9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 At 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 элементов главной подгруппы VII группы имеют общее групповое название «галогены» (Hal), что означает «солерождающие».

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы группы периодической системы Д.И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns 2 np 5 . Этим объясняется общность их свойств.

Свойства элементов подгруппы галогенов

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значения степеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представить схемой

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемой:

У атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3 -подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

В возбужденном состоянии атома хлора электроны переходят с 3p - и 3s-подуровней на 3d-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находящихся в одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF - фтороводородная (плавиковая), НСl - хлороводородная (соляная), НВr - бромводородная, НI - йодоводородная.

Одинаковое строение внешнего электронного слоя (ns 2 np 5) обусловливает большое сходство элементов.

Простые вещества - неметаллы F 2 (газ), Cl 2 (газ), Вг 2 (ж), l 2 (тв.).

При образовании ковалентных связей галогены чаще всего используют один неспаренный р-электрон, имеющийся в невозбужденном атоме, проявляя при этом В = I.

Валентные состояния атомов CI, Br, I.

Образуя связи с атомами более электроотрицательных элементов, атомы хлора, брома и йода могут переходить из основного валентного состояния в возбужденные, что сопровождается переходом электронов на вакантные орбитали d-подуровня. При этом число неспаренных электронов увеличивается, вследствие чего атомы CI, Br, I могут образовывать большее число ковалентных связей:

Отличие F от других галогенов

В атоме F валентные электроны находятся на 2-м энергетическом уровне, имеющем только s- и р- подуровни. Это исключает возможность перехода атомов F в возбужденные состояния, поэтому фтор во всех соединениях проявляет постоянную В, равную I. Кроме того, фтор - самый электроотрицательный элемент, вследствие чего имеет и постоянную с. о. -1.

Важнейшие соединения галогенов

I. Галогеноводороды HHal.

II Галогениды металлов (соли галогеноводородных кислот) - самые многочисленные и устойчивые соединения галогенов

III. Галогенорганические соединения

IV. Кислородсодержащие вещества:

Неустойчивые оксиды, из которых достоверным можно считать существование 6 оксидов (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Вr 2 O, ВrO 2 , I 2 O 5);

Неустойчивые оксокислоты, из которых только 3 кислоты выделены как индивидуальные вещества (НСlO 4 , НlO 3 , НlO 4);

Соли оксокислот, главным образом хлориты, хлораты и перхлораты.

Р-ЭЛЕМЕНТЫ

НОРМАТИВНОЕ РЕГУЛИРОВАНИЕ БУХГАЛТЕРСКОГО УЧЕТА В РФ

Система нормативного регулирования бухгалтерского учета в России состоит из документов четырех уровней.

Первый уровень системы нормативного регулирования бухгал­терского учета составляют законы и иные законодательные акты: Гражданский кодекс Российской Федерации (приняты Государ­ственной Думой - часть 1 от 21.10.95, часть 2 от 01.03.96), Феде­ральный закон от 21.11.96 № 129-ФЗ «О бухгалтерском учете», Положение по ведению бухгалтерского учета и бухгалтерской от­четности в Российской Федерации от 29.07.98 № 34н.

Второй уровень системы нормативного регулирования бухгал­терского учета составляют положения (стандарты) по бухгалтерскому учету. В этих документах обобщены принципы и базовые пра­вила бухгалтерского учета, изложены основные понятия, относя­щиеся к отдельным участкам учета.

Третий уровень системы нормативов регулирования бухгалтерс­кого учета определяется документами, в которых возможные бух­галтерские приемы приведены с примерами раскрытия конкрет­ного механизма применения их к определенному виду деятельно­сти. К ним относятся методические указания по ведению бухгал­терского учета, в т.ч. в инструкциях, рекомендациях и т.п.

Четвертый уровень в системе нормативного регулирования бух­галтерского учета занимают рабочие документы (документы внут­ренней регламентации) организации, формирующие ее учетную политику в методическом, техническом и организационном ас­пектах.

Фтор, хлор, бром, йод и астат носят общее название галогенов (“солерождающие”). Атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне по 7 электронов и их общая электронная конфигурация ns 2 np 5 .

Исходя из физических констант атомов можно сделать следующие выводы:

n Кажущиеся радиусы нейтральных атомов правильно растут с увеличением числа квантовых слоев, т.е. в сторону повышения порядкового номера элемента.

n Величина ОЭО уменьшается с увеличением кажущихся радиусов нейтральных атомов, следовательно, окислительные свойства уменьшаются, а восстановительные повышаются у нейтральных атомов.

n С увеличением порядковых номеров элементов наблюдается постепенное ослабление неметаллических свойств и усиление металлических свойств.

Наличие 7 электронов на внешнем энергетическом уровне характеризует способность галогенов проявлять отрицательную степень окисления 1- и все галогены способны образовывать однозарядные отрицательные ионы. Склонность к образованию отрицательно заряженных ионов в ряду галогенов от фтора к иоду ослабевает. Невозможность возбудить спаренные электроны фтора (отсутствие во втором квантовом уровне вакантной d-орбитали) объясняет тот факт, что фтор проявляет постоянную степень окисления 1-. У других атомов галогенов можно возбудить последовательно спаренные электроны на вакантные d-орбитали. И для них характерно проявление степеней окисления 1+,3+,5+,7+ (у астата нет +7).

РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ В ПРИРОДЕ

Среди галогенов самым распространенным является хлор (0,19%) и фтор(0,03%). Хлор и бром концентрируются в водах океанов, морей и соляных озер.

Бром, йод и астат – рассеянные элементы, своих минералов не образуют. Йода в природе меньше, чем урана германия лютеция и других элементов. В свободном виде галогены в природе не встречаются. Основные минералы, содержащие фтор: флюорит CaF 2 (плавиковый шпат), Na 3 криолит и фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 Ca(F,Cl) 2 . Хлор входит в состав таких важных минералов как галит NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl MgCl 2 6H 2 O.

Астат – один из самых редких на Земле элементов. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата. Астат – от греческого астатос (неустойчивый).

Фтор содержится в организме животных и человека (кости, зубная эмаль), из растений наиболее богаты фтором лук и чечевица.

Бром - в виде солей K ,Na, Mg в морской воде, в воде некоторых озер (Сакское в Крыму) и буровых нефтяных водах.

Йод - зола водорослей служит исходным сырьем для получения йода.

Элементы 7Б-группы – марганец, искусственно полученный технеций, рений и искусственно полученный борий – завершают первые пятерки вставных декад d-элементов. Их валентная электронная конфигурация (n-1)d 5 s 2 . Имея на внешней электронной оболочке атома всего 2 электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и, в отличие от галогенов (входящих с ними в одну группу), водородных соединений не образуют. Однако высшие водородные соединения этих элементов до некоторой степени сходны с соответствующими соединениями галогенов, так как в образовании связей с кислородом у них, как и у галогенов, могут участвовать семь электронов. Поэтому их высшая степень окисления равна +7.

В комплексных соединениях координационные числа марганца: 4 и 6, а технеция и рения: 7, 8, 9.

Из элементов подгруппы марганца наибольшее практическое значение имеет сам марганец. Рений – редкий элемент, однако, благодаря ряду ценных свойств, находит применение в технике. Технеций в земной коре не встречается. Он был получен искусственно, бомбардировкой ядер атомов молибдена ядрами тяжелого изотопа водорода – дейтронами.

Основная масса металлического марганца получается в настоящее время путем алюмотермического восстановления пиролюзита, гаусманита или предварительно обожженных карбонатных и сульфидных руд:

3Mn 3 O 4 + 8Al = 9Mn + 4Al 2 O 3

Рений получают из отходов медного и молибденово-вольфрамового производства. Через ряд последовательных реакций рений переводят в перренат калия, который восстанавливают водородом при нагревании:

2KReO 4 + 7H 2 = 2KOH + 2Re + 6H 2 O

По химической устойчивости элементы подгруппы марганца заметно различаются. Марганец в электрохимической ряду напряжений располагается между магнием и цинком и является, таким образом, довольно активным металлом, то технеций и рений относятся к благородным металлам.

Для марганца могут быть получены следующие оксиды: MnO, Mn 2 O 3 , MnO 2 , Mn 2 O 7 . С увеличением степени окисления марганца свойства оксидов меняются от основных через амфотерные к кислотным:

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 Mn 2 O 7 .

Основные св-ва уменьшаются, кислотные – увеличиваются.

Оксиды технеция и рения, отвечающие низшим степеням окисления, получаются лишь косвенным путем. При нагревании на воздухе оба элемента образуют высшие оксиды Э 2 О 7 .

Устойчивые степени окисления марганца +2, +4, +7 в соединениях кислотного и солевого характера.

Оксид марганца (II) MnO встречается в природе в виде мелких зеленых кристаллов, плохо растворимых в воде. При нагревании на воздухе превращается в разные оксиды:

MnO → MnO 2 → Mn 2 O 3 → MnO 3

MnO растворяется в кислотах:

MnO + 2H+ + 5H 2 O → 2+

Обработка аквакомплекса 2+ при рН=8,5 в атмосфере водорода

приводит к образованию нерастворимого гидроксида марганца (II):

2+ + 2OH- → Mn(OH) 2 ↓ + 6H 2 O

Гидроксид марганца (II) обладает слабоосновными свойствами, окисляется кислородом воздуха и другими окислителями до марганцеватистой кислоты или ее солей манганитов:

Mn(OH) 2 + H 2 O 2 → H 2 MnO 3 ↓ + H 2 O

Марганцеватистая кислота выпадает в осадок.

В щелочной среде Mn 2+ окисляется до MnO 4 2- , а в кислой – до MnO 4 -

MnSO 4 + 2KNO 3 + 4KOH→K 2 MnO 4 + 2KNO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O

В биологических процессах Mn 2+ не меняет степени окисления. Устойчивые биокомплексы марганца в организме стабилизируют эту степень окисления. Стабилизирующее действие проявляется в большом времени удержания гидратной оболочки.

MnO 2 является устойчивым природным соединением марганца, которое встречается в четырех модификациях. Все модификации имеют амфотерный характер и обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

MnO 2 + 2KI + 3CO 2 + H 2 O → I 2 + MnCO 3 + 2KHCO 3

6MnO 2 + 2NH 3 → 3Mn 2 O 3 + N 2 + 3H 2 O

4MnO 2 + 3O 2 + 4KOH → 4KMnO 4 + 2H 2 O

2MnO 2 + 3Cl 2 + 8KOH → 2KMnO 4 + 6KCl + 4H 2 O

Производные Mn (VII) - это оксид марганца Mn 2 O 7 и его гидратная форма – марганцевая кислота HMnO 4 , известная только в растворе.

Соли марганцевой кислоты – перманганаты. Ионы обусловливают фиолетовую окраску растворов. Перманганаты – сильные окислители. Это свойство используется в медицинской практике для дезинфекции. KMnO 4 применяют в титриметрическом анализе для определения различных восстановителей (перманганатометрия), используют в экологии для оценки загрязненности сточных вод.

К p-элементам VII ­группы относятся – фтор (F ), хлор (Сl ), бром (Вr ), йод (I ) и астат (Аt ). Данные элементы называют галогенами (рождающие соли). Все элементы данной подгруппы – неметаллы.

Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns 2 np 5 , из которой следует, что на внешнем элек­тронном слое атомов рас­сматриваемых элементов находится семь электро­нов и они могут проявлять нечетные валентности 1, 3, 5, 7. У атома фтора отсутствует d-подуровень, поэтому возбужденные состояния отсутствуют и валентность фтора равна только 1.

Фтор – самый электроотрицательный элемент в периодической таблице и соответственно в соединениях с другими элементами проявляет только отрицательную степень окисления –1. Остальные галогены могут иметь степени окисления –1, 0, +1, +3, +5, +7. Каждый галоген в своем периоде является наиболее сильным окислителем. С повышением поряд­кового номера элементов в ряду F, С1, Br, Iи At увеличиваются радиусы атомов и уменьшается окислительная активность элементов.

Молекулы простых веществ двухатомны: F 2 , С1 2 , Br 2 , I 2 . При нормальных условиях фтор – газ бледно-жёлтого цвета, хлор – газ жёл­то-зелёного цвета, бром – красно-бурая жидкость, йод – кристаллическое вещест­во темно-фиолетового цвета. Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание их приводит к тяжелым отравлениям. При нагревании йод сублимируется (возгоняется), превращаясь в пар фиолетового цвета; при охлаждении пары йода кристаллизуются, минуя жидкое состояние.

Галогены слабо растворимы в воде, но значительно лучше в органических растворителях. Фтор нельзя растворить в воде, так как он разлагает её:

2F 2 + 2Н 2 O = 4НF + О 2 .

При растворении хлора в воде происходит его частичное самоокисление-самовосстановление по реакции

С1 2 + Н 2 O ↔ НС1+ НС1О.

Полученный раствор называется хлорной водой. Он обладает сильными кислотными и окислительными свойствами и применяется для обеззараживания питьевой воды.

