Подгруппу азота составляют пять элементов: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Это р-элементы V группы периодической системы Д. И. Менделеева.
На наружном энергетическом уровне атомы этих элементов содержат пять электронов, которые имеют конфигурацию ns2np3 и распределены следующим образом:

Поэтому высшая степень окисления этих элементов +5, низшая -3, характерна и +3.
Наличие трех неспаренных электронов на наружном уровне говорит о том, что в невозбужденном состоянии атомы элементов имеют валентность 3. Наружный уровень атома азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2р. У атомов же остальных элементов этой подгруппы на наружных энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня. Следовательно, один из s-электронов наружного уровня может при возбуждении перейти на d-подуровень того же уровня, что приводит к образованию 5 неспаренных электронов.

внешняя электронная оболочка фосфора (невозбужденный атом)

внешняя электронная оболочка возбужденного атома фосфора.

Таким образом, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут в возбужденном состоянии имеют 5 неспаренных электронов, и валентность их в этом состоянии равна 5.
В атоме азота возбудить электрон подобным образом нельзя вследствие отсутствия d-подуровня на втором уровне. Следовательно, пятивалентным азот быть не может, однако он может образовать четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной электронной пары 2s2. Для атома азота возможен и другой процесс. При отрыве одного из двух 2s-электронов азот переходит в однозарядный четырехвалентный ион N+.

От азота к висмуту радиусы атомов увеличиваются, а ионизационные потенциалы уменьшаются. Восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются от N к Bi, а окислительные ослабевают (см. табл. 21).
С водородом азот, фосфор и мышьяк образуют полярные соединения RH3, проявляя отрицательную степень окисления -3. Молекулы RH3 имеют пирамидальную форму. В этих соединениях связи элементов с водородом более прочные, чем в соответствующих соединениях элементов подгруппы кислорода и особенно подгруппы галогенов. Поэтому водородные соединения элементов подгруппы азота в водных растворах не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3RO4, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так: N2O3 - кислотный оксид; Р4О6 - слабокислотный оксид; As2O3 - амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств; Sb2O3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; Bi2O3 - основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава R2O3 и R2O5 уменьшаются с ростом порядкового номера элемента.
Как видно из табл. 21, внутри подгруппы от азота к висмуту убывают неметаллические свойства и возрастают металлические. У сурьмы эти свойства выражены одинаково, у висмута преобладают металлические, у азота - неметаллические свойства. Фосфор, мышьяк и сурьма образуют несколько аллотропных соединения.

Азот.

Получение

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).

Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

Ещё один лабораторный способ получения азота - нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям:

Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ - сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.

Один из лабораторных способов - пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700 °C:

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.

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.

Сходство элементов:

Одинаковая структура внешнего электронного слоя атомов ns 2 np 3 ;

Р-элементы;

Высшая с. о. равна +5;

Низшая с. о. равна -3 (для Sb и Bi малохарактерна).

Для элементов главной подгруппы V группы иногда используется групповое название «пниктогены», введенное по аналогии с термином «галогены» и «халькогены» и образованное от символов элементов фосфора Р и азота N.

Валентные состояния атомов

Для атомов Р, As, Sb, Bi возможны 2 валентных состояния:

Основное ns 2 np 3

Возбужденное ns 1 np 3 nd 1

Отличие азота от других элементов подгруппы

1. В связи с отсутствием в атоме азота d-орбиталей на внешнем электронном слое число ковалентных свяязей, образуемых атомом азота по обменному механизму, не может быть больше 3-х.

2. Наличие неподеленной электронной пары на 2s-подуровне атома азота обусловливает возможность образования ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, высшая валентность N равна IV.

3. В соединениях с кислородом азот проявляет степени окисления +1, +2, +3, +4, +5.

Вертикальное изменение свойств элементов и образуемых ими веществ

В отличие от галогенов и халькогенов, в главной подгруппе V группы наблюдается более резкое изменение свойств элементов и образуемых ими простых веществ по мере увеличения заряда ядра и радиуса атомов:

Вертикальное изменение свойств элементов и образуемых ими простых веществ
	неметаллы			металл с некоторыми признаками неметалличности
Оксиды и гидроксиды	Азот и его кислородные соединения рассматриваются отдельно, в силу целого ряда отличий.
Э 2 O 3 и соответствующие гидроксиды		Р 2 O 3 (Р 4 O 6) кислотный оксид	As 2 O 3 кислотный оксид с признаками амфотерности	Sb 2 O 3 амфотерный оксид	Bi 2 O 3 основный оксид
Э 2 O 5 и соответствующие гидроксиды		Р 2 O 5 (Р 4 O 10) кислотный оксид	As 2 O 5 кислотный оксид	Sb 2 O 5 кислотный оксид	Bi 2 O 5 амфотерный непрочный
		HPO 3 (H 3 PO 4)
		слабые кислоты
	Кислотные свойства ослабевают
	Основные свойства усиливаются

Соединения с водородом ЭН 3

Элементы главной подгруппы V группы образуют летучие соединения с водородом, представляющие собой ядовитые газы с характерными запахами. Являются сильными восстановителями. В отличие от водородных соединений неметаллов VII и VI групп, в водных растворах не образуют ионов Н + т. е. не проявляют кислотных свойств.

