CARACTERIZAREA GENERALĂ A ELEMENTELOR CU CARACTER METALIC

Proprietăţi fizice Stare de agregare: solidă (excepţie: Hg şi Tl); Conductibilitatea termică şi electrică: datorită mobilităţii electronilor din banda de valenţă; Luciu metalic; Opacitatea; Densitatea: a. metale uşoare ( ρ < 5 g/ cm3) b. metale grele (ρ > 5 g/ cm3 ) Temperatura de topire şi fierbere: Hg – p.t cel mai scăzut (-39oC) W - p.t. cel mai ridicat Proprietăţi mecanice: Maleabilitatea - tragerea în foi subţiri (Au,Ag,Cu) Ductilitatea - tragerea în fire subţiri (Au,Ag,Cu) Duritatea- rezistenţa la zgîriere (grade Mohs); Tenacitatea -rezistenţa la rupere a unui fir;Proprietăţi magnetice: - diamagnetice - paramagnetice - feromagneticeProprietăţi chimice1. Caracter electropozitiv – cedează electroni → ioni pozitivi (cationi).2. Caracter reducător Seria reactivităţii electrochimice:K,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn......H,Sb,As....Cu,Hg,Ag, Pt, Au Fiecare metal reduce ionii metalelor aflate după el în serie.3. Reacţia cu acizii . - Metalele aflate înaintea H reacţionează cu acizii neoxidanţi;- Metalele aflate după H reacţionează numai cu acizii oxidanţi (reduc nemetalul din acid).4. Reacţia cu apa:- Metalele aflate înaintea Mg- la rece;- Metalele aflate după Mg- la cald ;- Metalele de după H – nu reacţionează cu apa.5.Pasivizarea metalelor: Unele metale sunt atacate de acizi diluaţi dar nu sunt atacate de acizi concentraţi (strat protector de oxizi).6. Coroziunea: degradarea metalelor sub acţiunea mediului exterior. Coroziune – chimică - electrochimicăCoroziunea chimică: oxidarea metalului la t > 100oC, în absenţa apei lichide.Ex. Coroziunea Fe (ruginirea) →Fe2O3 (mediu uscat) şi FeO(OH) – în mediu umed.Coroziunea electrochimică: se produce la contactul metalului cu soluţii de electroliţi (ia naştere un curent electric)Protecţia împotriva coroziunii: cromare, nichelare, vopsire etc

CROMUL - 52,0124 Cr

I. COMPUSII CROMULUI (II) (Cr +2 )- putin stabili- compusii - hidratati ( albastri) - anhidri (culori variabile)

I.1. OXIDUL CROMOS - CrO

Proprietăţi Pulbere neagră –vînătă 4 CrO + O2 → 2 Cr2O3 ( tº) CrO + H 2 → Cr + H2O

Se dizolva în HCl :3CrO +8HCl → 2 CrCl2 + 2 CrCl3 +3H2O + H2

Nu reacţionează cu H2SO4 şi cu CH3COOH diluat.

1

I.2. HIDROXID CROMOS -Cr(OH)2

Precipitat galben Solubil în acizi concentraţi

I.3. CLORURA CROMOASA - CrCl 2

Obţinere2 CrCl 3 + Zn → 2CrCl 2 + ZnCl 2

Are caracter reducatorCrCl 2 + CuCl 2 → CrCl 3 + CuCl

II. COMPUSII CROMULUI (III) (Cr +3)

II.1. OXID CROMIC - Cr2O3

Obţiner e K2Cr2O7 + 2 C → Cr2O3 + K2CO3 + CO(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4 H2OProprietăţi In stare amorfă, este o pulbere verde; Insolubilă în apă, acizi, hidroxizi alcalini; Cristalizat, este negru cu reflexe verzui; Are punct de topire ridicat; Este dur.

II.2. HIDROXID CROMIC - Cr(OH)3 sau Cr2O3 . nH2O - oxid cromic hidratat

ObţinereCrCl 3 + 3 NaOH → Cr(OH)3 + 3 NaCl Proprietăţi Gel voluminos, albastru –verzui, insolubil in apă Are caracter amfoter: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl 3 + 3 H2O Cr(OH)3 + KOH → K [Cr(OH)4]

II. 3. CLORURA CROMICA - CrCl 3

Obtinere2 Cr + 3 Cl2→ 2 CrCl 3 ( tº)Cr2O3 + 3 C + 3 Cl2 →2 CrCl 3 + 3 COProprietăţi In stare anhidră – cristale roşii-violete; Insolubilă în apă; Poate forma complecsi hidrataţi:[Cr(H2O)6 ]. Cl3 - Violet[Cr(H2O)5 Cl ] Cl2 . H2O – Verde deschis[Cr(H2O)4 Cl2] Cl . 2H2O - Verde inchisIzomeri de hidratare ( diferă după modul de legare a moleculelor de apa).

II. 4. SULFAT CROMIC - Cr2(SO4)3

Obţinere2 Cr(OH)3 + 3H2 SO4 → Cr2(SO4)3 + 6 H2OProprietăţi In stare anhidră - roz Cristalizat cu 18 H2O - violet Cristalizat cu mai puţin de 18 H2O - verde Are caracter oxidant: Cr2(SO4)3 + Zn → 2CrSO4 + ZnSO4

II. 5. NITRAT (AZOTAT) CROMIC - Cr(NO3)3

ObţinereCr(OH)3 + 3 H NO3 → Cr(NO3)3 + 6 H2O

2

ProprietăţiSe hidrateaza cu un numar variabil de molecule de apaCr(NO3)3 . 3H2O Cr(NO3)3 . 4H2OCr(NO3)3 . 7H2O Cr(NO3)3 . 9H2OCr(NO3)3 . 12H2OCompuşii Cr+3 au proprietăţi reducătoare, oxidându-se la Cr+6.

III. COMPUSII CROMULUI (VI) (Cr 6+)III. 1. ANHIDRIDA CROMICĂ - CrO3

ObţinereK2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + H2OProprietăţi Substanţă solidă, roşie-vişinie, cristalizată; Oxidant puternic; Foarte higroscopică.

III. 2. ACIDUL CROMIC - H2CrO4

In funcţie de pH, se stabileşte un echilibru :2CrO4

2- + 2H+ ↔ Cr2O7 2- + H2O (ion dicromat)

Cr2O7 2- + 2 HO- ↔ 2CrO4

2- + H2O (ion cromat) Sărurile,numite cromaţi, sunt colorate în : Galben ( cromaţii alcalini şi alcalino-pământoşi şi cei de Pb) Roşu ( cromaţii de Ag, Hg, Bi)

III. 3. ACID DICROMIC - H2Cr2O7

Este un izopoliacid H2CrO4 → H2CrO3 (CrO4 ) - se inlocuieşte un atom de O din H2CrO4 cu anionul CrO4

2- ; Formează săruri - Dicromaţi -sunt solubili in apă (excepţie Ag2Cr2O7); Sunt oxidanţi puternici, în mediu acid Oxidează: (COOH) 2 → CO2

Fe2+ → Fe3+ X -→ X2 ( X : Cl, Br, I)NO2

- → NO3 – C2H5OH → C2H4O

S2- → S o

SO 3 2-

→ SO4 2 -

3 CH3 - CH2 – OH + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3 CH3-CH = O + K2SO4 + Cr2 (SO4)3 + 7H2OPeroxidul de hidrogen reacţionează cu K2Cr2O7 (sau cu orice alt compus de Cr6+) în mediu acid, neutru sau alcalin formând combinaţii peroxidice a căror structură depinde de pH şi de concentraţia în crom.De exemplu: Cr2O7

2-+ 2H+ + 4H2O2 2CrO(O2)2 + 5H2O

3

Utilizări: In farmacie, H2Cr O4 este folosit ca şi cauterizant în afecţiunile bucale; intern e toxic! Cromul (metalic) este folosit in industria metalurgica la obţinerea oţelurilor speciale si a unor aliaje cu proprietăţi deosebite; Oxidul de crom este utilizat la colorarea sticlei si a porţelanului în verde.

MANGAN - 2554,93Mn

I. COMPUŞII MANGANULUI (II) (Mn2+)

I.1 OXIDUL MANGANOS – MnO Proprietăţi În aer şi la cald trece în Mn2O3 şi Mn3O4: 5MnO + O2 → Mn2 O3 + Mn3 O4 (MnO2 . 2MnO) Cu apa → Mn3 O4 +H2

2+ 1+ 4+ 2+

(2+1)MnO + H2O → MnO2 . 2MnO +H20

-2e +2e

I.2. HIDROXIDUL DE MANGAN– Mn (OH)2

Obţinere:Mn SO4 + 2K OH → Mn (OH)2 + K2 SO4

Proprietăţi: - Precipitat alb, gelatinos;- Se oxidează în aer:Mn (OH)2 + ½ O2→ H2 MnO3

H2 MnO3 + Mn (OH)2→ MnMnO3 + 2H2O ↓ colorează textilele în brunAlţi compuşi : MnCl2.4H2O Substanţe solide, MnSO4.5H2O culoare roz. MnS; MnCO3

Compuşii manganului divalent au proprietăţi reducătoare: Mn2+

- 2 e → Mn4+

Mn2+ - 4 e → Mn6+

Mn2+ - 5 e → Mn7+

Oxidarea la Mn 4 +

Oxidanţi: H2O2 (mediu alcalin); KMnO4 (mediu slab acid); (NH4)2S2O8, AgNO3(mediu alcalin) ;3MnSO4 + 2 KMnO4 +7 H2O→5H2MnO3 +2KHSO4 + H2SO4 Oxidarea la Mn 6+ (în topitură alcalină)MnSO4 + 2KNO3 + 2K2CO3 → K2MnO4 + 2KNO2 + K2SO4 + 2CO2

