Periodicita zmien vlastností chemických prvkov na základe elektrónovej štruktúry ich atómov

Metodická technika na zostavovanie elektronických vzorcov prvkov na základe periodického systému je preto taká, že postupne zvažujeme elektronický obal každého prvku na ceste k danému prvku, pričom identifikujeme podľa jeho „súradníc“, kam sa jeho ďalší elektrón dostal do obalu.

Prvé dva prvky prvej periódy, vodík H a hélium He, patria do rodiny s. Dva z ich elektrónov vstupujú do s-podúrovne prvej úrovne. Zapisujeme si: Tu končí prvá perióda, prvá energetická hladina tiež. Ďalšie dva prvky druhého obdobia v poradí - lítium Li a berýlium Be sú v hlavných podskupinách skupín I a II. To sú tiež s-elementy. Ich ďalšie elektróny sa budú nachádzať na podúrovni s 2. úrovne. Zapisujeme za sebou 6 prvkov 2. periódy: bór B, uhlík C, dusík N, kyslík O, fluór F a neón Ne. Podľa umiestnenia týchto prvkov v hlavných podskupinách skupín III - Vl sa ich ďalšie elektróny spomedzi šiestich budú nachádzať na podúrovni p 2. úrovne. Zapisujeme si: Inertný prvok neón končí druhú periódu, je dokončená aj druhá energetická hladina. Potom nasledujú dva prvky tretieho obdobia hlavných podskupín skupín I a II: sodík Na a horčík Mg. Sú to s-prvky a ich ďalšie elektróny sa nachádzajú na s-podúrovni 3. úrovne Ďalej je to šesť prvkov 3. periódy: hliník Al, kremík Si, fosfor P, síra S, chlór C1, argón Ar. Podľa umiestnenia týchto prvkov v hlavných podskupinách skupín III - UI sa ich ďalšie elektróny spomedzi šiestich budú nachádzať na p-podúrovni 3. úrovne - Inertný prvok argón dokončil 3. periódu, ale 3. energetická úroveň ešte nie je dokončená, pokiaľ na jej tretej možnej d-podúrovni nie sú žiadne elektróny.

Nasledujú 2 prvky 4. periódy hlavných podskupín skupiny I a II: draslík K a vápnik Ca. To sú opäť s-elementy. Ich ďalšie elektróny budú na s-podúrovni, ale už na 4. úrovni. Pre tieto ďalšie elektróny je energeticky priaznivejšie začať napĺňať 4. úroveň, ktorá je vzdialenejšia od jadra, ako zapĺňať 3d podúroveň. Zapisujeme: Nasledujúcich desať prvkov 4. periódy od č. 21 scandium Sc po č. 30 zinok Zn je v sekundárnych podskupinách III - V - VI - VII - VIII - I - II skupinách. Keďže sú to všetky d-prvky, ich ďalšie elektróny sa nachádzajú na d-podúrovni pred vonkajšou úrovňou, t.j. tretím od jadra. Zapisujeme si:

Nasledujúcich šesť prvkov 4. periódy: gálium Ga, germánium Ge, arzén As, selén Se, bróm Br, kryptón Kr - sú v hlavných podskupinách skupín III - VIIJ. Ich ďalších 6 elektrónov sa nachádza na p-podúrovni vonkajšej, t.j. 4. úrovne: uvažovalo sa o 3b prvkoch; štvrtú periódu dopĺňa inertný prvok kryptón; Dokončená je aj 3. energetická úroveň. Na úrovni 4 sú však úplne vyplnené iba dve podúrovne: s a p (zo 4 možných).

Nasledujú 2 prvky 5. periódy hlavných podskupín skupín I a II: č. 37 rubídium Rb a č. 38 stroncium Sr. Sú to prvky s-rodiny a ich ďalšie elektróny sa nachádzajú na s-podúrovni 5. úrovne: Posledné 2 prvky - č. 39 ytrium YU č. 40 zirkónium Zr - sú už v sekundárnych podskupinách, t.j. do rodiny d. Ich ďalšie dva elektróny pôjdu do d-podúrovne, pred vonkajšou, t.j. 4. úroveň Postupným zhrnutím všetkých záznamov zostavíme elektronický vzorec pre atóm zirkónu č. 40. Odvodený elektronický vzorec pre atóm zirkónia možno mierne upraviť usporiadaním podúrovní v poradí číslovania ich úrovní:

Odvodený vzorec možno samozrejme zjednodušiť na rozdelenie elektrónov iba medzi energetické hladiny: Zr – 2|8| 18 |8 + 2| 2 (šípka označuje vstupný bod nasledujúceho elektrónu; valenčné elektróny sú podčiarknuté). Fyzikálny význam kategórie podskupín nespočíva len v rozdiele v mieste, kde nasledujúci elektrón vstupuje do obalu atómu, ale aj v úrovniach, na ktorých sa nachádzajú valenčné elektróny. Z porovnania zjednodušených elektronických vzorcov napríklad chlór (3. perióda, hlavná podskupina skupiny VII), zirkón (5. perióda, sekundárna podskupina IV. skupiny) a urán (7. perióda, podskupina lantanoid-aktinid)

№17, С1-2|8|7

č. 40, Zr - 2|8|18|8+ 2| 2

č. 92, U - 2|8|18 | 32 |18 + 3|8 + 1|2

Je vidieť, že pre prvky ktorejkoľvek hlavnej podskupiny môžu byť valenciou iba elektróny vonkajšej úrovne (s a p). Pre prvky vedľajších podskupín môžu byť valenčnými elektrónmi elektróny vonkajšej a čiastočne predvonkajšej úrovne (s a d). V lantanoidoch a najmä aktinidoch môžu byť valenčné elektróny umiestnené na troch úrovniach: externá, predvonkajšia a predvonkajšia. Typicky sa celkový počet valenčných elektrónov rovná číslu skupiny.

Hlavná podskupina skupiny V periodickej tabuľky zahŕňa dusík, fosfor, arzén, antimón a bizmut.

Tieto prvky, ktoré majú päť elektrónov vo vonkajšej vrstve atómu, sú všeobecne charakterizované ako nekovy. Ich schopnosť pridávať elektróny je však oveľa menej výrazná ako schopnosť zodpovedajúcich prvkov skupín VI a VII. V dôsledku prítomnosti piatich vonkajších elektrónov je najvyššia pozitívna oxidácia prvkov tejto podskupiny -5 a negatívna - 3. V dôsledku relatívne nižšej elektronegativity je väzba príslušných prvkov s vodíkom menej polárna ako väzba s vodíkom prvkov skupín VI a VII. Preto vodíkové zlúčeniny týchto prvkov neeliminujú vodíkové ióny H vo vodnom roztoku, a teda nemajú kyslé vlastnosti.

Fyzikálne a chemické vlastnosti prvkov dusíkovej podskupiny sa menia so zvyšujúcim sa atómovým číslom v rovnakom poradí, aké bolo pozorované u predtým uvažovaných skupín. Ale keďže nekovové vlastnosti sú menej výrazné ako u kyslíka a najmä fluóru, tieto vlastnosti oslabiť pri prechode na ďalšie prvky znamená vzhľad a zvýšenie kovových vlastností. Posledné sú badateľné už pri arzéne, antimón má obe vlastnosti približne rovnako a pri bizmute prevládajú kovové vlastnosti nad nekovovými.

POPIS PRVKOV.

DUSÍK(z gr. ázōos - neživý, lat. Nitrogenium), N, chemický prvok skupiny V. Mendelejevovej periodickej sústavy, atómové číslo 7, atómová hmotnosť 14,0067; bezfarebný plyn, bez zápachu a chuti.

Historický odkaz. Zlúčeniny dusíka – ľadok, kyselina dusičná, amoniak – boli známe dávno predtým, ako sa dusík získal vo voľnom stave. V roku 1772 D. Rutherford pri spaľovaní fosforu a iných látok v sklenenom zvone ukázal, že plyn zostávajúci po spaľovaní, ktorý nazval „dusivý vzduch“, nepodporuje dýchanie a horenie. V roku 1787 A. Lavoisier zistil, že „životne dôležité“ a „dusivé“ plyny, ktoré tvoria vzduch, sú jednoduché látky a navrhol názov „dusík“. V roku 1784 G. Cavendish ukázal, že dusík je súčasťou ledku; Odtiaľ pochádza latinský názov dusík (z neskorolaténskeho nitrum - ľadok a gréckeho gennao - rodím, produkujem), navrhnutý v roku 1790 J. A. Chaptalom. Do začiatku 19. stor. Bola objasnená chemická inertnosť dusíka vo voľnom stave a jeho výhradná úloha v zlúčeninách s inými prvkami, ako je viazaný dusík. Odvtedy sa „viazanie“ vzdušného dusíka stalo jedným z najdôležitejších technických problémov chémie.

Prevalencia v prírode. Dusík je jedným z najbežnejších prvkov na Zemi a jeho prevažná časť (asi 4´1015 ton) je sústredená vo voľnom stave v atmosfére. Vo vzduchu je voľný dusík (vo forme molekúl N2) 78,09 % objemu (alebo 75,6 % hmotnosti), nepočítajúc jeho drobné nečistoty vo forme amoniaku a oxidov. Priemerný obsah dusíka v litosfére je 1,9´10-3% hmotnosti.

Prírodné zlúčeniny dusíka. - chlorid amónny NH4Cl a rôzne dusičnany (pozri Saltpeter.) Veľké akumulácie ledku sú charakteristické pre suché púštne podnebie (Čile, Stredná Ázia). Po dlhú dobu bol hlavným dodávateľom dusíka pre priemysel dusičnany (v súčasnosti má pre fixáciu dusíka primárny význam priemyselná syntéza amoniaku zo vzdušného dusíka a vodíka). Malé množstvá fixovaného dusíka sa nachádzajú v uhlí (1 – 2,5 %) a rope (0,02 – 1,5 %), ako aj vo vodách riek, morí a oceánov. Dusík sa hromadí v pôde (0,1 %) a v živých organizmoch (0,3 %).