Галогены вступают во взаимодействие с многими простыми веществами, проявляя свойства окислителей. Фтор с многими неме­таллами реагирует со взрывом:

Н 2 + F 2 → 2HF,

Si + 2F 2 → SiF 4 ,

S + 3F 2 → SF 6 .

В атмосфе­ре фтора горят такие устойчивые вещества, как стекло в виде ваты и вода:

SiО 2 + 2F 2 → SiF 4 + О 2 ,

2Н 2 О + 2F 2 → 4HF + О 2 .

Фтор непосредственно не взаимодей­ствует только с кислородом, азотом, гелием, неоном и аргоном.

В атмосфере хлора сгорают многие металлы, образуя хлориды:

2Na + С1 2 → 2NaCl (яркая вспышка);

Сu + С1 2 → СuС1 2,

2Fe + 3Сl 2 → 2FeCl 3 .

Хлор непосредст­венно не взаимодействует с N 2 , О 2 и инертными газами.

Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к астату, а вос­становительная активность галогенид-ионов в этом направлении увеличивается. Из этого следует, что более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей:

F 2 + 2NaCl → Cl 2 + 2NaF,

Cl 2 + 2NaBr → Br 2 + 2NaCl,

Вг 2 + 2NaI → I 2 + 2NaBr.

Водородные соединения галогенов хорошо растворимы в воде. Их водные растворы представляют собой кислоты:

HF– фтороводородная (плавиковая) кис­лота,

НС1 – хлороводородная кислота (водный раствор – соляная),

НВг – бромоводородная кислота,

HI – йодоводородная кислота.

НF должна быть одной из самых сильных кислот, но вследствие образования водородной связи (Н–F···Н–F) является слабой кислотой. Подтверждением наличия водородной связи между молекулами Н–F, как и в случае воды, является аномально высокая температура кипения Н–F.

Плавиковая кислота реагирует с SiО 2, поэтому HF нельзя получать и хранить в стеклянной посуде

SiО 2 + 4HF = SiF 4 + 2Н 2 О.

Остальные галогенводороды являются сильными кислотами.

Хлор, бром и йод образуют кислородсодержащие кислоты и соответствующие им соли. Ниже, на примере хлора, приведены формулы

кислот и соответствующих им солей:

НСlО, НСlО 2 , НСlО 3 , НСlО 4 ;

хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная

усиление кислотных свойств

КСlО, КСlО 2 , КСlО 3 , КСlО 4 .

гипохлорит калия хлорит калия хлорат калия перхлорат калия

Хлорная и хлорноватая кислоты являются сильными, а хлористая и хлорноватистая – слабыми. Из солей можно отметить:

СаОС1 2 – «хлорная известь» представляет собой сме­шанную соль соляной и хлорноватистой кислот.

КСlO 3 – хлорат калия, техническое название – бертолетова соль.

Фтор и его соединения применяются для получения термоустойчивых пластмасс (тефлон), хладагентов (фреоны) для холодильных машин.

Хлор используется в больших количествах для производства соляной кис­лоты синтетическим методом, хлорорганических инсектицидов, пластмасс, син­тетических волокон, хлорной извести, отбеливания тканей и бумаги, хлорирова­ния воды в целях обеззараживания, для хлорирования руд при получении металлов.

Соединения брома и йода используются для производства лекарственных препаратов, фотоматериалов.

Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную - подгруппу галогенов - и побочную - подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем, валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу. Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы - щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы - медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.

К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s 2 p 5 . Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s 2 р 6). Наименьший радиус атома в подгруппе - у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли ― хлориты, например хлорит калия KClO2. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятсяхлорноватая кислота HClO3 и ее соли ― хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO4).

Частные аналитические реакции ионов Mn 2+

1.5.5. Окисление висмутатом натрия NaBiO 3 , протекает по уравнению:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.

Реакция идет на холоду.Выполнение реакции: к 1-2 каплям раствора соли марганца прибавляют 3-4 капли 6 М раствора HNO 3 и 5-6 капель H 2 O, после чего вносят лопаточкой немного порошка NaBiO 3 . перемешав содержимое пробирки, дают постоять 1-2 минуты, центрифугируют для отделения избытка висмутата натрия. В присутствии Mn 2+ раствор становится фиолетовым в результате образования марганцевой кислоты, которая является одним из наиболее сильных окислителей.