Oxidarea la Mn 7+

4

Oxidanţi: PbO2(HNO3) - reacţia Crum Volhard Br2(KOH) – reacţia Deniges ; (NH4)2S2O8 (H2O) - Vezi LABORATOR 2MnSO4 + 5KIO4 + 3H2O → 2HMnO4 + 5KIO3 + 2H2SO4

II. COMPUSII MANGANULUI (IV) (Mn4+ )

II.1. DIOXIDUL DE MANGAN – MnO2

Proprietăţi- Solid, culoare negru-brun, insolubil în apă;- Stabil; se găseşte în natură ca atare (minereu);- La cald se descompune: 2MnO2 → Mn2O3 + ½ O2

- Caracter puternic oxidantOxidează : H2O2 → O2 ; HX → X2 (X = Cl, Br, I) S → SO2 ; H2SO3→ H2SO4

MnO2 + CO → MnO + CO2

II.2. ACIDUL MANGANOS – H2MnO3

Dioxidul de mangan hidratat – MnO2. H2OObţinere Oxidarea MnSO4 cu (NH4)2S2O8

MnSO4+(NH4)2S2O8+ 3H2O → H2MnO3+(NH4)2SO4 + 2H2SO4

Oxidarea MnSO4 cu H2O2 în mediu alcalinMnSO4+H2O2+4 KOH → K2MnO3 + K2SO4 + 3H2OMnSO4+H2O2+2 NH4OH → H2MnO3 + (NH4) 2SO4 + 2 H2O

III. COMPUSII MANGANULUI (VI) (Mn6+

)

III.1. ACIDUL MANGANIC – H2MnO4

Săruri : Me2MnO4

Obţinere:MnSO4 + 2KNO3 + 2K2 CO3 → K2MnO4+2KNO2 + K2SO4 + 2CO2

Proprietăţi:3K2MnO4+4 HCl→2KMnO4 + MnO2 +4KCl +2H 2O

Oxidanti energici Mn O4

2- → Mn4+ (mediu alcalin) Mn2+ (mediu acid)HCOONa + Na2MnO4 → Na2CO3 + MnO2 +NaOHK2MnO4+2 H2SO3 → MnSO4 + K2SO4 + 2H2O

5

IV. COMPUSII MANGANULUI (VII) (Mn7+ )

Mn 2O7 – instabil;

IV. 1. PERMANGANATUL DE POTASIU - KMnO4

Obţinere: Prin disproporţionarea K2MnO4 în mediu acid (HCl sau CO2) 3K2MnO4 + 2CO2→2KMnO4 + MnO2+K2 CO3

Proprietăţi- Solid, culoare violet, solubil în apă;- Oxidant energic - prin [O] – în topitură - prin Mn7+ - în soluţie în topitură :2KMnO4+3H2SO4→2MnSO4+K2SO4 + 3H2 O +5[O]2KMnO4 → K2O+2MnO2 + 3/2O2

2KMnO4 +2KOH → 2K2MnO4 + H2 O +1/2O2

în solutie :o Mn7+

+ 5e → Mn2+ (mediu acid)

o Mn7+ + 3e→ Mn4+(mediu slab acid sau neutru)o Mn7+ + 1e → Mn6+ (mediu alcalin)Exemple:o 2KMnO4+5K2SO3+3H2SO4 → 2MnSO4+6K2SO4+3H2 O o 2KMnO4+3K2SO3+H2O → 2MnO2 + 3K2SO4+2KOHo 2KMnO4 + K2SO3 + KOH → 2 K2MnO4+K2SO4+H2O

În mediu acid oxidează:COOH│ → CO2

COOH

H 3AsO3 → H 3AsO4

H2O2 → O2

H2S → SFe2+→ Fe3+

Mn2+ → Mn4+

HX → X2 ( X = Cl, Br, I )H3P → H3PO4

UTILIZĂRI ALE COMPUSILOR MANGANULUI: KMnO4

Dezinfectant (sol.diluate 1: 500 sau 1:10000) Hemostatic CicatrizantCa(MnO4)2

Sterilizarea apelor potabile

FIER - 2655,85Fe

COMPUSII FIERULUI Compuşii Fe 2+ - compuşi feroşi Compuşii Fe 3+ - compuşi ferici Compuşii Fe 6+ - feraţi

6

Combinaţii complexe

I. COMPUŞII Fe 2+ (feroşi)

- culoare albă (stare anhidră);- culoare verde deschis (stare hidratată).Săruri solubile: halogenurile (excepţie FeF2), sulfat, nitrat.Săruri greu solubile: carbonat, fosfat, sulfură.Caracter reducător:Cl2 → 2Cl -; H2O2 → H2O ; KMnO4→ Mn2+ ;K2Cr2O7 → Cr 3+ (LABORATOR)Alte exemple:3FeSO4 + 3 AgNO3 → Fe2(SO4)3 + Ag + Fe(NO3)3

2FeSO4 + PbO2 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + PbSO4 +2H2O

I. 1. OXIDUL FEROS – FeOPulbere de culoare neagră.2FeO + H2O → Fe2O3 + H2

I.2. HIDROXIDUL FEROS – Fe(OH)2

Precipitat alb; în aer se oxidează:2Fe(OH)2+ ½ O2 + H2O → 2 Fe(OH)3 (pp brun)

I.3. CLORURA FEROASĂ – FeCl2 (incoloră) - FeCl2.4H2O (verde)- Solubilă în apă; caracter reducător.

I.4. SULFATUL FEROS – FeSO4 . 7H2OCalaican;cristale verzi, uşor solubile în apă.Cu sulfaţii metalelor alcaline şi cu (NH4)2SO4→săruri duble.Exemplu: (NH4)2SO4. FeSO4↔ (NH4)2Fe(SO4)2 – sare Mohr

I.5. SULFURA DE FIER - FeSObţinere: Fe + S → FeS FeSO4 + (NH4)2S → FeS + (NH4)2SO4

Proprietăţi: Substanţă solidă, culoare neagră, solubilă în acizi.

I.6. DISULFURA DE FIER (pirita) – FeS2

Arde în aer → SO2

4FeS2 + 11 O2 → 2Fe2O3 + 8 SO2

ALŢI COMPUŞINitratul feros – Fe(NO3)3

Carbonatul feros – Fe(CO3)2

Fosfatul feros – Fe3(PO4)2

Acetatul feros – Fe(CH3COO)2

II. COMPUSII Fe 3+ (ferici)

- mai stabili decât compuşii Fe 2+

- caracter oxidant slab;- oxidează: Zn → Zn 2+

SnCl2→ SnCl4

H2S → S KI → I2

Ex. 2FeCl3 + SnCl2 → 2 FeCl2 + SnCl4

7

II.1. OXIDUL FERIC: Fe2O3

- hematit (roşu)- limonit (galben)- substanţă solidă, solubilă în acizi;- poate fi redus la FeO cu H2 ; C; CO.

II.2. HIDROXIDUL FERIC: Fe(OH)3 ↔ Fe2O3.n H2O- gel de culoare brună, cu caracter amfoter- proaspăt preparat adsoarbe uşor ionii din soluţie → antidot în intoxicaţiile cu As

II.3. OXIDUL FERO-FERIC: Fe3O4 ( Fe2O3.FeO- magnetit)- cristale de culoare neagră, insolubil în acizi;- feromagnetic; bun conducător de electricitate.

II.4. CLORURA FERICĂ: FeCl3.6H2O- substanţă higroscopică;- oxidant slab;- proprietăţi hemostatice- coagulează albumina.

II.5. SULFATUL FERIC: Fe2(SO4)3

- cristale albe, delicvescente;- oxidant:Fe2(SO4)3 + Cu2O + H2SO4→ 2FeSO4 + 2CuSO4 +H2O ( metoda Bertrand de dozare a glucozei din lichide biologice)

ALAUNII:Fe2(SO4)3 . (NH4)2SO4 sau Fe NH4(SO4)2

III. COMBINAŢII COMPLEXE ALE FIERULUI

K4 [ Fe(CN)6] – hexacianoferatul (II) de potasiu (ferocianura de potasiu)K3[ Fe(CN)6] – hexacianoferatul (III) de potasiu (fericianura de potasiu)Na2[Fe(CN)5NO] – nitroprusiatul de Na

III.1. HEXACIANOFERATUL (II) DE POTASIU-K4[ Fe(CN)6]

Ob ţinere : FeSO4 + 2 KCN → Fe(CN)2 + K2SO4

Fe(CN)2 + 4KCN → K4 [ Fe(CN)6]Proprietăţi :- Ionul [ Fe(CN)6]4- este foarte stabil; nu prezintă nici o reacţie caracteristică pentru ionul Fe 2+ şi CN- ;- Nu este toxic ; diamagnetic.- Cu sărurile metalelor grele formează hexacianoferaţi insolubili, coloraţi.3K4[ Fe(CN)6] +2 Fe2(SO4) 3→ Fe4[ Fe(CN)6]3 + 6K2SO4

- Cu acizii concentraţi eliberează acidul ferocianhidric- pulbere de culoare albă:K4[ Fe(CN)6] + 4HCl → H4[Fe(CN)6] + 4 KCl- Caracter reducător: 5K4[ Fe(CN)6] + KMnO4 + 4 H2SO4 → 5K3[ Fe(CN)6]+ MnSO4 + 3K2SO4 + 4 H2O

III.2. HEXACIANOFERATUL (III) DE POTASIU-K3[Fe(CN)6]

Obţinere: FeCl3 + 6KCN → K3[Fe(CN)6] + 3KClProprietăţi:- substanţă mai puţin stabilă;- cristale roşii, solubile în apă ;

8

- reacţionează cu Fe 2+→ hexacianoferat (III) de fier (II) (fericianura feroasă – pp.albastru- albastru de Turnbull):2K3[Fe(CN)6] + 3 FeSO4 → Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4 - caracter oxidant : în mediu acid:2K3[Fe(CN)6] + SnCl2+ 4HCl →K4[ Fe(CN)6] +H4[Fe(CN)6] + SnCl4 + 2KCl în mediu alcalin – oxidant mai energic. Oxidează:H2O2→ O2 ; (COOH)2→ CO2 ; KI→ I2 ; H2S → S; Zn → Zn 2+