Hoci názov „dusík“ znamená „neudržiavajúci život“, v skutočnosti je to nevyhnutný prvok pre život. Živočíšne a ľudské bielkoviny obsahujú 16 - 17 % dusíka. V organizmoch mäsožravých zvierat sa bielkoviny tvoria v dôsledku spotrebovaných bielkovinových látok prítomných v organizmoch bylinožravých zvierat a v rastlinách. Rastliny syntetizujú bielkoviny asimiláciou dusíkatých látok obsiahnutých v pôde, najmä anorganických. Významné množstvo dusíka vstupuje do pôdy vďaka mikroorganizmom viažucim dusík, ktoré sú schopné premeniť voľný dusík zo vzduchu na zlúčeniny dusíka.

V prírode prebieha kolobeh dusíka, v ktorom hlavnú úlohu zohrávajú mikroorganizmy - nitrofovanie, denitrofovanie, fixovanie dusíka a pod.. Avšak v dôsledku extrakcie obrovského množstva fixovaného dusíka z pôdy rastlinami (najmä pri intenzívnom poľnohospodárstve) sa pôdy vyčerpávajú o dusík. Nedostatok dusíka je typický pre poľnohospodárstvo takmer vo všetkých krajinách, nedostatok dusíka sa pozoruje aj v chove zvierat („bielkovinový hlad“). Na pôdach chudobných na dostupný dusík sa rastliny vyvíjajú zle. Dusíkaté hnojivá a bielkovinové kŕmenie zvierat sú najdôležitejšími prostriedkami na oživenie poľnohospodárstva. Ľudské ekonomické aktivity narúšajú cyklus dusíka. Spaľovanie paliva teda obohacuje atmosféru o dusík a továrne vyrábajúce hnojivá viažu dusík zo vzduchu. Preprava hnojív a poľnohospodárskych produktov redistribuuje dusík na zemský povrch.

Dusík je štvrtým najrozšírenejším prvkom v slnečnej sústave (po vodíku, héliu a kyslíku).

Izotopy, atóm, molekula. Prírodný dusík pozostáva z dvoch stabilných izotopov: 14N (99,635 %) a 15N (0,365 %). Izotop 15N sa používa v chemickom a biochemickom výskume ako značený atóm. Z umelých rádioaktívnych izotopov dusíka má najdlhší polčas rozpadu 13N (T1/2 - 10,08 min), ostatné sú veľmi krátke. V horných vrstvách atmosféry sa vplyvom neutrónov z kozmického žiarenia 14N mení na rádioaktívny izotop uhlíka 14C. Tento proces sa používa aj pri jadrových reakciách na výrobu 14C. Vonkajší elektrónový obal atómu dusíka. pozostáva z 5 elektrónov (jeden osamelý pár a tri nepárové - konfigurácia 2s22p3). Najčastejšie dusík. v zlúčeninách je 3-kovalentný vďaka nespárovaným elektrónom (ako v amoniaku NH3). Prítomnosť osamelého páru elektrónov môže viesť k vytvoreniu ďalšej kovalentnej väzby a dusík sa stáva 4-kovalentným (ako v amónnom ióne NH4+). Stavy oxidácie dusíka sa líšia od +5 (v N205) do -3 (v NH3). Za normálnych podmienok vo voľnom stave dusík tvorí molekulu N2, kde sú atómy N spojené tromi kovalentnými väzbami. Molekula dusíka je veľmi stabilná: jej energia disociácie na atómy je 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol), preto aj pri teplote asi 3300 °C je stupeň disociácie dusíka. je len asi 0,1 %.

Fyzikálne a chemické vlastnosti. Dusík je o niečo ľahší ako vzduch; hustota 1,2506 kg/m3 (pri 0°C a 101325 n/m2 alebo 760 mm Hg), teplota topenia -209,86°C, teplota varu -195,8?C. A. ťažko skvapalňuje: jeho kritická teplota je pomerne nízka (-147,1 °C) a jeho kritický tlak je vysoký 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); Hustota kvapalného dusíka je 808 kg (m3. Dusík je vo vode menej rozpustný ako kyslík: pri 0°C sa v 1 m3 H2O rozpustí 23,3 g dusíka. Dusík je v niektorých uhľovodíkoch rozpustný lepšie ako vo vode.

Dusík interaguje iba s takými aktívnymi kovmi, ako je lítium, vápnik, horčík, keď sa zahrieva na relatívne nízke teploty. Dusík reaguje s väčšinou ostatných prvkov pri vysokých teplotách a v prítomnosti katalyzátorov. Zlúčeniny dusíka s kyslíkom N2O, NO, N2O3, NO2 a N2O5 boli dobre študované. Z nich pri priamej interakcii prvkov (4000°C) vzniká oxid NO, ktorý po ochladení ľahko ďalej oxiduje na oxid NO2. V ovzduší vznikajú oxidy dusíka pri atmosférických výbojoch. Možno ich získať aj vystavením zmesi dusíka a kyslíka ionizujúcemu žiareniu. Keď sa anhydridy dusného N2O3 a anhydridy dusičné N2O5 rozpustia vo vode, získa sa kyselina dusitá HNO2 a kyselina dusičná HNO3, pričom vznikajú soli - dusitany a dusičnany. Dusík sa spája s vodíkom len pri vysokých teplotách a v prítomnosti katalyzátorov a vzniká amoniak NH3. Okrem amoniaku sú známe mnohé ďalšie zlúčeniny dusíka s vodíkom, napríklad hydrazín H2N-NH2, diimid HN-NH, kyselina dusičná HN3(H-N-NºN), oktazón N8H14 atď.; Väčšina zlúčenín dusíka a vodíka je izolovaná len vo forme organických derivátov. Dusík priamo neinteraguje s halogénmi, preto sa všetky halogenidy dusíka získavajú len nepriamo, napríklad fluorid dusnatý NF3-, keď fluór reaguje s amoniakom. Halogenidy dusíka sú spravidla nízko stabilné zlúčeniny (s výnimkou NF3); Oxyhalogenidy dusíka sú stabilnejšie - NOF, NOCI, NOBr, N02F a NO2CI. Dusík sa tiež priamo nezlučuje so sírou; dusíkatá síra N4S4 sa získava ako výsledok reakcie kvapalnej síry s amoniakom. Keď horúci koks reaguje s dusíkom, vzniká kyanogén (CN).;. Zahrievaním dusíka s acetylénom C2H2 na 1500 °C možno získať kyanovodík HCN. Interakcia dusíka s kovmi pri vysokých teplotách vedie k tvorbe nitridov (napríklad Mg3N2).

16. Ktorý z plynov odoberaných s rovnakou hmotnosťou zaberá najväčší objem za rovnakých podmienok:

17. Určte ekvivalent molárnej hmotnosti (g/mol) síry v oxide sírovom (VI):

18. Aký je hmotnostný zlomok (%) kovu v oxide, ak molárna hmotnosť ekvivalentu trojmocného kovu je 15 g/mol:

19. Aká je relatívna molekulová hmotnosť plynu, ak je tento plyn 2,2-krát ťažší ako vzduch:

20. Ktorá z nasledujúcich rovníc sa nazýva Mendelejevova-Clapeyronova rovnica:

3) PV = RT

21. Uveďte 3 plyny, ktoré majú rovnakú hustotu ako ktorýkoľvek iný plyn:

1) CH4, S02, Cl2

2) C2H4, CH4, F2

3) CO, Cl2, H2

4) CO, C2H4, N2

5)N2, CH4, H2

22. Koľko mólov kyslíka vznikne z 3 mólov chlorečnanu draselného pri jeho úplnom tepelnom rozklade:

23. Aké množstvo (mol) FeS 2 bude potrebné na získanie 64 g SO 2 podľa rovnice:

4 FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8S02;

24. Aká hmotnosť (g) uhličitanu vápenatého sa spotrebuje na výrobu 44,8 litra oxidu uhličitého, merané pri okolitých podmienkach:

1) 200,0;

25. Ekvivalent hliníka je:

1) atóm hliníka;

2) 1/2 dielu atómu hliníka;

3) 1/3 dielu atómu hliníka;

4) dva atómy hliníka;

5) 1 mol atómov hliníka.

26. Zákon nemennosti zloženia látok platí pre látky:

1) s molekulárnou štruktúrou;

2) s nemolekulárnou štruktúrou;

3) s iónovou kryštálovou mriežkou;

4) s atómovou kryštálovou mriežkou;

5) pre oxidy a soli.

27. Ekvivalent horčíka je:

1) atóm horčíka;

2) 1/2 dielu atómu horčíka;

3) 1/3 dielu atómu horčíka;

4) dva atómy horčíka;

5) 1 mol atómov horčíka.

28. Na neutralizáciu 2,45 g kyseliny sa spotrebuje 2,80 g hydroxidu draselného. Definujte

molárna hmotnosť ekvivalentu kyseliny:

1) 98 g/mol;

2) 36,5 g/mol;

3) 63 g/mol;

4) 40 g/mol;

G/mol.

Klasifikácia a nomenklatúra anorganických zlúčenín

1) Na20; CaO; CO2

2) S03; CuO; CrO3

3) Mn207; CuO; CrO3

4) S03; CO2; P2O5

5) Na20; H20; CO2

30. Iba rad kyslých oxidov:

1) C02; Si02; MnO; CrO3

2) V205; Cr03; Te03; Mn207

3) CuO; S02; NiO; MnO

4) CaO; P203; Mn207; Cr2O3

5) Na20; H20; CuO; Mn207

31. Nemožno použiť na neutralizáciu kyseliny sírovej:

1) hydrogénuhličitan sodný;

2) oxid horečnatý;

3) hydroxomagnéziumchlorid;

4) hydrogénsíran sodný;

5) oxid sodný

32. Na neutralizáciu kyseliny sírovej môžete použiť:

2) Mg(OH)2

33. Pomocou sklenenej trubice sa oxid uhličitý vydýchne do roztokov. Zmena bude v riešení:

3) Ca(OH)2;

34. Rozpustením zodpovedajúceho oxidu vo vode môžete získať:

35. Za určitých podmienok sa soľ tvorí v prípade:

1) N205 + S03;

4) H2S04 + NH3;

36. Môže vytvárať kyslé soli:

1) H3P04;

37. Môže tvoriť zásadité soli:

2) Ba(OH)2;

38. Hmotnosť vápenca potrebná na výrobu 112 kg nehaseného vápna:

39. Reaguje s vodou:

2) CaO;

40. Rozpustný vo vode:

3) Ba(OH)2;

41. Na získanie fosforečnanu draselného musí byť hydrogenfosforečnan draselný ovplyvnený:

42. Oxid kyseliny:

3) Mn207;

43. Bude interagovať priamo vo vodnom roztoku:

2) Cu(OH)2 a ZnO;

3) AI203 a HCI;

4) Rb20 a NaOH;

5) CaO a K20.

