Kalkchlorid, seine physikalisch-chemischen Eigenschaften und Anwendung. Bleichmittel zur Desinfektion – Anwendungsmerkmale, Wirkung und Bewertungen Haushaltsbleichformel

Bleichpulver (Calciumhypochlorsum; Synonym: Bleichkalk, Calcaria chlorata, Calciumhypochlorit, hitzebeständiger Bleichkalk) ist ein chemisches Desinfektionsmittel. Es ist eine Mischung aus Ca(OCl) 2, CaCl 2, Ca(OH) 2 und Kristallwasser. In stabiler Bleiche. enthält ungefähr: CaCl 2 -Ca(OH) 2 -H 2 O – 50 %; Ca(OCl) 2 -2Ca(OH) 2 - 30 %, CaCl 2 - 20 %; Feuchtigkeit - nicht mehr als 2 %. Je nach Bleichmittelmarke enthält es 28; 32 oder 35 % Aktivchlor. Sie präsentiert das Pulver Weiß. Wenn Bleichmittel in Wasser gelöst werden, wird Calciumhypochlorit Ca(OCl) 2 zu hypochloriger Säure hydrolysiert, die stark oxidierende Eigenschaften hat, und unlösliche Salze werden suspendiert oder fallen beim Absetzen aus.

Kalkchlorid hat bakterizide, viruzide, fungizide, sporizide und larvizide Eigenschaften und wird daher als Desinfektionsmittel und Insektizid sowie zum Entgasen und Bleichen (z. B. Zellulose, Stoffe) verwendet. Zur Desinfektion werden Bleichmittel in Form von Trockenpulver, Chlor-Kalk-Milch (Suspension in Wasser), geklärten nicht aktivierten und aktivierten Lösungen verwendet (siehe Desinfektionsmittel). Trockenbleiche wird zur Desinfektion von Sekreten (Sputum, Urin, Kot, Erbrochenem) und Boden verwendet. Chlor-Kalk-Milch (10-20-40%) desinfiziert Sekrete und Oberflächen Nichtwohnräume durch Tünchen, Hoflatrinen, Güterwagen nach dem Tiertransport. Geklärte Lösungen (erhalten nach 24-stündigem Absetzen von Chlor-Kalk-Milch) werden zur Desinfektion von Räumlichkeiten, Möbeln, Geschirr, Spielzeug, Reinigungsgeräten und Wasser verwendet. Für Darm u durch die Luft übertragene Infektionen Es werden Bleichlösungen mit 0,05 bis 3 % Aktivchlor verwendet, bei Tuberkulose und Anthrax 5 % Aktivchlor. Geklärte 0,5-1 %ige Lösungen (je nach Zubereitung), aktiviert mit Ammoniak oder Ammoniumsalzen, desinfizieren Sie Gegenstände bei Virushepatitis, Enterovirus-Infektionen, 2 %ige Lösungen gegen Tuberkulose und 4 %ige Lösungen gegen Milzbrand. Es wird nicht empfohlen, Bleichmittel zur Desinfektion von Wäsche zu verwenden Metallprodukte(siehe Desinfektion).

Wenn Bleichmittel über die Atemwege in den menschlichen Körper gelangen, kann es zu Niesen, laufender Nase und Halsschmerzen kommen. Kopfschmerzen, Schmerzen in den Augen, Tränenfluss, Engegefühl, Schmerzen und Engegefühl in der Brust, erstickender Husten, Übelkeit, Erbrechen, allgemeine Schwäche, manchmal eine reflektorische Verengung der Stimmritze. Bei Kontakt mit den Augen kommt es zu Tränenfluss, Rötung der Schleimhäute und Schmerzen in den Augen.

Wenn Bleichmittel eindringt. über die Atemwege in den Körper gelangen, ist es notwendig, den Patienten aus dem Raum zu entfernen, in dem die Vergiftung aufgetreten ist, seine Kleidung auszuziehen, die Chlor adsorbiert hat und die Atmung einschränkt, ihm das Einatmen einer versprühten 2%igen Natriumthiosulfatlösung zu ermöglichen und zu trinken Milch mit Wasser, unter den Arzneimitteln - Codein, Beruhigungsmittel (Tinktur aus Baldrian, Bromiden), bei Verengung der Stimmritze - Atropintropfen. Wenn keine Wirkung eintritt, sind ein Krankenhausaufenthalt und eine Tracheotomie angezeigt (siehe). Je nach Indikation werden Sauerstoffinhalationen verschrieben, intravenös – 10 %ige Calciumchloridlösung, subkutan – Kampfer, Koffein. Wenn Bleichmittel in Ihre Augen gelangt, spülen Sie diese mit Wasser aus. Wenn Bleichmittel in den Magen-Darm-Trakt gelangen, spülen Sie den Magen mit warmem Wasser oder einer 2 %igen Natriumthiosulfatlösung und anschließend mit Wasser. Brechmittel (Apomorphin) werden subkutan verabreicht, ein salzhaltiges Abführmittel wird oral verabreicht, Proteinwasser (2 Eiweiß pro Glas Wasser), 2%ige Natriumbicarbonatlösung, Milch. Das Opfer muss ruhig gehalten und warm eingewickelt werden.

Um die Atmungsorgane, Augen und Haut vor der Wirkung von Bleichmitteln zu schützen, sollten Sie mit einer Atemschutzmaske (siehe Atemschutzmasken), Gummihandschuhen, einer Schutzbrille (siehe) und einer Schürze aus gummiertem Stoff arbeiten. Sie können einen mit Bleichmittel behandelten Raum 30-45 Minuten nach der Belüftung betreten.

