Общая характеристика элементов V А группы. Элементы V а группы Физические свойства 5 группы главной подгруппы

В главную подгруппу V группы входят элементы: азот (N ), фосфор (Р ), мышьяк (Аs ), сурьма (Sb ) и висмут (Вi ). На внеш­нем энергетическом уровне атомов этих элементов на­ходятся по пять электронов. Общая электронная формула валентной зоны атомов имеет вид ns 2 np 3 . В отличие от остальных элементов максимальная валентность азота равна четырем (три связи могут быть образованы по обменному механизму и одна – по донорно-акцепторному).

Основные степени окисления данных элементов – 3, 0, +3 и +5. При этом для азота возможны все степени окисления: – 3, – 2, – 1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3, поэтому соединения Вi +5 обладают сильными окислительными свойствами.

Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. Молекула азота двухатомна (N 2). Азот – главная составная часть воздуха (78 % по объёму). В промышленности азот получают ректификацией жидкого воздуха. Молекула азота (N≡N) является практически инертным веществом, так как атомы азота связаны посредством трех прочных химических связей. Молекула азота распадается на атомы при температуре 3000 о С примерно на 0,1 %.

Азот при обычной температуре реагирует только с литием. С кислородом начинает реагировать при температуре 3000÷4000 о С. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака:

N 2 + 3Н 2 = 2NН 3 .

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении составляет – 33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизическим свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34 % при температуре 20 о С). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиака является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония NH 3 + НОН ↔ NH 4 OH.

Гидроксид аммония - слабое основание

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – , К = 1,8∙10 – 5 .

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

NH 3 + HCl → NH 4 CI,

2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4 .

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов. Например,

СuSО 4 + 4NН 3 = [Сu(NН 3) 4 ]SО 4 .

Соли аммония термически неустойчивы и при нагревании разлагаются, при этом возможны 2 типа разложения:

1) Без изменения степеней окисления

NH 4 CI → NH 3 + HCl.

2) С изменением степеней окисления, как внутримолеку­лярная окислительно-восстановительная реакция

NH 4 NO 2 → N 2 + 2Н 2 O (способ получения N 2 в лаборатории).

В атмосфере кислорода аммиак горит:

4NH 3 + 3О 2 → 2N 2 + 6Н 2 O.

Для получения азотной кислоты аммиак окисляют в присутствии катализатора до NO по реакции

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6Н 2 O.

Из NO окислением получают NО 2 , а затем азотную кислоту:

4NО 2 + O 2 + 2H 2 O → 4НNO 3 .

Азот образует следующие оксиды:

1) N 2 О и NO – несолеобразующие оксиды;

2) N 2 О 3 и N 2 О 5 – кислотные оксиды соответственно азотистой и азотной кислот;

3) NО 2 (N 2 О 4) – смешанный оксид азотистой и азот­ной кислот.

Азотистая кислота НNО 2 – слабая кислота

НNО 2 ↔ H + + NO 2 – , К = 4·10 – 4 .

Азотистая кислота и её соли (нитриты) проявляют окис­лительно-восстановительную двойственность, так как азот находится в промежуточной

степени окисления +3.

Азотная кислота НNО 3 – сильная кислота

НNО 3 → H + + NO 3 – .

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs). Более сильными окислительными свойствами обладает смесь НNО 3 и НС1 (1:3). Данную смесь называют «царской водкой», так как она способна растворять золото:

Аu + НNО 3 + 4НС1 = Н[АuСl 4 ] + NО + 2Н 2 О.

Концентрированная НNО 3 пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты при взаимодействии её с металлами зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4НNО 3 (конц.) = Сu(NО 3) 2 + 2NO 2 + 2Н 2 О,

3Сu + 8НNО 3 (разб.) = 3Сu(NО 3) 2 + 2NО + 4Н 2 О,

4Мg + 10НNО 3 (очень разб.) = 4Мg(NО 3) 2 + NН 4 NО 3 + 3Н 2 О.

Из приведенных реакций следует, чем активней металл и более разбавлена азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается. При этом водород практически не выделяется.

Соли азотной кислоты (нитраты) хорошо растворимы в воде. Наиболее важное практическое значение имеют нитраты натрия, калия, ам­мония и кальция, которые называют селитрами. Важна биологическая роль азота, так как он входит в состав белковых молекул.

Фосфор вследствие лёгкой окисляемости не встречается в природе в свободном состоянии. Наиболее важным природным соединением фосфора является мине­рал фосфорит Са 3 (РО 4) 2 .

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, крас­ный, черный и др.

Белый фосфор – очень сильный яд, даже малые дозы его смертельны.

Красный фосфор не ядовит, так как имеет полимерную структуру. При нагревании красный фосфор сублимируется, а при охлаждении паров получа­ется белый фосфор.

Чёрный фосфор образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха при очень высоком давлении. Внешне чёрный фосфор похож на гра–

фит и обладает полупроводниковыми свойствами.

Фосфор непосредственно взаимодействует с многими веществами: кислородом, галогенами, активными металлами.

При сгорании фосфора в кислороде или на воздухе 4Р + 5О 2 ↔ 2Р 2 О 5

образуется оксид фосфора(V) – белое твёрдое вещество, обладающее сильными водоотнимающими свойст­вами. Р 2 О 5 соответствует Н 3 РО 4 – слабая трёхосновная кислота.

Известны также следующие слабые кислоты фосфора:

1) фосфористая(Н 3 РО 3) – двухосновная,

2) фосфорноватистая(Н 3 РО 2) – одноосновная.

Соли фосфорной кислоты применяются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений.

Мышьяк и все его соединения – сильные яды! Применяется в сельском хозяйстве в качестве инсектицида.

Сурьма – серебристо-белое вещество с металличе­ским блеском. От метал­лов сурьма отличается хрупкостью и низкой электропроводностью. Сурьму вводят в некоторые сплавы (гарт) для придания им твердости. Соединения сурьмы сходны с соединениями мышьяка.

Висмут в свободном состоянии – розово-белый металл. В электрохимическом ряду располагается после водорода. В концентрированной азотной кислоте пассивируется. Соединения висмута (+5) обладают сильными окислительными свойствами.

Металлический висмут используется, главным образом, в ядерной энергетике в качестве теплоносителя. Соединения висмута (+3) применяются в медицине и ветеринарии.

В главную подгруппу V-ой группы входят азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма и висмут – металлы. Согласно строению внешнего электронного слоя атомов - это типичные р-элементы:

N 2s 2 2p 3 ,

P 3s 2 3p 3 3d 0 ,

As 3d 10 4s 2 4p 3 4d 0 ,

Sb 4d 10 5s 2 5p 3 5d 0 ,

Bi 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 6d 0 .

Полными электронными аналогами являются As, Sb и Bi - их атомы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего n слоя и предыдущей (n-1)d оболочки. Однако потенциалы ионизации I 5 столь велики, что простые ионы Э 5+ для всех элементов главной подгруппы V-ой группы не существуют. Поэтому химические свойства Р, As, Sb и Bi определяются только строением внешнего электронного слоя. Три неспаренных электрона в основном и пять - в валентно-возбуждённом состояниях позволяют этим элементам проявлять валентности III и V. Благодаря ns 2 -электронной паре и вакантному nd-подуровню валентность элементов может быть также IV и VI. У сурьмы и висмута в комплексных соединениях в виду больших размеров их атомов валентность может достигать VII и VIII, например, во фторидных комплексах K 2 и K 3 .

Из-за отсутствия d-подуровня атом азота не может иметь возбуждённого состояния с пятью неспаренными электронами, поэтому его валентность в соединениях не превышает IV. Химические свойства азота очень сильно отличаются от свойств других элементов группы. Его малые по размеру валентные s- и p-орбитали способны образовывать гибридные sp 3 -, sp 2 - и sp-орбитали с высокой электронной плотностью. При этом, незадействованные в гибридизации р-орбитали, как и в случае атома углерода, могут участвовать в создании прочных p-связей с атомами лёгких элементов (B, C, O, N), т.е. двойных и тройных связей. В ряде соединений p-связи упрочняются за счёт почти полного перехода одного из s-электронов атома азота на соседний атом. Такое состояние азота с четырьмя неспаренными электронами можно обозначить как N + . Азот N + способен образовывать четыре двухэлектронные связи по обменному механизму с атомами O, C и N, например, в НNO 3 , HN 3 , HCNO и др., где степень окисления азота формально +5. Соединения азота(+5) отличаются по химическим свойствам от аналогичных соединений фосфора и мышьяка.

Высокие значения электроотрицательности элементов (табл.1) позволяют объяснить отрицательные степени окисления в соединениях с более электроположительными элементами, и положительные степени окисления в соединениях с более электроотрицательными элементами:

N -3, -2,-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5;

P -3, -2, 0, +1, +3, (+4), +5;

As -3, 0, +3, +5;

Sb, Bi -3, 0, +3, (+4), +5.

Устойчивость соединений в низших степенях окисления падает в группе от азота к висмуту, а устойчивость соединений в степени окисления +5 уменьшается при переходе от фосфора, как к азоту, так и к висмуту. Соединения азота(+5) и висмута(+5) - сильные окислители.

Т а б л и ц а 1: Некоторые свойства р-элементов V группы

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Задачи урока:

Образовательные:

• Определить положение элементов в Периодической системе Д.И.Менделеева
• Познакомить учащихся с особенностями существования элементов V группы главной подгруппы в природе
• Сравнить строение атомов данных элементов
• Дать характеристику физическим свойствам простых веществ
• Дать характеристику химическим свойствам галогенов.
• Познакомить с областями применения, их роли в работе организма человека.

Развивающие:

• Продолжить формирование умений учащихся на основании положения элементов в Периодической системе, определять строение атомов.
• Продолжить формирование умений учащихся на основании электронного строения атомов предполагать химические свойства элементов и оценивать возможность изменения этих свойств.
• Продолжить формирование умений учащихся составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций.

Воспитывающие:

• Продолжить формирование у учащихся навыков логического мышления, умений делать выводы, обобщать и сравнивать.

Оборудование:

• Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева,
• Учебник “Химия – 9” И.И Новошинский, Н.С. Новошинская
• компьютер,
• проектор,
• электронная презентация урока Power Point “Элементы V группы главной подгруппы” (Презентация)

Тип урока : изучение нового учебного материала.

Ход урока

I. Организационный момент

Тема урока на слайде 1.

II. Вводная часть

Мы продолжаем подробное знакомство с группами химических элементов.

Сегодня речь пойдёт об элементах, расположенных в пятой группе, главной подгруппе периодической системы. К ним относятся: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

(Слайд № 2).

III. Основная часть урока

1. Положение в Периодической системе. (Слайд № 3).

Элементы находятся в V группе главной подгруппе.

2. Строение атомов (Начинаем заполнение таблицы вместе с учащимися).

• Как определить заряд ядра атома и количество энергетических уровней?
• Как определить число электронов на внешнем энергетическом уровне?
• Как записать электронную формулу внешнего энергетического уровня атомов галогенов?
• Как изменяется сверху вниз радиус атомов?
• Как изменяется электроотрицательность данных атомов и вместе с ней окислительные свойства?

Вывод : неметаллические свойства элементов вниз по группе уменьшаются.

3. Физические свойства простых веществ (Слайд № 4).

Заполняем таблицу вместе с учащимися.

Азот образует двухатомную молекулу. Остальные элементы – нет.

С чем связано характерное изменение агрегатного состояния, цвета, температур плавления и кипения?

Вывод : неметаллические свойства простых веществ вниз по группе уменьшаются.

4. Характер соединений. (Слайд № 5).

Все элементы V группы главной подгруппы образуют оксиды и гидроксиды. Формулы данных соединений записываем в таблицу, сопоставляя форму записи гидроксидов со свойствами соответствующих элементов.

Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов с увеличением атомной массы элементов?

Вывод : кислотные свойства оксидов и гидроксидов вниз по группе уменьшаются.

5. Нахождение в природе.

а) азота (Слайд № 6).

б) фосфора (Слайд № 7).

в) мышьяка (Слайд № 8).

г) сурьмы (Слайд № 9).

д) висмута (Слайд № 10).

IV. Заключение

• В чём сходство электронного строения элементов V группы главной подгруппы?
• Какие свойства в окислительно-восстановительном плане проявляют эти элементы?
• Какой элемент подгруппы азота наиболее химически активен?
• Как изменяется активность вниз по группе?

Сделайте общий вывод по свойствам элементов V группы главной подгруппы и их соединений.

V. Домашнее задание

• Учебник “Химия-9” И.И Новошинский, Н.С. Новошинская. Параграф 55, № 1 – 5.

ns 2 np 3 .

АЗОТ и его соединения

В природе встречается в свободном виде (содержание в воздухе – 78 объемных %), в виде минералов (селитры), в нефти, в растительных и животных белках.

Физические свойства

При обычных условиях N 2 – газ без цвета, запаха и вкуса,

t o кип. = -195,8 о С.

Получение азота:

а) в промышленности – сжижением воздуха,

б) в лаборатории: NH 4 NO 2 ® N 2 + Н 2 О.

Химические свойства азота и его соединений.

Химическая активность молекулярного азота очень мала, т.к. благодаря тройной ковалентной связи молекула очень прочная (Е связи = 946 кДж/моль). Однако известно много различных соединений для азота, в которых он проявляет степени окисления -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота с отрицательными степенями окисления.

3

1)NH 3 – аммиак – бесцветный газ с резким запахом, легко сжижается.

Получение аммиака:

а) N 2 + 3H 2 « 2NH 3 (Kat: Fe, Al 2 O 3 , K 2 O)

б) 2NH 4 CI + Ca(OH) 2 = CaCI 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Химические свойства аммиака:

а) NH 3 + H 2 O « NH 4 OH (максимальная концентрация = 25%)

б) NH 3 + HCI « NH 4 CI (дон.-акц. механизм: NH 3 + Н + = NH 4 +)

в)горение в зависимости от количества кислорода идет по-разному:

4NH 3 + 3О 2(нед.) = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 5О 2(изб.) = 2NО+ 6H 2 O

г) в ОВР аммиак всегда восстановитель:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

2) NH 4 OH – гидроксид аммония - слабое основание, неустойчивое, хорошо образует комплексные соединения (аммиакаты):

Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = (OH) 2 + 4H 2 O

3) Соли аммония:

а) растворы вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию:

NH 4 CI + НОН « NH 4 ОН+ НCI (NH 4 + + НОН « NH 4 ОН + Н +)

б) термическое разложение солей аммония идет по-разному в зависимости от природы аниона: если анион – окислитель, то реакция разложения идет необратимо:

NH 4 CI « NH 3 + HCI

NH 4 NO 3 = N 2 О+ 2H 2 O

4) Амиды образуются при замещении атомов Н в аммиаке на металл:

2К + 2NH 3 = 2КNH 2 + H 2

5) Нитриды известны для металлов и неметаллов и в зависимости от природы по-разному разлагаются:

а)Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

Ca 3 N 2 + 6HCI = 3CaCI 2 + 2NH 3

б)CI 3 N + 6HCI = 3HCIO + NH 3

Степень окисления –2

N 2 Н 4 – гидразин (диамид) – бесцветная жидкость, хороший растворитель, менее устойчив, чем аммиак.

Получение гидразина:

2NH 3 + NaCIO = N 2 Н 4 + NaCI + H 2 O

Химические свойства гидразина:

N 2 Н 4 + H 2 O « + +OH -

H 2 O « 2+ +OH -

б) Сгорает до азота: N 2 Н 4 + O 2 = N 2 + 2H 2 O

в) Сильный восстановитель: N 2 Н 4 + 2H 2 O 2 = N 2 + 4H 2 O

Степень окисления –1

NH 2 OH – гидроксиламин , белое кристаллическое вещество, занимает промежуточное положение между H 2 O 2 и гидразином N 2 Н 4.

Получение гидроксиламина:

HNO 3 + 6Н = NН 2 ОН + 2H 2 O

Химические свойства гидроксиламина:

а) Водные растворы – слабые основания:

NН 2 ОН + H 2 O « + +OH -

б) С кислотами дают соли гидроксиламмония (устойчивые):

NН 2 ОН + HCI = + + CI -

в) Разлагается (реакция диспропорционирования):

3NН 2 ОН = NН 3 + N 2 + 3H 2 O

г) Как и H 2 O 2 , в зависимости от среды проявляет окислительно - восстановительную двойственность:

ок-ль: 2NН 2 ОН + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

восст-ль: 2NН 2 ОН + I 2 + 2KOH = N 2 + 2KI + 4H 2 O

Наиболее важныесоединения азота с положительными с. о.

Степень окисления +3

1) N 2 О 3 - оксид азота (III) или «азотистый ангидрид» - неустойчивая сине-зеленая жидкость:

а) N 2 О 3 ® NО 2(бурый газ с резким запахом) + NО (бесцветный газ) ;

б) с водой образует неустойчивую кислоту: N 2 О 3 + H 2 O « 2 HNO 2

2) HNO 2 – азотистая кислота (средней силы):

HNO 2 « H + + NO 2 - (К = 5,1 . 10 -4).

3) Нитриты – соли азотистой кислоты, как и другие соединения N +3 в окислительно-восстановительных реакциях, проявляют двойственность:

ок-ль: КNO 2 + NH 3 = N 2 + H 2 O

восст-ль: КNO 2 + H 2 O 2 = КNO 3 + H 2 O

Максимальная степень окисления +5

1) N 2 О 5 - оксид азота (V) или «азотный ангидрид» - бесцветное кристаллическое вещество; при растворении в воде дает кислоту.

2) HNO 3 – азотная кислота, сильная: HNO 3 ® H + + NO 3 - .

3) Нитраты – соли азотной кислоты:

а) в лаборатории можно получать N 2 О по реакции термического разложения: NH 4 NO 3 ® N 2 О + Н 2 О;

б) нитраты металлов в зависимости от положения металла в ряду активности разлагаются по-разному:

левее Mg: нитрат ® нитрит + O 2

Mg – Cu: нитрат ® оксид металла + NO 2 + O 2

правее Cu: нитрат ® металл + NO 2 + O 2 .

4)все соединения N +5 сильные окислители; взаимодействие азотной кислоты с металлами:

а) ни один металл не выделяет из HNO 3 водород;

б) при обычной t o пассивируются металлы Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Au, Pt;

в) при нагревании c большинством металлов взаимодействует, причем чем активнее металл и разбавленнее кислота, тем сильнее восст-ся N +5:

неакт. Ме : Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Cu + 8HNO 3(разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

актив. Ме : 4Cа + 10HNO 3(конц.) = 4Cа(NO 3) 2 + N 2 О + 5H 2 O

5Cа + 12HNO 3(разб.) = 5Cа(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Cа + 9HNO 3 (оч. разб.) = 4Cа(NO 3) 2 + NН 3 (или NH 4 NO 3)+ 3H 2 O

ФОСФОР и его соединения

В природе встречается: а)в виде минералов (фосфориты и апатиты), б)в растительных и животных белках, в)в тканях мозга и костях.

Физические свойства

Аллотропен:

а) белый фосфор (Р 4) – тетраэдрическое строение, ядовит, светится в темноте, растворим в сероуглероде; при хранении постепенно переходит в красный фосфор, поэтому его хранят под водой;

б) красный фосфор (Р 2 n – полимер) – существует несколько форм строения, не ядовит, нерастворим в сероуглероде, устойчив при хранении, менее реакционоспособен;

в) черный фосфор – пирамидальное строение, слоистый, похож на графит, полупроводник.

Получение фосфора:

Минерал «фосфорит» прокаливают с коксом и песком:

Са 3 (РО 4) + 5С + 3 SiО 2 = 3СаSiО 3 +2Р +5СО

Химические свойства фосфора и его соединений.

Химическая активность фосфора различна в зависимости от его аллотропной модификации. Основные степени окисления: -3, +1, +3, +5.

1) Реакции фосфора с простыми веществами:

восстановительные свойства: a)Р + О 2 ® Р 2 О 3 , Р 2 О 5 ;

б)Р + СI 2 ® РCI 3 , РCI 5 ; в) 2Р + 3S ® Р 2 S 3

окислительные свойства: а)2Р + 3Н 2 ® 2РН 3 , б)2Р + 3Са ® Са 3 Р 2

2) Реакции фосфора со сложными веществами:

а) реакция с водой не идет,

б) 2Р + 5H 2 SO 4(конц.) ® 2H 3 РO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

в) Р + HNO 3(конц.) ® H 3 РO 4 + NO (или NO 2).

3) Минимальная степень окисления -3

а) РН 3 – фосфин, ядовитый газ с чесночным запахом,

горит: 2РH 3 + 4О 2 = Р 2 О 5 + 3H 2 O,

с некоторыми кислотами дает соли фосфония: РH 3 + HI = РH 4 I

б) фосфиды металлов – ионоковалентные соединения

Mg 3 P 2 + 6 H 2 O = Mg(ОН) 2 + 2РН 3 ,

Са 3 P 2 + 6HСI = CaCI 2 + 2РН 3 .

4) Степень окисления +1

H 3 РO 2 или Н[РO 2 H 2 ] – фосфорноватистая кислота, сильная; соли – гипофосфиты, хорошо растворимы, хорошие восстановители.

5) Степень окисления +3

а) Р 2 О 3 – фосфористый ангидрид, имеет несколько модификаций (Р 2 О 3) n , бесцветные ядовитые кристаллы;

б) H 3 РO 3 или H 2 [РO 3 Н] – фосфористая кислота, средней силы;

в) соли фосфиты, растворимы только у щелочных металлов (К 2 [РO 3 Н]),

РСI 3 + CI 2 = PCI 5 ,

РСI 3 + О 2 = PОCI 3 ,

РСI 3 + НCI ® Н.

6) Максимальная степень окисления +5

а) Р 2 О 5 – фосфорный ангидрид, белый порошок, имеет модификацию (Р 2 О 5) 2 , сильное водоотнимающее средство: Р 2 О 5 + 2H 2 O = 2HРO 3 ;

б) HРO 3 - мета, H 4 Р 2 O 7 –пиро, H 3 РO 4 –ортофосфорная кислота, средней силы;

в) соли мета-, пиро-, орто-фосфаты;

г) галогениды довольно активны:

РСI 5 + 4H 2 O = H 3 РO 4 +5НСI ,

РF 5 + HF = Н.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ПОДГРУППЫ

7 N, 15 P, 33 As, 51 Sb, 83 Bi. По подгруппе сверху вниз металлические свойства закономерно увеличиваются и это согласуется со значениями степеней окисления, проявляемыми элементами в соединениях, а также с некоторыми физическими свойствами. Хотя аллотропия P, As и Sb создают определённые трудности при сведении физических свойств в единую таблицу:

Таблица 11

Свойства элементов пятой группы, главной подгруппы

Химические свойства

1. С простыми веществами дают самые разные соединения, проявляя различную окислительно-восстановительную природу:

а) восстановительные свойства

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (или PCl 5);

4As + 5O 2 = 2As 2 O 5 ;

2Bi + 3Cl 2 = 2BiCl 3 .

б) Окислительные свойства

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 ;

2As + 3Mg = Mg 3 As 2 .