1.5.6. Окисление двуокисью свинца PbО 2 в азотнокислой среде при нагревании:

2Mn(NO 3) 2 + 5РbО 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2Н 2 О.

Выполнение реакции: Берут немного порошка PbO 2 и помещают в пробирку, туда же добавляют 4-5 капель 6 M HNO 3 , нагревают при перемешивании. Появление фиолетовой окраски свидетельствует о наличии Mn 2+ .

1.5.7. Важное значение в анализе имеют реакции Mn 2+ c карбонатами щелочных металлов, гидрофосфатом натрия, реакции окисления персульфатом аммония, окисление бензидина соединениями Mn 4+ , восстановление AgCl до металлического серебра ионами Mn 2+ .

88.Элементы VIII B группы. Типичные свойства важнейших соединений. Биологическая роль. Аналитические реакции на ионы Fe 3+ , Fe 2+ .

Подгру́ппа желе́за - химические элементы 8-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элементы побочной подгруппы VIII группы) . В группу входят железо Fe, рутений Ru и осмий Os. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент хассий Hs, который был открыт в 1984 в Центре исследования тяжёлых ионов (нем. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI ), Дармштадт, Германия в результате бомбардировки свинцовой (208 Pb) мишени пучком ионов железа-58 из ускорителя UNILAC. В результате эксперимента были синтезированы 3 ядра 265 Hs, которые были надёжно идентифицированы по параметрам цепочки α-распадов . Одновременно и независимо эта же реакция исследовалась в ОИЯИ (Дубна,Россия), где по наблюдению 3 событий α-распада ядра 253 Es также был сделан вывод о синтезе в этой реакции ядра 265 Hs, подверженного α-распаду . Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках. Два элемента группы - рутений и осмий - относятся к семейству платиновых металлов. Как и в других группах, члены 8 группы элементов проявляют закономерностиэлектронной конфигурации, особенно внешних оболочек, хотя, как ни странно, рутений не следует этому тренду. Тем не менее, у элементов этой группы тоже проявляется сходство физических свойств и химического поведения: В чистом виде в природе железо редко встречается, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после кислорода, кремния и алюминия ). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

Рутений является единственным платиновым металлом, который обнаруживается в составе живых организмов. (По некоторым данным - ещё и платина). Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ.

Аналитические реакции

Гексацианоферрат(III) калия K 3 с катионом Fe 2+ образует синий осадок «турнбулевой сини»:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH) 2 . При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe 3+ , которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn 2+ и Bi 3+ , дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах. Выполнение реакций. В пробирку поместить 1–2 капли раствора FeSO 4 и прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 М раствора НС1, ко второй– 1-2 капли 2 М раствора щелочи. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.

1.5.2.> Окисление Fe 2+ до Fe 3+ . Ион Fe 2+ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться при действии ряда окислителей, например, H 2 O 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 в кислой среде и др.

2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.

При проведении систематического анализа Fe 2+ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe 2+ может окислиться до Fe 3+ .

Частные аналитические реакции ионов Fe 3+

1.5.3. Гексацианоферрат(II) калия K 4 с катионами Fe 3+ образует темно-синий осадок «берлинской лазури»:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Осадок практически не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH) 3 . В избытке реактива осадок заметно растворяется. Выполнение реакции. К 1–2 каплям раствора FeCl 3 прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2–3 капли 2 М раствора НС1, к другой –1-2 капли 2 М раствора NaOH, перемешать.

1.5.4. Тиоцианат (роданид) калия KNCS с ионами Fe 3+ образует комплекс кроваво-красного цвета. В зависимости от концентрации тиоцианата могут образовываться комплексы различного состава:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

и т.д. до Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Реакция обратима, поэтому реактив берется в избытке. Определению мешают ионы, образующие с Fe 3+ устойчивые комплексы, например, фторид-ионы, соли фосфорной, щавелевой и лимонной кислот.

89.Элементы I B группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Бактерицидное действие ионов Ag + и Сu 2+ . Аналитические реакции на ионы серебра и меди.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, внешний уровень - 1 ē,

предвнешний - 18 ē

n = 5 Ag Неспаренных ē - один (провал, проскок), но

n = 6 Au 18 - электронный слой, устойчивый у подгруппы

цинка, здесь еще не вполне стабилизировался и

способен к потере ē, поэтому СО возможны

Только d-элементы IB группы образуют соединения, в которых СО превышает N группы, причем она более устойчива для Cu2+, Ag+, Au+3

Хаpактеpное свойство двухзаpядных ионов меди - их способность соединяться с молекулами аммиака с обpазованием комплексных ионов.Медь пpинадлежит к числу микpоэлементов. Такое название получили Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co в связи с тем, что малые количества их необходимы для ноpмальной жизнедеятельности pастений. Микpоэлементы повышают активность феpментов, способствуют синтезу сахаpа, кpахмала, белков, нуклеиновых кислот, витаминов и феpментов. Сеpебpо - малоактивный металл. В атмосфеpе воздуха оно не окисляется ни пpи комнатных темпеpатуpах, ни пpи нагpевании. Часто наблюдаемое почеpнение сеpебpяных пpедметов - pезультат обpазования на их повеpхности чёpного сульфида сеpебpа - AgS 2 . Это пpоисходит под влиянием содеpжащегося в воздухе сеpоводоpода, а также пpи сопpикосновении сеpебpяных пpедметов с пищевыми пpодуктами, содеpжащими соединения сеpы.4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S +2H 2 OВ pяду напpяжения сеpебpо pасположено значительно дальше водоpода. Поэтому соляная и pазбавленная сеpная кислоты на него не действуют. Раствоpяют серебpо обычно в азотной кислоте, котоpая взаимодействует с ним согласно уpавнению:Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 ­+ H 2 OСеpебpо обpазует один pяд солей, pаствоpы котоpых содеpжат бесцветные катионы Ag + .Пpи действии щелочей на pаствоpы солей сеpебpа можно ожидать получения AgOH, но вместо него выпадает буpый осадок оксида сеpебpа(I):2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 OКpоме оксида сеpебpа(I) известны оксиды AgO и Ag 2 O 3 .Hитpат сеpебpа (ляпис) - AgNO 3 - обpазует бесцветные пpозpачные кpисталлы, хоpошо pаствоpимые в воде. Пpименяется в пpоизводстве фотоматеpиалов, пpи изготовлении зеpкал, в гальванотехнике, в медицине.Подобно меди, сеpебpо обладает склонностью к обpазованию комплексных соединений.Многие неpаствоpимые в воде соединения сеpебpа (напpимеp: оксид сеpебpа(I) - Ag 2 O и хлоpид сеpебpа- AgCl), легко pаствоpяются в водном pаствоpе аммиака.Комплексные цианистые соединения сеpебpа пpименяются для гальванического сеpебpения, так как пpи электpолизе pаствоpов этих солей на повеpхности изделий осаждается плотный слой мелкокpисталлического сеpебpа.Все соединения сеpебpа легко восстанавливаются с выделением металлического сеpебpа. Если к аммиачному pаствоpу оксида сеpебpа(I), находящемуся в стеклянной посуде, пpибавить в качестве восстановителя немного глюкозы или фоpмалина, то металлическое сеpебpо выделяется в виде плотного блестящего зеpкального слоя на повеpхности стекла. Ионы сеpебpа подавляют pазвитие бактеpий и уже в очень низкой концентpации, сеpилизуют питьевую воду. В медицине для дезинфекции слизистых оболочек пpименяются стабилизиpованные специальными добавками коллоидные pаствоpы сеpебpа (пpотаpгол, коллаpгол и дp.Серебро (наряду с другими тяжелыми металлами, такими как медь, олово, ртуть) способно в малых концентрациях оказывать бактерицидное действие (так называемый, олигодинамический эффект). Выраженный бактерицидный эффект (способность гарантированно убивать определенные бактерии) наблюдается при концентрациях ионов серебра свыше 0,15 мг/л. В количестве 0,05 - 0,1 мг/л ионы серебра обладают только бактериостатическим действием (способностью сдерживать рост и размножение бактерий). Хотя скорость обеззараживания серебром не так высока, как озоном или УФ лучами, ионы серебра могут долгое время оставаться в воде, обеспечивая ее длительную дезинфекцию. Механизм действия серебра еще до конца не изучен. Как полагают ученые, обеззараживающий эффект наблюдается, когда положительно заряженные ионы серебра, а также меди образуют электростатические связи с отрицательно заряженной поверхностью клеток микроорганизмов. Эти электростатические связи создают напряжение, которое может нарушить проницаемость клеток и снизить проникновение в них жизненно-необходимого количества питательных веществ. Проникая же внутрь клеток, ионы серебра, а также меди взаимодействуют с аминокислотами, которые входят в состав протеинов и используются в процессе фотосинтеза. В результате чего, процесс превращения солнечного излучения в пищу и энергию микроорганизмов нарушается, что и приводит к их гибели.В результате многочисленных исследований подтверждено эффективное бактерицидное воздействие ионов серебра на большинство патогенных микроорганизмов, а также и на вирусы. Однако спорообразующие разновидности микроорганизмов практически нечувствительны к серебру.Обогащение воды ионами серебра может осуществляться несколькими способами: непосредственным контактом воды с поверхностью серебра, обработкой воды раствором солей серебра и электролитическим методом.