Literaturverzeichnis: Vashkov V. I. Desinfektion, Desinsektion, Deratisierung, p. 61, M., 1956; Prave V.E. Tabelle mit Gegenmitteln und anderer Erster Hilfe für akute Vergiftung Drogen verwendet in medizinische Desinfektion, Entwesung und städtische Deratisierung, S. 15, M., 1964; Furman A. A. Chlorhaltige oxidierende Bleich- und Desinfektionsmittel, S. 7, M., 1976.

N. F. Sokolova.

Quittung.
Abhängig von der Produktionsmethode wird Chlorkalk in zwei Qualitäten hergestellt: A und B. Bleichmittel der Klasse A wird durch Chlorieren von Flusen in einem Wirbelbett hergestellt; Klasse B wird durch Chlorieren von Flusen in Backman-Geräten hergestellt.

Chemische Formel: Mischung aus Ca(ClO) 2, CaCl 2 und Ca(OH) 2

Sicherheitsanforderungen.
Kalkchlorid ist nicht brennbar, kann aber als starkes Oxidationsmittel bei Kontakt mit organischen Produkten zu deren Entzündung führen. Chlor, das aus Bleichmitteln freigesetzt wird, gehört zu den Stoffen der 2. Gefahrenklasse.

Paket.
Bleichkalk ist in Plastiktüten verpackt; in Säcken mit einem Gewicht von 0,5-2,0 kg ab Polyethylenfolie oder aus Polyvinylchloridfolie oder aus mit Polyethylen laminiertem Sackpapier; in Plastiktüten, verpackt in Beuteln aus Chlorgewebe; in Stahlfässern mit einem Fassungsvermögen von nicht mehr als 100 dm3, die innen und außen mit chemisch beständiger Farbe lackiert sind, oder in unlackierten Fässern aus Kohlenstoffstahl, die mit Auskleidungen aus Polyethylenfolie ausgestattet sind. Kalkchlorid für Langzeitlagerung Verpackt in Stahlfässern, innen und außen lackiert, oder in Polyethylenbeuteln, eingeschlossen in Beutel aus Chlorgewebe.

Transport, Lagerung.
Kalkbleiche wird mit allen Transportmitteln (außer Luft) abgedeckt transportiert Fahrzeuge. Der Transport der in Plastiktüten verpackten Ware erfolgt ausschließlich per Wagenladung. Eisenbahn oder per Straßentransport.
In Plastiktüten verpackter Bleichkalk muss in der Verpackung im Lager des Herstellers 72 Stunden lang auf Paletten gelagert werden. Dabei werden die Säcke auf Paletten mit einer Höhe von bis zu 1 m und einer Stapelbreite von bis zu 2 m platziert, der Durchgang zwischen den Stapeln beträgt mindestens 0,5 m.
Kalkbleiche wird in geschlossenen Lagerhallen, unbeheizten, abgedunkelten und gut belüfteten Räumen gelagert. Böden sollten aus Asphalt, Ziegel oder Beton bestehen. Gebleichter Kalk in Säcken wird in bis zu 2,5 m hohen und bis zu 1,2 m breiten Stapeln in Fässern, Kisten und Fässern gelagert – vertikal, bis zu fünf Etagen hoch mit einem Bretterboden zwischen den Etagen oder horizontal bis zu 4 m hoch. Lassen Sie zwischen den Stapeln einen Durchgang von mindestens 1 m Breite.
Die Lagerung von Sprengstoffen, brennbaren Gütern und Druckgasflaschen im selben Raum mit Chlorkalk ist nicht gestattet.

Garantierte Haltbarkeit des Produkts.
Produkt der Klasse A der 1. und 2. Klasse - 3 Jahre ab Herstellungsdatum, Produkt der Klasse A der 3. Klasse und Klasse B - 1 Jahr ab Herstellungsdatum.

Sicherheitsanforderungen für Bleichmittel:

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Bleichkalk wird auch Bleichmittel oder Calciumhypochlorit genannt. Obwohl der Nachname nicht ganz korrekt ist, weil... Dieser Stoff ist ein komplexes Gemisch und seine Zusammensetzung umfasst nicht nur Hypochlorit (Ca(ClO)2), sondern auch Oxychlorid (CaClO), Chlorid (CaCl2) und Calciumhydroxid (Ca(OH)2). Auch (III) kann als Verunreinigung vorhanden sein, was zu einer gelblichen Farbe führt. Bei normale Bedingungen Diese Verbindung hat einen festen, starken Chlorgeruch und ist meist weiß. Nur Calciumhypochlorid löst sich in Wasser, während Chlor in die Atmosphäre abgegeben wird und der Rest der Mischung ein dickes Sediment bildet – eine Suspension.

Beim Geradeausschlag Sonnenstrahlen Bleichmittel setzen Sauerstoff frei und zersetzen sich beim Erhitzen unter Freisetzung von Wärme, die zu einer Explosion führen kann. In diesem Zusammenhang muss dieser Stoff in dunklen, kühlen (unbeheizten) und belüfteten Räumen gelagert werden. Bei der Arbeit mit Bleichkalk ist insbesondere in Betrieben, in denen Bleichkalk hergestellt und transportiert wird, eine Schutzausrüstung für Haut und Atmungsorgane erforderlich.

Aus chemischer Sicht ein Stoff Bleichpulver, dessen Formel CaCl(OCl) lautet, bezieht sich auf gemischte, d. h. enthält zwei Anionen.