2. С кислотами реагируют по-разному в зависимости от природы элемента подгруппы:

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 ­ + 2H 2 O;

3As + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 AsO 4 + 5NO ­ ;

3Sb + 5HNO 3 = 3HSbO 3 + 5NO ­ + H 2 O;

2Sb + 6Н 2 SO 4 конц. = Sb 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 ­ + 6H 2 O;

Bi + 4HNO 3 = Bi(NO 3) 3 + NO ­ + 2H 2 O.

Необходимо помнить, что элементы подгруппы мышьяка в ряду активности стоят после водорода.

3. Гидролиз соединений идёт по-разному:

а) PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl;

BiCl 3 + H 2 O ® BiOCl ¯ + 2HCl.

(SbCl 3) (SbOCl)

б) NaNO 2 + H 2 O Û HNO 2 + NaOH;

K 3 PO 4 + H 2 O Û K 2 HPO 4 + KOH;

K 3 AsO 4 + H 2 O Û K 2 HAsO 4 + KOH.

4. Изменение кислотно-основных свойств у элементов проявляется по-разному

Таблица 12

Наиболее важные соединения элементов пятой подгруппы

5. Окислительно-восстановительная способность соединений зависит от степени окисления элемента:

а) Э -3 – восстановители

2NH 3 + 6KМnO 4 + 6KOH = 6K 2 MnO 4 + N 2 + 6H 2 O;

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O.

окислители :

2KNO 2 + 4H 2 S = 3S + N 2 + K 2 S + 4H 2 O

Э +3 2BiCl 3 + 3SnCl 2 + 18KOH = 2Bi + 3K 2 SnO 3 + 12KCl + 9H 2 O.

восстановители :

10KNO 2 +4KМnO 4 +11H 2 SO 4 =10HNO 3 +4MnSO 4 +7K 2 SO 4 +6H 2 O

в) Э +5 – окислители

Na 3 SbO 4 + 2NaJ + H 2 SO 4 = Na 3 SbO 3 + J 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

Элементы 6-а группы. (Халькогены )

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 4 .

8 O, 16 S, 34 Se, 52 Te, 84 Po(радиоактивен).

КИСЛОРОД и его соединения

Самый распространённый элемент на Земле: 21% (объемных) в воздухе, входит в состав Н 2 О, минералов, органических веществ.

Физические свойства

Существует в виде веществ:

а) «кислород» О 2 – газ без цвета, вкуса, запаха, не ядовит, ; t° кип. = -183°С; ;

б) «озон» О 3 – голубой газ с резким запахом, ядовит, очень сильный окислитель; t° кип. = -111,8°С.

Химические свойства

1. Только в одной реакции кислород является восстановителем:

О 2 + 2F 2 = 2OF 2 ().

2. Во всех остальных случаях кислород – окислитель, особенно если он находится в атомарном состоянии:

а) Окисление простых веществ

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О;

S + O 2 = SO 2 ­ ;

2Ca + O 2 = 2CaO.

б)Окисление сложных веществ

Р 2 О 3 + О 2 = Р 2 О 5 ;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ;

2PCl 3 + O 2 = 2POCl 3 .

в) Горение сложных неорганических веществ

2H 2 S + O 2 недост. = 2S + 2H 2 O;

2H 2 S + 3O 2 изб. = 2SO 2 ­ + 2H 2 O.

г) Горение органических веществ

СН 4 + 2О 2 = СО 2 ­ + 2Н 2 О;

С 2 Н 5 ОН + 3О 2 = 2СО 2 + 3Н 2 О.

СЕРА и её соединения

В природе встречается в самородном виде; в виде минералов (сульфиды, сульфаты); в нефти; в белках.

Физические свойства

Твёрдая, хрупкая, жёлтого цвета, не растворима в Н 2 О, но растворима в сероуглероде, анилине. Аллотропна: ромбическая сера (a- форма); моноклинная (b - сера); пластическая и др. Наиболее устойчива модификация a (t° пл. » 113°С), ей приписывают состав S 8 .

Химические свойства

Cоединения, проявляя разные степени окисления, имеют разную окислительно-восстановительную способность.

Таблица 13

Наиболее важные соединения серы

1. Сера, взаимодействуя со сложными соединениями, по-разному меняет свою степень окисления:

а) S + 2H 2 SO 4 конц. = 3SO 2 + 2H 2 O ();

б) S + 6HNO 3 конц. = H 2 SO 4 + 6NO 2 ­ + 2H 2 O ();

в) 3S + 6NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

реакция диспропорционирования

2. Соединения S -2

а) H 2 S – сероводород, ядовитый газ с запахом тухлых яиц, сильный восстановитель: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O;

H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S.

б) Раствор Н 2 S – слабая кислота

Н 2 S Û Н + + HS - (К 1 = 6 × 10 -8).

в) Соли – сульфиды; соли щелочных и щелочно-земельных металлов хорошо растворимы, гидролизуются; сульфиды р-, d-металлов практически не растворимы.

г) Сульфиды металлов проявляют основную природу:

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH;

Сульфиды неметаллов проявляют кислотную природу:

SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S.

д) Тиосоли : похожи на обычные соли, в которых атомы О заменены на S:

Na 2 S + CS 2 = Na 2 CS 3 – тиокарбонат натрия;

Na 2 CS 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 CS 3

неустойчива

е) Полисульфиды : сера, подобно кислороду в перекисях, может образовывать соли: Na 2 S раствор + ´S = Na 2 S n – полисульфид натрия (содержат сульфидные мостики – S - S - S - S -).

3. Соединения S +4

а) SO 2 – сернистый газ с резким запахом, ядовит;

б) Раствор SO 2 – сернистая кислота H 2 SO 3 , средней силы

H 2 SO 3 Û Н + + HSO 3 - (К 1 = 1,3 × 10 -2);

в) Соли – сульфиты, хорошо гидролизуются

Na 2 SO 3 + H 2 O Û NaHSO 3 + NaOH.

г) В окислительно-восстановительных реакциях все эти соединения проявляют двойственность:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

д) хлористый тионил: SOCl 2

SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl.

4. Соединения S +6

а) SO 3 – серный ангидрид; аллотропен, сильный окислитель. Очень энергично реагирует с водой

SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 + 89,1 кДж/моль;

б) H 2 SO 4 – серная кислота, бесцветная маслянистая жидкость; сильная.

H 2 SO 4 конц. – очень сильный окислитель; обугливает бумагу, сахар, дерево:

С + 2H 2 SO 4 конц. = СО 2 ­ +2SО 2 ­ + 2H 2 O.

Индивидуально её поведение с металлами:

при обыкновенной температуре со многими металлами не взаимодействует («пассивирует» Cr, Fe, Al, Zn, …);

при повышенной реагирует почти со всеми металлами, кроме Au и Pt.

Является очень хорошим водоотнимающим средством, т.к. с водой образует гидраты H 2 SO 4 × nH 2 O:

в) Соли : средние – K 2 SO 4 (сульфаты);

кислые – KHSO 4 (гидросульфаты);

купоросы – CuSO 4 × 5H 2 O; ZnSO 4 × 7H 2 O;

квасцы – двойные соли, кристаллогидраты

KAl(SO 4) 2 × 12H 2 O; NH 4 Fe(SO 4) 2 × 12H 2 O.

г) Олеум – раствор SO 3 в H 2 SO 4 , при этом частично идёт реакция

2SO 3 + H 2 O = H 2 S 2 O 7 пиросерная кислота .

д) Хлористый сульфурил SO 2 Cl 2

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl.

е) Пероксосерные кислоты – содержат перекисные мостики

H 2 SO 5 – пероксомоносерная,

H 2 S 2 O 8 – пероксодисерная;

сильные окислители.

ж) Тиосульфаты – содержат серу в разных степенях окисления: S +6 и S -2 ; благодаря наличию S -2 соединения являются сильными восстановителями.

Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + S + Na 2 SO 4 .

Соответствующая кислота Н 2 S 2 O 3 (тиосерная) неустойчива:

Na 2 S 2 O 3 +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 S 2 O 3 .

Элементы 7-а группы. (Галогены )

Строение электронной оболочки: …ns 2 np 5 .

9 F, 17 Cl, 35 Br, 53 J, 85 At (радиоактивен). В свободном состоянии существуют в виде двухатомных молекул.

Физические свойства

Ядовиты, с резким запахом F 2 – бледно-желтый газ, t° кип. = -188,2°С;

Cl 2 – зелёно-жёлтый газ; t° кип. = -34,1°С;

Br 2 – красная жидкость; t° кип. = 59,2°С;

J 2 – фиолетовые кристаллы; t° кип. = +185,5°С.

Химические свойства

1) Самый активный – F 2 , в его атмосфере горят даже стекло и вода:

2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2 ;

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 .

2) Вышестоящие галогены (как более сильные окислители) вытесняют нижестоящие из различных соединений:

F 2 + 2KCl (KBr, KJ) = 2KF + Cl 2 (Br 2 , J 2).

3) При растворении галогенов воде и растворах щелочей идут реакции диспропорционирования; в зависимости от температуры получают разные продукты реакции:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO;

4) Галогеноводороды – все они бесцветные газы (HF благодаря водородным связям образует ассоциаты H x F x).

По ряду: HF – HCl – HBr – HJ прочность связи падает и восстановительные свойства растут:

MnO 2 + 4HCl = Cl 2 ­ + MnCl 2 + 2H 2 O ().

5) При растворении в воде получают сильные кислоты; HJ – самая сильная (исключение составляет слабая фтороводородная кислота:

H 2 F 2 Û H + + HF 2 -)

6) Галогениды элементов имеют различный кислотно-основной характер, который проявляется:

а) в реакциях гидролиза

AlCl 3 + H 2 O Û AlOHCl 2 + HCl;

PBr 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HBr.

б) в реакциях комплексообразования

2NaF + SiF 4 ® Na 2 ;

по ряду лигандов F - ; Cl - ; Br - ; J - устойчивость комплексов уменьшается.

7) Галогены в высших степенях окисления

а) оксиды: Cl 2 O; (ClO 2) 2 ; (ClO 3) 2 ; Cl 2 O 7 ;

б) кислоты: HClO; HClO 2 ; HClO 3 ; HClO 4 ;

по ряду кислот ® сила возрастает, для кислот и их солей по этому же ряду окислительные свойства уменьшаются.

в) кислоты и их соли при нагревании разлагаются:

г) соединения между галогенами: их известно очень много; состав соответствует положению элементов в Периодической системе (более электроотрицательные элементы стоят в конце формул):

ClF, BrF, JF; ClF 3 , JF 3 ; ClF 5 , ClOF 3 ; BrF 7 , JO 3 F и др.;

имеют кислотный характер: JF 7 + 4H 2 O = 7HF + HJO 4 ;

ClO 3 F + 2NaOH = NaClO 4 + NaF + H 2 O.

Вопросы для закрепления материала:

1.Какое вещество образуется при взаимодействии мышьяка с концентрированной азотной кислотой – а)Аs(NО 3) 3 ? б)H 3 AsO 4 ? в)As 2 О 3 ?

2.Какое вещество реагирует с концентрированной кислотой с выделением свободного хлора – а)СаС1 2 ? б)МпО 2 ? в)СrС1 3 ?

4593 0

В 15 группу входят N, Р, As, Sb, Bi (табл. 1 и 2) — элементы с электронной конфигурацией внешней оболочки s 2 p 3 . Атомы всех элементов этой группы содержат по 5 валентных электронов при высшей степени окисления +5. Относительная электроотрицательность и энергия ионизации по мере увеличения атомного номера снижаются обратно пропорционально увеличению атомных радиусов.

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 15 группы

Первые 2 элемента — неметаллы. У As и Sb появляются металлические свойства, хотя As считают полуметаллом, a Bi — металлом с небольшой электропроводностью. Соединения трех последних элементов группы токсичны.