К главной подгруппе V группы периодической системы принад­лежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Эти элементы, имея пять электронов в наружном слое атома, характеризуются в целом как неметаллы. Однако способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная окисленность элементов этой подгруппы равна -5, а отрицательная - 3. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI и VII групп. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода H, таким образом, не обладают кислотными свойствами.

Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последо­вательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных груп­пах, Но так как неметаллические свойства выражены у слабее, чем у кислорода и тем более фтора, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам влечет за собой по­явление и нарастание металлических свойств. Последние заметны уже у мышьяка, сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и другими свойствами, а у висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими.

ОПИСАНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ.

АЗОТ (от греч. ázōos - безжизненный, лат. Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.

Историческая справка. Соединения азота - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения азота в свободном состоянии. В 1772 Д. Резерфорд, сжигая фосфор и др. вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им "удушливым воздухом", не поддерживает дыхания и горения. В 1787 А. Лавуазье установил, что "жизненный" и "удушливый" газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название "азот". В 1784 Г. Кавендиш показал, что азот входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название азот (от позднелатинское nitrum - селитра и греческое gennao - рождаю, произвожу), предложенное в 1790 Ж. А. Шапталем. К началу 19 в. были выяснены химическая инертность азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с др. элементами в качестве связанного азота. С тех пор "связывание" азота воздуха стало одной из важнейших технических проблем химии.

Распространённость в природе. Азот - один из самых распространённых элементов на Земле, причём основная его масса (около 4´1015 т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный азот (в виде молекул N2) составляет 78,09% по объёму (или 75,6% по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание азота в литосфере 1,9´10-3% по массе.

Природные соединения азота. - хлористый аммоний NH4Cl и различные нитраты (см. Селитры.) Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности (сейчас основное значение для связывания азота имеет промышленный синтез аммиака из азота воздуха и водорода). Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле (1-2,5%) и нефти (0,02-1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).

Хотя название "азот" означает "не поддерживающий жизни", на самом деле это - необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16 - 17% азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный азот воздуха в соединения азота.

В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного азота (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обеднёнными азотом. Дефицит азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит азота и в животноводстве ("белковое голодание"). На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Азотные удобрения и белковая подкормка животных - важнейшее средство подъёма сельского хозяйства. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом., а заводы, производящие удобрения, связывают азот воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли.

Азот - четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Изотопы, атом, молекула. Природный азот состоит из двух стабильных изотопов: 14N (99,635%) и 15N (0,365%). Изотоп 15N применяют в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома. Из искусственных радиоактивных изотопов азота наибольший период полураспада имеет 13N (T1/2 - 10,08 мин), остальные весьма короткоживущие. В верхних слоях атмосферы, под действием нейтронов космического излучения, 14N превращается в радиоактивный изотоп углерода 14C. Этот процесс используют и в ядерных реакциях для получения 14C. Внешняя электронная оболочка атома азота. состоит из 5 электронов (одной неподелённой пары и трёх неспаренных - конфигурация 2s22p3). Чаще всего азот. в соединениях З-ковалентен за счёт неспаренных электронов (как в аммиаке NH3). Наличие неподелённой пары электронов может приводить к образованию ещё одной ковалентной связи, и азот становится 4-ковалентным (как в ионе аммония NH4+). Степени окисления азота меняются от +5 (в N205) до -3 (в NH3). В обычных условиях в свободном состоянии азот образует молекулу N2, где атомы N связаны тремя ковалентными связями. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации её на атомы составляет 942,9 кДж/моль (225,2 ккал/моль), поэтому даже при t около 3300°C степень диссоциации азот. составляет лишь около 0,1%.

Физические и химические свойства. Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°C и 101325 н/м2 или 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°C, tкип -195,8?C. А. сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (-147,1 °C), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого азота 808 кг{м3. В воде азот менее растворим, чем кислород: при 0°C в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах.

Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5. Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000оC) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N2О3 и азотного N2О5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO2 и азотная кислота HNO3, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения азота с водородом, например гидразин H2N-NH2, диимид HN-NH, азотистоводородная кислота HN3(H-N-NºN), октазон N8H14 и др.; большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азот получают только косвенным путём, например фтористый азот NF3- при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота - малостойкие соединения (за исключением NF3); более устойчивы оксигалогениды азота - NOF, NOCI, NOBr, N02F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения азота; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с азотом образуется циан (CN).;. Нагреванием азота с ацетиленом C2H2 до 1500оC может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg3N2).