44. Všetky soli sú kyslé v skupine:

1) KCI, CuOHCI, NaHS04;

2) KAI(S04)2, Na, Ca(HC03)2;

3) CuS, NaHS03, Cu(HS)2;

4) NaHC03, Na2HP04, NaH2P04;

5) AIOHCI2, NaHC03, NaCN.

45. Netvorí kyslé soli:

4) HPO3;

46. ​​Nadpis je napísaný nesprávne:

1) síran železnatý;

2) síran draselný;

3) hydrochlorid železa (II);

4) chlorid meďný;

5) síran amónny.

47. Pri oddelení vody od jednosýtnej kyseliny s hmotnosťou 16,0 g, tvorenej prvkom v oxidačnom stupni +5, sa získa oxid s hmotnosťou 14,56 g. Kyselina sa odobrala:

1) dusík;

2) metavanád;

3) ortofosforečné;

4) arzén;

5) chlór.

48. Pri kalcinácii kovu (III) s hmotnosťou 10,8 g na vzduchu sa získal oxid kovu s hmotnosťou 20,4 g. Na kalcináciu sa použilo:

2) hliník AI;

3) železo Fe;

4) scandium Sc;

5) sodný Na.

49. Znak charakterizujúci kyselinu chlorovodíkovú:

1) dvojsýtny;

2) slabý;

3) prchavý;

4) obsahujúci kyslík;

5) kyselina – oxidačné činidlo.

50. Kyselina dvojsýtna:

1) dusík;

2) soľ;

3) ocot;

4) kyanid;

Selén.

51. Kyselina monoprotická:

1) selén;

2) fosfor;

3) telúr;

4) boritý;

5) pruský

52. Vznikajú dva druhy kyslých solí:

1) kyselina sírová;

2) kyselina ortofosforečná;

3) kyselina metafosforečná;

4) kyselina selénová;

5) kyselina sírová.

53. Netvorí kyslé soli:

1) kyselina sírová;

2) kyselina ortofosforečná;

3) kyselina metafosforečná;

4) kyselina selénová;

5) kyselina sírová.

54. Uveďte katiónový komplex:

1) Na3;

3) K3;

4) CI3;

5) K 2.

55. Komplexný neelektrolyt:

1) Na3;

2) ;

3) K3;

4) CI3;

5) K 2.

56. Aniónový komplex:

1) hexakyanoželezitan draselný (III);

2) tetrachlórdiaminplatina (IV);

3) diamínchlorid strieborný;

57. Komplexný neelektrolyt:

1) hexakyanoželezitan draselný (III);

2) tetrachlórdiaminplatina (IV);

3) diamínchlorid strieborný;

4) tetraamín síran meďnatý (II);

5) chlorid hexaakvachrómu (III).

58. Vzorec chloridu hexaakvachrómu (III):

1) Na3;

2) CI

3) CI2;

4) CI3;

5) K2Cr207.

59. Vzorec chloridu hexaakvachrómu (II):

1) Na3;

2) CI

3) CI2; 3bl

4) CI3;

5) K2Cr207.

60. Žltá krvná soľ označuje:

1) do vodných komplexov;

2) hydratuje;

3) na acidokomplexy;

4) do amoniaku;

5) Na cheláty.

61. Síran meďnatý znamená:

1) do vodných komplexov;

2) hydratuje;

3) na acidokomplexy;

4) do amoniaku;

5) Na cheláty.

62. Na získanie CaCO 3 by sa do roztoku Ca(HCO 3) 2 malo pridať nasledovné:

1) Ca(OH)2;

„Štruktúra hmoty a periodický zákon D.I. Mendelejev"

63. V jadre najbežnejšieho izotopu olova 207 Pb neutrónov:

2) 125

64. Maximálny počet elektrónov na úrovni n = 3:

65. Na energetickej úrovni s n = 4 podúrovňami:

66. Počet energetických úrovní v atóme volfrámu:

67. V jadre atómu osmia sú protóny:

68. Jadro atómu kryptónu obsahuje:

P a 44n

69. Počet elektrónov v chrómovom ióne:

70. Ión obsahujúci 18 elektrónov a 16 protónov má jadrový náboj:

71. Maximálny počet elektrónov, ktoré môžu obsadiť 3s orbitál:

72. Atóm má elektrónovú konfiguráciu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1:

73. Označenia orbitálov sú nesprávne:

3) 1p, 2d

74. Častica má rovnakú elektrónovú konfiguráciu ako atóm argónu:

1) Ca2+

75. Elektrónová afinita sa nazýva:

1) energia potrebná na odstránenie elektrónu z nevybudeného atómu;

2) schopnosť atómu daného prvku priťahovať elektrónovú hustotu;

3) prechod elektrónu na vyššiu energetickú hladinu;

4) uvoľnenie energie, keď sa elektrón pripojí k atómu alebo iónu;

5) energia chemickej väzby.

76. V dôsledku jadrovej reakcie izotop sa tvorí:

77. V atóme vodíka si absorpcia fotónu s minimálnou energiou vyžaduje prechod elektrónu:

78. Časticovo-vlnový charakter elektrónu charakterizuje rovnica:

79. Pre valenčný elektrón atómu draslíka sú možné hodnoty kvantových čísel (n, l, m l , m s):

1) 4, 1, -1, - :

2) 4, 1, +1, +: 3bm

3) 4, 0, 0, + :

4) 5, 0, +1, + :

80. Náboj jadra atómu, ktorého konfigurácia valenčných elektrónov v základnom stave je ...4d 2 5s 2:

81. Hlavné kvantové číslo n určuje:

1) tvar elektrónového oblaku;

2) energia elektrónov;

82. Orbitálne kvantové číslo l určuje:

1) tvar elektrónového oblaku;

2) energia elektrónov;

3) orientácia elektrónového oblaku v priestore;

4) rotácia elektrónu okolo vlastnej osi;

5) hybridizácia elektrónového oblaku.

83. Magnetické kvantové číslo m určuje:

1) tvar elektrónového oblaku;

2) energia elektrónov;

3) orientácia elektrónového oblaku v priestore;

4) rotácia elektrónu okolo vlastnej osi;

5) hybridizácia elektrónového oblaku.

84. Spinové kvantové číslo m s určuje:

1) tvar elektrónového oblaku;

2) energia elektrónov;

3) orientácia elektrónového oblaku v priestore;

4) rotácia elektrónu okolo vlastnej osi;

5) hybridizácia elektrónového oblaku.

85. Pri - rozpade jadro atómu rádioaktívneho prvku vyžaruje:

1) elektrón;

2) pozitrón;

4) dva protóny;

5) dva neutróny.

86. Pri - - rozpade jadro atómu rádioaktívneho prvku vyžaruje:

1) elektrón;

2) pozitrón;

3) dva protóny a dva neutróny spojené do jadra atómu hélia;

4) dva protóny;

5) dva neutróny.

87. Pri + - rozpade jadro atómu rádioaktívneho prvku vyžaruje:

1) elektrón;

2) pozitrón;

3) dva protóny a dva neutróny spojené do jadra atómu hélia;

4) dva protóny;

5) dva neutróny.

88. Atómový orbitál má najmenšiu hodnotu súčtu (n + l):

89. Atómový orbitál má najväčšiu hodnotu súčtu (n + l)

90. Atóm dusíka bude stabilnejší, ak na podúrovni 2p budú distribuované tri elektróny, jeden v každom orbitále. Toto zodpovedá obsahu:

2) Pauliho princíp;

3) Hundove pravidlá;

4) 1. Klechkovského pravidlo;

5) 2. Klechkovského pravidlo.

91. Dvadsiaty prvý elektrón atómu skandia sa nachádza na 3d podúrovni a nie na 4p podúrovni. Toto zodpovedá obsahu:

1) Princíp najmenšej energie;

2) Pauliho princíp;

3) Hundove pravidlá;

4) 1. Klechkovského pravidlo;

5) 2. Klechkovského pravidlo.

92. Devätnásty elektrón atómu draslíka sa nachádza na podúrovni 4s a nie na podúrovni 3d. Toto zodpovedá obsahu:

1) Princíp najmenšej energie;

2) Pauliho princíp;

3) Hundove pravidlá;

4) 1. Klechkovského pravidlo;

5) 2. Klechkovského pravidlo.

93. Jediný elektrón atómu vodíka v základnom stave sa nachádza na prvej energetickej hladine. Toto zodpovedá obsahu:

1) Princíp najmenšej energie;

2) Pauliho princíp;

3) Hundove pravidlá;

4) 1. Klechkovského pravidlo;

5) 2. Klechkovského pravidlo.

94. Maximálny počet elektrónov na druhej energetickej hladine atómov prvkov

rovná sa 8. To zodpovedá obsahu:

1) Princíp najmenšej energie;

2) Pauliho princíp;

3) Hundove pravidlá;

4) 1. Klechkovského pravidlo;

5) 2. Klechkovského pravidlo.

95. Jeden z mechanizmov vzniku kovalentnej väzby:

1) radikál;

2) výmena;

3) molekulárne;

4) iónové;

5) reťaz.

96. Príkladom nepolárnej molekuly s polárnou kovalentnou väzbou by bolo:

4) CCI 4

97. Nepolárna molekula:

98. V rade molekúl LiF - BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - OF 2 - F 2:

1) povaha spojenia sa nemení;

2) iónová povaha väzby je posilnená;

3) kovalentná povaha väzby sa oslabuje;

4) kovalentná povaha väzby je posilnená;

5) neexistuje správna odpoveď.

99. Kovalentná väzba vzniká v molekule mechanizmom donor-akceptor:

2) CCI4;
3) NH4C1;
4) NH3;

100. V molekule dusíka sa tvoria:

1) len - pripojenia;

2) len - pripojenia;

3) spojenia - a -;

4) jednoduchá väzba;

5) dvojitá väzba.

101. Molekula metánu má štruktúru:

1) plochý;

2) štvorstenný;

3) pyramídové;

4) štvorcový;

102. Tvorba iónovej mriežky je charakteristická pre:

1) jodid cézny;

2) grafit;

3) naftalén;

4) diamant;

103. Ktorú z uvedených látok charakterizuje tvorba atómovej mriežky:

1) dusičnan amónny;

2) diamant;

4) chlorid sodný;

5) sodík.

104. Chemické prvky sú usporiadané podľa rastúcej elektronegativity v

1) Si, P, Se, Br, Cl, O;

2) Si, P, Br, Se, Cl, O;

3) P, Si, Br, Se, Cl, O;

4) Br, P, Cl, Si, Se;

5) Si, P, Se, Cl, O, Br

105. Valenčné orbitály atómu berýlia v molekule hydridu berýlia ... sú hybridizované

106. Molekula hydridu berýlia má štruktúru:

1) štvorec

Plochý

3) štvorstenný

5) sférický.

107. Valenčné orbitály atómu bóru v molekule BF3 sú hybridizované nasledovne:

108. Ktorá molekula je najsilnejšia?

109. Ktorá z nasledujúcich molekúl má najväčší dipól?

110. Akú priestorovú konfiguráciu má molekula počas sp 2 hybridizácie AO:

1) lineárne

2) štvorsten

3) plochý štvorec

Plochý trigonál

111. Molekula má oktaedrickú štruktúru, ak dôjde k nasledujúcej hybridizácii

3) d 2 sp 3

112. Moderná teória atómovej štruktúry je založená na koncepciách:

1) klasická mechanika;

2) kvantová mechanika;

3) Bohrova teória;

4) elektrodynamika;

5) chemická kinetika.

113. Charakteristiky atómov prvkov sa periodicky menia:

1) náboj atómového jadra

2) relatívna atómová hmotnosť;

3) počet energetických hladín v atóme;

4) počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni;

5) celkový počet elektrónov.

114. V rámci určitého obdobia je zvýšenie sériového čísla prvku zvyčajne sprevádzané:

1) zníženie polomeru atómu a zvýšenie elektronegativity atómu;

2) zvýšenie polomeru atómu a zníženie elektronegativity atómu;

3) zníženie polomeru atómu a zníženie elektronegativity atómu

4) zvýšenie polomeru atómu a zvýšenie elektronegativity atómu

5) zníženie elektronegativity.

115. Atóm, ktorého prvku sa najľahšie vzdáva jedného elektrónu:

1) sodík, sériové číslo 11;

2) horčík, sériové číslo 12;

3) hliník, sériové číslo 13;

4) kremík, sériové číslo 14;

5) síra, sériové číslo 16.

116. Atómy prvkov skupiny IA periodickej sústavy prvkov majú rovnaký počet:

1) elektróny na vonkajšej elektronickej úrovni;

2) neutróny;

3) všetky elektróny;

4) elektronické škrupiny;

5) protóny.

117. Ktorý z nasledujúcich prvkov je pomenovaný podľa krajiny:

118. Ktorý rad obsahuje iba prechodné prvky:

1) prvky 11, 14, 22, 42;

2) prvky 13, 33, 54, 83;

3) prvky 24, 39, 74, 80;

4) prvky 19, 32, 51, 101;

5) prvky 19, 20, 21, 22.

119. Atóm, ktorého z prvkov skupiny VA má maximálny polomer:

2) fosfor;

3) arzén;

4) bizmut;

5) antimón.

120. Ktorý rad prvkov je uvedený v poradí podľa rastúceho atómového polomeru:

1) O, S, Se, Te;

3) Na, Mg, AI, Si;

4) J, Br, CI, F;

5) Sc, Te, V, Cr.

121. Kovový charakter vlastností prvkov v rade Mg – Ca – Sr – Ba

1) klesá;

2) zvyšuje;

3) nemení sa;

4) klesá a potom sa zvyšuje;

5) zvyšuje a potom klesá.

122. Základné vlastnosti hydroxidov prvkov skupiny JA pri zvyšovaní atómového čísla

1) zníženie,

2) zvýšiť,

3) zostávajú nezmenené,

4) znížiť a potom zvýšiť,

5) zvýšiť a potom znížiť.

123. Jednoduché látky, ktorých prvky majú najväčšiu podobnosť fyzikálnych a chemických vlastností:

3) F, CI;

124. Existenciu ktorého z nasledujúcich prvkov predpovedal D.I. Mendelejev:

3) Sc, Ga, Ge;

125. Čo odlišuje veľké obdobia od malých:

1) prítomnosť alkalických kovov;

2) neprítomnosť inertných plynov;

3) prítomnosť d- a f-prvkov;

4) prítomnosť nekovov;

5) prítomnosť prvkov s kovovými vlastnosťami.

126.Ako určiť obdobie, v ktorom sa daný prvok nachádza pomocou elektronického vzorca prvku:

1) o hodnotu hlavného kvantového čísla vonkajšej energetickej hladiny;

2) počtom valenčných elektrónov;

3) počtom elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni;

4) počtom podúrovní na vonkajšej energetickej úrovni;

5) o hodnotu podhladiny, kde sa nachádza posledný valenčný elektrón.

127. Ktorý prvok má najnižší ionizačný potenciál:

128. Chemický prvok tretej periódy tvorí vyšší oxid zloženia E 2 O 3. Ako sú elektróny rozdelené v atóme daného prvku?

1) 1s 2 2s 2 2p 1

2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

3) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

4) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

5) 1s 2 2s 2 2p 3

129.Ktorý chemický prvok tvorí základ s najvýraznejšími vlastnosťami

1) vápnik

3) hliník

Draslík

5) berýlium

130. Chemický prvok má nasledujúce rozloženie elektrónov v elektrónových vrstvách v atóme 2.8.6. Akú pozíciu zaujíma v periodickej tabuľke chemických prvkov D.I. Mendelejev:

1) 6. tretina 6. skupina

Skupina 6. obdobia

3) 2. obdobie 6. skupina

4) 3. obdobie 2. skupina

5) 2. obdobie 8. skupina

131. Kvantové čísla posledného elektrónu v atóme prvku sú n = 5, l = 1, m = -1, m s = - . Kde sa nachádza tento prvok v periodickej tabuľke?

1) 5. obdobie, prvá skupina

2) 5. tretina, hlavná podskupina 4. skupiny

3) 4. tretina, šiesta skupina

obdobie, šiesta skupina hlavná podskupina

5) 5. perióda, šiesta skupina - sekundárna podskupina.

132. Vzorec najvyššieho oxidu chemického prvku EO 2. Ktorá skupina hlavnej podskupiny periodického systému chemických prvkov patrí D.I. Patrí tento prvok Mendelejevovi?

Po štvrté

5) šiesty.

133. Z uvedeného zoznamu prvkov - Li, Na, Ag, Au, Ca, Ba - medzi alkalické kovy patria:

1) všetky kovy;

2) Li, Na;

3) Li, Na, Ag, Au;

134. V sérii od Li do Fr:

1) zlepšujú sa kovové vlastnosti;

2) klesajú kovové vlastnosti;

3) atómový polomer sa zmenšuje;

4) spojenie valenčných elektrónov s jadrom je posilnené;

5) aktivita voči vode klesá

135. Postupnosť prvkov sa nevzťahuje na kovy:

3) B, As, Te;

136. So zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku sa kyslé vlastnosti oxidov N 2 O 3 - P 2 O 3 - As 2 O 3

Sb203 - Bi203

1) zintenzívniť;

2) oslabiť;

3) zostávajú nezmenené;

4) posilniť, potom oslabiť;

5) oslabiť, potom posilniť.

137. Molekula amoniaku má tvar:

1) zakrivené;

2) lineárne;

3) rovinný;

4) pyramídové;

138. V rade C-Si-Ge-Sn-Pb nekovové charakteristiky prvkov:

1) zvýšenie;

2) oslabiť;

3) nemeniť;

4) zvýšiť a potom znížiť;

5) oslabiť a potom zvýšiť.

139. Valenčné orbitály atómu uhlíka v molekule metánu CH4 možno popísať na základe

predstavy o type hybridizácie (sp; sp 2; sp 3; d 2 sp 3; dsp 2).

V tomto prípade má molekula metánu formu:

1) lineárny;

2) plochý;

3) štvorstenný;

5) štvorec.

140. Valenčné orbitály atómu kremíka v molekule silanu SiH 4 možno popísať na základe koncepcie hybridizácie typu (sp; sp 2 ; sp 3 ; d 2 sp 3 ; dsp 2 ).

Preto má molekula silanu formu:

1) lineárny;

2) plochý;

3) štvorstenný;

5) štvorec.

141.Aký je maximálny počet kovalentných väzieb, ktoré môže vytvoriť atóm dusíka:

142. Atóm dusíka molekuly amoniaku s vodíkovým iónom tvorí:

1) iónová väzba;

2) kovalentná väzba výmenným mechanizmom;

3) nepolárna kovalentná väzba;

4) kovalentná väzba prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor;

5) vodíková väzba.

143. Ktoré tvrdenie je nepravdivé:

4) Iónová väzba je saturovateľná;

144. Ktoré tvrdenie je nepravdivé:

1) Kovalentná väzba je saturovateľná;

2) Kovalentná väzba má smerovosť;

3) Iónová väzba je nenasýtená;

4) Iónová väzba je smerová;

5) Iónová väzba je nesmerová.

"Normality chemických procesov a ich energia"

145. Aké zmeny teploty T a tlaku P prispievajú k vzniku CO podľa reakcie C(tuhá látka) + CO 2 (g) 2CO (g) -119,8 kJ:

1) zvýšenie T a zvýšenie P;

2) zvýšenie T a zníženie P;

3) zníženie T a zvýšenie P;

4) zníženie T a zníženie P;

5) zvýšenie R.

146. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť chemickej reakcie, keď sa teplota zvýši o 30 0, ak teplotný koeficient rýchlosti je 2?

147. O koľko stupňov treba znížiť teplotu, aby sa rýchlosť reakcie znížila 27-krát, ak je teplotný koeficient rýchlosti 3?

148. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie X+ 2Y = Z so zvyšujúcou sa koncentráciou

Y 3 krát?

149. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť priamej reakcie v porovnaní s rýchlosťou spätnej reakcie v systéme 2NO + O 2 2NO 2, keď sa tlak zdvojnásobí?

150. Zadajte správny výraz pre rýchlosť systému: 2Cr+3Cl 2 = 2CrCl 3

5) v= k[A][C].

154. Katalyzátor urýchľuje chemickú reakciu v dôsledku:

1) zníženie aktivačnej energie;

2) zvýšenie aktivačnej energie;

3) zníženie reakčného tepla;

4) zvýšenie koncentrácie;

5) všetky odpovede sú nesprávne.

155. Rovnováha reakcie Fe 3 O 4 +4CO «3Fe +4CO 2 -43,7 kJ sa posúva doľava:

1) keď teplota klesne;

2) so zvyšujúcou sa teplotou;

3) so zvyšujúcim sa tlakom;

4) so ​​zvyšujúcou sa koncentráciou východiskových látok;

5) pri pridávaní katalyzátora.

156. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť chemickej reakcie pri zvýšení teploty o 30 0, ak teplotný koeficient rýchlosti je 3?

157. O koľko stupňov sa musí zvýšiť teplota, aby sa rýchlosť reakcie zvýšila 27-krát, ak je teplotný koeficient rýchlosti 3?

158. Koľkokrát sa rýchlosť reakcie X+2Y=Z zvýši, keď sa koncentrácia X zvýši trojnásobne?

159. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť priamej reakcie v porovnaní s rýchlosťou spätnej reakcie v systéme 2CO+O 2 2CO 2, keď sa tlak zdvojnásobí?

160. Ako sa zvýši rýchlosť reakcie plynu 2NO 2 =N 2 O 4 so zvýšením koncentrácie NO 2 5-násobne?

161. Koľkokrát sa zníži rýchlosť reakcie plynov 2NO+O 2 =2NO 2 pri trojnásobnom zriedení zmesi reagujúcich plynov?

162. O koľko stupňov treba znížiť teplotu, aby sa rýchlosť reakcie pri teplotnom koeficiente 3 znížila 81-krát?

163. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť reakcie 2NO+O 2 =2NO 2, keď sa tlak v systéme zvýši 4-krát?

164. Koľkokrát sa zvýši rýchlosť priamej reakcie v porovnaní s rýchlosťou spätnej reakcie v systéme 2NO+O 2 2NO 2, keď sa tlak v systéme zvýši 5-krát?

165. Ako sa bude meniť rýchlosť reakcie 2SO 2.g + O 2.g 2SO 3.g so zvyšujúcou sa koncentráciou?

1) zvýši sa 3-krát;

2) zvýši sa 9-krát;

3) zníži sa 3-krát;

4) zníži sa 9-krát;

5) sa nezmení.

166. Ako sa zmení rýchlosť reakcie 2O 3.g 3O 2.g, keď sa tlak zdvojnásobí?

1) sa zníži 2-krát;

2) zníži sa 8-krát;

3) zvýši sa 4-krát;

4) zníži sa 4-krát;

5) sa zvýši 2-krát.

167. Ako sa bude meniť rýchlosť reakcie 2NO g + O 2.g 2NO 2.g pri súčasnom poklese?

koncentrácia NO a O 2 2 krát?

1) zvýši sa 2-krát;

2) zníži sa 2-krát;

3) zvýši sa 2 4 krát;

4) sa zníži o 2 4 krát;

Zníži sa 8-krát.

168. Ako sa zmení rýchlosť priamej reakcie H 2 O, g H 2, g + O 2, g, ak sa tlak v sústave zvýši 4-krát?

1) zvýši sa 2-krát;

2) zníži sa 2-krát;

3) nezmení sa;

4) zvýši sa 4-krát;

5) sa zníži 4-krát.

169. Bol objavený zákon hromadnej akcie:

1) M.V. Lomonosov

2) G.I. Hessom

3) J.W. Gibbs

K. Guldberg a P. Waage

5) Van't - Hoff

170. Ktorý z nasledujúcich systémov je homogénny?

Roztok chloridu sodného

2) ľadová voda

3) nasýtený roztok sedimentom

4) uhlie a síra vo vzdušnej atmosfére

5) zmes benzínu a vody

171. Hodnota rýchlostnej konštanty chemickej reakcie nezávisí

1) z povahy reagujúcich látok

2) na teplote

3) z prítomnosti katalyzátorov

Z koncentrácie látok

5) od akýchkoľvek faktorov

172. Aktivačná energia je

1) energia potrebná na odstránenie elektrónu z atómu

2) prebytok energie, ktorú musia mať molekuly na 1 mol, aby ich zrážka viedla k vytvoreniu novej látky

3) ionizačný potenciál

4) energia, ktorá sa uvoľňuje v dôsledku reakcie

5) energia, ktorá sa uvoľní, keď sa elektrón pripojí k atómu.

173. Nárast reakčnej rýchlosti so zvyšujúcou sa teplotou je zvyčajne charakterizovaný:

1) rýchlostná konštanta chemickej reakcie

2) chemická rovnovážna konštanta

Testovacie papieriky:

MOŽNOSŤ 1

Časť 1

A1. Prvok tretieho obdobia hlavnej podskupiny III skupiny PSHE je:

A2. Označenie izotopu, ktorého jadro obsahuje 8 protónov a 10 neutrónov:

A3. Atóm chemického prvku, ktorého elektrónový obal obsahuje 17 elektrónov:

A4. Atóm má dve elektronické vrstvy (energetické úrovne):

A5. Dvojica chemických prvkov, ktoré majú 5 elektrónov na vonkajšej elektronickej úrovni:

A6.

A. V určitom období sa kovové vlastnosti atómov prvkov zvyšujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom.

B. V určitom období sa kovové vlastnosti atómov prvkov oslabujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom.

Časť 2

V 1.

Častice:	Distribúcia elektrónov:
	1) 2e, 8e, 8e, 2e
	2) 2e, 8e, 2e
	4) 2e, 8e, 3e
	5) 2e, 8e, 18e, 4e

AT 2. Zlúčeniny s iónovými väzbami sú:

AT 3. Relatívna molekulová hmotnosť chloridu bárnatého BaCl2 je __________.

Časť 3

C1. Uveďte charakteristiky prvku so Z = 11 (Príloha 3, body I (1-5), II (1-4)). Napíšte štruktúrny diagram jeho iónu Na+.

Milý ôsmak!

Na dokončenie testu je vyčlenených 40 minút. Práca pozostáva z 3 častí a obsahuje 10 úloh.

Časť 1 obsahuje 6 úloh základnej úrovne (A1-A6). Pre každú úlohu sú 4 možné odpovede, z ktorých je len jedna správna. Za splnenie každej úlohy - 1 bod.

Časť 2 pozostáva z 3 úloh pre pokročilú úroveň (B1-B3), na ktoré musíte dať krátku odpoveď vo forme čísla alebo postupnosti čísel. Za splnenie každej úlohy - 2 body.

Časť 3 obsahuje 1 z najkomplexnejších objemných úloh C1, na ktoré je potrebná úplná odpoveď. Za splnenie úlohy môžete získať 3 body.

Body získané za splnené úlohy sa sčítajú. Môžete získať maximálne 15 bodov. Prajem ti úspech!

Systém hodnotenia výkonu:

MOŽNOSŤ-2

Časť 1

A1. Prvok druhého obdobia hlavnej podskupiny III skupiny PSHE je:

A2. Označenie izotopu, ktorého jadro obsahuje 26 protónov a 30 neutrónov:

A3. Atóm chemického prvku, ktorého jadro obsahuje 14 protónov, je:

A4. Atóm má tri elektronické vrstvy (energetické úrovne):

A5. Dvojica chemických prvkov, ktoré majú 3 elektróny na vonkajšej elektronickej úrovni:

A6. Sú nasledujúce tvrdenia pravdivé?

A. V hlavnej podskupine sa nekovové vlastnosti atómov prvkov zvyšujú so zvyšujúcim sa atómovým číslom.

B. V hlavnej podskupine so zvyšujúcim sa atómovým číslom slabnú nekovové vlastnosti atómov prvkov.

Časť 2

V 1. Vytvorte súlad medzi časticou a distribúciou elektrónov na energetických úrovniach:

Častice:	Distribúcia elektrónov:
	1) 2e, 8e, 7e
	2) 2e, 8e, 2e
	4) 2e, 8e, 8e
	6) 2e, 8e, 8e, 1e

AT 2. Zlúčeniny s kovalentnou polárnou väzbou sú:

AT 3. Relatívna molekulová hmotnosť oxidu hlinitého Al2O3 je _______.

Časť 3

C1. Uveďte charakteristiky prvku so Z = 16 (Príloha 3, body I (1-5), II (1-4)). Napíšte štruktúrny diagram jeho iónu S2-.

Odpovede.

Časť 1

možnosť 1
Možnosť 2

Časť 2

možnosť 1
Možnosť 2

Časť 3

Plán charakteristík	možnosť 1	Možnosť 2
I. Pozícia element v periodickom systém:
1. sériové číslo, meno
(veľký malý)
4. skupina, podskupina	1, hlavný	6, hlavný
5. príbuzný atómová hmotnosť
II. Štruktúra atóm prvku
1. náboj jadra atómu
2. vzorec atómové zloženie (číslo p; n; e -)	Na (11p;12n;)11e-	S (16p; 16n;) 16 e-
atómová štruktúra
4. vzorec elektronické konfigurácie		1s2 2s2 2p6 3s23p4
5. číslo e - na poslednej úrovni, kovové alebo nekovové		6, nekovové
III. Porovnanie kovové a nekovové nehnuteľnosti so susedmi:
1. podľa obdobia
2. podľa skupiny (kov s nekov neporovnávaj)
Schéma štruktúry a ona

Test č.2

Téma: DRUHÁ SKUPINA PERIODICKÉHO SYSTÉMU

1 Charakteristika. Atómy prvkov skupiny 2 periodickej tabuľky vo vonkajšej elektrónovej vrstve majú 2 elektróny umiestnené v značnej vzdialenosti od jadra. Preto sa tieto 2 elektróny pomerne ľahko odštiepia od atómov, ktoré sa premenia na kladné dvojnásobne nabité ióny.

Rozdiel v štruktúre druhej vonkajšej vrstvy viacerých prvkov druhej skupiny určuje existenciu dvoch podskupín: hlavnej, vrátane kovov alkalických zemín (berýlium, horčík, vápnik, stroncium, bárium, rádium) a sekundárnej podskupina vrátane prvkov: zinok, kadmium a ortuť.

Všetky prvky zahrnuté v hlavnej podskupine, okrem berýlia a rádia, majú výrazné kovové vlastnosti.

Čím vyššia je atómová hmotnosť, tým je kov elektropozitívny. Bárium je teda rovnako silné redukčné činidlo ako alkalické kovy. Oxidy kovov alkalických zemín tvoria s vodou hydroxidy, ktorých rozpustnosť sa zvyšuje z hydroxidu berýlia na hydroxid bárnatý. Základný charakter týchto zlúčenín sa zvyšuje v rovnakom poradí.

Prvky vedľajšej podskupiny (Zn, Cd, Hg), ako aj prvky hlavnej podskupiny vykazujú oxidačný stav +2, ale je medzi nimi aj rozdiel v dôsledku rozdielnej veľkosti polomerov ich atómov a ionizačných potenciálov.

Kovové vlastnosti prvkov sekundárnej podskupiny oslabujú zo zinku na ortuť. Ich hydroxidy sú nerozpustné vo vode a majú slabo zásadité vlastnosti.

Medicínsky zaujímavými prvkami sú Mg, Ca, Ba, Zn a Hg. Všetky tieto prvky sú súčasťou štruktúry najdôležitejších liekov.

Najtoxickejší z prvkov skupiny II je bárium vo svojich rozpustných zlúčeninách, ktoré sa používajú iba ako činidlá a jedy pre hmyz a hlodavce. V medicíne sa používa hlavne síran bárnatý, soľ prakticky nerozpustná v akomkoľvek rozpúšťadle.

2. ZLÚČENINY HORČÍKA

Horčík je v prírode široko rozšírený. Nenachádza sa vo voľnej forme, ale iba vo forme uhličitanových zlúčenín tvoriacich minerály dolomit MgC0 3 *CaCO3 a magnezit MgC03.. Horčík je súčasťou kremičitanov - mastenec 3MgO*4Si0 2 *H20 atď.

Horčíkové soli sa nachádzajú aj v pôde, prírodných vodách, najmä morských a mnohých minerálnych prameňoch.

Hodnota horčíka je skvelá. Je súčasťou zeleného rastlinného pigmentu - chlorofylu, podieľajúceho sa na procese fotosyntézy rastlín.

Zlúčeniny horčíka zohrávajú významnú úlohu v činnosti centrálneho nervového systému živých organizmov.

Podľa svojho fyziologického účinku je horčík antagonistom vápnika. Ak teda soli horčíka spôsobujú anestéziu a paralýzu, potom zlúčeniny vápnika zmierňujú tento jav. Naopak, účinok zlúčenín vápnika odstraňuje horčík.

Liekopisné prípravky horčíka sú: oxid horečnatý, magnézia pálená, zásaditý uhličitan horečnatý, horčík biely, trikremičitan horečnatý, síran horečnatý.

Prvé tri lieky vykazujú antacidový účinok, t.j. používajú sa na zvýšenie kyslosti žalúdočnej šťavy. Pôsobia rovnako ako veľmi mierne laxatíva. Síran horečnatý sa používa ako sedatívum, spazmolytikum a laxatívum.

Síran horečnatý Magnesii sulfas

MgS04-7H20 M. m. 246,50

Síran horečnatý ako liek bol prvýkrát použitý v Anglicku - Epsom alebo horká soľ.

Bloček. Síran horečnatý je v prírode distribuovaný vo forme kieseritu MgS0 4*7H 2 0. Síran horečnatý sa nachádza vo veľkom množstve v morskej vode.

Prípravok sa získa z magnezitu MgC0 3 ošetrením kyselinou sírovou.

MgCO3 + H2S04 > MgS04 + C02 + H20

Výsledný roztok sa koncentruje odparovaním až do kryštalizácie, čo vedie k MgS04 4*7H20.

B) Vlastnosti. Bezfarebné prizmatické kryštály, zvetrávanie na vzduchu, slano-horká chuť, bez zápachu. Je vysoko rozpustný vo vode, prakticky nerozpustný v alkohole.

B) Autenticita

GF - pre Mg 2+ , tvorba zrazeniny dvojitého fosforečnanu amónneho a horečnatého, keď

interakcia liečiva s hydrogénfosforečnanom sodným v roztoku amoniaku v prítomnosti chloridu amónneho.

MgS04 + Na HPO4 + NH4OH = MgNH4P04 + Na2S04 + H20

biely

Ak sa táto reakcia uskutočňuje kvapkovou metódou na podložnom sklíčku, vytvoria sa kryštály určitého tvaru, ktoré môžu slúžiť ako potvrdenie pravosti lieku.

GF - S organickým reu-8-hydroxychinolínom, v prítomnosti roztoku amoniaku s prídavkom chloridu amónneho NH 4 C1 produkuje hydroxychinolát horečnatý, sfarbený do zeleno-žltej farby.

GF - Síranový ión sa otvára roztokom chloridu bárnatého a vzniká biela mliečna zrazenina síranu bárnatého. Nerozpustný v kyselinách a zásadách.

MgS 0 4 + BaС1 2 = Mg С1 2 + BaS 0 4 

D) Čistota . Arzén nie viac ako 0,0002%, chloridy, ťažké kovy, vlhkosť sú povolené.

Prípravok používaný na injekciu Solutio Magnesii sulfatis 20% aut 25% pro injectionibus je testovaný na mangán.

GF komplexometrická titračná metóda. K roztoku liečiva sa pridá tlmivý roztok amoniaku a špeciálny špeciálny indikátor kyslej chrómovej černe a titruje sa Trilonom B, kým sa červené sfarbenie nezmení na modré. D.b. 99 % -102 %

E) Aplikácia. Myotropné spazmolytikum, laxatívum.

Používa sa ako laxatívum, 15 x 30 g na perorálnu dávku.

Pri parenterálnom podaní má síran horečnatý upokojujúci účinok na centrálny nervový systém.

Ako spazmolytikum na hypertenziu vo forme 25% roztoku (subkutánne);

Na zmiernenie pôrodnej bolesti 10 x 20 ml 25 % roztoku intramuskulárne;

Ako antikonvulzívum v rovnakých dávkach „ako na zmiernenie bolesti pri pôrode;

Ako choleretikum 20 x 25 % roztok (perorálne).

V prípade útlmu dýchania spojeného s predávkovaním (curarepod) sa intravenózne používa 10% roztok chloridu vápenatého.

Uvoľňovanie: prášok, 10%, 20%, 25% roztok v ampulkách, 2,5, 10 a 20 ml.

Prášok vo vrecúškach 10,0-50,0. Cormagnesin, 32% magnézium-Diasporal forte

g) Skladovanie: suché, chladné miesto.

3. ZLÚČENINY VÁPNIKA

Vápnik je v prírode široko rozšírený. Pre svoju vysokú chemickú aktivitu sa v prírode nachádza len vo viazanom stave. Vyskytuje sa vo forme početných ložísk vápenca, kriedy a mramoru - ide o prírodné odrody uhličitanu vápenatého CaCO3. Nachádza sa aj sadra CaS0 4-2H20, fosforit Ca3(P04)2 a silikáty.

Všetky prírodné zlúčeniny vápnika, najmä uhličitany, slúžia ako zdroje pre lekárske prípravky vápnika, mramor sa často používa ako najčistejší.

Vápnik hrá dôležitú úlohu vo fungovaní tela. Je súčasťou zubného tkaniva, kostí, nervového tkaniva, svalov a krvi. Vápnikové ióny zvyšujú vitálnu aktivitu buniek, podporujú kontrakciu kostrového svalstva a srdcového svalu a sú nevyhnutné pre tvorbu kostného tkaniva a proces zrážania krvi.

S poklesom koncentrácie iónov vápnika v krvi sa zvyšuje svalová excitabilita, čo často vedie ku kŕčom. Roztoky vápenatých solí zmierňujú svrbenie spôsobené alergickým stavom, preto sú klasifikované ako antialergické lieky.

Zo zlúčenín vápnika používaných v medicíne oxid vápenatý (pálené vápno), pálený síran vápenatý (pálená sadra), zrážaný uhličitan vápenatý (zrážaná krieda), chlorid vápenatý a soli organických kyselín (glycerofosfát vápenatý, glukonát vápenatý atď.). Liekopisným liekom je chlorid vápenatý.

Chlorid vápenatý Calcii chloridum

CaCl2-6H20 M, m, 219,08

Bloček. Chlorid vápenatý, určený na lekárske účely, sa získava úpravou uhličitanu vápenatého (mramoru) kyselinou chlorovodíkovou.

CaC03 + 2HC1 = CaCl2 + C02 + H20

Čistý chlorid vápenatý CaCl kryštalizuje z vody 2-6H 20.

B) Vlastnosti. Sú to bezfarebné hranolovité kryštály bez zápachu s horko-slanou chuťou; veľmi ľahko rozpustný vo vode, čo spôsobuje silné ochladenie roztoku. Ľahko rozpustný v 95% alkohole.

Droga je veľmi hygroskopická a rozpúšťa sa na vzduchu. Pri teplote 94°C sa topí vo svojej kryštalickej vode. Vodné roztoky majú neutrálnu reakciu. Pri zahriatí na 200 °C stráca časť svojej kryštalickej vody a mení sa na dihydrát chloridu vápenatého CaCl1 2-2H 2 0, Hygroskopickosť liečiva a jeho schopnosť rozpúšťať sa vplyvom vlhkosti spôsobuje, že zloženie tejto soli je nekonzistentné, čo môže viesť k nepresnému dávkovaniu pri príprave liečiv s chloridom vápenatým. S prihliadnutím na to lekárne pripravujú jeho 50 % roztok (Calcium chloratum solutum 50 %) a z tohto koncentrátu sa pripravujú potrebné liečivá.

B) Autenticita:

GF - reakcia na Ca 2+ reakcia s oxalátom amónnym,

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

Biely sediment

Zrazenina je rozpustná v minerálnych kyselinách a nerozpustná v kyseline octovej.

Tvorba bielej zrazeniny pri interakcii liečiva s kyselinou sírovou alebo síranmi alkalických kovov.

CaCl2 + H2S04 = CaS04  + 2HC1

Biely sediment

Zrazenina síranu vápenatého sa rozpúšťa v sírane amónnom za vzniku bezfarebného komplexu.

