiunilor mari ale atomilor lor, valența poate ajunge la VII și VIII, de exemplu, în complecșii de fluorură K 2 și K 3.

Din cauza absenței unui subnivel d, atomul de azot nu poate avea o stare excitată cu cinci electroni nepereche, prin urmare valența sa în compuși nu depășește IV. Proprietățile chimice ale azotului sunt foarte diferite de proprietățile altor elemente din grup. Orbitalii s- și p de valență mici sunt capabili să formeze orbitali hibrizi sp 3 -, sp 2 - și sp cu densitate mare de electroni. În același timp, orbitalii p care nu sunt implicați în hibridizare, ca în cazul atomului de carbon, pot participa la crearea de legături p puternice cu atomi de elemente ușoare (B, C, O, N), adică. legături duble și triple. Într-un număr de compuși, legăturile p sunt întărite datorită transferului aproape complet al unuia dintre electronii s ai atomului de azot la atomul vecin. Această stare de azot cu patru electroni nepereche poate fi desemnată ca N +. Azotul N+ este capabil să formeze patru legături cu doi electroni printr-un mecanism de schimb cu atomi de O, C și N, de exemplu, în HNO3, HN3, HCNO etc., unde starea de oxidare a azotului este în mod formal +5. Compușii cu azot (+5) diferă în proprietăți chimice de compușii similari ai fosforului și arsenului.

Valorile ridicate ale electronegativității elementelor (Tabelul 1) fac posibilă explicarea stărilor de oxidare negative la compușii cu mai multe elemente electropozitive și a stărilor de oxidare pozitive la compușii cu elemente mai electronegative:

N -3, -2,-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5;

P -3, -2, 0, +1, +3, (+4), +5;

Ca -3, 0, +3, +5;

Sb, Bi -3, 0, +3, (+4), +5.

Stabilitatea compușilor în stări inferioare de oxidare scade în grupul de la azot la bismut, iar stabilitatea compușilor în stare de oxidare +5 scade la trecerea de la fosfor la azot și bismut. Compușii de azot (+5) și bismut (+5) sunt agenți oxidanți puternici.

Tabelul 1: Unele proprietăți ale elementelor p grupului V