2K3[Fe(CN)6]+H2O2+2KOH→2 K4[ Fe(CN)6]+O2+2H2O 2K3[Fe(CN)6] + H2S + 2KOH →2K4[Fe(CN)6] + S +2H2O

INTREBUINŢĂRILE FIERULUI ŞI ALE COMPUŞILOR SĂI- aliaje: fonta şi oţelul;- izotopii Fe 55 şi Fe 59 – radioactivi- utilizaţi în studiul metabolismului fierului şi la conservarea sângelui pentru transfuzii;- FeCl2 – fortifiant;- FeSO4.7H2O – dezinfectant; combaterea dăunătorilor;- Fe2(SO4) 3 – dezinfectant şi coagulant;- 3Fe3O4 + 8Al → 9Fe + 4Al2O3 - reacţia termitului, puternic exotermă (aluminotermie)

BIOCHIMIA FIERULUI

- Fierul este un element esenţial atât pentru viaţa plantelor cât şi a animalelor;- În cantităţi mari este toxic;- Din punct de vedere bilogic, fierul este cel mai important metal tranziţional.Este implicat în diferite procese ca : Transportor de oxigen în sângele mamiferelor, păsărilor şi peştilor (hemoglobina); Este implicat în stocarea oxigenului în ţesutul muscular (mioglobina); Transportor de electroni prin enzimele redox de tipul citocromului (Fe2+) şi a ferodoxinei (Fe3+ - în plante şi bacterii); Intră în compoziţia unor enzime din bacteriile fixatoare de azot; Intră în compoziţia altor enzime:- aldehidoxidaza (implicată în oxidarea aldehidelor)- catalaza, peroxidaza (oxidarea H2O2);- succindehidrogenaza ( oxidarea aerobă a hidraţilor de carbon).

Cobaltul

COMPUSII COBALTULTUI

Cobaltul formează compuşi la treapta de oxidare 2+ şi 3+ Combinaţiile cobaltoase (2+) simple sunt foarte stabile Combinatiile cobaltice (3+) sunt instabile, reducându–se cu uşurinţă la Co2+ Combinaţiile complexe cobaltice (3+) sunt mult mai stabile ca cele cobaltoase (2+)

9

I.2. HIDROXIDUL COBALTOS – Co(OH)2

Preparare tratarea unei sări cobaltoase cu o soluţie de hidroxid alcalin: Proprietati precipitat albastru care apoi trece în roz prezintă două modificaţii: α Co(OH)2 metastabil de culoare albastră şi β Co(OH)2 stabil, de culoare roz modificaţia alfa este stabilă în jur de 00C. ambele modificaţii sunt insolubile în apă, se dizolvă în soluţii concentrate şi calde de hidroxizi alcalini, în acizi minerali şi în cei mai mulţi acizi organici la cald, în absenţa oxigenului se deshidratează, trecând în CoO Are caracter amfoterCo(OH)2 + 2HCl → CoCl2 + 2H2O Co(OH)2 + 2NaOH → Na2 [Co(OH)4] sau Na4[Co (OH)6]

I.3. CLORURA COBALTOASA – CoCl2

PreparareCo(OH)2 + 2HCl → CoCl2 + 2H2O ProprietăţiHidratată:CoCl2 . 6 H2O – cristale roz -roşii

10

Anhidră: CoCl2 - albastrăUtilizări: în farmacie, în preparate tonice si antianemice

I.4. NITRATUL COBALTOS – Co(NO3)2 .6H2OProprietăţi cristale rosii foarte solubil în apă cu Na NO2 , în mediu de acid acetic formează hexanitrocobaltiatul de sodiu, folosit ca reactiv pentru recunoaşterea potasiului.Co(NO3)2 + 7Na NO2 + 2 CH3COOH → Na3[Co(NO2)6] + NO +2 CH3COONa + H2O Na3[Co(NO2)6] + 2KCl → K2 Na [Co(NO2)6] + 2NaCl pp.galbenUtilizări se foloseste la identificarea pe cale uscată a Al si Zn

I.5. SULFURA COBALTOASĂ – CoS Obţinere

CoCl2 + (NH4)2S → CoS + 2NH4Cl

Proprietăţi precipitat negru insolubil în acizi se dizolvă în apă regală3 CoS + 2 ( HNO3 + 3HCl ) → 3CoCl2 + 2NO + 3S + 4H2O Alti compusi: Sulfat de cobalt: CoSO4 . 7H2O Tiocianat de cobalt: Co (SCN)2 . 3H2O Cianura de cobalt: Co (CN)2

COMBINATII COMPLEXE ALE COBALTULUIAminele cobaltului Aminele Co II sunt de tipul : [Co (NH3)6 ] X2 - anhidre sau hidratate Sunt puţin stabile Aminele Co III sunt de tipul : [Co (NH3)6 ] X3 - galbenă ( luteo-saruri) NH3 poate fi inlocuit cu H2O, Cl, NO2 -, CO3 -, când se obţin compuşi divers coloraţi. Exemple [Co (NH3)5 ] X3 - rozeo-saruri [Co (NH3)5 NO2 ] X2 - xanto-săruri ( galben-brună)

Reacţia Vogel

Sărurile cobaltoase formează cu tiocianatul de amoniu un complex solubil, tetratiocianocobaltat (II) de amoniu de culoare albastră. Complexul este mai solubil şi mai stabil într–un amestec de alcool izoamilic –eter sau în acetonă:

11

NICHELUL -

COMPUSII NICHELULUI

compuşi stabili la starea de oxidare 2+ sărurile hidratate au culoarea verde sărurile anhidre sunt galbene

I.1. OXIDUL NICHELOS – NiO

Preparare calcinarea hidroxidului, nitratului sau a carbonatului de nichel (II):

Proprietati pulbere verde–cenuşie insolubilă în apă solubilă în acizi reactioneaza cu carbonul: NiO + C → Ni + CO

I.2. HIDROXIDUL NICHELOS – Ni(OH)2

Preparare tratarea sărurilor de nichel (II) cu soluţii de hidroxizi alcalini:

Proprietati

precipitat voluminos de culoare verde pulbere verde–cenuşie solubil în acizi solubil în amoniac simplu sau în prezenţa sărurilor de amoniu, cu formare de soluţii albastre ce conţin ionul [Ni(NH3)6]2+

reactioneaza cu apă de clor sau brom, rezultând oxihidroxid de Ni (III) de culoare neagră

I.3. SULFURA DE NICHEL – NiS

PreparareTratarea unei soluţii de sare de nichel cu soluţie de sulfură de amoniu:

Proprietati precipitat negru solubil numai în acid nitric concentrat, la fierbere, sau în apă regală3 NiS + 2 (HNO3 + 3HCl ) → 3NiCl2 + 2NO + 3S + 4H2O

II. COMBINATII COMPLEXE ALE NICHELULUI

12

CCH3

C

N

CH3 N

OH

OH2 +NiCl2 + 2NH3 Ni

N

NN

N CC

C C

O

O

O

O

H

H

CH3

CH3

CH3

CH3

+ 2NH4Cl

2Cu(OH)2 + R CH

O2CuOH + R C

O

OH+ H2O

II.1.AMINELE NICHELULUI [Ni (NH3)4 (H2O)2] X2 [Ni (NH3)6 ] X2

II. 2. DIMETIL GLIOXIMA

Formează cu Ni 2+, în mediu slab amoniacal un complex intern (precipitat mătăsos, cristalin, de culoare roz–roşie – reacţia Ciugaev):

Reacţia este specifică şi serveşte la precipitarea totală a ionului Ni2+ din soluţie.

Grupa I–B (11)

CUPRUL:

COMPUŞII CUPRULUI

cuprul formează compuşi la treapta de oxidare 1+ (combinaţii cuproase) 2+ (combinaţii cuprice) mai stabili sunt compusii Cu2+

I. COMPUŞII Cu + (COMBINAŢII CUPROASE)

I. 1. OXIDUL DE Cu (I) – Cu2OPreparare

reducerea ionului Cu2+ în mediu bazic cu reducători ca hidrazina, glucoza, formaldehida, SO2 etc.Reducerea hidroxidului cupric cu glucoză

se foloseşte reactivul Fehling Reactivul Fehling este format din două soluţii: (Fehling I şi Fehling II) Soluţia Fehling I : CuSO4.5H2O şi H2SO4 concentrat (H2SO4 are rolul de a retrograda hidroliza sării). Soluţia Fehling II: sare Seignette (tartrat dublu de sodiu şi potasiu), soluţie NaOH sau KOH 30% Sarea Seignette are rolul de a dizolva precipitatul de Cu(OH)2 ce se formează la amestecarea soluţiei Fehling I cu soluţia Fehling II.

13

Proprietăţi

precipitat roşu-cărărmiziu

insolubil în apă, solubil în soluţia apoasă de amoniac şi în acid clorhidric concentrat

Cu2O + 4 NH3 + H2O → 2 [ Cu (NH3)2 ] OH

caracter reducător : poate fi oxidat la Cu2+ de ionii Fe3+ în mediu de H2SO4

- FeSO4 se dozeaza cu KMnO4, metoda Bertrand de dozare a glucozei)

I. 2. IODURA DE Cu(I) – CuI

Preparare Reacţia CuSO4 cu KI

I.3. TIOCIANATUL DE Cu(I) – CuSCN

Preparare

Reacţia CuSO4 cu KSCN în mediu reducător (acid sulfuros)

pp alb

II. COMPUŞII Cu 2+ (COMPUŞII CUPRICI)

compuşii cuprici sunt mai stabili decât cei cuproşi

în stare hidratată au culoare albastră

în stare anhidră sunt incolori

II. 1. OXIDUL DE Cu(II) – CuO

Obţinere

14

deshidratarea la cald a Cu(OH)2 Cu(OH)2 → CuO + H2O

descompunerea termică a nitraţilor Cu(NO3)2 → CuO + 2NO2 + ½ O2

Proprietati

pulbere neagră

insolubilă în apă

solubilă în acizi

are caracter oxidant (oxideaza substantele organice la CO2 si H2O )

II.2. HIDROXIDUL DE Cu(II) – Cu(OH)2

Preparare:

CuSO4 + NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

Proprietăţi

precipitat albastru voluminos

se dizolvă în acizi , NH3 (soluţie) şi NaOH

(reactiv Schweitzer - dizolvă celuloza)

Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4]

tetrahidroxicuprit de Na

II.3. CLORURA DE Cu(II) – CuCl2.2H2O

Proprietăţi

- cristale aciculare, albastre-verzui- in stare anhidră este de culoare brună- se descompune la cald

2CuCl2 → 2CuCl + Cl2

Bromura si iodura cuprică sunt instabile si se descompun in acelasi mod.

