II. ХИМИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ, БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ, ПРИМЕНЕНИЕ В ВЕТЕРИНАРИИ

1.Общая характеристика подгруппы галогенов.

Галоге́ ны— химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻ , Cl⁻ , Br⁻ , I⁻ уменьшается. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At.

2. Способы получения галогенов. Применение.

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия.

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

Для этого в промышленности используют постоянный электрический ток.

Фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство.

3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.

Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газооб­разны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.

4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.

Хлорная вода — водный раствор хлора. Содержит молекулы хлора (Cl₂), хлорноватистую кислоту (HClO) и хлороводород (HCl).

Получение: в хлораторе, путем насыщения воды газообразным хлором

Применение: Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью.

Химические свойства: Сильный окислитель, прежде всего благодаря образованию атомарного кислорода в момент выделения.

5.Хлорная известь. Получение, свойства, применение.

Хло́ рная и́ звесть Ca(Cl)OCl — смесьгипохлорита, хлорида и гидроксидакальция. Относится к так называемым смешанным солям.

Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция):

Свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается.

Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции.

Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение.

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего ионы BrO-2 и IO-2 очень неустойчивы.
устойчивых оксидов образует хлор Сl, меньше всего — иод I.

7.Общая характеристика подгруппы кислорода.

В подгруппу кислорода входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный металл). Это р-элементы VI группы периодической системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».

8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды.

Смачиваемость воды
Это же свойство очень явственно проявляется и в способности воды «прилипать» ко многим предметам, то есть смачивать их.

Капиллярность воды. Капиллярностью обусловлено движение крови и тканевых жидкостей в живых организмах.

Химич. Вода является наиболее распространённым растворителем на планете Земля, во многом определяющим характер земной химии, как науки.

Прежде всего вода хорошо растворяет ионные и мно–гие полярные соединения. Такое свойство воды связа–но в значительной мере с ее высокой диэлектрической проницаемостью (78, 5).

Растворитель: Другой многочисленный класс веществ, хорошо растворимых в воде, включает такие полярные органические соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спирты. Их растворимость в воде объясняется склонностью молекул воды к образованию полярных связей с полярными функциональными группами этих веществ.

Роль: Организм человека почти на 70% состоит из воды. Вода - прежде всего растворитель, в среде которого протекают все элементарные акты жизнедеятельности. К тому же вода - продукт и субстрат энергетического метаболизма в живой клетке.

9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-ая и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно – восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

Сероводоро́ д (серни́ стый водоро́ д, сульфид водорода) — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H₂S

Получение

· Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды:

· Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода):

· Сплавлением парафина с серой.

Свойства: В воде сероводород мало растворим, водный раствор H₂S является очень слабой кислотой:

Реагирует с основаниями:

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO₄²⁻

Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H₂S в воде. С. к. неустойчива: H₂S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды.

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

10. Серная кислота. Роль в окислительно- восстановительных реакциях. Соли серной кислоты. Применение.

Серная кислота, H₂SO₄, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Серную кислоту применяют:

· в производстве минеральных удобрений;

· как электролит в свинцовых аккумуляторах;

· для получения различных минеральных кислот и солей;

· в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;

· в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;

· в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);

· в промышленном органическом синтезе

11.Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окисл.-восстанов. Процессах (примеры). Применение.

Сера применяется в первую очередь для получения серной кислоты; в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы); в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения черного (охотничьего) пороха; в производстве спичек.

В медицинской практике применение Серы основано на ее способности при взаимодействии с органических веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят кератолитические(растворяющие), противомикробные и противопаразитарные эффекты. Сера входит в состав мази Вилькинсона и других препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осажденную Серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз и других); в порошке - при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах - для пиротерапии прогрессивного паралича и других.

12.Общая характеристика подгруппы азота.

Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

13. Аммиак.Получение, химические свойства, применение.

Аммиа́ к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха.

· Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразовател

· Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса

· Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония

· Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли — амиды.

· При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства

· Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот)

· С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов)

· С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды

Применение: В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга.

⇐ Предыдущая1234Следующая ⇒

Поделиться: