Характеристика элементов главной подгруппы II группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы В третьем периоде 5 группе главной подгруппе

«Названия химических элементов» - “Только упорством и трудом можно достичь результатов”. Другие названия напрямую связаны с мифами древних греков. Д.И. Менделеев. Цели. Автор презентации. Нескучного труда вам!!! Дорогие ребята! Свинец. K. Заполните клетки кроссворда русскими названиями следующих химических элементов: 1. Cl. 2. Zn. 3. Br. 4. K. 5. Ni.

«Элементы статистики» - Для вычисления числа интерваловрекомендуется формула Стерджерса r ? 1+3,322 lg n Длина интервала вычисляется по формуле: h = (xmax-xmin)/r. «Статистическое мышление станет со временем такой же необходимостью, как и навыки к письму и чтению». Основные понятия. Зарегистрировав продолжительность работы 65 электронных ламп, получили следующие результаты:

«Химические свойства» - Химические свойства солей. Генетическая связь между классами неорганических соединений. Задания из ЕГЭ по химии. Классификация кислот. Классы неорганических соединений. Классификация оснований. А= N + Р Химический элемент- вид атомов с определенным зарядом ядра. Проверь свои знания. Строение атома. Определение.

«Периодическая система химических элементов» - Программированная работа по перфокартам. Дмитрий Иванович Менделеев 1834-1907. Вокруг тебя творится мир живой. Станция узнавай-ка «Расскажи мне обо мне». Проверь себя: 12-14 балла – «4» -желтый вагончик. А. 35 Б. 44 В. 45 Г. 80 3. Чему равно массовое число атома меди? 5 верных ответов – «3» балла. А. 2 Б. 3 В. 5 Г. 11.

«Химические средства» - Гидрофильная «голова». Получают из животных и растительных жиров, нафтеновых кислот, канифоли, таллового масла. Поэтому гидроксид калия иначе называют едкое кали. Раствор гидроксида натрия в воде мылкий на ощупь и очень едкий. Берегите окружающую среду и свое здоровье. Предисловие. Химические средства в быту.

«Элементы комбинаторики» - Что такое размещения? Записать формулу для нахождения числа сочетаний? Что такое факториал? Тема урока: «элементы комбинаторики» (практикум). Пусть имеется n элементов и требуется выбрать один за другим некоторые k элементов. Подбор комбинаторных задач. Записать формулу для нахождения числа размещений?

Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Таблица 18 – Характеристика элементов 2Ап/группы

Атомный номер	Название	Атомная масса	Электронная конфигурация	 г/см 3	tпл. C	tкип. C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Бериллий Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Магний Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	Кальций Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Стронций Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Барий Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Радий Ra		7s 2	6	700		0,9	–	+2

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns 2 . В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO 3 (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO 4 , гипс CaSO 4 ∙ 2H 2 O , флюорит CaF 2 и фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO 3 , доломита MgCO 3 ∙ CaCo 3 , карналлита KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты:

2Be + O 2 = 2BeO

Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях.

Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl 2 = MgCl 2

При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:

Ca + H 2 = CaH 2 (гидрид кальция)

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитрид магния)

Ca + 2C = CaC 2 (карбид кальция)

Карибит кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C 2 H 2 – важного продукта хим. промышленности:

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2

Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn 3 , Ca 2 Sn.

2. Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2

Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2

Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:

2Ca + 10HNO 3 (разб.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

V 2 O 5 + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:

BeF 2 + Mg = Be + MgF 2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al 2 O 3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3

Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl 2 с ртутным катодом.

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2 ­

2Mg(NO 3) 2 – t° = 2MgO + 4NO 2 ­ + O 2 ­

Определение жесткости воды имеет большое практическое значение и широко применяется в технике, промышленности и сельском хозяйстве.

Вода приобретает жесткость при взаимодействии с солями кальция и магния, содержащимися в земной коре. Растворение карбонатов кальция и магния происходит при взаимодействии углекислого газа почвы с указанными солями.

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2

МgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg(HCO 3) 2

Образовавшиеся бикарбонаты растворяются в грунтовых водах. Гипс СаSO 4

немного непосредственно растворим в воде.

Различают временную, постоянную и общую жесткость.

Временная, или карбонатная, жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. Эта жесткость легко устраняется при кипячении: t 0

Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + Н 2 О + СО 2 ­

Mg(HCO 3) 2 = МgCO 3 + CO 2 ­ + H 2 O

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей кальция и магния, не дающих осадка при кипячении (сульфаты и хлориды). Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды . Она определяется суммарным числом миллимолей эквивалентов ионов Са 2+ и Мg 2+ в 1 л воды (ммоль/л) или тысячных долей молярных масс эквивалентов Са 2+ и Мg 2+ в 1 литре воды (мг/л).

Примечание: при расчетах, связанных с жесткостью воды надо учитывать, что Э(Са 2+) = 1/2Са 2+ и Э(Мg 2+) = 1/2 Мg 2+ , а Мэ(Са 2+) = 1/2М иона Са 2+ = 20г/моль и Мэ(Мg 2+) = ½ М иона Мg 2+ = 12 г/моль. Тогда: 0,02г – это масса 0,001 моль или 1ммоль эквивалентов Са 2+ .

По значению общей жесткости воду классифицируют следующим образом:

1. мягкая (< 4 ммоль/л),

1. среднежесткая (4-8 ммоль/л),

2. жесткая (8-12 ммоль/л),

3. очень жесткая (>12 ммоль/л).

Жесткая вода не пригодна для проведения технологических процессов в ряде отраслей и промышленности. При работе парового котла на жесткой воде, его нагреваемая поверхность покрывается накипью, т.к. накипь плохо проводит тепло, прежде всего становиться неэкономной сама работа котла. Уже слой накипи толщенной 1 мм повышает расход топлива приблизительно на 5%. Кроме того, изолированные от воды стенки котла могут нагреться до очень высоких температур. При этом стенки окисляются и теряют былую прочность, что может привести к взрыву котла. Пользование жесткой водой увеличивает расход моющих средств, затрудняет стирку белья, мытье волос и другие операции, связанные с потреблением мыла. Обусловлено это нерастворимостью солей двухвалентных металлов и входящих в состав мыла органических кислот, из за чего с одной стороны загрязняются омываемые предметы, а с другой - непроизводительно расходуется мыло.

Снизить жесткость воды можно различными способами:

1) кипячение (только для временной жесткости);

2) химический способ (с использованием Са(ОН) 2 , Na 2 CO 3 , (NaPO 3) 6 или Na 6 P 6 O 18, Na 3 PO 4 и др.)

3) метод ионного обмена с использованием адюмосиликатов:

Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + Ca(HCO 3) 2 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + 2NaHCO 3

Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + CaSO 4 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + Na 2 SO 4

и с помощью ионно-обменных смол, представляющих собой высокомолекулярные органические вещества, содержащие кислотные или основные функциональные группы.

Для умягчения воды используют также катиониты. Например, при пропускании жесткой воды через катионит типа RNa протекают следующие процессы ионного обмена:

2RNa + Ca 2+ =R 2 Ca + 2Na +

2RNa + Mg 2+ =R 2 Mg + 2Na +

Лучшим способом умягчения воды является ее перегонка.

Жесткость воды определяют с использованием титриметрических методов количественного анализа, являющегося разделом аналитической химии

Задания для контроля усвоения темы

1. На осаждение гидрокарбонатов кальция и магния из 2л воды израсходовано 2,12г карбоната натрия. Определите жесткость воды.

2. Карбонатная жесткость воды равна 40 мг/л эквивалентов. При кипячении 120л этой воды выделилось 216,8г осадка смеси карбоната кальция и гидроксокарбоната магния. Определите массу каждого компонента смеси.

3. Жесткая вода содержит 50мг/л гидрокарбоната кальция и 15мг/л сульфата кальция. Сколько (по массе) карбоната натрия потребуется для умягчения 1м 3 такой воды?

4. Какую массу фосфата натрия надо прибавить к 500мл воды. Чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 ммоль эквивалентов?

5. Рассчитайте чему равна жесткость воды в 100л которой содержится 14,632г гидрокарбоната магния?

6. При определении жесткости воды комплексометрическим методом, на титрование 100мл воды потребовалось 5мл 0,1н. раствора трилона Б. Рассчитайте жесткость воды.

7. К 100л жесткой воды прибавили 12, 95г гидроксида кальция. На сколько понизилась карбонатная жесткость воды?

8. К жесткой воде, содержащей 1г сульфата кальция в литре, добавили избыток соды. Какова жесткость исходной воды в мг/л эквивалентов. Сколько граммов осадка выпадет после полного устранения жесткости из 1м 3 такой воды?

9. Сточная вода химического завода содержит в одном литре 5г кальциевой селитры м 2г поваренной соли. Какова жесткость этой воды в ммоль/л. Какое вещество и в каком количестве следует добавить к 10л такой воды для полного устранения жесткости?

10. Минеральная вода «Нарзан» содержит в одном литре 0,3394г кальция и 0,0884г магния в виде ионов. Какова общая жесткость нарзана в ммоль/л? Какое вещество и в каком количестве следовало бы добавить к одному кубометру «нарзана» для полного удаления жесткости?

11. Какова жесткость воды (в ммоль/л) , если для ее устранения к 100л воды потребовалось добавить 15,9 г безводной соды?

12. Вычислите жесткость воды, зная, что в 600л ее содержится 65,7г гидрокарбоната магния и 61,2 сульфата калия.

13. Растворимость гипса в воде равна 8 · 10 -3 моль/л. Какова жесткость такого (насыщенного) раствора в мг/л? Какое вещество и в каком количестве следует прибавить к одному кубометру такой воды для полного устранения ее жесткости?

14. При кипячении 250мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпал осадок массой 3,5мг. Чему равна жесткость воды?

15. Определите карбонатную жесткость, если на титрование 200мл воды израсходовано 8мл 0,05н. раствора НСl.

Тема: ВТОРАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

1 Характеристика . Атомы элементов 2 группы периодической системы в наружном электронном слое имеют 2 электрона, удаленные на» значительное расстояние от ядра. Поэтому эти 2 электрона, сравнительно легко отщепляются от атомов, которые превращаются при этом в положительные двухзарядные ионы.

Различие в структуре второго наружного слоя у ряда элементов второй группы обусловливает существование двух подгрупп: главной, включающей щелочно-земельные металлы (бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий) и побочно* подгруппы, включающей элементы: цинк, кадмий и ртуть.

Все элементы, входящие в главную подгруппу, кроме бериллия и радия, обладают ярко выраженными металлическим» свойствами.

Чем больше атомная масса, тем более электроположителен металл. Так, барий является таким же сильным восстановителем, как и щелочные металлы. С водой оксиды щелочно-зе-мельных металлов образуют гидроксиды, растворимость которых увеличивается от гидроксида бериллия к гидроксиду бария. В той же последовательности возрастает и основной характер этих соединений.

Элементы побочной подгруппы (Zn, Cd, Hg), также как и элементы главной подгруппы, проявляют степень окисленности, равную +2, но между ними есть и различие, обусловленное разными размерами радиусов их атомов и ионизационными потенциалами.

Металлические свойства элементов побочной подгруппы ослабевают от цинка к ртути. Их гидроксиды нерастворимы в воде и обладают слабоосновными свойствами.

Для медицины представляют интерес элементы Mg, Са, Ва, Zn и Hg. Все эти элементы входят в состав структуры важнейших лекарственных препаратов.

Наиболее токсичным из элементов II группы является барий в своих растворимых соединениях, которые применяются лишь в качестве реактивов и ядов для насекомых и грызунов. В медицине находит применение, главным образом, бария сульфат, практически нерастворимая ни в одном растворителе соль.

2. СОЕДИНЕНИЯ МАГНИЯ

Магний широко распространен в природе. Не встречается в свободном виде, а лишь в виде соединений- карбонатов, образуя минералы — доломит MgC0 3 *CaCO 3 и магнезит MgC0 3.. Магний входит в состав силикатов- талька 3MgO*4Si0 2 *H 2 0 и др.

Соли магния содержатся также в почве, в природных водах, особенно морской, и многих минеральных источниках.

Значение магния велико. Он входит в состав зеленого растительного пигмента - хлорофилла, участвуя в процессе фотосинтеза растений.

Соединения магния играют значительную роль в деятельности ЦНС живых организмов.

По физиологическому действию магний является антагонистом кальция. Так, если соли магния вызывают наркоз и паралич, то соединения кальция снимают это явление. Наоборот, действие, оказываемое соединениями кальция, снимается магнием.

Фармакопейными препаратами магния являются: магния окись, магнезия жженая, магния карбонат основной, магнезия- белая, Магния трисиликат, магния сульфат.

Первые три препарата проявляют антацидное действие, т. е. применяются при повышенной кислотности желудочного сока. Они действуют так же, как очень легкие слабительные средства. Магния сульфат применяется в качестве успокаивающего, спазмолитического и слабительного средства

Магния сульфат Magnesii sulfas

MgS0 4- 7H 2 0 М. м. 246,50

Магния сульфат как лечебное средство стал впервые применяться в Англии- английская или горькая соль.

А) Получение. Магния сульфат распространен в природе в виде кизерита MgS0 4 *7H 2 0. В большом количестве магния сульфат находится в морской воде.

Получают препарат из магнезита MgC0 3 , обрабатывая его серной кислотой.

MgCO 3 + H 2 S0 4 —> MgS0 4 + C0 2 + H 2 О

Полученный раствор концентрируют упариванием до кристаллизации, при этом получается MgS0 4 *7H 2 0.

Б) Свойства. Бесцветные призматические кристаллы, выветривающиеся на воздухе, солено-горького вкуса, без запаха. Хорошо растворяется в воде, практически не растворим в спирте.

В) Подлинность

ГФ - на Mg 2+ , образование осадка двойного фосфата аммония и магния при

взаимодействии препарата с двухзамещенным фосфатом натрия в аммиачном растворе в присутствии хлорида аммония.

MgS0 4 + Na Н P0 4 + NH 4 OH = MgNH 4 P0 4  + Na 2 S0 4 + H 2 0

Белый

Если эту реакцию проводить капельным методом на предметном стекле, образующиеся кристаллы определенной формы, что может служить подтверждением подлинности препарата.

ГФ - С органическим ре-ом 8-оксихинолином, в присутствии аммиачного раствора с добавлением хлорида аммония NH 4 C1 образуется магния оксихинолят окрашенный в зеленовато-желтый цвет.

ГФ - Сульфат-ион открывается раствором хлорида бария — выпадает белый молочный осадок сульфата бария. Нерастворим в кислотах и щелочах.

MgS 0 4 + ВаС1 2 = Mg С1 2 + BaS 0 4 

Г) Чистота . Допускаются мышьяк не более 0,0002%, хлоридов, тяжелых металлов, влаги.

В препарате, применяемом для инъекций — Solutio Magnesii sulfatis 20% aut 25% pro injectionibus проводят испытание на марганец.

ГФ комплексометричекский метод титрования. К раствору препарата добавляют аммиачный буферный раствор, индикатор кислотный хром чёрный чпециальный, титруют трилоном Б до перехода красного цвета в синий. Д.б. 99% -102%

Е) Применение. Спазмалитик миотропный, слабительное.

Применяется в качестве слабительного средства по 15—30 г на прием внутрь.

При парентеральном применении магния сульфат оказывает успокаивающее действие на ЦНС.

Как спазмолитическое средство при гипертонической болезни в виде 25% раствора (подкожно);

Для обезболивания родов по 10—20 мл 25% раствора внутримышечно;

В качестве противосудорожного средства в тех же дозах, «что и при обезболивании родов;

Как желчегонное средство 20—25% раствор (внутрь).

В случае угнетения дыхания, связанного с передозировкой (курареподное), применяют внутривенно 10% раствор кальция хлорида.

Выпуск: в порошке, 10%, 20%, 25% раствор в ампулах, по 2,5, 10 и 20 мл.

Порошок в пакетиках 10,0- 50,0. Кормагнезин, 32% магния-Диаспорал форте

ё) Хранение: сухое, прохладное место.

3. СОЕДИНЕНИЯ КАЛЬЦИЯ

Кальций широко распространён в природе. Благодаря высокой химической активности находится в природе лишь в связанном состоянии. Он встречается в виде многочисленных отложений известняков, мела и мрамора –это природные разновидности карбоната кальция СаСОз. Встречаются также гипс CaS0 4 -2H 2 0, фосфорит Са 3 (Р0 4 ) 2 и силикаты.

Все природные соединения кальция, особенно карбонаты, служат источниками получения медицинских препаратов кальция, чаще используют мрамор как наиболее чистый.

Кальций играет важную роль в жизнедеятельности организма. Он входит в состав зубной ткани, костей, нервной ткани, мышц, крови. Ионы кальция усиливают жизнедеятельность клеток, способствуют сокращению скелетных мышц и мышцы сердца, необходимы для формирования костной ткани и процесса свертывания крови.

С уменьшением концентрации ионов кальция в крови повышается возбудимость мышц, что нередко приводит к судорогам. Растворы солей кальция снимают зуд, вызванный аллергическим состоянием, поэтому их относят к антиаллергическим средствам.

Из соединений кальция в медицине применяются окись кальция (известь жженая), сульфат кальция жженый (гипс жженый), карбонат кальция осажденный (мел осажденный), хлорид кальция и соли органических кислот (глицерофосфат кальция, глюконат кальция и др.). Фармакопейным препаратом является кальция хлорид.

Кальция хлорид Calcii chloridum

СаС1 2 -6Н 2 0 М. м. 219,08

А) Получение. Кальция хлорид, предназначенный для медицинских целей, получают обработкой карбоната кальция (мрамора) хлороводородной к-ой.

СаСО 3 + 2НС1 = CaCl 2 + C0 2 + Н 2 О

Из воды выкристаллизовывается чистый хлорид кальция СаС1 2 -6Н 2 0.

Б) Свойства. Представляет собой бесцветные призматические кристаллы без запаха, горько-соленого вкуса; очень легко растворим в воде, вызывая при этом сильное охлаждение раствора. Легко растворим в 95% спирте.

Препарат очень гигроскопичен и на воздухе расплывается. При температуре 94°С плавится в своей кристаллизационной воде. Водные растворы имеют нейтральную реакцию. При нагревании до 200°С теряет часть своей кристаллизационной воды и превращается в дигидрат хлорида кальция СаС1 2 -2Н 2 0, Гигроскопичность препарата и способность его расплываться под влиянием влаги делают состав этой соли непостоянным, что может привести к неточной дозировке при изготовлении лекарств с кальция хлоридом. Учитывая это, в аптеках готовят 50% раствор его (Calcium chloratum solutum 50%) и из этого концентрата готовят необходимые ЛС.

В) Подлинность:

ГФ - реакцией на Са 2+ реакция с оксалатом аммония,

(NH 4 ) 2 C 2 0 4 + СаС 1 2 = CaC 2 0 4  + 2NH 4 Cl

Белый осадок

Осадок растворим в минеральных кислотах и нерастворим в уксусной кислоте.

Образование белого осадка при взаимодействии препарата с серной кислотой или сульфатами щелочных металлов.

CaCl 2 + H 2 S0 4 = CaS0 4  + 2НС1

Белый осадок

Осадок сульфата кальция растворяется в сульфате аммония с образованием бесцветного комплекса.

ГФ- соли кальция окрашивают пламя горелки в кирпично-красный цвет.

ГФ – на хлориды с нитратом серебра

CaCl 2 + Ag N О 3 = Ag Cl  +Ca (N О 3 ) 2

Белый творожистый осадок

Г) Чистота . В препарате не допускаются примеси растворимых солей бария, железа, алюминия, фосфатов.

Допускаются сульфаты, тяжелые металлы, мышьяк, соли магния по эталонам.

Д) Количественное определение

ГФ - определяется комплексометрически с индикатором кислотным хром темно-синим. При титровании трилоном Б при добавлении аммиачного буферного раствора происходит переход цвета раствора из вишнево-красного в синевато-сиреневый (индик эриохром чёрный специальный Т). Должно быть не менее 98,0%.

Фотометрический, - аргентометрия (Мора)

Флюорометрический, - рефрактометрия

Весовой (оксалатный).

Е) Применение. Антиаллергическое

Как кровоостанавливающее средство при легочных, желудочно-кишечных, носовых и маточных кровотечениях;

В хирургической практике для повышения свертываемости крови;

При аллергических заболеваниях (бронхиальная астма, крапивница) для снятия зуда;

В качестве противоядия при отравлении солями магния.

Противовоспалительное, при простудных заболеваниях

Препарат назначается внутрь в виде 5—10% раствора, внутривенно 10% раствор. Нельзя вводить подкожно и внутримышечно, так как в этом случае могут возникнуть некрозы.

Форма выпуска: порошок, 10% раствор в ампулах.

ё) Хранение. В небольших, хорошо закупоренных стеклянных банках с пробкой, залитой парафином, в сухом месте.

4. СОЕДИНЕНИЯ ЦИНКА

В природе цинк встречается в виде минералов: галлит ZnCO 2 и цинковая обманка ZnS. Цинк найден в мышечной, зубной и нервной ткани организма человека. Применение соединений цинка в медицине основано на том, что цинк, дает соединения с белками — альбуминаты, растворимые альбуминаты оказывают действие от слабовяжущего до прижигающего. Нерастворимые альбуминаты обычно образуют пленку на тканевой поверхности и таким образом способствуют заживлению ткани (подсушивающее действие) .

Соединения цинка в больших дозах токсичны, при местном применении они могут быть использованы в качестве вяжущих и прижигающих средств. При введении внутрь соединения цинка вызывают рвоту.

Фармакопейными препаратами цинка являются цинка окись и цинка сульфат.

Цинка сульфат Zinci sulfas

ZnSO4 *7H 2 0 М. м. 287,54

Цинка сульфат применялся в медицине с давних времен под названием белого купороса в отличие от окрашенных медного и железного купоросов.

А) Получение. Из природной руды — цинковой обманки ZnS, которую подвергают обжигу. При этом сульфид цинка превращается в оксид, который обрабатывается затем разбавленной серной кислотой, в результате образуется цинка сульфат в растворе. 2 ZnS + ЗО 2 = 2 ZnO + 2 SO 2

ZnO + Ha 2 S 0 4 = ZnS 0 4 + 4 H 2 O

Раствор, содержащий сульфат цинка, упаривают до кристаллизации соли в виде гептагидрата (ZnS0 4 -7H 2 0).

Б) Свойства. Бесцветные прозрачные кристаллы или мелкокристаллический порошок, имеющий вяжущий металлический вкус, без запаха, очень легко растворимый в воде, медленно в глицерине, не растворимый в спирте. На воздухе выветривается.

В) Подлинность.

ГФ - Сульфат-ион определяется по образованию белого осадка.

ZnS0 4 + Ва Cl 2 = Ва S0 4  + Zn Cl 2

Белый молочный, не растворим в кислотах и щелочах

ГФ- на Zn 2+ реакция с раствором сульфида натрия образуется сульфид цинка ZnS белого цвета (отличие от других солей тяжелых металлов).

ZnS0 4 +Na 2 S = ZnS 4  + Na 2 S0 4

Белый осадок

ГФ - Zn 2+ реакция с раствором ферроцианида калия — выпадает бело-желтоватого цвета кристаллический осадок двойной соли, не растворимый в кислотах, но растворимый в щелочах. 3 ZnS 0 4 + 2 K 2 [ Fe (CN ) 6 ] = K 2 Zn 3 [ Fe (CN ) 6 ] 2 + 3 K 2 SO 4

Бел- желтоватого

Специфичной реакцией на цинк - реакция образования зелени Ринмана. ZnS 0 4 капают на фильтровальную бумагу и сверху нитрат кобальта, прокаливаем, при этом получается характерно зеленое окрашивание—зелень Ринмана: CoZnO 2

С дитизоном ионы Zn 2+ в щелочной среде образуют красное окрашивание.

Г) Чистота . Не д.б. примесей железа, меди, алюминия, магния кальция и других тяжелых металлов.

Допускается примесь мышьяка

Д) Количественное определение

ГФ – комплексометрия. В присутствии аммиачного буферного раствора и индикатора кислотного хром черного специального (или эриохрома чёрного Т). Титруют трилоном Б до перехода цвета раствора из вишнево-красного в синевато-сиреневый.

Е) Применение наружно как антисептическое и вяжущее средство

В глазной практике в виде 0,1; 0,25; 0,5% растворов. В глазных каплях цинка сульфат часто прописывается вместе с борной кислотой.

В гинекологической практике для спринцевания в виде 0,1—0,5% раствора.

При кожных заболеваниях: прыщи, угри, дерматозы.

Редко назначается внутрь как рвотное средство.

Формы выпуска: порошок, капли глазные 0,1; 0,25; 0,5%, капли цинка сульфат с борной кислотой. Комбинированные: Цинкин, Цинктерал

ё) Хранение. С предосторожностью в хорошо закупоренных банках. Список Б.

Цинка окись Zinci oxydum

Представляет собой белый с желтоватым оттенком аморфный порошок, легко поглощающий углекислоту воздуха. Характерным свойством цинка окиси является то, что при прокаливании, она приобретает желтый цвет, при охлаждении — белый.

Применяется цинка окись наружно в виде присыпок, мазей, линементов как вяжущее, подсушивающее и дезинфицирующее средство при кожных заболеваниях: дерматиты, потница, пролежни, опрелости, язвы, раны, ожоги.

5. СОЕДИНЕНИЯ РТУТИ

Ртуть представляет собой жидкий металл. Распространение ртути в природе невелико. Она встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы, но главным образом в виде сульфида ртути HgS (киноварь) ярко-красного цвета.

Фармакопейными препаратами являются соединения ртути, имеющие степень окисления равную +2: ртути окись желтая, ртути дихлорид, ртути амидохлорид, ртути оксицианид и ртути цианид.

Неорганические препараты ртути находят применение как антисептические, диуретические и слабительные средства.

Антисептическое действие соединений ртути основано на способности иона ртути осаждать белки. Диуретическое действие некоторых солей ртути связано с

тем, что, выделяясь через почки, они раздражают почечный эпителий и способствуют мочеотделению.

Аналогично соединения ртути, выделяющиеся через, кишечник и раздражающие его, проявляют слабительное действие.

Растворимые соли ртути очень ядовиты и относятся к списку А.

Ртути окись желтая Hydrargyri oxydum flavum

HgO M. м. 216,59

А) Получение . Используют реакции осаждения ее из растворимых солей ртути. Для этой цели чаще применяют дихлорид или нитрат ртути. В разбавленный раствор щелочи медленно вливают концентрированный раствор соли ртути (II).

Hg(NO 3 ) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + HgO + H2O

Ярко-желтыи осадок

После отстаивания осадка окиси ртути сливают жидкость, «осадок промывают до отсутствия щелочной реакции и высушивают. Все операции следует проводить в темноте, иначе может образоваться закись ртути Hg 2 0 черного цвета.

Б) Свойства. Тяжелый мелкодисперсный порошок желтого или оранжево-желтого цвета. Нерастворима в воде, но легко растворима в хлороводородной, азотной и уксусной кислотах. На свету постепенно темнеет.

В) Подлинность на Hg2+.

Для этого его обрабатывают разведенной хлороводородной кислотой, чтобы получить растворимую соль ртути (II), в которой и определяется катион Hg 2+

HgO + 2НС1 = HgCl 2 + Н,0

ГФ - реакция с растворами щелочей, выпадает осадок желтой окиси ртути.

HgCl 2 + 2КОН —> HgO  + 2КС + Н 2 0

Ярко-желтый осадок

ГФ - реакция с раствором йодида калия; образуется ярко-красного цвета осадок двуйодистой ртути, который растворяется в избытке йодида калия.

HgCl 2 + 2Kl = HgJ 2  + 2KCl HgJ 2 + 2KI —> K 2

Ярко-красный Бесцветный раствор

Раствор этой комплексной соли известен под названием реактива Несслера и применяется в качестве весьма чувствительного реактива на NH 4+;

ГФ - реакция с раствором сульфида натрия; образуется коричнево-черный осадок, не растворимый в разведенной азотной кислоте.

HgCl 2 + NaS = HgS  + 2NaCl

Коричиневато-чериый осадок

Г) Количественное содержание

ГФ - нейтрализация косвенно через взаимодействие с йодидом калия. При действии на ртути окись желтую раствором йодида калия образуется растворимая комплексная соль и щелочь, которая оттитровывается кислотой по метиловому оранжевому HgO + 4 KI + H 2 O —> K 2 [ Hgl 4 ] + 2КОН

КОН +НС1 = КС1 + Н 2 0

Роданометрический метод: желтую окись ртути растворяют в азотной кислоте, и полученная соль титруется роданидом аммония в присутствии железоаммиачных квасцовдо до красного окрашивания.

Ж) Применение как нежное антисептическое средство для приготовления глазных мазей 2%.

Е) Хранить следует с предосторожностью в хорошо закупоренных банках из темного стекла, так как на свету может образоваться закись ртути, что обнаруживается по потемнению препарата. Список Б.

Тема ПЕРВАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

1.Характеристика. Все элементы, составляющие первую группу периодической системы, имеют на внешнем электронном слое только I электрон, который они с легкостью отдают, превращаясь в однозарядные положительные ионы. Этим объясняется их очень высокая реакционная способность по отношению к электроотрицательным элементам, например галогенам.

Главная подгруппа включает литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Побочную группу составляют медь, серебро и золото.

Элементы главной подгруппы носят название щелочных металлов, так как их оксиды при взаимодействии с водой образуют сильные щелочи. Соли щелочных металлов находят применение в медицине.

Наиболее широко применяются в медицине соли натрия и калия, описаны выше в препаратах, производных галогенов.

2. СОЕДИНЕНИЯ МЕДИ И СЕРЕБРА

Побочную подгруппу элементов первой группы составляют медь, серебро и золото. У них склонность к комплексообразованию, особенно у меди, а также способность восстанавливаться из соединений до свободного металла, при этом легче восстанавливается серебро, чем медь.

Из неорганических соединений меди в медицине находит применение сульфат меди. При приеме внутрь она оказывает рвотное действие; в качестве наружного средства применяется при катарах слизистых оболочек и язвах вследствие вяжущего, раздражающего и прижигающего действия.

Серебро относится к «благородным» металлам. В природе оно встречается главным образом в виде соединений с серой (Ag 2 S).

Применение препаратов серебра в медицине основано на его бактерицидных свойствах. Доказано, что ионы серебра убивают грам-положительные и грамотрицательные микроорганизмы, а также вирусы. Препараты серебра применяются в медицине внутрь и наружно как вяжущие антисептические и прижигающие средства при лечении кожных, урологических и глазных болезней.

Из соединений серебра наибольшее применение получил серебра нитрат (AgN03), как хорошее вяжущее и прижигающее средство. В медицине применяются также коллоидные препараты, где серебро связано с белком и только частично ионизировано. В коллоидных препаратах серебра сохраняются лишь дезинфицирующие свойства серебра и пропадает его прижигающее действие.

Все растворимые соединения меди и серебра ядовиты.

3. Серебра нитрат Argenti nitras

AgN0 3

А) Получение путем растворения медносеребряного сплава в азотной кислоте при нагревании. Чтобы очистить полученный серебра нитрат от примесей, его осаждают хлороводородной кислотой в виде хлорида серебра. Последний восстанавливают цинком, и серебро, освобожденное от примесей, снова растворяют в азотной кислоте.

Полученный серебра нитрат обрабатывают небольшим количеством воды, при стоянии выкристаллизовываются кристаллы. Выделенные кристаллы отфильтровывают, промывают водой и высушивают в темноте.

Б) Свойства бесцветные прозрачные кристаллы в виде пластинок или цилиндрических палочек лучисто-кристаллического строения в изломе. Легко растворим в воде, трудно в спирте. На свету кристаллы темнеют.

В) Подлинность

ГФ - Ag+ : с хлороводородной кислотой или ее солями выпадает белый осадок хлорида серебра, не растворимый в азотной кислоте и хорошо растворимый в растворе аммиака AgNO 3 + HCl = AgCI  + HNO 3

Белый

AgCl + 2NH 4 0H = Cl + 2Н 2 О

ГФ - Ag+ восстановление до свободного серебра (реакция образования серебряного зеркала). К аммиачному раствору оксида серебра добавляют раствор формальдегида и жидкость нагревают. Через некоторое время на стенках сосуда образуется налет металлического серебра в виде зеркала.

[ Ag (NH 3 ) 2 ] ОН + НСОН = 2Ag  + НСООН+ 4 NH 3 + 2 H 2 O

Черный осадок

Ag+ с хроматом калия, при этом выпадает осадок хромата серебра коричневато-красного цвета. 2AgNO 3 + K 2 Cr0 4 = Ag Cr0 4  + 2KNO 3

Коричневато-красный осадок

Осадок растворим в азотной кислоте, гидроксиде аммония, трудно растворим в уксусной кислоте.

ГФ - Нитрат-ион определяется с дифениламином в кон. Серной кислоте образуется синее окрашивание

Образование бурого кольца при взаимодействии нитрата серебра с сульфатом железа в концентрированной серной кислоте.

Нитрат-ион не обесцвечивает перманганат калия в кислой среде, в отличии от нитрита.

Г) Чистота допустим предел кислотности

Не допустимы соли тяжелых металлов (свинца, меди, висмута).

Д) Количественное содержание - методом осаждения по Фольгарду, титруют тиоцианатом (роданидом) аммония

AgNO 3 + NH 4 SCN = AgSCN + NH 4 NO,

Белый осадок

3NH 4 SCN + (NH 4 )Fe(S0 4 )= Fe(SCN) 3 + 2(NH 4 ) 2 S0 4

Индикатор железоаммониевые квасцы до красного окрашивания. Д.б.менее 99,75%.

Ж) Применение антисептическое и прижигающем. Последнее обусловлено способностью серебра нитрата свертывать белки, превращая их в нерастворимые соединения, что используется для прижигания ран и язв. Для этой цели применяют серебра нитрат в виде палочек (Stilus Argenti nitrici).

В небольших концентрациях оказывает вяжущее и противовоспалительное действие. Применяют наружно при эрозиях, язвах, при остром конъюнктивите, трахоме в виде 2—5—10% водных растворов, а также мазей (1—2%). Внутрь назначают в виде 0,05—0,06% раствора при язвенной болезни желудка, хроническом гастрите. Форма выпуска: порошок, палочки- ляпис.

ВРД внутрь 0,03 г, ВСД 0,1

Е) Хранение в хорошо закупоренных банках из темного стекла, так как на свету может разлагаться, что обнаруживается по потемнению препарата. Список А.

4. Протаргол Protargolum, Argentum proteinicum , Silver proteinate

А) Получение из серебра нитрата и белка (казеин, желатина, яичный белок, пептон)

Защищенный коллоид: содержит серебра оксид (7,8—8,3 %) и продукты гидролиза альбумина.

Б) Свойства Легкий аморфный порошок жёлто- коричневого цвета, без запаха, слабогорького, слегка вяжущего вкуса. Легко растворим в холодной воде, нерастворим в спирте.

В) Подлинность

ГФ- белок определяют по появлению запаха жжёного рога и обугливанию препарата при нагревании.

ГФ- остаток от сжигания (он белого цвета) растворяют в НNO 3 и проводят реакции на Ag+ с хлоридами.

- (биуретовая ре-я)препарат кипятят с разб. HCl, выпадает осадок, его отфильтровывают и к прозрачному фильтрату добавляют NаОН и С uS О 4, появляется фиолетовое окрашивание (на белок).

Г) Чистота не д.б. примесей соединений серебра, продуктов разложения белка.

Д) Количественное определение: после озоления препарата серной кислотой. Метод аргентометрия, вариант Фольгарда. Д.б. 7,8—8,3 %

Ж) Применение

Антибактериальное, противовоспалительное средство. Применяют наружно в офтальмологии 1-2% раствор (коньюктевит, бленнорея, блефарит), урологии 0,1-1% (промывание мочевого пузыря), оториноларингологии (ушей, носа), гинекологии. Внутрь при язвах желудка и болезнях кишечника.

Форма выпуска: порошок и ЛФ в аптеках.

Е) Хранение : по списку Б. В хорошо укупоренных банках из темного стекла

5. Колларгол (Collargolum, Argentum colloidale , Silver colloide)

Коллоидная система с 70-75 % содержанием высокодисперсного металлического серебра и защитных белков (гидролизаты казеина и желатина).

Зеленовато-черные или синевато-черные пластинки с металлическим блеском, растворимые в воде с образованием коллоидного раствора. При обработке водой набухает и образует щелочные, отрицательно заряженные золи.

Антибактериальное средство. Применяют:

0,2— 1 % растворы для промывания гнойных ран;

1 — 2% растворы для промывания мочевого пузыря при хронических циститах и уретритах,

2—5 % растворы в виде глазных капель для лечения гнойных конъюнктивитов и бленнореи.

При рожистых воспалениях, мягком шанкре назначают иногда 15% мази.

Редко при септических состояниях — внутривенное введение.

Хранение: по списку Б. В хорошо укупоренных банках из темного стекла

Периодичность в изменении свойств химических элементов на основе электронного строения их атомов

Поэтому методический прием составления электронных формул элементов на основе периодической системы и состоит в том, что мы последовательно рассматриваем электронные оболочка каждого элемента по пути к заданному, выявляя по его «координатам", куда направился в оболочке его очередной электрон.

Первые два элемента первого периода водород Н и гелий Не относятся к s-семейству. Их электроны в числе двух поступают на s-подуровень первого уровня. Записываем: Певый период на этом заканчивается, первый энергетический уровень также. Следующие по порядку два элемента второго периода - литий Li и бериллий Be находятся в главных подгруппах I и II групп. Это также s-элементы. Их очередные электроны расположатся на s подуровне 2-го уровня. Записываем Далее следуют подряд 6 элементов 2-го периода: бор В, углерод С, азот N, кислород О, фтор F и неон Ne. Согласно местонахождению этих элементов в главных подгруппах Ш - Vl групп их очередные электроны в числе шести будут располагаться на р-подуровне 2-го уровня. Записываем: Инертным элементом неоном второй период заканчивается, второй энергетический уровень также закончен. Далее следуют два элемента третьего периода главных подгрупп I и II групп: натрий Na и магний Mg. Это s-элементы и их очередные электроны располагаются на s-подуровне 3-го уровня Затем идут шесть элементов 3-го периода: алюминий Аl, кремний Si, фосфор Р, сера S, хлор С1, аргон Аr. Согласно нахождению этих элементов в главных подгруппах III - УI групп их очередные электроны в числе шести расположатся на р-подуровне 3-го уровня - Инертным элементом аргоном 3-й период закончен, но 3-й энергетический уровень еще не закончен, пока отсутствуют электроны на его третьем возможном d-подуровне.

Далее следуют 2 элемента 4-го периода главных подгрупп I и II групп: калий К и кальций Са. Это снова s-элементы. Их очередные электроны будут находиться на s-подуровне, но уже 4-го уровня. Этим очередным электронам энергетически выгоднее начать заполнять более удаленный от ядра 4-й уровень, нежели заполнять подуровень 3d. Записываем: Десять следующих элементов 4-го периода от № 21 скандия Sc до № 30 цинка Zn находятся в побочных подгруппах III - V - VI - VII - VIII - I - II групп. Так как все они являются d-элементами, то их очередные электроны располагаются на d-подуровне пред внешнего уровня т. е. третьего от ядра. Записываем:

Следующие шесть элементов 4-го периода: галлий Ga, германий Ge, мышьяк As, селен Se, бром Вr, криптон Кr - находятся в главных подгруппах III - VIIJ групп. Их очередные 6 электронов располагаются на р-подуровне внешнего, т. е. 4-го уровня: Рассмотрены 3б элементов; четвертый период закончен инертным элементом криптоном; закончен и 3-й энергетический уровень. Однако на 4 уровне полностью заполнены лишь два подуровня: s и р (из 4-х. возможных).

Далее следуют 2 элемента 5-го периода главных подгрупп I и II групп: № 37 рубидий Rb и № 38 стронций Sr. Это элементы s-семейства, и их очередные электроны располагаются на s-подуровне 5-го уровня: Последние 2 элемента - № 39 иттрий YU № 40 цирконий Zr - находятся уже в побочных подгруппах, т. е. принадлежат к d-семейству. Два их очередных электрона направятся на, d-подуровень, пред внешнего, т.е. 4-го уровня Суммируя последовательно все записи, составляем электронную формулу для атома циркония № 40 Выведенную электронную формулу для атома циркония можно несколько видоизменить, расположив подуровни в порядке нумерации их уровней:

Выведенную формулу можно, разумеется, и упростить, в распределение электронов лишь по энергетическим уровням: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (стрелкой указано место вступления очередного электрона; подчеркнуты валентные электроны). Физический смысл категории подгрупп заключается не только в различии места вступления очередного электрона в оболочку атома, но и в том, на каких уровнях расположены валентные электроны. Из сопоставления упрощенных электронных формул, например, хлора (3-й период, главная подгруппа VII группы), циркония (5-й период, побочная подгруппа IV группы) и урана (7-й период, подгруппа лантаноидно-актиноидная)

№17, С1-2|8|7

№40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2

№92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2

видно, что у элементов любой главной подгруппы валентными могут быть лишь электроны внешнего уровня (s и р). У элементов побочных подгрупп валентными могут быть электроны внешнего и частично пред внешнего уровня (s и d). У лантаноидов и особенно актиноидов валентные электроны могут находиться на трех уровнях: внешнем, пред внешнем и пред пред внешнем. Как правило, общее число валентных электронов равно номеру группы.