II.4 . SULFURA DE Cu(II) – CuS

Preparare: CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4

Proprietăţi

precipitat negru, insolubil in apă

se dizolvă în HNO3 diluat, la fierbere

3 CuS + (2+6) HNO3 → 3Cu (NO3)2 + NO + 3S + 4H2O

II.5. SULFAT DE Cu(II) – CuSO4 . 5H2O

Preparare

Cu + 2H2SO4 → Cu SO4 + SO2 + 2H2O

15

Proprietati

este denumit „piatră vânătă”

cristale de culoare albastră

prin calcinare pierde treptat apa de cristalizare şi trece în Cu SO4 anhidru, de culoare alba.

II.6. PIROARSENITUL DE Cu(II) – Cu 2As2 O5

Proprietăţi

este o otravă puternică

substanta de culoare verde – „verdele lui Schelle”

II.7. ACETOARSENITUL DE Cu(II) - Cu(CH3COO)2·3Cu(AsO2)2

este denumit „verde de Paris”

este utilizat pentru combaterea daunatorilor

UTILIZARI ALE CUPRULUI

Dupa fier este cel mai utilizat metal, fie ca atare fie în aliaje:

ca atare: in electrotehnică, ţevi pentru instalaţii, tabla pentru cazane

aliaje: tacâmuri, clopote, instrumente muzicale

PROPRIETATI BIOCHIMICE ALE CUPRULUI

în procesele de oxidare din celulele organismului, cuprul are rol de catalizator

cuprul coloidal (electrocuprol) sau cuprin are actiune specifică contra cancerului

complecsii cuprului au acţiune:

Antiinflamatoare, analgezică, antipiretică

Antidiabetică

Anticanceroasă

Antivirală, antimicotică

ARGINTUL -

COMPUŞII ARGINTULUI

OXIDUL DE ARGINT – Ag2O

Preparare

tratarea unei sări solubile de argint (AgNO3) cu hidroxizi alcalini (KOH, NaOH). AgNO3 + NaOH → AgOH + NaNO3

pp alb–gălbui Hidroxidul de argint care se formează intermediar, este instabil şi se deshidratează aproape instantaneu la Ag2O

2AgOH → Ag2O + H2O

16

precipitat brun–negru

Proprietati Ag2O este insolubil în apă şi hidroxizi alcalini solubil în NH3 când este în stare proaspătă solubil în HNO3

are caracter oxidant

Ag2O + H2O2 → Ag + O2 + H2O

se descompune la incalzire

Ag2O → 2Ag + ½ O2

CLORURA DE ARGINT – AgCl

Preparare

direct, din elemente: 2Ag + Cl2 → 2AgCl

tratarea unei soluţii de AgNO3 cu soluţii de cloruri sau HCl diluat:

Proprietati

precipitat alb, insolubil în apă

sub acţiunea luminii, AgCl se descompune, cu formare de Ag şi Cl2:

AgCl se dizolvă în soluţii de cianuri, tiosulfaţi şi amoniac cu formare de combinaţii complexe:

AgCl + NaCl → Na[AgCl2 ]

BROMURA DE ARGINT – AgBr

Proprietati precipitat alb–gălbui sensibil la lumină

solubilă în amoniac, tiosulfaţi alcalini, cianuri şi H2SO4 concentrat la cald:

IODURA DE ARGINT – AgI

17

Proprietati precipitat galben închis sensibil la lumină insolubil in amoniac

NITRATUL DE ARGINT – AgNO3 (Piatra iadului)

Proprietati cristale incolore romboedrice solubil în apă, alcool metilic (etilic) şi în acetonă la cald (cca. 3000C) se descompune astfel:

ALTI COMPUSI

Ag2SO4 pp alb AgSCN pp alb Compusi insolubiliAg2S pp negru sau putin Ag2CO3 pp alb solubili in apaAg2CrO4 pp rosu -brunAg3AsO3 pp galbenAg3PO4 pp galben

AgClO3 Compusi solubili AgClO4 in apa

PROPRIETĂŢILE IONULUI Ag +

Caracterul Oxidant

Ionul Ag+ este un bun oxidant, el reducându–se la argint metalic

oxidează ionii Fe2+, Mn2+ în mediu alcalin sau neutru

oxidează ionii Zn2+, O- din H2O2 în mediu alcalin sau neutru

oxidează în mediu amoniacal (reactivul Tollens), aldehida formică la acid formic (oglinda de argint)

- Oglinda de argint se poate obţine şi în prezenţa unei soluţii de glucoză sau lactoză 10%, drept reducător:

UTILIZARILE ARGINTULUI ŞI COMPUŞILOR SĂI

18

Ag în aliaj cu Cu - bijuterii , monezi

Ag coloidal - (Colargol, Protargol) antiseptic

AgNO3 - în medicină, ca antiseptic, bactericid (în unguentele oftalmice) cauterizant

În tehnica dentară - Paliag

Sterilizarea apei potabile

În industria electrotehnică, electrozi, argintarea obiectelor

AgCl, AgBr - în fotografie

AURUL – 79196,96 Au

Stare natural ă

Nisip aurifer

Bulgări (pepite)

In România: Munţii Apuseni (Brad, Cavnic, Baia Sprie, Roşia Montană)

Proprietăţi

Metal galben, strălucitor, foarte maleabil şi ductil;

Bun conducător de căldură şi electricitate;

Metal moale (se foloseşte în aliaj cu Ag şi Cu).

Caratele: părţi de aur în 24 părţi de aliaj

Aurul de 14 carate: 14 g Au şi 10 g Cu sau Ag

Soluţiile coloidale de Au – coloraţie purpurie

Solubil în Hg – amalgama de aur (folosit la acoperirea suprafeţelor cu aur);

Complet inoxidabil;

Nu este atacat de acizi sau de baze (metal nobil);

Au + (3HCl + HNO3) → AuCl3+ NO + 2H2O

AuCl3 + HCl → H [AuCl4 ]

Este atacat de halogeni şi de KCN.

COMPUSII AURULUI - (Au + ; Au 3+ )

I. COMPUŞII Au +

- Puţin stabili în soluţie;

- Greu solubili;

- Au2O; AuX (X = Cl, Br, I); AuCN (cianura)

- Na3[ Au(S2O3)2 ] - combinaţie complexă folosită în tratamentul tuberculozei.

-

II. COMPUŞII Au 3+

• Oxidul de aur: Au2O3 – pulbere puţin stabilă, insolubilă în apă, solubilă în HCl;

19

• Hidroxidul de aur: Au (OH)3 – caracter amfoter;

Predomină caracterul acid -H3AuO3

• Halogenurile : AuX3

Substanţe solide, colorate;

Caracter oxidant:

H2SO3 → H2SO4

SnCl2 → SnCl4

Zn → Zn 2+

HCOOH → CO2

2AuCl3 + 3HCOOH → 2Au + 3CO2 + 6HCl

Utilizările aurului

Sub formă de aliaje – bijuterii;

Aurul coloidal – în tratamentul tuberculozei;

Hidrosolul de aur ( purpura lui Casius) – prepararea sticlei de rubin.

ZINCUL -

COMPUŞII ZINCULUI

1. OXIDUL DE ZINC – ZnO

Preparare

direct, din elemente: 2 Zn + O2 → 2 ZnO

calcinarea azotatului sau carbonatului de zinc

Proprietati

insolubil in apa, solubil in acizi

Oxidul de zinc formează cu nitratul de cobalt , la calcinare, o masă verde de zincat de cobalt („verdele lui Rinmann”)

Reacţia serveşte la identificarea ionului Zn2+

2. HIDROXIDUL DE ZINC – Zn(OH)2

Preparare tratarea unei sări solubile de zinc cu hidroxid alcalin sau de amoniu

Proprietati

precipitat alb coloidal

20

amfoter: solubil în acizi, exces de hidroxizi alcalini şi amoniac

3. CLORURA DE ZINC - ZnCl2

Preparare

Zn + HCl → ZnCl2 + H2

Proprietati

cristale albe, solubile in apa

magneziul reduce zincul din sărurile lui

se utilizează in industria textilă, la obţinerea ţesăturii de tip „crep”

4. SULFURA DE ZINC – ZnS (in natură=blenda)

Preparare

un amestec stoechiometric de Zn şi S încălzit pe o placă metalică, reacţionează violent: Zn + S → Zn S tratarea unei sări solubile de zinc (ZnCl2, ZnSO4), cu o sulfură alcalină

Proprietati

precipitat alb amorf, solubil în acizi utilizat drept colorant alb pentru vopsele

5. SULFATUL DE ZINC - Zn SO4 . 7 H2OPreparare

ZnO + H2SO4 → Zn SO4 + H2OZn + H2SO4 → Zn SO4 + H2

Proprietati in reactie cu sulfura de bariu formeaza Litoponul – un pigment alb pentru vopseleZnSO4 + BaS → ZnS + Ba SO4

utilizat in farmacie ca astringent

6. FOSFATUL DE ZINC – Zn3(PO4)2

Preparare: tratarea unei sări solubile de zinc cu o soluţie de fosfat alcalin

Proprietati: precipitat alb cristalin

7. NITRATUL DE ZINC - Zn(NO3)2

Preparare: tratarea zincului cu acid nitric diluat sau concentrat

3 Zn + 8 HNO3 → 3 Zn (NO3) 2 + 2 NO +4 H2O

4 Zn +10 HNO3 → 4 Zn (NO3) 2 + NH4 NO3 +3 H2O

8. ACETATUL DE ZINC – Zn(CH3 COO)2

Preparare Reacţia zincului cu CH3 COOH

21

Zn + CH3 COOH → Zn(CH3 COO)2 + H2

Proprietăţi: cristale incolore, solubile în apă.Utilizari imprimarea tesaturilor, in industria textila

Enzime cu ZincMedicamente cu zincSuplimente alimentare cu zinc

CADMIUL -

COMPUŞII CADMIULUI

1. OXIDUL DE CADMIU – CdO

Preparare calcinarea CdCO3 sau Cd(NO3)2

Proprietati

pulbere de culoare cafeniu închis caracter bazic pronunţat insolubil în apă şi uşor solubil în acizi

2. HIDROXIDUL DE CADMIU – Cd(OH)2

Preparare tratarea unei sări solubile de cadmiu cu hidroxizi alcalini

Proprietati

precipitat alb amorf solubil în acid clorhidric diluat şi în exces de amoniac insolubil în exces de hidroxizi alcalini

● nu are caracter amfoter

3. SULFURA DE CADMIU – CdS

Preparare tratarea unei sări solubile de cadmiu cu un curent de H2S sau apă de H2S

Proprietati

precipitat fin, de culoare galbenă solubilitate redusă în amoniac se dizolvă în HCl concentrat, în HNO3 diluat, în H2SO4 diluat sau în soluţii de cianuri alcaline

22

SCd

Cd

O

OS

O

O

Hg2(NO3)2 + 2NaOH Hg

Hg

OH

OH+ 2NaNO3

În soluţii de CdSO4 cu concentraţia 0,6 N precipită un produs galben–portocaliu, format dintr–un amestec de CdS şi CdSO4, cu structura probabilă:

MERCURUL -

COMPUŞII MERCURULUI

trepta de oxidare 1+ (mercurosi) trepta de oxidare 2+ (mercurici)

I. COMPUŞII MERCUROŞI (DIMERCURICI)

Hg+ – Hg+

I.1. OXIDUL MERCUROS – Hg2O

Preparare

tratarea unei sări mercuroase cu hidroxizi alcalini hidroxidul mercuros format este instabil, se deshidratează instantaneu, formand oxid mercuros

pp. negru

I.2. CLORURA MERCUROASĂ (calomelul) – Hg2Cl2

Preparare direct, din elemente: 2Hg + Cl2 → Hg2Cl2

la cald: HgCl2 + Hg → Hg2Cl2

tratarea unei sări mercuroase solubile cu HCl pp.albProprietati pulbere alba foarte greu solubila in apa sublimeaza dezinfectant intestinal reactioneaza cu NaCl, cu formarea Hg metalic

I.3. IODURA MERCUROASĂ – Hg2I2

Preparare tratarea nitratului mercuros cu o iodură alcalină

23

precipitat galben–verzui Proprietati în exces de reactiv, Hg2I, disproporţionează

I.4. TIOCIANATUL DE MERCUR (I) – Hg2(SCN)2

Preparare

tratarea nitratului mercuros cu tiocianat de potasiu

precipitat alb

I.5. ACETATUL DE MERCUR (I) – Hg2(CH3COO)2

Preparare

tratarea unei soluţii de nitrat mercuros cu acetat alcalin

precipitat alb

I.6. NITRATUL MERCUROS – Hg2(NO3)2.2H2O

Preparare reactia acidului nitric diluat, la cald, asupra mercurului (în exces) sau prin reacţia dintre mercur şi o soluţie de nitrat mercuric

Proprietati

cristale incolore uşor solubil în apă hidrolizeaza are caracter reducător, oxidându–se uşor în soluţie şi, de aceea, pentru conservare se adaugă în soluţie puţin mercur metalic

II. COMPUŞII Hg2+ (MERCURICI)

II.1. OXIDUL MERCURIC – HgO

Prepararea oxidului rosu de mercur

CALE USCATA: calcinarea HgCO3 sau Hg(NO3)2

Prepararea oxidului galben de mercur

CALE UMEDĂ: sărurile mercurice solubile, tratate cu hidroxizi alcalini

Proprietati

forma roşie se deosebeşte de cea galbenă (hidrargirum oxidatum flavum) prin mărimea particulelor, care sunt ceva mai mari la forma roşie solubilitatea în apă diferă puţin la cele 2 forme de oxizi, fiind foarte putin solubile.

24

HgCl2 + 2NH4OH HgCl

NH2

+ NH4Cl + 2H2O

HgCl2 + 2NH4OH HgCl

Cl

H3N

H3N+ 2H2O

solubila in HNO3 si HCl diluat are caracter oxidant

se descompune la cald si/sau sub actiunea luminii

HgO → Hg + ½ O2

se pastreaza in borcane inchise la culoare

Utilizari

Oxidul galben de mercur se foloseste ca antiseptic sub forma de unguente:

-unguent oftalmic contra conjunctivitei (blefarita)

-dermatologie- contra furunculilor

II.2. HIDROXID MERCURIC – Hg(OH)2

Nu se formează hidroxid mercuric acesta fiind instabil, se deshidratează instantaneu

II.3. CLORURA MERCURICĂ (sublimatul coroziv) HgCl2

Preparare

tratarea sulfatului mercuric cu clorură de sodiu

tratarea oxidului de mercur cu acid clorhidric cristale rombice incolore

Proprietati

cristale rombice incolore, solubile in apa

clorura mercurică este o sare nedisociabilă

Clorura mercurică reactioneaza cu în amoniacul, formand clorura amido-mercurica

clorura amidomercurică - un precipitat alb infuzibil (HgNH2 )Cl

precipitat alb fuzibil, HgCl2.2NH3

reactioneaza cu zincul

II.4. IODURA MERCURICĂ – HgI2

Preparare

tratarea nitratului mercuric cu iodură de potasiu

Proprietati

precipitat roşu

25

2K2[HgI4] + 4KOH + NH4Cl OHg

HgNH2 I + 7KI + KCl + 3H2O

in exces de KI, precipitatul roşu se dizolvă complet, trecând în tetraiodomercuriatul de potasiu, complex incolor solubil

soluţia alcalină de K2[HgI4] se numeste reactiv Nessler şi serveşte la identificarea ionului de amoniu

II.5 SULFURA MERCURICA - HgS (cinabru)Preparare direct din elemente

Hg + S → HgS tratarea Hg(NO3)2 cu H2S Hg(NO3)2 + H2S → HgS + 2 HNO3

Proprietati precipitat negru insolubil in apa solubil in acid azotic3 HgS + 8 HNO3 → 3Hg(NO3)2 + 2NO + 3S + 4H2O

II.6. NITRATUL MERCURIC- Hg (NO3)2

Preparare 3Hg + 8HNO3 →3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Proprietati cristale incolore solubile in apa

II.7. TIOCIANATUL DE Hg (II) – Hg(SCN)2

Preparare tratarea unei soluţii de Hg(NO3)2 sau HgCl2 cu tiocianat alcalin

Proprietati

precipitat alb–cristalin voluminos

Încălzit , se descompune rapid, mărindu–şi enorm volumul, căpătând aspectul unui şarpe de culoare galben–cenuşie „şarpele lui Faraon”

solubil în exces de reactiv

este o substanţă foarte puţin disociată

UTILIZARI ALE MERCURULUI SI COMPUSILOR SAI termometre, barometre surse de radiatii UV tehnica dentara(amalgame –Cd, Sn, Ag) celule de electroliza extragerea Ag si Au din minereuri exploxivi ( fulminate de Hg)

26

HgO: unguent oftalmic Hg2Cl2: vermifug, vermicid

GRUPA V – A ( 15) Stibiu – SbBismut – Bi- structura electronică : ns2 np3

- formează ioni trivalenţi şi numai stibiul – Sb5+

- în hidruri : N.O. este - 3 (MeH3 – leg. covalentă)- cu oxigenul : Me2O3 şi Me2O5

- cu halogenii: halogenuri de tipul MeX3 şi MeX5 ;- halogenurile hidrolizează în soluţie apoasă.- se dizolvă numai în H2SO4 concentrat; HNO3 conc. şi în apă regală.

STIBIUL (Antimoniul) - 51121,75 Sb

Se găseşte în natură atât în stare liberă cât şi sub formă de combinaţii ( principalul mineral – Sb2S3 - stibina).

I. COMPUŞII STIBIULUI TRIVALENT (Sb 3+)

I.1. OXIDUL DE STIBIU - Sb2O3

Preparare 4 Sb + 3 O2 → 2 Sb2O3

2 SbCl3 + 3 K2CO3 → Sb2O3 + 3 CO 2 + 6 KCl Proprietăţi - caracter amfoter: Sb2O3 + 6HCl → 2SbCl3 + 3 H2O Sb2O3 + 2 NaOH → 2 NaSbO2 + H2O Stibit de sodiu- se dizolvă în H2SO4 şi HNO3 la cald: Sb2O3 + 3 H2SO4 → Sb2(SO4)3 + 3H2O Sb2O3 + 6 HNO3 → 2 Sb(NO3)3 + 3 H2O- sărurile de stibiu hidrolizează f.uşor :Sb(NO3)3 + H2O→ SbO(NO3) + 2 HNO3

Nitrat de stibil

I.2. HIDROXIDUL STIBIOS - Sb(OH)3 ↔ H3SbO3

(acidul stibios sau antimonios – nu s-a izolat ca atare)

27

H[Sb(OH)4] – izolat sub formă coloidalăSe admite formal existenţa unui acid metaantimonios, care poate disocia şi ca bază:H3SbO3 → HSbO2 + H2OHSbO2 → H+ + SbO2

-

HSbO2 → HO- + SbO+ (ionul stibil)S-au izolat sărurile acestui acid ipotetic - metaantimoniţi.

I.3. CLORURA DE STIBIU - SbCl3

Preparare: Sb2S3 + 6 HCl → 2 SbCl3 + 3 H2SProprietăţi: masă moale , untoasă – unt de antimoniu.Hidrolizează: SbCl3 + H2O → SbOCl + 2HCl

I.4. OXICLORURA DE STIBIU (clorura de stibil) – SbOClCristale incolore, insolubile în apă, solubile în benzen, cloroform etc.

I.5. SULFURA DE STIBIU – Sb2S3

Preparare: 2 Sb + 3S → Sb2S3 2 SbCl3 + 3 H2S → Sb2S3 + 6 HCl

Proprietăţi: - precipitat roşu-portocaliu;- sulfură acidă, solubilă în hidroxizi alcalini, Na2S, (NH4)2S şi (NH4) 2S2: Sb2S3 + 2 (NH4)2S2 + (NH4)2S → 2 (NH4)3SbS4

Sulfostibiat de amoniu

PROPRIETĂŢI FIZIOLOGICE ALE STIBIULUI

Compuşii volatili ai stibiului sunt toxici; Introduşi în organism pe cale orală, în cantitate mică, nu sunt toxici deoarece hidrolizează şi formează produşi foarte greu solubili.

BISMUTUL - 208,9883 Bi

Se găseşte în natură în special sub formă de minereuri

COMPUSII BISMUTULUI

1. OXIDUL DE BISMUT – Bi2O3

Preparare 2 Bi(NO3)3 → Bi2O3 + 6 NO2 + 3/2 O2

2 Bi + 3/2 O2 → Bi2O3

Proprietăţi: pulbere galbenă care la cald devine brună (transformare reversibilă).

2. HIDROXIDUL DE BISMUT – Bi(OH)3

28

Preparare BiCl3 + 3 NaOH → Bi(OH)3+ 3NaClProprietăţi: caracter oxidant - în suspensie coloidală de staniţi alcalini este redus la Bi:2Bi(OH)3 + 3Na2SnO2 → 2Bi + 3Na2SnO3 +3H2O

3. CLORURA DE BISMUT – BiCl3

Preparare: 2Bi + 3Cl2 → 2 BiCl3

Bi + (HNO3 + 3HCl) → BiCl3 +NO +2H2O Bi2O3 + 6HCl → 2 BiCl3 +3H2O Proprietăţi: Hidrolizează BiCl3 + H2O → BiOCl + 2HCl ↓ clorura de bismutil (pp alb, greu solubil)

4. SULFURA DE BISMUT : Bi2S3

Preparare: 2Bi + 3S → Bi2S3

2BiCl3 + 3H2S → Bi2S3 + 6HClProprietăti: substanţă de culoare brună, insolubilă în apă, solubilă în HNO3.

5. SULFATUL DE BISMUT – Bi2(SO4)3

Preparare: 2Bi + 6H2SO4→ Bi2(SO4)3 + 6H2O + 3 SO2

6. NITRATUL DE BISMUT : Bi(NO3)3. 5 H2O Bi + 4 HNO3 → Bi(NO3)3 + NO + 2 H2O Cristale incolore, higroscopice. Se descompune în apa de cristalizare, formând nitratul de bismutil.

7. SUBNITRATUL DE BISMUT –BiO(NO3) Bismuthi subnitras

- Antiseptic şi adsorbant – tratamentul ulcerelor gastrice şi duodenale;- O suspensie cu: subnitrat de bismut, talc şi ZnO în glicerină - examinarea radioscopică a căilor digestive- sub formă de pudră – în tratamentul arsurilor şi a plăgilor infectate.

8. CARBONATUL BAZIC DE BISMUT - (BiO)2CO3.0,5H2OBismuthi subcarbonas – Bi(OH)CO3. Bi2O3

antiseptic al tubului digestiv, antiparazitar, antiacid

9. GALATUL BAZIC DE BISMUT Bismuthi subgallas

- pulbere galbenă, inodoră, - insolubilă în apă şi alcool.- se foloseşte în tratamentul arsurilor, a ulcerelor varicoase etc.(dermatol).

10. SALICILATUL BAZIC DE BISMUT Bismuthi subsalicylas

Se foloseşte pentru:- tratarea ulcerului gastric;- antidiareic;- extern (pomadă) – tratarea plăgilor infectate;

29

Alţi compuşi organici – tratamentul sifilisului , vermicid etc.

Grupa IV–A (14)

STANIUL -

COMPUŞII STANIULUI

Staniul formează compuşi la treapta de oxidare 2+ şi 4+

I. COMPUŞII Sn2+ (STANOŞI)

I.1. OXIDUL STANOS – SnO

Preparare

calcinarea carbonatului sau oxalatului stanos:

Sn (COO) → SnO + CO + CO2

Proprietati pulbere de culoare cenusie insolubil în apă şi în soluţii de hidroxizi alcalini diluaţi se dizolvă în acizi SnO + HCl → SnCl2 + H2O se oxidează foarte uşor în aer la cald şi trece în SnO2

2SnO +O2 → 2SnO2 caracter reducator : SO2 → SHNO3 → HNO2

CO2→COSnO + HNO3 → SnO2 + H2O caracter oxidant : SnO+ H2 → Sn + H2O

I.2. HIDROXIDUL STANOS – Sn(OH)2

Preparare

tratarea unei sări stanoase cu hidroxizi alcalini

Proprietati precipitat alb solubil în exces de reactiv cu formarea complexului tetrahidroxostanit de sodiu, solubil:

are caracter amfoter, se dizolvă în soluţii de HCl şi NaOH, cu obtinerea SnCl2 şi Na2SnO2, produşi cristalizaţi de culoare albă Sn(OH)2 + 2HCl → SnCl2 + 2 H2O Sn(OH)2 + 2 NaOH → Na2 [Sn(OH)4 ] → Na2SnO2

Stanitii alcalini au caracter puternic reducator

Na2SnO2 + 2Bi(OH)3 → 3Na2SnO3 + 2 Bi + 3 H2O

I.3. CLORURA STANOASĂ – SnCl2

Preparare

30

dizolvarea staniului alb în acid clorhidric: Sn +2HCl → SnCl2 + H2

Proprietati este un produs de culoare albă, uşor solubilă în apă zincul, aluminiul şi magneziul, în mediu slab acid, reduc SnCl2 la Sn metalic, sub formă de cristale aciculare.

(„ariciul de mare”)

I.4. SULFURA STANOASĂ – SnS

Preparare combinarea directă a elementelor la cald Sn + S → SnS pe cale umedă, prin barbotarea unui curent de H2S într–o soluţie de SnCl2:

Proprietati precipitat de culoare brună insolubil în acizi diluaţi şi sulfură de amoniu. se dizolvă în polisulfuri de amoniu, formând tiostanaţi:

prin tratare cu acizi, tiostanatul formează SnS2 (precipitat galben)

sulfura stanică se separă prin filtrare şi apoi se dizolvă în hidroxizi alcalini

ALTI COMPUSI SnBr2 - pp galben SnI2 - pp rosu Sn (NO3)2 - incolor SnSO4 - incolor

Ionul Sn 2+ este un reducător puternic

Reduce : -Hg2+ la şi la Hg metalic

-Fe3+ la Fe2+ - şi în mediu acid la Mn2+ respectiv Cr3+

-Bi3+ la Bi metalic -nitroderivaţii la amine

II. COMPUŞII Sn4+ (STANICI)

II.1. OXIDUL STANIC – SnO2

Preparar e calcinarea în aer a SnO, sau a oxalatului de Sn (II)

31

Proprietati pulbere alba insolubil în apă, acizi şi soluţii de hidroxizi alcalini solubil in acizi concentrati caracter amfoter SnO2 + 4 HCl → SnCl4 + 2H2OSnO2 + NaOH → NaHSnO3

stanat acid de sodiu caracter oxidantSnO2+ 2H2 → Sn + 2H2O

II.2. HIDROXID STANIC - Sn(OH)4

Preparare tratarea SnCl4 cu o cantitate limitată de NaOHSnCl4 + 4NaOH → Sn(OH)4 + 4NaClProprietati precipitat alb voluminos Hidroxidul stanic numit şi acid stanic α este amfoter

După încălzire, acidul stanic α trece în acid stanic β (metastanic), insolubil în acizi.

II.3. CLORURA STANICĂ – SnCl4

Preparare tratarea pulberii de staniu cu un curent de clor uscat la cald Sn + 2Cl2 → SnCl4

oxidarea SnCl2 cu C12, Br2 sau HNO3

SnCl2 + 2HCl + Br2 → SnCl4 + 2HBrProprietati lichid incolor care fumegă în aer solubil în apă şi solvenţi organici dizolvă fosforul, iodul şi sulful SnCl4 hidrolizează foarte uşor, soluţia având un caracter acid pronunţat

formează acidul hexaclorostanic, care este un acid tare:

Plumbul -

COMPUŞII PLUMBULUI

compuşi la treapta de oxidare 2+ şi 4+

săruri de Pb2+ mai stabile ca cele ale Pb4+

I. COMPUŞII Pb2+

32

I. 1. OXIDUL DE PLUMB – PbO

Preparare calcinarea carbonatului sau nitratului de plumb

direct, din elemente: Pb +O2 → PbO

Proprietati

Două forme de PbO: culoare galbenă numită „masicot” roşu–portocalie numită „litargă” aceste forme se deosebesc după mărimea particulelor solubil în acizii ce dau săruri solubile (HNO3 , CH3COOH) solubil în soluţii concentrate de hidroxizi alcalini, formând hidroxoplumbiţi, soluţii limpezi, incolore

I.2. HIDROXIDUL DE PLUMB – Pb(OH)2

Preparare tratarea unei sări solubile de plumb (acetat sau nitrat) cu soluţii de hidroxizi alcalini

Proprietati

precipitat alb gelatinos de Pb(OH)2 caracter amfoter : solubil în exces de reactiv şi în HNO3 sau CH3COOH

I.3. CLORURA DE PLUMB – PbCl2

PrepararePb(OH)2 + 2HCl →PbCl2 + 2H2O Proprietati precipitat alb, cristalin, solubil complet în apă, la încălzire se dizolvă în HNO3 diluat, HCl concentrat şi în soluţii concentrate de cloruri alcaline

I.4. SULFURA DE PLUMB – PbS

Preparare

barbotarea unui curent de H2S într–o soluţie de acetat sau nitrat de plumb

Proprietati

precipitat de culoare neagră, insolubil în HCl diluat sau H2SO4 diluat Solubil in HNO3 diluat, la cald

I.5. AZOTAT DE PLUMB - Pb(NO3)2

33

Preparare 3 Pb + 8 HNO3 → 3 Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2OProprietati cristale solubile in apa la cald se descompune, cu formare de PbO

I.7. ACETAT DE PLUMB - Pb(CH3COO)2

Preparare Pb + 2 CH3COOH → Pb(CH3COO)2 + H2 Proprietati solubil in apa gust dulce (zahar de plumb) folosit in medicina, ca astringent folosit in industria textila, la vopsitorie

ALTI COMPUSI Sulfat de plumb - Pb(SO4 ) - pp. alb

Iodura de plumb - PbI - pp. galben

Cromat de Plumb - PbCrO4 – pp. galben ( galben de plumb) Ceruza - Pb(OH)2. PbCO3 - pp alb, folosit in pictura (alb de plumb) In timp, sub actiunea hirogenului sulfurat din aer, se innegreste. Tetra etil plumb - Pb(C2H5)4 - foarte toxic, folosit ca antidetonant in benzina.

COMPUŞII Pb4+

formează compuşi ce derivă de la acidul ortoplumbic, H4PbO4 (cunoscuţi numai sub formă de săruri) şi metaplumbic, H2PbO3

formeaza complecşi de forma ,

hexahidroxoplumbaţi, care derivă de la acidul hexahidroxoplumbic, H2[Pb(OH)6], necunoscut în stare liberă

I.8. DIOXIDUL DE PLUMB – PbO2

Preparare

oxidarea ionului Pb2+ în mediu alcalin cu un curent de clor gazos

oxidarea acetatului de plumb se poate face şi cu hipoclorit de sodiu sau clorură de var Tratarea PbO cu Cl2: PbO + Cl2 → PbO2 + Pb Cl2

Proprietati

este considerat anhidrida acidului ortoplumbic prezintă şi caracter de oxid bazic este o pulbere brună insolubilă în apă şi acizi diluaţi caracter amfoter

PbO2 + 4HCl → Pb Cl4 + 2H2O

PbO2 + 2NaOH → Na2[Pb(OH)6]

la cald se descompune

3 PbO2 → Pb3O4 +O2

agent oxidant puternic

Oxidează ionii Cl– la Cl0

34

PbO2 + (2+2)HCl PbCl2 + Cl2 + 2H2O

ionii I– la I0

2 KI + PbO2 + 2 H2SO4 → I2 + PbSO4 + K2SO4 +2H2O

ionii Mn2+ la în mediu de HNO3

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4+ 3 Pb(NO3)2 +2 PbSO4 + 2H2O ionii N+2 la N+3

HNO2 + PbO2 + H2SO4→ HNO3 + PbSO4 + H2O

PROPRIETATI FIZIOLOGICE

Plumbul este toxic şi prin acumularea sa în organism provoacă boala denumită „saturnism”, o intoxicaţie specifică plumbului, manifestata prin colici, tremuraturi, paralizie, degenerarea ficatului, encefalopatie saturniana. Sarurile solubile ale Pb sunt toxice, ataca sistemul nervos si sistemul muscular.

Grupa III–A (13)

ALUMINIUL -

COMPUŞII ALUMINIULUI

1. HIDRURA DE ALUMINIU - (AlH3)n

Proprietăţi

substanţa amorfă, albă

polimerizează

reacţionează cu apa

AlH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3H2

hidrura de litiu si aluminiu LiAlH4 se foloseşte ca reducător, în chimia organică

2. OXIDUL DE ALUMINIU – Al2O3 (corindon)

Preparare

calcinarea hidroxidului de aluminiu 2Al(OH)3→ Al2O3 + 3H2O

Proprietăţi pulbere albă insolubilă în apă caracter amfoter

Al2O3 +6 HCl → 2AlCl3 + 3H2O

cu nitratul de cobalt, la cald, formează aluminatul de cobalt, o masă de culoare albastră, numită „albastrul lui Thénard” Co(NO3)2 → CoO + 2NO2 + ½ O2

Reactioneaza cu carbonul si azotul→ nitrura de aluminiu

35

Al2O3 + 3C + N2 → 2AlN + 3 CO

Al2O3 impurificat cu oxizi de fier – smirghelul – folosit la lustruirea obiectelor metalice, pietre de polizor etc.

component al pietrelor preţioase si semipreţioase: safir, rubin, ametist, smarald, topaz.

Utilizări

cromatografie (plăci cromatografice) pentru separarea vitaminelor, hormonilor etc.

Stomatologie - prepararea cimentului pentru plombele dentare.

Al2O3 obţinut prin precipitare are o mare putere absorbantă.

3. HIDROXIDUL DE ALUMINIU – Al(OH)3

Preparare tratarea unei sări solubile cu soluţii de NH3, cu hidroxizi alcalini sau cu carbonaţi alcalini

dizolvarea aluminiul în apă, cu reducerea ionului H+ la H2

Proprietăti precipitat alb, voluminos, translucid, gelatinos; uscat, se prezintă ca o pulbere albă, higroscopică; deshidratant mai eficient chiar decât acidul sulfuric concentrat sau clorura de calciu anhidră;

are caracter amfoter

- hidroxidul de aluminiu este o bază slabă;

- poate fi scris ca un acid : H3AlO3

H3AlO3 → HAlO2 + H2O

Acid aluminic acid meta aluminic

Utilizări

este un bun adsorbant ( acetilena, etena, vaporii de iod, acizi, săruri, coloranţi); datorită proprietăţilor sale adsorbante, hidroxidul de aluminiu coloidal se foloseşte ca mordant în vopsirea textilelor;

- încălzit la 200-500 0C este un foarte bun absorbant pentru apa si se foloseste la uscarea gazelor

In farmacie

pentru uz extern- sub formă de pudră, ca înlocuitor al talcului;

excipient pentru pomezi;

Al(OH)3 coloidal- alucol – folosit pentru combaterea aciditatii gastrice (ulcer) MAALOX

SĂRURILE ALUMINIULUI

sărurile de aluminiu prezintă în soluţie, reacţie acidă; unele săruri hidrolizează foarte uşor încât nu pot fi obţinute din soluţii (carbonatul şi citratul de aluminiu)

1. SULFURA DE ALUMINIU - Al2S3

Preparare direct din elemente:2 Al + 3S → Al2S3

sulfura de aluminiu, în apă hidrolizează imediat separând hidroxidul de aluminiu Al2S3 + 6 H2O → Al( OH)3 + 3H2S

2. SULFAT DE ALUMINIU - Al2( SO4)3

Preparare

36

acidul sulfuric concentrat dizolvă aluminiul, reducându–se la SO2. Proprietăţi cristale albe solubile in apa

3. COMPUSII CU HALOGENII AlF3

AlCl3

ObţinereAluminiul se dizolvă în acizi diluaţi (HCl şi H2SO4), cu degajare de hidrogen:

Proprietăţi legatura Al - Cl este covalentă polară (parţial ionică); fumegă în aer; reacţionează violent cu apa : [Al(H2O)6]+3 ; are acţiune catalizatoare;

4. ALAUNUL DE POTASIU (piatra acră) – KAl(SO4)2.12H2O

Alaunii sunt sulfaţi dubli conţinând în molecula lor un metal trivalent (A13+, Cr3+, Fe3+) şi unul monovalent (K+, Na+, Cs+, NH4

+ , Rb+)

Grupa I – A – METALE ALCALINE Litiu Li Sodiu Na Potasiu K Rubidiu Rb Cesiu Cs Franciu Fr

CARACTERIZARE GENERALĂ

Li - manifestă unele proprietăţi diferite de ale celorlalte elemente din grupă, apropiindu-se de metalele alcalino-pamantoase; Au un singur electron pe ultimul strat pe care îl cedează foarte uşor; Caracter puternic electropozitiv – acest caracter creşte în grupă de sus in jos; Caracter puternic reducator: se află în stânga H , având valorile cele mai ridicate ale potenţialelor electrochimice; Sunt metale usoare, primele trei având densitatea mai mica decât a apei; Sunt metale moi; Bune conducatoare de căldură şi electricitate; Prezintă mai mulţi izotopi, unii fiind radioactivi; Coloreaza flacăra incolora a becului de gaz Li- cărămiziu Na - galben K, Rb, Cs – violet Sunt foarte reactive ( reactivitatea creşte de la Li la Cs); Sunt uşor oxidabile în aer si de aceea se păstrează sub petrol; Formeaza 3 feluri de oxizi: -Oxizi normali Me2O -Peroxizi Me2O2

-Superoxizi MeO2

Oxizi - Me2O- Substanţe solide ;- Culoarea se intensifica de la Li2O la Cs2O (portocaliu);

37

- Reacţionează energic cu apa, formând hidroxizi ( cu exceptia Li2O)

Peroxizi - Me2O2 ( Me+ - O—O- Me+)- Au caracter puternic oxidant- Reacţioneaza cu apa şi formează H2O2 ; - Se descompun : Me2O2 → Me2O + ½ O2

- Reactioneaza cu CO2

Na2O2 + CO2 → Na2 CO3 + ½ O2

Superoxizi MeO2 ( Me+O- – O) - Cei 2 atomi de O sunt legati printr-o legatura covalentă şi printr-un electron (cedat de Me) care oscilează intre cei 2 atomi.- Ionul superoxid are nr.impar de electroni;- Superoxizii sunt oxidanţi puternici. Hidroxizi - MeOH - Se obţin prin reacţia metalelor cu apa: Me + HOH → Me OH + ½ H2

- Substanţe solide, incolore, uşor solubile în apă cu degajare de căldură;- Baze puternice, bazicitatea creşte de la Li la Cs; Combinatiile cu hidrogenul → Hidruri ionice Me+H-

- Au stabilitate mică şi prezintă caracter puternic reducător: LiH + NH3 → LiH2 +H2

NaH + CO2 → HCOONa NaH + 2 CO → HCOONa + C

Halogenurile - se obtin prin reacţia directă a metalelor alcaline cu halogenii;- substanţe solide, albe , solubile in apă;- NaCl este antidot şi neutralizant în intoxicaţiile cu AgNO3; - ser fiziologic : 9 g NaCl la 1000ml apă distilată- NaBr- sedativ

Metalele alcaline nu reacţionează direct cu N2, C, Si, cu excepţia litiului; Cu sulful – formeaza sulfuri, uşor solubile în apă, care hidrolizează uşor; Cu H2SO4 – sulfaţi : Me2SO4 sau MeHSO4, uşor solubili în apă (ex. Na2SO4 . 10 H2O) Cu H2SO3 – sulfiţi : Me2SO3 sau MeHSO3, substanţe incolore, uşor solubile in apă. Cu HNO3 – nitraţi: Me NO3, substanţe incolore, solubile în apă; Nitriţii: MeNO2

Na NO3 + Pb→Na NO2 + PbOEste utilizat ca:- vasodilatator în angina pectorală- antiasmatic- antidot în intoxicaţiile cu H2S, HCN, NaCN Carbonaţi si bicarbonaţi: Na2CO3 şi Na HCO3 – neutralizanţi Fosfaţi:Na2HPO4 . 12 H2O - este purgativ slab şi stimulent al sistemului nervos Metalele alcaline nu formează complecşi

PROPRIETĂŢI FIZIOLOGICE Importanţă biologică deosebită: Na+, K+, Li+. Na+ şi K+ apar atât în regnul animal (Na) cât şi vegetal (K). La animale, în celule, predomină ionii de K+ şi Mg2+ iar în plasmă ionii de Na+ şi Ca2+.Ionul de Na + are rol important în : Reglarea presiunii osmotice Menţinerea echilibrului acido-bazic

38

Excitabilitatea neuromusculară Dinamica fenomenelor de polarizare şi depolarizare a membranei celulareNa este absorbit total în tractul intestinal şi se elimină prin urină şi piele.

Ionul de K + are rol în: menţinerea echilibrului hidromineral si acido-bazic şi în propagarea impulsului nervos. K+ este indispensabil în activitatea metabolică a celulelor, favorizând activitatea a numeroase enzime. Participă la formarea glicogenului din glucoză Participă la sinteza proteinelor Favorizează secreţia şi stocarea insulinei Este antagonistul ionilor de Na+ şi Ca2+. Sărurile de potasiu au acţiune diuretică prin care se opun acţiunii hidratante a sărurilor de sodiu. Ionii de Na+, K+, Ca2+ se află în organism într-un echilibru strict necesar menţinerii capacităţii de contracţie musculară şi a excitabilităţii inimii.

Ionul Li + este toxic pentru organismul animal. În doze mici, sărurile de litiu au o acţiune terapeutică care se bazează pe proprietăţile lor diuretice şi pe capacitatea de a dizolva acidul uric. este utilizat în tratamentul unor afecţiuni metabolice (gută, reumatism) sub formă de săruri cu acizii organici ; calmant al sistemului nervos.

GRUPA II – A (2) - METALE ALCALINO-PĂMÂNTOASE

Be – Beriliu Valenţa : 2 Mg –Magneziu Stare de oxidare: + 2 Ca – Calciu Sr - Stronţiu Ba - Bariu Ra - Radiu CARACTERIZARE GENERALĂ- Configuraţia electronică : ns2 - Formează ioni pozitivi : Me 2+

- Beriliul poate forma şi legături covalente;- Magneziul formează legături covalente în compuşii organici ( compuşii organo-magnezieni : CH3MgI )- Caracter puternic electropozitiv ( Be → Ba)- Caracter puternic reducător;- Proprietăţile fizice generale ale metalelor; - Se combină cu toate nemetalele:H2 : MeH2 ( hidruri ) S : MeS (sulfuri)O2 : MeO ( oxizi ) N2: Me3N2 (nitruri)X2 : MeX2 ( halogenuri )- Se dizolvă în H2O (hidroxizi), în acizi diluaţi (săruri) şi în NH3 lichid (amiduri):Me + 2H2O → Me(OH)2 + H2

Me + 2HCl → MeCl2 + H2

Me + 2 NH3 → Me(NH2) + H2

COMPUŞII Mg2+

I.COMPUŞII CU OXIGENUL: MgO şi MgO2 (peroxid)

I.1. OXIDUL DE MAGNEZIU - MgOSe găseşte în natură în stare cristalină (magnesia usta sau magnesia calcinata) Preparare: 2Mg + O2 → 2 MgO MgCO3 → MgO + CO2 (calcinare) Mg(OH)2→ MgO + H2O „

39

Proprietăţi: pulbere albă, amorfă, infuzibilă;- reacţionează lent cu apa: MgO+H2→ Mg(OH)2

- se dizolvă în acizi minerali ;este insolubil în baze; Utilizări : - în medicină :– în cazul intoxicaţiilor cu acizi;– purgativ;- MgO + CaO → intră în compoziţia prafurilor antiacide.-

I.2. PEROXIDUL DE MAGNEZIU - MgO2.xH2O

Preparare : Mg(OH)2 + H2O2 → MgO2 +2H2O- rezultă un amestec de MgO2 (30%) şi MgOUtilizări: medicină – antiseptic; antidiareic.

I.3. HIDROXIDUL DE MAGNEZIU - Mg(OH)2

Preparare: MgCl + 2NaOH → Mg(OH)2 + 2NaCl Proprietăţi: substanţă amorfă, albă, extrem de puţin solubilă în apă;- bază de tărie mijlocie; se deshidratează la cald.

SĂRURILE DE MAGNEZIU – solubile în apă (excepţie MgF2 )- în soluţie apoasă : [ Mg(H2O)6]2+ - imprimă soluţiei gust amar.- MgSO4 – sare amară (purgativ)

PROPRIETĂŢI FIZIOLOGICE- consituent normal al organismului uman;- 60 % se găseşte în schelet;- alături de Ca2+, Na+şi K+ are rol fundamental în:o conducţia electrică a pulsaţiilor inimiio contractibilitatea celulelor cardiace- carenţa de ioni de Mg+ şi K+ favorizează apariţia aritmiilor;- intervine într-o serie de procese metabolice, nervoase, sanquine, viscerale;- are acţiune antialergică şi antispastică;- intervine în sinteza acizilor nucleici, a proteinelor şi în contracţia musculară;- acţionează ca sedativ central cortical;- menţine concentraţia potasiului în celule (se opune pătrunderii sodiului);- stimulează acţiunea acetilcolinesterazei; în deficit de Mg, aceasta se produce în cantitate insuficientă, apare un exces de acetilcolină (substanţă excitantă, chiar convulsivantă);- raportul Ca/Mg – important în acidogeneza gastrică; creşterea acestui raport → creşterea nefiziologică a cantităţii de HCl şi invers;- necesarul pentru un adult: 200-500 mg Mg2+/ zi- absorbţia- la nivel intestinal.

COMPUŞII Ca2+

COMPUŞII CALCIULUI CU OXIGENUL: CaO; CaO2

1. OXIDUL DE CALCIU – CaO (var nestins)CaCO3 → CaO + CO2 (calcinare)Pulbere albă, amorfă, greu fuzibilă.CaO + H2O → Ca(OH)2 – stingerea varului

2. PEROXIDUL DE CALCIU - CaO2

Ca(OH)2 + H2O2 → CaO2 + 2H2OPulbere albă, greu solubilă în apă.CaO2+ 2 HCl → CaCl2 + H2O2

40

Caracter oxido-reducător – predomină caracterul oxidant

3. HIDROXIDUL DE CALCIU – Ca(OH)2

- pulbere albă, puţin solubilă în apă;- se deshidratează → CaO ;- cu acizii → săruri ionizate;- săruri solubile : CaCl2, CaBr2, CaI2, Ca(NO3)2, (CH3COO)2Ca- săruri greu solubile: CaF2, CaSO4, CaCO3, Ca3(PO4)2, (COO)2Ca, CaCrO4.

PROPRIETĂŢI FIZIOLOGICE

- constituent important al organismului – 2% ( peste 98% în schelet);- calciul plasmatic se află sub formă:o ionizată o neionizată – complecşi chelaţi solubili. Ionul de Ca 2 + participă la numeroase mecanisme vitale: menţinerea integrităţii funcţionale a sistemului nervos central şi periferic; menţinerea integrităţii funcţionale a membranei celulare ( în acest proces este în antagonism cu Na+ şi K+); are rol în coagularea sângelui;Necesarul de calciu: - pentru adulţi :400 – 500 mg/zi- pentru copii: 500 – 700 mg/ziAbsorbţia: în partea superioară a tractului intestinal, la nivelul intestinului subţire şi în duoden;Gradul de absorbţie variază de la individ la individ şi scade cu vârsta.

41