GF- vápenaté soli farbia plameň horáka tehlovočerveno.

GF pre chloridy s dusičnanom strieborným

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

Biely zrazený sediment

D) Čistota . V prípravku nie sú povolené nečistoty rozpustných solí bária, železa, hliníka a fosforečnanov.

Podľa noriem sú povolené sírany, ťažké kovy, arzén a horečnaté soli.

D) Kvantitatívne definícia

GF - stanovuje sa komplexometricky s indikátorom kyslý chróm tmavomodrý. Pri titrácii Trilonom B sa pri pridávaní tlmivého roztoku amoniaku mení farba roztoku z čerešňovo-červenej na modrasto-fialovú (indica eriochrom black special T). Musí byť aspoň 98,0 %.

Fotometrická, - argentometria (Mora)

Fluorometrická, - refraktometria

Podľa hmotnosti (oxalát).

E) Aplikácia. Antialergické

Ako hemostatické činidlo pri pľúcnom, gastrointestinálnom, nazálnom a maternicovom krvácaní;

V chirurgickej praxi na zvýšenie zrážanlivosti krvi;

Pri alergických ochoreniach (bronchiálna astma, žihľavka) na zmiernenie svrbenia;

Ako protijed pri otravách horčíkovými soľami.

Protizápalové, pri prechladnutí

Liek sa predpisuje perorálne vo forme 5 x 10% roztoku, intravenózne ako 10% roztok. Nemôže sa podávať subkutánne alebo intramuskulárne, pretože v tomto prípade môže dôjsť k nekróze.

Uvoľňovacia forma: prášok, 10% roztok v ampulkách.

g) Skladovanie. V malých, dobre uzavretých sklenených nádobách so zátkou, naplnených parafínom, na suchom mieste.

4. ZLÚČENINY ZINKU

V prírode sa zinok vyskytuje vo forme minerálov: gallit ZnCO 2 a zinkovú zmes ZnS. Zinok sa nachádza vo svalovom, zubnom a nervovom tkanive ľudského tela. Použitie zlúčenín zinku v medicíne je založené na skutočnosti, že zinok vytvára zlúčeniny s proteínmi - albumináty, rozpustné albumináty majú účinok od slabo sťahujúceho až po kauterizačný. Nerozpustné albumináty zvyčajne vytvárajú na povrchu tkaniva film a tým podporujú hojenie tkaniva (efekt sušenia).

Zlúčeniny zinku sú vo veľkých dávkach toxické, pri lokálnej aplikácii sa môžu použiť ako adstringenty a kauterizačné činidlá. Pri perorálnom podaní zlúčeniny zinku spôsobujú zvracanie.

Liekopisnými prípravkami zinku sú oxid zinočnatý a síran zinočnatý.

Síran zinočnatý Zinci sulfas

ZnS04*7H20 M, m, 287,54

Síran zinočnatý sa v medicíne používa od staroveku pod názvom biely síran, na rozdiel od farebného síranu medi a železa.

Bloček. Z prírodnej rudy zinkovej zmesi ZnS, ktorá je pražená. V tomto prípade sa sulfid zinočnatý premení na oxid, ktorý sa potom spracuje so zriedenou kyselinou sírovou, čo vedie k tvorbe síranu zinočnatého v roztoku. 2 ZnS + ZO2 = 2 ZnO + 2 SO2

ZnO + Ha2S04 = ZnS04 + 4 H20

Roztok obsahujúci síran zinočnatý sa odparuje, kým soľ nevykryštalizuje vo forme heptahydrátu (ZnS0 4-7H20).

B) Vlastnosti. Bezfarebné priehľadné kryštály alebo jemne kryštalický prášok, sťahujúcej kovovej chuti, bez zápachu, veľmi ľahko rozpustný vo vode, pomaly v glyceríne, nerozpustný v alkohole. Eroduje vo vzduchu.

B) Autenticita.

GF - Síranový ión je určený tvorbou bielej zrazeniny.

ZnS04 + Ba Cl 2 = Ba S0 4  + Zn Cl 2

Biela mliečna, nerozpustná v kyselinách a zásadách

GF- na Zn 2+ reakciou s roztokom sulfidu sodného vzniká biely sulfid zinočnatý ZnS (odlišný od iných solí ťažkých kovov).

ZnS04 +Na2S = ZnS4 + Na2S04

Biely sediment

GF - Zn 2+ reakciou s roztokom ferokyanidu draselného vzniká bielo-žltá kryštalická zrazenina podvojnej soli, nerozpustná v kyselinách, ale rozpustná v zásadách. 3 ZnS 0 4 + 2 K 2 [Fe (CN) 6] = K 2 Zn 3 [Fe (CN) 6] 2 + 3 K 2 SO 4

Bielo-žltkasté

Špecifická reakcia na zinok je tvorba Rinmanovej zelene. ZnS 0 4 nakvapkať na filtračný papier a navrch pridať dusičnan kobaltnatý, kalcinovať, výsledkom je charakteristická zelená farba – Rinmanova zelená: CoZnO2

S ditizónovými iónmi Zn 2+ v zásaditom prostredí tvoria červenú farbu.

D) Čistota . Nie d.b. nečistoty železa, medi, hliníka, horčíka, vápnika a iných ťažkých kovov.

Prímes arzénu je povolená

D) Kvantifikácia

GF komplexometria. V prítomnosti tlmivého roztoku amoniaku a kyslého indikátora, špeciálneho čierneho chrómu (alebo eriochrómovej čiernej T). Titrujte Trilonom B, kým sa farba roztoku nezmení z čerešňovo-červenej na modrasto-fialovú.

E) Aplikácia zvonka ako antiseptikum a adstringens

V oftalmologickej praxi vo forme 0,1; 0,25; 0,5% roztoky. V očných kvapkách sa síran zinočnatý často predpisuje spolu s kyselinou boritou.

V gynekologickej praxi na sprchovanie vo forme 0,1 x 0,5% roztoku.

Pri kožných ochoreniach: akné, akné, dermatózy.

Zriedkavo sa predpisuje perorálne ako emetikum.

Formy uvoľňovania: prášok, očné kvapky 0,1; 0,25; 0,5%, kvapky síranu zinočnatého s kyselinou boritou. Kombinácia: Zinkin, Zincteral

g) Skladovanie. Opatrne v dobre uzavretých pohároch. Zoznam B.

Oxid zinočnatý Zinci oxydum

Je to biely amorfný prášok so žltkastým odtieňom, ktorý ľahko absorbuje oxid uhličitý zo vzduchu. Charakteristickou vlastnosťou oxidu zinočnatého je, že pri zahriatí zožltne a po ochladení zbelie.

Oxid zinočnatý sa používa zvonka vo forme zásypov, mastí, obkladov ako adstringentný, sušiaci a dezinfekčný prostriedok pri kožných ochoreniach: dermatitída, pichľavosť, preležaniny, plienková vyrážka, vredy, rany, popáleniny.

5. ZLÚČENINY ORTUTI

Ortuť je tekutý kov. Distribúcia ortuti v prírode je nízka. Vyskytuje sa v natívnej forme, rozšírený v horninách, ale najmä vo forme sulfidu ortuťnatého HgS (cinnabar) jasne červenej farby.

Liekopisné liečivá sú zlúčeniny ortuti s oxidačným stavom +2: žltý oxid ortutnatý, chlorid ortuťnatý, amid chlorid ortuťnatý, oxykyanid ortutnatý a kyanid ortutnatý.

Anorganické ortuťové prípravky sa používajú ako antiseptické, diuretiká a laxatíva.

Antiseptický účinok zlúčenín ortuti je založený na schopnosti ortuťového iónu zrážať proteíny. Diuretický účinok niektorých solí ortuti je spojený s

tým, že pri vylučovaní obličkami dráždia obličkový epitel a podporujú močenie.

Podobne zlúčeniny ortuti, ktoré sa uvoľňujú cez črevá a dráždia ich, majú laxatívny účinok.

Rozpustné soli ortuti sú veľmi toxické a patria do zoznamu A.

Žltý oxid ortuťnatý Hydrargyri oxydum flavum

HgO M. m. 216,59

Bloček . Využívajú sa zrážacie reakcie z rozpustných solí ortuti. Na tento účel sa najčastejšie používa chlorid ortutnatý alebo dusičnan. Koncentrovaný roztok ortuťnatej (II) soli sa pomaly naleje do zriedeného alkalického roztoku.

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

Jasne žltý sediment

Po usadení zrazeniny oxidu ortutnatého sa kvapalina vypustí, zrazenina sa premyje, kým neprebehne alkalická reakcia, a vysuší sa. Všetky operácie by sa mali vykonávať v tme, inak sa môže tvoriť oxid ortutnatý Hg 20 čierna.

B) Vlastnosti. Ťažký jemný prášok žltej alebo oranžovožltej farby. Nerozpustný vo vode, ale ľahko rozpustný v kyseline chlorovodíkovej, dusičnej a octovej. Svetlo postupne stmavne.

B) Autenticita pre Hg2+.

Na tento účel sa spracuje zriedenou kyselinou chlorovodíkovou, čím sa získa rozpustná soľ ortuti (II), v ktorej sa stanoví katión Hg 2+

HgO + 2HC1 = HgCl2 + H.0

GF - reakcia s alkalickými roztokmi, vyzráža sa zrazenina žltého oxidu ortutnatého.

HgCl 2 + 2KOH > HgO  + 2KS + H 2 0

Jasne žltý sediment

GF - reakcia s roztokom jodidu draselného; Vznikne jasne červená zrazenina jodidu ortuťnatého, ktorá sa rozpúšťa v nadbytku jodidu draselného.

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

Jasne červený bezfarebný roztok

Roztok tejto komplexnej soli je známy ako Nesslerovo činidlo a používa sa ako veľmi citlivé činidlo pre NH 4+;

GF - reakcia s roztokom sulfidu sodného; vzniká hnedočierna zrazenina nerozpustná v zriedenej kyseline dusičnej.

HgCl 2 + NaS = HgS  + 2NaCl

Hnedočierny sediment

D) Kvantitatívny obsah

GF - neutralizácia nepriamo prostredníctvom interakcie s jodidom draselným. Keď sa žltý oxid vystaví pôsobeniu ortuti s roztokom jodidu draselného, ​​vytvorí sa rozpustná komplexná soľ a zásada, ktorá sa titruje kyselinou proti metyloranži HgO + 4 KI + H20 > K2 [Hgl 4 ] + 2KOH

KON + NS1 = KS1 + N20

Rodanometrická metóda: žltý oxid ortutnatý sa rozpustí v kyseline dusičnej a výsledná soľ sa titruje tiokyanátom amónnym v prítomnosti kamenca feroamónneho, kým sa nesfarbí do červena.

G) Aplikácia ako jemné antiseptikum na prípravu očných mastí 2%.

E) Obchod sa má užívať opatrne v dobre uzavretých nádobách z tmavého skla, pretože na svetle sa môže tvoriť oxid ortutnatý, čo sa prejavuje stmavnutím prípravku. Zoznam B.

Téma PRVÁ SKUPINA PERIODICKÉHO SYSTÉMU

1.Charakteristika.Všetky prvky, ktoré tvoria prvú skupinu periodickej tabuľky, majú vo svojej vonkajšej elektrónovej vrstve iba I elektrón, ktorého sa ľahko vzdajú a premenia sa na jednotlivo nabité kladné ióny. To vysvetľuje ich veľmi vysokú reaktivitu voči elektronegatívnym prvkom, ako sú halogény.

Hlavná podskupina zahŕňa lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium a francium. Vedľajšiu skupinu tvorí meď, striebro a zlato.

Prvky hlavnej podskupiny sa nazývajú alkalické kovy, pretože ich oxidy pri interakcii s vodou tvoria silné alkálie. Soli alkalických kovov sa používajú v medicíne.

V medicíne sú najpoužívanejšie sodné a draselné soli, opísané vyššie v prípravkoch odvodených od halogénov.

2. ZLÚČENINY MEDI A STRIEBRA

Sekundárnu podskupinu prvkov prvej skupiny tvorí meď, striebro a zlato. Majú tendenciu vytvárať komplexy, najmä meď, a tiež schopnosť redukovať sa zo zlúčenín na voľný kov, pričom striebro sa redukuje ľahšie ako meď.

Z anorganických zlúčenín medi sa v medicíne používa síran meďnatý. Pri perorálnom podaní má emetický účinok; ako vonkajší prostriedok sa používa pri kataroch slizníc a vredov pre svoj sťahujúci, dráždivý a kauterizujúci účinok.

Striebro patrí medzi „ušľachtilé“ kovy. V prírode sa vyskytuje najmä vo forme zlúčenín so sírou (Ag 2 S).

Použitie prípravkov striebra v medicíne je založené na jeho baktericídnych vlastnostiach. Je dokázané, že ióny striebra zabíjajú grampozitívne a gramnegatívne mikroorganizmy, ako aj vírusy. Prípravky striebra sa používajú v medicíne vnútorne aj zvonka ako adstringentné, antiseptické a kauterizačné činidlá pri liečbe kožných, urologických a očných chorôb.

Zo zlúčenín striebra je najpoužívanejší dusičnan strieborný (AgN03), ako dobrý adstringentný a kauterizačný prostriedok. V medicíne sa využívajú aj koloidné prípravky, kde je striebro naviazané na bielkovinu a je len čiastočne ionizované. V prípravkoch s koloidným striebrom sú zachované iba dezinfekčné vlastnosti striebra a vytráca sa jeho kauterizačný účinok.

Všetky rozpustné zlúčeniny medi a striebra sú jedovaté.

3. Dusičnan strieborný Argenti nitras

AgN0 3

Bloček rozpustením zliatiny medi a striebra v kyseline dusičnej pri zahrievaní. Na čistenie vzniknutého dusičnanu strieborného od nečistôt sa vyzráža kyselinou chlorovodíkovou vo forme chloridu strieborného. Ten sa redukuje zinkom a striebro zbavené nečistôt sa opäť rozpustí v kyseline dusičnej.

Výsledný dusičnan strieborný sa spracuje s malým množstvom vody a státím kryštalizujú kryštály. Izolované kryštály sa odfiltrujú, premyjú vodou a sušia v tme.

B) Vlastnosti bezfarebné priehľadné kryštály vo forme doštičiek alebo valcových tyčiniek žiarivo-kryštalickej štruktúry v pukline. Ľahko rozpustný vo vode, ťažko rozpustný v alkohole. Kryštály na svetle stmavnú.

B) Autenticita

GF - Ag+ : s kyselinou chlorovodíkovou alebo jej soľami sa vyzráža biela zrazenina chloridu strieborného, ​​nerozpustná v kyseline dusičnej a vysoko rozpustná v roztoku amoniaku AgNO 3 + HCl = AgCI  + HNO 3

biely

AgCl + 2NH40H = Cl + 2H20

GF - Ag+ redukcia na voľné striebro (reakcia tvorby strieborného zrkadla). K roztoku amoniaku oxidu strieborného sa pridá roztok formaldehydu a kvapalina sa zahreje. Po určitom čase sa na stenách nádoby vytvorí povlak kovového striebra vo forme zrkadla.

[ Ag (NH 3 ) 2 ] OH + HSON = 2Ag  + HCOOH + 4 NH 3 + 2 H 2 O

Čierny sediment

Ag+ s chrómanom draselným vzniká hnedočervená zrazenina chrómanu strieborného. 2AgNO 3 + K 2 Cr0 4 = Ag Cr0 4  + 2KNO 3

Hnedočervená zrazenina

Zrazenina je rozpustná v kyseline dusičnej, hydroxide amónnom a ťažko rozpustná v kyseline octovej.

GF - dusičnanový ión stanovené s difenylamínom v kon. Kyselina sírová vytvára modrú farbu

Tvorba hnedého kruhu, keď dusičnan strieborný reaguje so síranom železnatým v koncentrovanej kyseline sírovej.

Dusičnanový ión Manganistan draselný sa v kyslom prostredí na rozdiel od dusitanov nesfarbuje.

D) Čistota prípustný limit kyslosti

Soli ťažkých kovov (olovo, meď, bizmut) nie sú povolené.

D) Kvantitatívneobsah - Volhardova zrážacia metóda, titrovaná tiokyanátom amónnym (rodanidom)

AgN03 + NH4SCN = AgSCN + NH4NO,

Biely sediment

3NH4SCN + (NH4)Fe(S04)= Fe(SCN)3 + 2(NH4)2S04

Indikátor je feroamónny alum, kým sa nesfarbí do červena. D.b. menej ako 99,75 %.

G) Aplikácia antiseptické a kauterizujúce. Ten je spôsobený schopnosťou dusičnanu strieborného koagulovať proteíny a premieňať ich na nerozpustné zlúčeniny, ktoré sa používajú na kauterizáciu rán a vredov. Na tento účel sa používa dusičnan strieborný vo forme tyčiniek (Stilus Argenti nitrici).

V malých koncentráciách má adstringentný a protizápalový účinok. Zvonka sa používa na erózie, vredy, akútnu konjunktivitídu, trachóm vo forme 2510% vodných roztokov, ako aj masti (12%). Predpisuje sa perorálne vo forme 0,05 x 0,06 % roztoku na žalúdočné vredy a chronickú gastritídu. Uvoľňovacia forma: prášok, lapisové tyčinky.

IRR perorálne 0,03 g, IRR 0,1

E) Skladovanie v dobre uzavretých nádobách z tmavého skla, pretože sa môže na svetle rozkladať, čo sa prejavuje stmavnutím lieku. Zoznam A.

4. Protargol Protargolum, Argentum proteinicum Proteinát striebra

Bloček z dusičnanu strieborného a bielkovín (kazeín, želatína, vaječný bielok, peptón)

Chránený koloid: obsahuje oxid strieborný (7,8 x 8,3 %) a produkty hydrolýzy albumínu.

B) Vlastnosti Svetlý amorfný prášok žltohnedej farby, bez zápachu, mierne horkastej, mierne sťahujúcej chuti. Ľahko rozpustný v studenej vode, nerozpustný v alkohole.

B) Autenticita

GF- Proteín je určený výskytom zápachu spálenej rohoviny a zuhoľnatením prípravku pri zahrievaní.

GF- zvyšok zo spaľovania (je biely) sa rozpustí v HNO 3 a uskutočňovať reakcie na Ag+ s chloridmi.

- (biuret re-I) droga sa varí s rozt. HCl, vytvorí sa zrazenina, filtruje sa a k číremu filtrátu sa pridajú NaOH a C us O 4, Objaví sa fialová farba (na proteíne).

D) Čistota nie d.b. nečistoty zlúčenín striebra, produkty rozkladu bielkovín.

D) Kvantitatívnedefinícia: po spopolnení prípravku kyselinou sírovou. Argentometrická metóda, Volhardova verzia. D.b. 7,88,3 %

G) Aplikácia

Antibakteriálne, protizápalové činidlo. Zvonka sa používa v oftalmológii 1-2% roztok (konjunktivitída, blenorrhea, blefaritída), urológia 0,1-1% (výplach močového mechúra), otorinolaryngológia (uši, nos), gynekológia. Orálne pri žalúdočných vredoch a črevných ochoreniach.

Uvoľňovacia forma: prášok a lieková forma v lekárňach.

E) Skladovanie : podľa zoznamu B. V dobre uzavretých nádobách z tmavého skla

5. Collargol (Collargolum, Argentum colloidale, koloid striebra)

Koloidný systém so 70-75% obsahom vysoko disperzného kovového striebra a ochranných proteínov (hydrolyzáty kazeínu a želatíny).

Zelenočierne alebo modročierne platničky s kovovým leskom, rozpustné vo vode za vzniku koloidného roztoku. Pri úprave vodou napučiava a vytvára alkalické, negatívne nabité sóly.

Antibakteriálne činidlo. Použiť:

0,2 1% roztoky na umývanie hnisavých rán;

1 2% roztok na premývanie močového mechúra pri chronickej cystitíde a uretritíde,

2 x 5% roztoky vo forme očných kvapiek na liečbu hnisavého zápalu spojiviek a blenorrhea.

Pri erysipelách a chancre sa niekedy predpisuje 15% masť.

Zriedkavo pri septických stavoch: intravenózne podanie.

Ukladací priestor: podľa zoznamu B. V dobre uzavretých nádobách z tmavého skla