Качественная реакция на ионы меди
Гексацианоферрат (2) калия K 4 образует с раствором соли меди красно-бурый осадок Cu 2 , нерастворимый в разбавленных кислотах, но растворимый в растворе аммиака.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯К 3 каплям раствора CuSO 4 прибавить 2 капли раствора соли K 4 . Hаблюдать выпадение красного осадка. Осадок отцентрифугировать и прибавить к нему 3–5 капель раствора аммиака.

Реакции обнаружения ионов меди Сu2+

Действие группового реагента H2S. Сероводород образует в подкисленных растворах солей меди черный осадок сульфида меди (II)CuS:CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.

Действие гидроксида аммония NH4OH. Гидроксид аммония NH4OH, взятый в избытке, образует с солями меди комплексный катион тетраамминмеди (II) интенсивно-синего цвета:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4Н2O,

Сu2+ + 4NH4OH = + + 4Н2О.

Реакции обнаружения ионов серебра Ag+

Действие группового реагента НС1. Соляная кислота образует с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Обнаружение катиона серебра. Соляная кислота и растворы ее солей (т. е. хлорид-ионы Сl-) образуют с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl, который хорошо растворяется в избытке раствора NH4OH; при этом образуется растворимая в воде комплексная соль серебра хлорид диамминсеребра. При последующем действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок (эти свойства солей серебра используются для его обнаружения):

AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2Н2О,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90.Элементы II В группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Комплексная природа, медь- и цинксодержащих ферментов. Аналитические реакции на ионы Zn 2+ .

Ферментами называют природные белковые катализаторы. Некоторые ферменты имеют чисто белковый состав и не нуждаются для проявления своей активности в каких-либо иных веществах. Однако существует обширная группе ферментов, активность которых проявляется только в присутствии определенных соединений небелковой природы. Эти соединения называются кофакторами. Кофакторами могут быть, например, ионы металлов или органические соединения сложного строения - их обычно называют коферментами. Установлено, что для нормальной работы фермента иногда требуется и кофермент, и ион металла, образующие вместе с молекулой субстрата тройной комплекс. Так металлы входят в состав биологических машин как незаменимая часть. Ионы магния нужны для работы по переносу остатков фосфорной кислоты, для этих же целей нужны и ионы калия; гидролиз белков требует ионов цинка и т. д. Ниже мы разберем эти вопросы детально.Ферменты, как правило, ускоряют однотипные реакции, и лишь немногие из них действуют только на одну определенную и единственную реакцию. К таким ферментам, обладающим абсолютной специфичностью, относится, в частности, уреаза, разлагающая мочевину. Большинство ферментов не столь строги в выборе субстрата. Одна и та же гидролаза, например, способна катализировать гидролитическое разложение нескольких различных сложных эфиров.По мере того как в биологических исследованиях их химическая сторона углублялась и химики все чаще становились помощниками и сотрудниками биологов, число вновь открываемых ферментов неуклонно возрастало; вскоре их пришлось считать уже не десятками, а сотнями. Такое расширение круга биологических катализаторов вызвало некоторые трудности в классификации и номенклатуре ферментов.Раньше ферменты называли по тому субстрату, на который они действовали, с прибавлением окончания "аза". Так, если фермент действует на сахар мальтозу, то его называли "мальтаза", если на лактозу - "лактаза" и т. д. В настоящее время принята номенклатура, в которой название отражает также и химическую функцию фермента. Частица "аза" сохранена для простых ферментов. Если же в реакции участвует комплекс ферментов, применяют термин "система".

Ферменты делят на шесть классов:

Оксидоредуктазы. Это ферменты, катализирующие окислительно-восстановительные реакции. Примером оксидоредуктаз могут служить пируватдегидрогеназа, отнимающая водород от пировиноградной кислоты, каталаза, разлагающая пероксид водорода, и др.