Dieser Stoff wird bei der Produktion durch Chlorierung gewonnen. technologischer Prozess Es werden drei Bleichmittelqualitäten erhalten: 26, 32 und 35 % aktives Chlor (die Menge an reinem Chlor, die freigesetzt wird, wenn eine bestimmte Säuremischung HCl oder H2SO4 eingewirkt wird). Einer der Nachteile dieser Substanz ist, dass es während der Lagerung pro Jahr 5-10 % aktives Chlor verliert. Sie versuchen dem entgegenzuwirken, indem sie ein Produkt auf den Markt bringen erhöhte Stabilität indem man Chlorgas durch eine Ca(OH)2-Suspension leitet. Aktivchlor in der so erhaltenen Verbindung beträgt 45-70 %. Der Nachteil dieser Substanz besteht auch darin, dass sie Metallkorrosion und Korrosion verursacht. Daher wird sie in einem Holzbehälter gelagert. Kunststoffbehälter oder und Pakete.

Kalkchlorid weist bakterizide und sporizide Eigenschaften auf, die durch die Anwesenheit von hypochloriger Säure und Sauerstoff in der Lösung bestimmt werden. Aus diesem Grund wird es aktiv in der Reinigung eingesetzt Abwasser aus verschiedenen Verunreinigungen und medizinische Einrichtungen Wie Desinfektionsmittel(Oberflächen, Orte werden behandelt allgemeiner Gebrauch). Es wird auch als Bleichmittel bei der Herstellung von Textilien, Zellstoff und Papier verwendet.

Somit ist Bleichmittel eine komplexe Mischung, die eine chemisch recht aktive Substanz ist und die Eigenschaften eines starken Oxidationsmittels aufweist. In wässrigen Lösungen hydrolysiert es unter Bildung von hypochloriger Säure (HC1O). Bei steigender Temperatur (Erwärmung) und unter dem Einfluss von Sonnenlicht zersetzt es sich unter Freisetzung von Sauerstoff und Chlor.

Chlorkalk (Bleichkalk) ist ein weißes oder gräuliches Pulver mit deutlichem Chlorgeruch. Es wird in drei Sorten hergestellt, die sich im Gehalt an Aktivchlor (35, 32, 28 %) unterscheiden. Die Formel von Bleichmittel, CaCl2, Ca(ClO)2 und Ca(OH)2 – enthält dibasische Salze von Calciumhypochlorid, -oxychlorid, Calciumhydroxid und -chlorid. Bei längerer Lagerung im Licht zersetzt sich die Zusammensetzung und einige der Wirkstoffe gehen verloren, daher sollte Bleichkalk in einem luftdichten, lichtgeschützten Behälter aufbewahrt werden.

Verwendung des Stoffes

• In Form einer Trockensubstanz wird Bleichmittel zum Bleichen, Entgasen, Desinfizieren von Räumlichkeiten und desinfizieren von Ausscheidungen, Toiletten, Senkgruben und Mülltonnen verwendet. Es ist jedoch zu beachten, dass der Stoff in trockener Form nur auf nasser Oberfläche desinfizierend wirkt.
• Um alle Materialien vor der Entsorgung zu desinfizieren, verwenden Sie 10- und 20-prozentige Lösungen.
• Geklärte 10–20 %ige Lösung, zubereitet auf die folgende Weise: Zu 1–2 kg Trockenmasse einen Liter Wasser hinzufügen und gründlich vermischen, bis eine glatte Masse entsteht. Dann, ohne mit dem Rühren aufzuhören, Wasser auf ein 10-Liter-Volumen hinzufügen. Anschließend wird die Mischung einen Tag lang an einem dunklen Ort stehen gelassen, um sie in einem Glas abzusetzen emailliertes Geschirr mit festem Stopfen. Anschließend wird es nach dem Filtern in einen ähnlichen Behälter gegossen.
• Funktionierende Lösung. Bereiten Sie auf der Grundlage der geklärten Lösung vor der Durchführung der entsprechenden Arbeiten eine Arbeitszusammensetzung mit der erforderlichen Konzentration vor.
• Chlor-Kalk-Milch. Seine Zubereitung ähnelt der geklärten 10–20 %igen Bleichmittelzusammensetzung, nur dass die Flüssigkeit nicht absetzen gelassen wird, sondern sofort verwendet wird.

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Quittung:

Es wird durch die Reaktion von Chlor mit gelöschtem Kalk (Calciumhydroxid) gewonnen.

Chemische Eigenschaften:

An der Luft zersetzt sich Bleichmittel langsam nach folgendem Schema:

Thermische Zersetzung

Anwendung: Wird häufig zum Aufhellen und Desinfizieren verwendet.

6. Sauerstoffhaltige Säuren von Halogenen. Veränderungen ihrer Stärke und Oxidationskapazität. Salze sauerstoffhaltiger Säuren. Anwendung.

7. Allgemeine Eigenschaften der Sauerstoff-Untergruppe.

Die Sauerstoff-Untergruppe oder Chalkogene ist die 6. Gruppe des Periodensystems D.I. Mendelev.

Von oben nach unten, mit einer Erhöhung des äußeren Energieniveaus, körperlich und Chemische Eigenschaften Chalkogene: Der Atomradius der Elemente nimmt zu, die Ionisierungsenergie und die Elektronenaffinität sowie die Elektronegativität nehmen ab; Nichtmetallische Eigenschaften nehmen ab, metallische Eigenschaften nehmen zu (Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur sind Nichtmetalle), Polonium hat einen metallischen Glanz und elektrische Leitfähigkeit. Wasserstoffverbindungen von Chalkogenen entsprechen der Formel: H2R: H2О, H2S, H2Se, H2Те – Chalkonwasserstoffe.

8. Wasser. Physikalische und chemische Eigenschaften. Wasser als Lösungsmittel. Biologische Rolle von Wasser.

Physikalische Eigenschaften: Wasser ist eine farblose Flüssigkeit, geschmacks- und geruchlos, Dichte – 1 g/cm3; Gefriertemperatur – 0 °C (Eis), Siedepunkt – 100 °C (Dampf). Bei 100 °C und Normaldruck werden Wasserstoffbrückenbindungen aufgebrochen und Wasser geht in einen gasförmigen Zustand – Dampf – über. Wasser hat eine schlechte thermische und elektrische Leitfähigkeit, aber eine gute Löslichkeit.

Chemische Eigenschaften: Wasser dissoziiert leicht:

In Gegenwart von Wasser kommt es zur Hydrolyse von Salzen – ihrer Zersetzung mit Wasser unter Bildung eines schwachen Elektrolyten:

Interagiert mit vielen basischen Oxiden und Metallen:

Mit Säureoxiden:

Wasser - ausgezeichnet Lösungsmittel für polare Stoffe. Dazu gehören ionische Verbindungen wie Salze, bei denen geladene Teilchen (Ionen) beim Auflösen des Stoffes in Wasser dissoziieren, sowie einige nichtionische Verbindungen wie Zucker und einfache Alkohole, die geladene (polare) Gruppen enthalten (- OH) im Molekül. .

Biologische Rolle von Wasser:

Wasser spielt eine einzigartige Rolle als Substanz, die die Existenzmöglichkeit und das Leben aller Lebewesen auf der Erde bestimmt. Es fungiert als universelles Lösungsmittel, in dem die grundlegenden biochemischen Prozesse lebender Organismen ablaufen. Die Einzigartigkeit von Wasser besteht darin, dass es sowohl organische als auch anorganische Substanzen recht gut löst und eine hohe Fließgeschwindigkeit ermöglicht chemische Reaktionen und gleichzeitig - ausreichende Komplexität der resultierenden komplexen Verbindungen. Dank der Wasserstoffbrückenbindung bleibt Wasser in einem weiten Temperaturbereich flüssig, und zwar genau in demjenigen, der derzeit auf dem Planeten Erde weit verbreitet ist.

9. Schwefelwasserstoff, Herstellung und Eigenschaften. Schwefelwasserstoffsäure. 1. und 2. Dissoziationskonstante. Rolle bei Redoxprozessen. Salze der Schwefelwasserstoffsäure.

Quittung: 1) direkte Synthese aus Elementen bei einer Temperatur von 600 °C; 2) Exposition gegenüber Natrium- und Eisensulfiden mit Salzsäure.

10. Schwefelsäure. Rolle bei Redoxprozessen. Salze der Schwefelsäure. Anwendung.

SO 2 -Oxid und Schwefelsäure weisen ausschließlich oxidierende Eigenschaften auf, was auf die höchste Oxidationsstufe von Schwefel (+6) zurückzuführen ist.

11. Schwefelverbindungen in der Oxidationsstufe +4. Rolle bei Redoxprozessen (Beispiele). Anwendung.

12. allgemeine Charakteristiken Stickstoff-Untergruppen.

Sie können in Verbindungen Oxidationsstufen von −3 bis +5 aufweisen.

13. Ammoniak. Zubereitung, chemische Eigenschaften, Anwendung.

14. Salpetersäure. Chemische Eigenschaften. Wechselwirkung mit Metallen. Nitrate. Erkennung.

Erkennung:

Die Testflüssigkeit und die Kupferspäne werden in einen an einen Kühlschrank angeschlossenen Kolben gegeben, dessen Ende in einen Kolben mit Wasser abgesenkt wird. Der Kolben wird in einem Mineralölbad oder Sandbad erhitzt und die Flüssigkeit fast bis zur Trockne eingedampft. Bei ausreichender Salpetersäurekonzentration wird diese durch Kupfer zu Stickoxid reduziert, das mit Luftsauerstoff Stickstoffdioxid (orangefarbenen Dampf) bildet. Letzteres löst sich in Wasser auf und ergibt Salpetersäure und salpetrige Säure, die durch chemische Reaktionen nachgewiesen werden:

3Сu + 2HNO3 = 3СuО + 2NO + Н2O

3СuО + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O

2NO + O2 = 2NO2; 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

15. Salpetrige Säure und ihre Salze. Rolle bei Redoxprozessen. Anwendung.

HNO2. Salze Salpetersäure(Nitrite) werden durch Reduktion von Nitraten gewonnen:

NaNO 2 +HCI = NaCI+HNO 2.

Salpetrige Säure weist sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften auf. Unter dem Einfluss stärkerer Oxidationsmittel (H2O2, KMnO4) wird es zu HNO3 oxidiert:

2HNO 2 + 2HI → 2NO + I 2 ↓ + 2H 2 O;

5HNO 2 + 2HMnO 4 → 2Mn(NO 3) 2 + HNO 3 + 3H 2 O;

HNO 2 + Cl 2 + H 2 O → HNO 3 + 2HCl.

16. Biologische Rolle Stickstoff und Phosphor. Anwendung.

Stickstoff ist Bestandteil von Chlorophyll, Hämoglobin usw.

Phosphor liegt in lebenden Zellen in Form von Ortho- und Pyrophosphorsäuren vor und ist Bestandteil von Nukleotiden, Nukleinsäuren, Phosphoproteinen, Phospholipiden, Coenzymen und Enzymen. Menschliche Knochen bestehen aus Hydroxylapatit 3Ca3(PO4)3Ca(OH)2. Der Zahnschmelz enthält Fluorapatit.

17. Arsen und seine Verbindungen. Erkennung. Wirkung auf einen lebenden Organismus. Anwendung.

Von den anorganischen Arsenverbindungen kann Arsenanhydrid in der Medizin zur Herstellung von Pillen und in der Zahnarztpraxis in Form einer Paste als nekrotisierendes Arzneimittel verwendet werden.

18. Allgemeine Eigenschaften der Elemente der Kohlenstoffuntergruppe. Wirkung auf einen lebenden Organismus.

Anwendung.

Der Kohlenstoffkreislauf in der Natur umfasst den biologischen Kreislauf, die Freisetzung von CO 2 (=> Photosynthese).

Siliziumverbindungen sind relativ ungiftig. Es ist jedoch sehr gefährlich, hochdisperse Silikat- und Siliziumdioxidpartikel einzuatmen, die in die Lunge gelangen und dort kristallisieren. Die entstehenden Kristalle zerstören das Lungengewebe und verursachen eine schwere Krankheit – Silikose.

Geringe Mengen Germanium haben keine physiologische Wirkung auf Pflanzen, sind aber in großen Mengen giftig. Germanium ist für Schimmelpilze ungiftig.

Zinn ist Teil des Magenenzyms Gastrin.

Blei und seine Verbindungen sind giftig. Im Körper reichert sich Blei in den Knochen an und führt zu deren Zerstörung.

Aufgrund seiner hohen Toxizität wird Blei in der Medizin kaum verwendet. Verwenden Sie für Lotionen gegen Abschürfungen nur Pb(CH 3 COO) 2 3H 2 O oder Bleiwasser

Derzeit wird Zinn in der Medizin nicht verwendet.

19. Sauerstoffhaltige Kohlenstoffverbindungen. Cyanide.

20. Atomstruktur von Silizium. Die wichtigsten Verbindungen, ihre Eigenschaften, Anwendungen.

21. Allgemeine Eigenschaften von Elementen der Gruppe III Hauptuntergruppe. Anwendung.

22. Bor. Atomstruktur, Wertigkeit. Die wichtigsten Verbindungen. Anwendung

B +5)2)3. Die Wertigkeit beträgt 4.

23. Aluminium und seine Verbindungen. Anwendung.

Bei Wechselwirkung mit starken Alkalien ist das entsprechende

Aluminate:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Al(OH)3 bildet mit Säuren Salze

Aluminiumhalogenide sind unter normalen Bedingungen farblos kristallin

Substanzen. Unter den Aluminiumhalogeniden unterscheidet sich AlF3 stark in seinen Eigenschaften

von ihren Analoga

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Aluminiumverbindungen mit Chlor, Brom und Jod sind sehr schmelzbar

reaktiv und gut löslich nicht nur in Wasser, sondern auch in vielen anderen

organische Lösungsmittel

Es rauchen AlCl3, AlBr3 und AlI3 feuchte Luft(aufgrund der Hydrolyse

Weit verbreitet als Baumaterial. Es wird häufig in der Kryotechnik eingesetzt. Material zur Herstellung von Spiegeln. Bei der Herstellung von Baustoffen als Gasbildner. Aluminiumacetat (zumindest im Jahr 2003) ist ein Antiseptikum, wirkt adstringierend und lokal entzündungshemmend.

24. Allgemeine Merkmale der Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe II. Anwendung.

Hauptuntergruppe der Gruppe II Periodensystem Elemente sind Beryllium Be, Magnesium Mg, Calcium Ca, Strontium Sr, Barium Ba und Radium Ra.

Die Atome dieser Elemente besitzen zwei s-Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene. In chem. Bei Reaktionen geben Atome von Elementen der Nebengruppe leicht beide Elektronen des äußeren Energieniveaus ab und bilden Verbindungen, in denen die Oxidationsstufe des Elements +2 beträgt. Alle Elemente dieser Untergruppe gehören zu den Metallen. Calcium, Strontium, Barium und Radium werden als Erdalkalimetalle bezeichnet.

Berylliummetall wird zur Herstellung von Fenstern verwendet Röntgenanlagen, da es Röntgenstrahlen 17-mal schwächer absorbiert als Aluminium. Strontiumnitrat wird in der Pyrotechnik verwendet, seine Carbonate und Oxide werden in der Zuckerindustrie verwendet. Bariumhydroxid und -chlorid werden in der Laborpraxis verwendet, Bariumperoxid – zur Herstellung von Wasserstoffperoxid, Nitrat und Chlorat – in der Pyrotechnik, Bariumsulfat – in der Durchleuchtung der Verdauungsorgane. Bariumverbindungen sind giftig. Radiumsalze werden zu Forschungszwecken sowie zur Gewinnung von Radon verwendet, das heilende Eigenschaften hat.

25. Wasserhärte und Möglichkeiten, sie zu beseitigen.

Die Wasserhärte ist eine Eigenschaft des Wassers (schäumt nicht, bildet im Dampf Kesselstein).

Kessel) verbunden mit dem Gehalt an löslichen Calciumverbindungen und

Magnesium ist ein Parameter, der den Gehalt an Calcium- und Magnesiumkationen angibt

Es gibt zwei Arten von Starrheit: vorübergehende und dauerhafte.

Um vorübergehende Härte loszuwerden, müssen Sie nur kochen

Wasser. Wenn Wasser kocht, reagieren Bicarbonat-Anionen mit

Kationen und bilden mit ihnen sehr schwerlösliche Carbonatsalze,

die ausfallen.

Ca2 + 2HCO3- = CaCO3v + H2O + CO2^

Aus chemischer Sicht ist es sehr einfach, die Folge einer konstanten Wasserhärte – Kalkablagerungen – zu bekämpfen. Es ist notwendig, mit einer Säure auf das Salz einer schwachen Säure einzuwirken

stärker. Letzteres ersetzt die Kohle, die

instabil, zerfällt in Wasser und Kohlendioxid. Die Zusammensetzung der Skala kann

Dazu gehören Silikate, Sulfate und Phosphate. Aber wenn man das Karbonat zerstört

„Skelett“, dann bleiben diese Verbindungen nicht an der Oberfläche.

26. Alkali Metalle. Änderung des Ionisationspotentials. Rolle bei Redoxprozessen. Die wichtigsten Verbindungen, biologische Rolle, Anwendung.

Dies sind Elemente der Gruppe 1 des Periodensystems chemische Elemente: Lithium Li, Natrium Na, Kalium K, Rubidium Rb, Cäsium Cs und Francium Fr. Wenn Alkalimetalle in Wasser gelöst werden, entstehen lösliche Hydroxide, sogenannte Alkalien.

Ionisierungsenergie, eine Art Bindungsenergie oder, wie sie manchmal genannt wird, erstes Ionisierungspotential, ist die kleinste Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron von einem freien Atom in seinem niedrigsten Energiezustand (Grundzustand) bis ins Unendliche zu entfernen.

Alle Alkalimetalle zeichnen sich durch reduzierende Eigenschaften aus.

Hydroxide (Um Hydroxide von Alkalimetallen zu erhalten, werden hauptsächlich elektrolytische Methoden verwendet), Carbonate (Ein wichtiges Produkt, das ein Alkalimetall enthält, ist Soda Na2CO3. Die weltweit größte Menge an Soda wird mit der Solvay-Methode hergestellt, die zu Beginn vorgeschlagen wurde 20. Jahrhundert. Der Kern der Methode ist wie folgt: Eine wässrige NaCl-Lösung, der Ammoniak zugesetzt wurde, wird gesättigt Kohlendioxid bei einer Temperatur von 26 - 30 °C. Dabei entsteht schwerlösliches Natriumbikarbonat, das sogenannte Backpulver.

Gemessen am Gehalt im menschlichen Körper gelten Natrium (0,08 %) und Kalium (0,23 %) als Makroelemente, der Rest sind Lithium (10–4 %), Rubidium (10–5 %) und Cäsium (10–4 %). - Mikroelemente. Alkalimetalle kommen in Form verschiedener Verbindungen in tierischen und menschlichen Geweben vor. Natrium und Kalium sind lebenswichtige Elemente, die ständig im Körper enthalten sind und am Stoffwechsel beteiligt sind. Lithium, Rubidium und Cäsium sind ebenfalls ständig im Körper enthalten, ihre physiologische und biochemische Rolle ist jedoch kaum bekannt.

Lithium wird in speziellen Leichtlegierungen verwendet, Organolithium-Derivate werden häufig in der Synthese verschiedener Klassen eingesetzt organische Verbindungen. Natrium wird in der Metallothermie verwendet. Metallisches Natrium und seine flüssige Legierung mit Kalium werden in der organischen Synthese verwendet. Als Reduktionsmittel wird häufig Natriumamalgam verwendet. Aus schweren Alkalimetallen technische Anwendung findet nur Cäsium, das aufgrund seines geringen Ionisierungspotentials zur Erzeugung lichtempfindlicher Schichten in Vakuumfotozellen verwendet wird.

27. Chrom. Die Struktur des Atoms. Mögliche Oxidationsstufen. Säure-Base-Eigenschaften. Anwendung.

Cr +24)2)8)13)1

Chrom hat die Oxidationsstufen +2, +3 und +6.

Mit zunehmendem Oxidationsgrad nehmen die sauren und oxidierenden Eigenschaften zu. Chrom-Cr2+-Derivate sind sehr starke Reduktionsmittel. Das Cr2+-Ion entsteht im ersten Schritt der Auflösung von Chrom in Säuren oder bei der Reduktion von Cr3+ in einer sauren Lösung mit Zink. Bei der Dehydratisierung wird das Hydroxid Cr(OH)2 zu Cr2O3. Cr3+-Verbindungen sind an der Luft stabil. Sie können sowohl Reduktionsmittel als auch Oxidationsmittel sein. Cr3+ kann in saurer Lösung mit Zink zu Cr2+ reduziert oder in alkalischer Lösung mit Brom und anderen Oxidationsmitteln zu CrO42- oxidiert werden. Hydroxid Cr(OH)3 (oder besser gesagt Cr2O3 nH2O) ist eine amphotere Verbindung, die Salze mit dem Cr3+-Kation oder Salze der Chromsäure HCrO2 – Chromite (z. B. KSrO2, NaCrO2) – bildet. Cr6+-Verbindungen: Chromsäureanhydrid CrO3, Chromsäuren und ihre Salze, darunter die wichtigsten Chromate und Dichromate – stark oxidierende Salze.

Wird als verschleißfeste und schöne galvanische Beschichtung (Verchromung) verwendet. Chrom wird zur Herstellung der Legierungen Chrom-30 und Chrom-90 verwendet, die für die Herstellung von Düsen für leistungsstarke Plasmabrenner und in der Luft- und Raumfahrtindustrie unverzichtbar sind.

28. Redoxeigenschaften von Chromverbindungen mit unterschiedlichem Oxidationsgrad.

Chrom ist chemisch inaktiv. Unter normalen Bedingungen reagiert es nur mit Fluor (aus Nichtmetallen) und bildet ein Fluoridgemisch.

Chromate und Dichromate

Chromate entstehen durch die Wechselwirkung von CrO3 oder Lösungen von Chromsäuren mit Alkalien:

СгО3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Dichromate werden durch Einwirkung von Säuren auf Chromate gewonnen:

2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Chromverbindungen zeichnen sich durch Redoxreaktionen aus.

Chrom(II)-Verbindungen sind starke Reduktionsmittel und werden leicht oxidiert

4(5gCl2 + O2 + 4HCI = 4CrCl3 + 2H2O

Chromverbindungen (!!!) zeichnen sich durch reduzierende Eigenschaften aus. Unter dem Einfluss von Oxidationsmitteln gehen sie:

zu Chromaten - in alkalischer Umgebung,

in Dichromaten - in saure Umgebung.

29. Amphoterizität von Chrom(III)-hydroxid. Chromite, ihre reduzierenden Eigenschaften.

Cr(OH)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O

Chromate(III) (alter Name: Chromite).

Chromverbindungen zeichnen sich durch reduzierende Eigenschaften aus. Unter dem Einfluss von Oxidationsmitteln gehen sie:

zu Chromaten - in alkalischer Umgebung,

in Dichromaten - in einer sauren Umgebung.

2Na3 [Cr(OH)6] + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4

Salze der Chromsäuren sind im sauren Milieu starke Oxidationsmittel:

3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

30. Chrom- und Dichromsäuren, ihre Salze, Rolle bei Redoxreaktionen.

Chromsäure H2CrO4, Dichromsäure H2Cr2O7

Salze – Chromate und Dichromate

Chrom(III)-Verbindungen spielen im alkalischen Milieu die Rolle von Reduktionsmitteln. Unter dem Einfluss verschiedener Oxidationsmittel – Cl2, Br2, H2O2, KmnO4 usw. – werden sie zu Chrom(IV)-Verbindungen – Chromaten

Starke Oxidationsmittel wie KMnO4, (NH4)2S2O8 wandeln Cr(III)-Verbindungen in saurer Umgebung in Dichromate um:

Somit nehmen die oxidierenden Eigenschaften mit einer Änderung der Oxidationsstufen in der Reihe Cr2+ Cr3+ Cr6+ stetig zu. Cr(II)-Verbindungen sind starke Reduktionsmittel und werden leicht oxidiert und verwandeln sich in Chromverbindungen. (III). Chrom(VI)-Verbindungen sind starke Oxidationsmittel und lassen sich leicht zu Chrom(III)-Verbindungen reduzieren. Verbindungen mit einer mittleren Oxidationsstufe, d. h. Chrom(III)-Verbindungen, können bei Wechselwirkung mit starken Reduktionsmitteln oxidierende Eigenschaften zeigen, sich in Chrom(II)-Verbindungen umwandeln und bei Wechselwirkung mit starken Oxidationsmitteln (z. B. Brom, KMnO4) weisen reduzierende Eigenschaften auf und werden zu Chrom(VI)-Verbindungen.

31. Mangan. Die Struktur des Atoms. Mögliche Oxidationsstufen. Säure-Base-Eigenschaften.

Atomstrukturdiagramm: Mn +25)2)8)13)2.

Charakteristische Oxidationsstufen von Mangan: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 sind nicht sehr charakteristisch)

-

32. Redoxeigenschaften von Manganverbindungen in Abhängigkeit vom Oxidationsgrad.

Mangan – Element VIIB (7) der Gruppe hat die Valenzkonfiguration 3 D 54S 2. In Verbindungen

Mangan weist Oxidationsstufen von 0 bis +7 auf, die stabilsten davon sind +2, +4, +6 und +7.

Mangan(II)-Verbindungen zeigen sowohl bei sauren als auch bei sauren Reaktionen reduzierende Eigenschaften

alkalische Umgebung:

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = HMnO4 + 3Pb(NO3)3 + 2PbSO4 + 2H2O

MnSO4 + H2O2 + 2NaOH = Mn(OH)4↓ + Na2SO4

Der MnS-Niederschlag oxidiert beim Stehen an der Luft:

MnS + O2 + 2H2O = Mn(OH)4↓ + S↓

Mangan(IV)-Verbindungen können sowohl als Oxidationsmittel als auch als Oxidationsmittel wirken

Reduktionsmittel. Mangan (IV) weist beispielsweise reduzierende Eigenschaften auf

Gewinnung von Kaliumpermanganat durch Verschmelzen von Berthollet-Salz mit Mangan(IV)-oxid und

3MnO2 + KClO3+ 6KOH = 3K2MnO4 + KCL + 3H2O

Ein Beispiel für die oxidativen Eigenschaften von Mangan(IV)-Verbindungen ist die Reaktion von Dioxid

Mangan mit Eisen(II)sulfat:

MnO2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

Mangan(VI)-Verbindungen haben oxidierende Eigenschaften, bei Einwirkung jedoch stärker

Starke Oxidationsmittel können auch als Reduktionsmittel wirken:

K2MnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnO2↓ + Na2SO4 + K2SO4+ H2O

2K2MnO4+ Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl

Dazu gehören Mangan (VII)-Verbindungen, Salze der Mangansäure und Permanganate

die stärksten Oxidationsmittel. Abhängig vom pH-Wert des Mediums wird das Permanganation reduziert

in unterschiedlichen Graden:

Saure Umgebung: MnO4 + 8H + 5е→ Mn2 + 4H20

Neutrales Medium: MnO4 + 2H2O + 3е→ MnO2 + 4OH

Alkalische Umgebung: MnO4 + 1е→ MnO42

33. Verhalten von Kaliumpermanganat in verschiedenen Umgebungen (Beispiele). Anwendung.

Ist ein starkes Oxidationsmittel. Abhängig vom pH-Wert der Lösung oxidiert es verschiedene Stoffe und reduziert sich zu Manganverbindungen unterschiedlicher Oxidationsstufe. Im sauren Milieu – zu Mangan(II)-Verbindungen, im neutralen Milieu – zu Mangan(IV)-Verbindungen, in stark alkalischem Milieu – zu Mangan(VI)-Verbindungen.

Nachfolgend sind Beispiele für Reaktionen aufgeführt (am Beispiel der Wechselwirkung mit Kaliumsulfit:

in saurer Umgebung: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;

in neutraler Umgebung: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH;

in alkalischem Medium: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;

Verdünnte Lösungen (ca. 0,1 %) von Kaliumpermanganat werden in der Medizin häufig als Antiseptikum, zum Gurgeln, zum Waschen von Wunden und zur Behandlung von Verbrennungen eingesetzt. Bei einigen Vergiftungen wird eine verdünnte Lösung als Brechmittel zur oralen Verabreichung verwendet.

34. Allgemeine Merkmale der Eisentriade. Rolle in einem lebenden Organismus.

Die Elemente der Eisentriade (Eisen, Kobalt, Nickel) gehören zur sekundären Untergruppe der Gruppe VIII. Die Atome der Elemente der Eisentriade verfügen auf dem äußeren Energieniveau über 2 Elektronen, die sie bei chemischen Reaktionen abgeben. In ihren stabilen Verbindungen weisen diese Elemente die Oxidationsstufen +2, +3 auf. Sie bilden Oxide der Zusammensetzung RO und R2O3. Sie entsprechen Hydroxiden der Zusammensetzung ROH)2 und R(OH)3.

Im Normalzustand sind Eisen, Kobalt und Nickel schwere, silberweiße Metalle mit hohen Temperaturen. Alle diese Metalle haben hervorragende mechanische Eigenschaften.

Eisen ist in lebenden Organismen ein wichtiges Spurenelement, das den Sauerstoffaustausch (Atmung) katalysiert. Der erwachsene menschliche Körper enthält etwa 3,5 Gramm Eisen (ca. 3,5 Gramm) und katalysiert Atmungsprozesse in Zellen. Eisenmangel äußert sich in einer Erkrankung des Körpers (Chlorose bei Pflanzen und Anämie bei Tieren).

Kobalt ist an den enzymatischen Prozessen der atmosphärischen Stickstofffixierung durch Knöllchenbakterien beteiligt. Der Körper eines durchschnittlichen Menschen (Körpergewicht 70 kg) enthält etwa 14 mg Kobalt.

Nickel ist eines der Spurenelemente, die für die normale Entwicklung lebender Organismen notwendig sind. Über seine Rolle in lebenden Organismen ist jedoch wenig bekannt. Es ist bekannt, dass Nickel an enzymatischen Reaktionen bei Tieren und Pflanzen beteiligt ist. Bei Tieren reichert es sich in keratinisiertem Gewebe an, insbesondere in Federn.

35. Eisen, Atomstruktur, Oxidationsstufen. Änderungen der Eigenschaften von Verbindungen mit Änderungen der Oxidationsstufe von Eisen. Rolle in einem lebenden Organismus. Anwendung.

Atomstrukturdiagramm: Fe +26)2)8)14)2.

Eisen zeichnet sich durch die Oxidationsstufen von Eisen aus - +2 und +3, seltener - +6. (Die entsprechenden Oxide und Hydroxide liegen nicht in freier Form vor). Ferrate sind die stärksten Oxidationsmittel.

Eisen(II)-Verbindungen – reduzierende Eigenschaften. Eisen(III)-Verbindungen weisen amphotere Eigenschaften auf.

Eisen ist in lebenden Organismen ein wichtiges Spurenelement, das den Sauerstoffaustausch (Atmung) katalysiert. Der Körper eines erwachsenen Menschen enthält etwa 3,5 Gramm Eisen (etwa 0,02 %), davon sind 78 % das wichtigste aktive Element des Bluthämoglobins, der Rest ist Teil von Enzymen. Eisenmangel äußert sich in einer Erkrankung des Körpers (Chlorose bei Pflanzen und Anämie bei Tieren).

Eisen ist eines der am häufigsten verwendeten Metalle und macht bis zu 95 % der weltweiten metallurgischen Produktion aus. Eisen kann Bestandteil von Legierungen sein, die auf anderen Metallen basieren – beispielsweise Nickel. Die einzigartigen ferromagnetischen Eigenschaften einer Reihe von Legierungen auf Eisenbasis tragen zu ihrer weit verbreiteten Verwendung in der Elektrotechnik für Magnetkerne von Transformatoren und Elektromotoren bei. Eisensulfat-Decahydrat (Eisensulfat) gemischt mit Kupfersulfat wird zur Bekämpfung von Schadpilzen im Garten- und Baubereich eingesetzt. Eisen wird als Anode in Eisen-Nickel-Batterien und Eisen-Luft-Batterien verwendet.