Азот и фосфор содержатся в организме человека в большом количестве: N составляет в среднем 3%, а Р — 1,1% массы тела. И N , и Р в соединениях проявляют степени окисления от +5 до -3, что объясняет их участие в разнообразных типичных окислительно-восстановительных реакциях. Атомы обоих элементов способны присоединять по 3 электрона, заполняя тем самым внешнюю р -подоболочку с образованием нитрид-иона N 3- и фосфид-иона Р 3- . Оба элемента проявляют тенденцию к образованию ковалентных соединений. При этом их атомы образуют по четыре гибридные sр 3 -орбитали с тетраэдрической ориентацией. На трех из них находится по одному электрону, а на четвертой — неподеленная пара электронов (рис. 1).

Рис. 1 . Четыре sр 3 -гибридные орбитали атома азота

Единичные электроны при образовании ковалситных связей обобществляются с электронами других атомов, а неподеленная пара электронов используется для образования координационной (донорно-акцепторной) связи. Примером может служить ион аммония NH 4 + . При его образовании неподеленная пара электронов азота перекрывается с вакантной s -орбиталью иона водорода. То же происходит при образовании координационных связей с металлами, в которых этот ион входит в состав функциональных групп.

Отличием Р от N является способность Р образовывать 5 ковалентных связей в результате перехода электрона с Зs -орбитали на одну из Зd -орбиталей. Поэтому Р образует ковалентные связи легче, чем N . Из-за отсутствия 2d -орбиталей атом N такой способностью не обладает. Реакционная способность атомов N сравнительно низкая, несмотря на высокую электроотрицательность (3 единицы по шкале Л. Полинга. Для сравнения: у О она равна 3,5, у F — 4, у остальных элементов — ниже 3). Причина в том, что двухатомные молекулы азота неполярны, а тройная связь между атомами имеет очень высокую прочность (энтальпия связи равна 944 мДж/моль). В итоге по сравнению с Р азот легче образует ионные и координационные связи.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 15 группы

Азот (N) — в природе представлен в основном в виде бесцветного газа, не имеющего запаха (N 2). Он на 78% составляет атмосферу Земли, и может быть получен в чистом виде при сжижении и фракционной перегонке воздуха. При комнатной температуре практически нереакционноспособен. Содержится в огромном количестве органических и во многих неорганических веществах. Азот используют во многих отраслях промышленности: при производстве кислот, удобрений, пластмасс, взрывчатых веществ.

Благодаря наличию азота в органических аминах (RNH 2 , R 2 NH или R 3 N, где R — органический радикал), в частности, в белках, он имеет исключительно большое значение в метаболизме. Участвует в образовании комплексов с ионами металлов, легко отдавая им электроны. Образуемые комплексные соединения (КС) из-за разных констант устойчивости могут участвовать в перераспределении ионов металлов в окружающих биолигандах. Благодаря этому азот играет центральную роль в лекарственных патологиях, главным образом путем индукции выделения гистамина и подобных медиаторов аллергии.

Фосфор (Р) проявляет монотропию , то есть существует в трех кристаллических формах, одна из которых устойчива («красный» фосфор), а две другие («белый» и «черный» фосфор) метастабильны (неустойчивы). При атмосферном давлении красный Р устойчив до температуры 690°К. Белый Р существует при температуре менее 317°К и пониженном атмосферном давлении, а черный Р — только при высоких давлениях, создаваемых техническими средствами.

В организме человека содержится главным образом в костях и зубах (до 90%) в виде апатита Ca(OH) 2 *3Ca 3 (PO 4 ) 2 . Остальная часть фосфора в виде макроэргических фосфатных связей участвует в образовании молекул АТФ, ферментов, НК и фосфолипидов, осуществляя практически все энергозависимые реакции обмена веществ. В виде моно- и дигидрофосфата (HРO 4 2- и Н 2 РO 4 -) участвует в поддержании буферных свойств крови, ее кислотно-основного равновесия.

Несмотря на органогенность Р , большинство его соединений (фосфин РН 3 , белый фосфор Р 4 , фосфорноватистая кислота Н 3 РO 2 , гипофосфит Н 2 РO 2 - , фосфористая кислота H 3 РO 3 и фосфиты H 2 PO 3 - , НРO 3 2- , оксид Р 4 O 6) весьма токсичны, поскольку имеют высокий отрицательный редокс-потенциал. В организме они окисляются до устойчивых фосфатов, восстанавливая связанные с ними молекулы. Некоторые восстановленные таким образом молекулы гидролизуются, снижая рН среды, что усугубляет негативные последствия для жизнедеятельности.

Мышьяк (As) — полуметалл, существует в нескольких аллотропных модификациях. Применяется в сплавах, полупроводниках, пестицидах, стеклах, составах для пропитки древесины. В последнее время все шире применяется в производстве электронных схем, вытесняя кремниевую технологию.

As относят к числу наиболее сильных и опасных ядов. В присутствии кислорода он быстро образует очень ядовитый мышьяковистый ангидрид (оксид) As 2 O 3 . Его летальная доза составляет 1 мг/кг. При приеме внутрь As в высокой концентрации накапливается в желудке, кишечнике, печени, почках и поджелудочной железе. При хроническом отравлении постепенно накапливается в коже, волосах и ногтях. As входит в состав боевых отравляющих веществ (люизит), а также в состав пестицидов, используемых для обработки садовых культур и винограда и (в виде моно- и диметиларсенатов) для предохранения от порчи деревянных изделий. В медицине соединения As используют около 2 тысяч лет.

В природе As встречается как в свободном виде, так и в виде арсенидов и арсеносульфидов ТМ, например, FeSAs . В морской воде, в организме морских животных и в водорослях он содержится в виде арсеноуглеводов и других органических производных в количествах до 5 частей на миллион (10 -9 г). Чаще всего находится в виде менее токсичной V-валентной формы.

Из неорганических соединений наиболее токсичны арсин AsH 3 , который в организме быстро восстанавливает биогенные соединения (в частности, гем), оксид As 2 O 3 , мышьяковистая кислота HAsO 2 и ее соли — арсениты (KAsO 2), проявляющие канцерогенные свойства, мышьяковая кислота H 3 AsO 4 и ее соли — одно-, двух-, трех-замещенные арсенаты . Последние, будучи аналогами фосфата, легко проникают в клетки по транспортным системам и разобщают процессы фосфорилирования и окисления.

As ингибирует различные тиолсодержащие ферменты. Отмечено взаимодействие арсенита с тиоловыми группами белков (глутатион, цистеин), липоевой кислоты, кофермента А. Поскольку липоевая кислота участвует в окислительном декарбоксилировании α-кетокислот (пировиноградной, кетоглутаровой и щавелевоуксусной), нарушается цикл трикарбоновых кислот (ЦТК). Кроме того, As ингибирует пируватдегидрогеназу , которая в физиологических условиях дегидрирует пируват до ацетил-КоА и СO 2 , обеспечивая включение углеводов в ЦТК. В результате нарушается синтез обязательных участников ЦТК — лимонной (цитрат) и щавелевоуксусной (оксалоацетат) кислот.

As известен также как ингибитор молибденсодержащих ферментов, в частности, ксантиноксидазы , катализирующей процесс распада пуринов до мочевой кислоты. По-видимому, при этом образуются соединения типа MoSAs =O и MoAs=O . Под действием мышьяка блокируются тиоловые группы ДНК-полимеразы , что приводит к остановке митоза. В целом соединения As , как неорганические, так и элементоорганические, блокируют SH-группы различных ферментных систем, выводя их из процессов обмена. В нервной системе при отравлении мышьяком в первую очередь страдают аксоны нейронов, что приводит к периферической нейропатии и параличу конечностей.

As (III) связываясь с тиоловыми соединениями в печени, желчи и крови, окисляется до As (V), что можно рассматривать как механизм детоксикации. При детоксикации в ЖКТ отмечено метилирование арсената бактериальной флорой.

Сурьма (Sb) существует в нескольких аллотропных модификациях. Металлическая форма элемента твердая и хрупкая. Используется в сплавах для увеличения прочности, в аккумуляторных батареях, подшипниках и пр.

В соединениях Sb имеет валентность -3, +3 и +5. Как и As , в малых количествах проявляет стимулирующее биологическое действие. По токсичности сурьму и мышьяк можно расположить в следующий ряд: Sb (V) < Sb (III) < As . При отравлении солями Sb элемент накапливается в скелете, почках и селезенке, взаимодействуя с SH-группами биомолекул. Sb (III) in vitro ингибирует сукцинат - и пируват-оксидазы , нарушая механизм клеточного дыхания. В ЖКТ соединения Sb всасываются слабо, поскольку из водорастворимых соединений быстро образуются нерастворимые оксохлориды SbOCl , Sb 4 O 5 Cl 2 . Всасывание в легких происходит быстрее, чем в ЖКТ.

При внутривенной инъекции радиоактивного элемента он в основном накапливается в печени, надпочечниках и сердце. Выделение Sb зависит от валентности: соединения Sb (V) выделяются главным образом через почки, а Sb (III) — с фекалиями. Стибин SbH 3 как и арсин, является гемолитическим ядом: он восстанавливает гемоглобин в метгемоглобин.

Висмут (Bi) — хрупкий, розоватого цвета металл с серебристым блеском. Устойчив к действию кислорода и воды. Применяется в сплавах, электронике, катализаторах, лекарственных и косметических средствах и красителях. В медицине прежде тартрат KBi применяли при лечении сифилиса, а оксосоли Bi и в настоящее время используют в качестве вяжущего средства при гастритах и язвах желудка и двенадцатиперстной кишки.

В виде металла и оксида Bi 2 O 3 биологически не активен. Соединения Bi считают токсичными, но из-за их низкой растворимости токсичность проявляется слабо. Как и As и Sb , висмут легко образует прочные связи с тиоловыми группами. Наиболее устойчивы соединения Bi (III). Висмутаты ВiO 3- — сильные окислители, Bi 2 O 5 действует как окислитель по отношению к биоредуктантам, а висмутин ВiH 3 является восстановителем.

Растворимые в воде соли (тартрат KBi , цитрат Bi , тиогликолат NaBi ) легко всасываются в ЖКТ, после чего Bi в комплексе с белками плазмы распределяется во всех тканях, в первую очередь в почках и печени. Выделяется абсорбированный Bi в основном почками. В крови соли Bi гидролизуются с образованием нейтральных коллоидов, которые нарушают физическое равновесие коллоидного состава тканей и могут вызвать коллоидокластический шок. Невсосавшиеся соли выделяются из ЖКТ с фекалиями в виде черного Bi 2 S 3 .

Отмеченное выше использование катионных солей в качестве вяжущего средства может быть небезопасным, поскольку кишечная микрофлора может восстанавливать Bi(NO 3 ) 3 до нитрита, который после всасывания в кровь может вызывать метгемоглобинемию. Отмечено, что в присутствии Bi содержание в почках Zn и Си увеличивается почти вдвое. При этом индуцируется синтез низкомолекулярных металлотионеинов (по механизму, аналогичному интоксикации Hg и Cd ). Эти белки имеют по 2 изоморфные формы в почках и в печени; а механизм связывания Bi аналогичен механизмам для Zn и Си . Распределение элементов в крови отличается от распределения в почках. Показано, что при гастроэнтерологических заболеваниях прием препаратов (ВiO ) 2 СO 3 приводит к снижению активности церулоплазмина , прямо пропорциональному концентрации Bi .

Имеется интересное наблюдение, что всасывание солей Bi происходит сходно с абсорбцией не остальных металлов группы 15, а Рb 2+ и уранил-иона UO 2 + . Висмут, как и Рb , может выделяться из тканей при ацидозе: ВiOСl + Н 3 O + > Вi 3+ + Cl - + Н 2 O .

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков