Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі

Скачати 3.56 Mb.

Назва	Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка	7/23
Дата	19.03.2013
Розмір	3.56 Mb.
Тип	Документи

bibl.com.ua > Біологія > Документи

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 23

Фосфор

Поширення фосфору в природі. Фосфор - один з нечисленних елементів, природні сполуки якого складаються з одного ізотопу (³¹Р).

На відміну від азоту фосфор трапляється в природі лише у вигляді сполук, що містяться в мінералах та організмах. Відповідно до його стійкого ступеня окиснення фосфор трапляється в основному у вигляді фосфатів, тобто сполук, що містять іон РО₄^3-. Сполуки фосфору утворюють не менше 190 мінералів, найважливішими з яких є фосфати кальцію:

апатит Са₅Х(РО₄)₃, Х - фтор, хлор, гідроксил,

фосфорит Са₃(РО₄)₂, а також

монацит СеРО₄.

Фосфор входить до складу рослин, організмів тварин і людини. Мінеральна частина костей складається в основному з гідроксилапатиту, емаль зубів містить гідроксилапатит з домішкою фторапатиту. У живих організмах містяться фосфоліпіди (наприклад, лецитин у нервовій і мозковій речовині), фосфопротеїди (ферменти), різні ефіри ортофосфорної кислоти. Фосфор входить до складу м'язів, крові, молока. У всіх живих організмах містяться нуклеїнові кислоти, до складу яких входить фосфор. Вміст фосфору в людському організмі становить близько 1 % від його маси.

Добування фосфору. У техніці фосфор у вільному вигляді добувають відновленням фосфатних гірських порід вуглецем (коксом) і оксидом силіцію (піском) в електричних печах при 1500^оС без доступу повітря:

₁₅₀₀^ос

Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂  2P(г) +3CaSiO₃ + 5CO.

Алотропні модифікації. Відомі три головні алотропні модифікації фосфору - біла, червона та чорна; кожна з них поліморфна, тому всього відомо 11 модифікацій, які розрізняються за властивостями.

Властивості	Білий фосфор	Червоний фосфор	Чорний фосфор
Забарвлення	Біле	Від червоного до фіолетового	Сіро-чорне
Твердість	Воскоподібний	Твердий	Відносно м’який
Запах	Часниковий	Не має	Не має
Густина, г/см³	1.83	2.36	2.67
t_пл, ^оС	44	620	587
t_кип, ^оС	287
t_сублім, ^оС	60	Вище 400	Вище 400
Розчинність	Мало в Н₂О, спирті, добре в CS₂, CCl₄, бензолі, ефірі	Нерозчинні в Н₂О, CS₂, CCl₄, бензолі
Люмінесценція	Є	Немає	Немає
Характер модифікації	Неметалеві		Металевий
Реакційна здатність	Висока	Середня	Низька
Самоокиснення	На повітрі у темряві світиться	Не світиться	Не світиться
Токсичність	Отруйний	Не отруйний	Не отруйний

У рідкому та розчиненому стані, а також у парах при температурах нижчих 1000^оС стійкі молекули Р₄, що мають форму тетраедра. Пари фосфору конденсуються, утворюючи рідкий білий фосфор, який перетворюється у твердий білий фосфор. Він має молекулярну кристалічну решітку, що складається з тетраедричних молекул Р₄, d_p_-_p = 0.221 нм, валентні кути РРР 60^о, Е_р-р = 200 кДж/моль. Така структура спричинює його низьку температуру плавлення, високу леткість, велику розчинність у неполярних розчинниках. Оскільки кут РРР дуже малий, зв’язки характеризуються значною напруженістю, що спричинює високу хімічну активність білого фосфору. Білий фосфор - найбільш багата енергією модифікація, тобто найменш стійкий.

Червоний фосфор добувають нагріванням білого фосфору без доступу повітря у закритій посудині при 280 - 340 ^оС протягом близько 50 годин. Червоний фосфор - полімерна речовина, що складається з пірамідально зв’язаних атомів:

Р Р Р Р

Р Р Р Р Р Р Р Р

Р Р Р Р
Полімерна структура спричинює погану розчинність та велику твердість червоного фосфору порівняно з білим. Червоний фосфор являє собою суміш кількох модифікацій, що відрізняються довжиною молекул.

Чорний фосфор - найстійкіша форма фосфору - утворюється з білого фосфору при біля 1.2 ГПа та 200^оС або при тривалому нагріванні білого фосфору при 400^оС у присутності каталізатора - найдрібніших краплин ртуті. За зовнішнім виглядом та властивостями нагадує графіт, напівпровідник (Е = 0.133 еВ). Його кристалічна решітка складається з «ребристих» (гофрованих) шарів атомів, відстань між якими 368 пм. Відстань між сусідніми атомами 0.218 нм, РРР= 99^о, при цьому кожен атом фосфору зв’язаний з трьома сусідніми ковалентними зв’язками. Два зв’язки витрачаються всередині шару і один - для зв’язку з атомом фосфору сусіднього шару, причому зв’язки всередині шару набагато міцніші (а відстань коротша), ніж зв’язки між атомами сусідніх шарів.

Оскільки зв’язки Р-Р в молекулі Р₄ внаслідок малої міцності досить легко розриваються, при зберіганні білий фосфор переходить у стабільніші полімерні модифікації, наприклад:

Р(білий)  Р(червоний), Н^о₂₉₈ = - 18.4 кДж/моль,

Р(білий)  Р(чорний), Н^о₂₉₈ = - 42 кДж/моль.

Хімічні властивості фосфору

Вільний фосфор надзвичайно активний. Його хімічна активність значно вища, ніж у азоту. Фосфор виявляє неметалічні властивості, проте в цілому він менш неметалевий, ніж азот. Хімічна активність фосфору залежить від алотропної модифікації, в якій він перебуває. Найбільш активний білий фосфор, червоний і особливо чорний фосфор хімічно набагато стійкіші.

Фосфор виявляє і відновні, і окисні властивості. Окиснювальну функцію він виявляє при взаємодії з металами, при цьому утворюються фосфіди:

3Ca + 2P = Ca₃P₂.

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє.

Характерніші для фосфору відновні властивості. Як відновник він виступає у реакціях з активними неметалами: киснем, галогенами, сіркою, а також із сильними окисниками. Залежно від кількості окисника утворюються сполуки зі ступенем окиснення +5 або +3.

Р₄ + 3О₂ = Р₄О₆, Р₄ + 5О₂ = Р₄О₁₀,

2P + 3Cl₂ (нестача) =2PCl₃, 2P + 5Cl₂ (надлишок) =2PCl₅,

2P + 3S = P₂S₃, 2P + 5S = P₂S₅.

Можливо також утворення продуктів P₄S_x (x = 3-7).

Фосфор не реагує з кислотами-неокисниками, взаємодіє з концентрованою HNO₃:

P(червоний) + 5HNO₃ = H₃PO₄ + 5NO₂ + Н₂О (кип.).

При сильному нагріванні фосфор реагує з водою:

₇₀₀^o_C

2P + 8H₂O  2H₃PO₄ + 5H₂.

У розчинах лугів при нагріванні фосфор диспропорціонує, утворюючи сполуки фосфору(+1) та фосфору(-3):

Р₄ + 3КОН + 3Н₂О = РН₃ + 3КН₂РО₂.

Ця реакція перебігає тільки з білим та світло-червоним фосфором.

Фосфін

Фосфін РН₃ добувають непрямим шляхом:

а) з фосфідів:

Са₃Р₂ + 6Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2РН₃,

Са₃Р₂ + 6НCl = 3СаCl₂ + 2РН₃.

б) при диспропорціонуванні фосфору у лужному середовищі при нагріванні:

2Р₄ + 3Ва(ОН)₂ + 6Н₂О = 2РН₃ + 3Ва(Н₂РО₂)₂.

Фосфін - безбарвний надзвичайно отруйний газ з неприємним запахом гнилої риби. Фосфін дуже мало розчинний у воді, розчин має нейтральну реакцію. РН₃ займається на повітрі:

2РН₃ + 4О₂ = Р₂О₅ + 3Н₂О = Н₃РО₄.

Фосфін - набагато слабкіша основа, ніж аміак. У його водному розчині встановлюється рівновага:

Н₃О⁺ + РН₂^-  РН₃ + Н₂О  РН₄⁺ + ОН^-.

РН₃ поводиться як слабкий ідеальний амфоліт.

Електронодонорні властивості фосфін виявляє лише при дії на нього найсильніших донорів протонів - найсильніших безводних кислот (HClO₄, HI, HBr, HCl):

PH₃ + HI = PH₄I,

PH₃ + HClO₄ = PH₄ClO₄.

При цьому утворюються солі фосфонію - похідні іону РН₄⁺, аналогічні солям амонію, але значно менш стійкі. У воді вони повністю гідролізуються з утворенням фосфіну та галогеноводню. Особливо енергійно солі фосфонію розкладаються лужними розчинами:

PH₄I + KOH = PH₃ + KI + H₂O.

Термічна стійкість галогенідів фосфонію зростає при посиленні кислотних властивостей відповідного галогеноводню.

Фосфін та солі фосфонію - дуже сильні відновники. Фосфін відновлює іони багатьох металів: золота, срібла, міді, свинцю тощо.

Галогеніди фосфору

Кращий спосіб добування галогенідів фосфору – пряме галогенування елемента у вільному вигляді.

Сполуки РГ₃ та РГ₅ є галогенангідридами відповідних кислот:

РГ₃ + 3Н₂О = Н₃РО₃ + 3НГ,

РГ₅ + 4Н₂О = Н₃РО₄ + 5НГ.

Окисниками РГ₃ переводяться у похідні Р⁺⁵:

PCl₃ + Cl₂ = PCl₅,

2PCl₃ + O₂ = 2POCl₃.

Оксид фосфору(III)

Звичайна форма Р₂О₃ має молекулярну гратку, у вузлах якої знаходяться димерні молекули Р₄О₆. Оксид фосфору(III) - біла кристалічна речовина, схожа на віск, легкоплавка (t_пл = 23,8 ^оС, t_кип = 175,4 ^оС), летка, розчинна у сірковуглеці та бензолі, дуже отруйна.

За хімічною природою оксид фосфору(III) є ангідридом фосфористої кислоти:

Р₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃РО₃.

При взаємодії з основними сполуками утворюються відповідні солі цієї кислоти:

4NaOH + P₂O₃ = 2Na₂HPO₃ + H₂O,

2NaOH + P₂O₃ + H₂O = 2NaH₂PO₃.

Оксид фосфору(III) має сильно виражені відновні властивості. При кімнатній температурі стійкий по відношенню до кисню. При сильному нагріванні Р₄О₆ розпадається:

Р₄О₆  (Р₂О₄)_n + P(червоний), n=2-6.

Ортофосфориста кислота

Ортофосфориста, або просто фосфориста кислота Н₃РО₃, утворюється при взаємодії P₄O₆ з холодною водою, при гідролізі PCl₃ (PI₃) та при окисненні фосфіну сухим киснем при низькому тиску:

2РН₃ + 3О₂ = 2Н₃РО₃.

За звичайних умов ортофосфориста кислота - безбарвна гігроскопічна кристалічна речовина (t_пл = 74 ^оС), добре розчиняється у воді.

Ортофосфориста кислота H₂[HPO₃] – двоосновна кислота середньої сили. Це досить сильний (але у більшості випадків повільно діючий) відновник:

H₃PO₃ + Cl₂ + H₂O = H₃PO₄ + 2HCl.

HgCl₂ + H₂[HPO₃] + H₂O = H₃PO₄ + Hg + 2HCl.

Чисті розчини фосфористої кислоти стійкі до окиснювальної дії кисню повітря, але сліди йоду прискорюють окиснення.

Активні метали у кислому розчині відновлюють H₃PO₃ до РН₃.

При нагріванні H₃PO₃ диспропорціонує:

4H₃PO₃ = 3H₃PO₄ + РН₃.

Ортофосфориста кислота утворює солі двох видів: одно- та двохзаміщені ортофосфіти. Їх добувають взаємодією Р₄О₆ з лугами. Як і фосфориста кислота, її солі – сильні відновники.

При нагріванні однозаміщених фосфітів утворюються солі пірофосфористої кислоти - пірофосфіти:

2NaH₂PO₃ = Na₂H₂P₂O₅ + H₂O.

Оксид фосфору (V)

Оксид фосфору(V) Р₂О₅ добувають спалюванням фосфору у присутності повітря або кисню або окисненням оксиду фосфору(III).

У пароподібному стані молекули оксиду фосфору (V) мають склад Р₄О₁₀.

Р₄О₁₀ - кислотний оксид. Його найважливішою характерною властивістю є здатність жадібно поглинати вологу. Він є найефективнішим зі всіх відомих осушувачів, віднімає воду навіть від HNO₃ з утворенням N₂O₅ та від H₂SO₄ з утворенням SO₃.

Взаємодія Р₄О₁₀ з водою призводить до утворення фосфорних кислот різного складу залежно від кількості води та інших умов:

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ (метафосфорна кислота),

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ (пірофосфорна кислота),

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ (ортофосфорна кислота).

Ортофосфорна кислота

Ортофосфорна, або просто фосфорна кислота - Н₃РО₄. Її добувають з фосфориту дією сірчаної кислоти (екстракційний метод):

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

або термічним методом – взаємодією з водою оксиду Р₂О₅, добутого спалюванням фосфору. Зручний лабораторний спосіб добування – окиснення фосфору азотною кислотою.

Ортофосфорна кислота – кінцевий продукт гідролізу всіх сполук фосфору(V), наприклад:

РОГ₃ + 3Н₂О = Н₃РО₄ + 3НГ,

Р₂S₅ + 8Н₂О = 2Н₃РО₄ + 5H₂S,

H₃РS₄ + 4Н₂О = Н₃РО₄ + 4H₂S.

Чиста ортофосфорна кислота - безбарвна кристалічна речовина (t_пл = 42,35 ^оС), що розпливається на повітрі, змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. На відміну від інших похідних фосфору Н₃РО₄ не отруйна.

Ортофосфорна кислота слабкіша за сірчану та азотну кислоти, це триосновна кислота середньої сили. У неводних дуже кислих середовищах фосфорна кислота виявляє амфотерність, наприклад при взаємодії з безводною сірчаною кислотою:

H₂SO₄ + H₃PO₄  [PO(OH)]SO₄ + 2H₂O.

На відміну від HNO₃, Н₃РО₄ не чинить окиснювальної дії. Відновлення до фосфору можливе лише при дуже високій температурі (вище 2000 ^оС).

Ортофосфорна кислота утворює солі трьох видів. Похідні аніонів РО₄^3- називаються фосфатами, НРО₄^2- - гідрофосфатами і Н₂РО₄^- - дигідрофосфатами. Солі ортофосфорної кислоти зазвичай добувають, змішуючи фосфорну кислоту та гідроксид або карбонат відповідного металу у певних масових співвідношеннях.

Дігідрофосфати розчинні у воді, а решта всіх солей ортофосфорної кислоти, окрім фосфатів лужних металів та амонію, нерозчинні у воді. Розчинні у воді фосфати піддаються гідролізу, причому рН середовища при переході від середньої солі до кислої закономірно знижується. Так, для 1% розчинів:

Na₃PO₄ + H₂O  NaOH + Na₂HPO₄, pH = 12,1;

Na₂HPO₄ + H₂O  NaOH + NaH₂PO₄, pH = 8,9;

NaH₂PO₄+ H₂O  NaOH + H₃PO₄, pH = 4,6.

На відміну від нітратів фосфати окиснювальних властивостей не виявляють.

При прожарюванні кислих солей може відбуватися відщеплення води:

2Na₂HPO₄  Na₄P₂O₇ + H₂O,

^{пірофосфат}

2Na₂HPO₄  Na₄P₂O₇ + H₂O

^{поліметафосфат}

Середні ортофосфати при нагріванні не розкладаються, крім (NH₄)₃PO₄.

Поліфосфорні кислоти

Поліфосфорні кислоти мають загальну формулу nP₂O₅^.mH₂O. Поліфосфати з відкритим ланцюгом називають поліфосфатами, а циклічні поліфосфати - метафосфатами. Поліфосфати зазвичай містять від 2 до 10 атомів фосфору у ланцюзі. Точна формула метафосфатів M^I_n(PO₃)_n, де n = 3, 4 і більше. Відповідно формула метафосфорних кислот (HPO₃)_n. До кислот даного ряду відносяться триметафосфорна Н₃Р₃О₉, тетраметафосфорна Н₄Р₄О₁₂, гексаметафосфорна Н₆Р₆О₁₈.

Метафосфорні кислоти (HPO₃)_n утворюються при нагріванні ортофосфорної або пірофосфорної Н₄Р₂О₇ кислот, а також при додаванні малої кількості води до оксиду фосфору(V):

₃₀₀^o_C

nH₃PO₄  (HPO₃)_n + nH₂O,

₃₀₀^o_C

H₄P₂O₇  (HPO₃)_n,

P₄O₁₀ + 2H₂O  (HPO₃)₄.

Триметафосфорна, тетраметафосфорна кислоти і так далі - кристалічні речовини, добре розчинні у воді. Метафосфорні кислоти отруйні.

Полімерні метафосфорні кислоти - це сильні або середньої сили кислоти. При кімнатній температурі повільно, а при кип'ятінні швидко метафосфорні кислоти приєднують воду та перетворюються на ортофосфорну кислоту:

(HPO₃)_n + nH₂O = nH₃PO₄.

Солі метафосфорних кислот метафосфати добре розчинні у воді. При сильному нагріванні метафосфатів відбувається послідовне відщеплення Р₄О₁₀:

метафосфат  пірофосфат  ортофосфат.

Метафосфати, як похідні сильніших в порівнянні з ортофосфорною кислот, гідролізуються меншою мірою, ніж ортофосфати. Проте їх гідроліз супроводжується розпадом циклу, наприклад:

(NaPO₃)₄ + 6H₂O = 2H₄P₂O₇ + 4NaOH.

Пірофосфорна (дифосфорна) кислота Н₄Р₂О₇. Пірофосфорну кислоту добувають нагріванням ортофосфорної кислоти при 200 ^оС:

2Н₃РО₄  Н₄Р₂О₇ + Н₂О.

Ця кислота є білою кристалічною речовиною з точкою плавлення 61 ^оС, добре розчинна у воді. Вона є дещо сильнішою кислотою, ніж ортофосфорна. При її нагріванні відбувається відщеплення води з утворенням метафосфорної кислоти, а при дії води на Н₄Р₂О₇вона поступово перетворюється на ортофосфорну кислоту:

Н₄Р₂О₇ + Н₂О = 2Н₃РО₄.

Солі пірофосфорної кислоти називаються пірофосфатами, або дифосфатами. Хоча кислота є чотирьохосновною, відомо лише два ряди її солей: середні солі M^I₄P₂O₇ та двозаміщені кислі солі M^I₂Н₂P₂O₇.

Аналітичні методи ідентифікації фосфорних кислот. 1) При реакції фосфорних кислот з AgNO₃ випадають осади: Ag₃PO₄ – жовтий, Ag₄P₂O₇ та AgPO₃ – білий. 2) (НРО₃)_n зсідає яєчний білок, Н₃РО₄ та Н₄Р₂О₇ – не зсідають. 3) Якісною реакцією на іон РО₄^3- є утворення яскраво-жовтого осаду молібденофосфату амонію:

H₃PO₄ + 12(NH₄)₂MoO₄ + 21HNO₃ = (NH₄)₃[P(Mo₁₂O₄₀)]^.6H₂O + 21NH₄NO₃ + 6H₂O.

Підгрупа арсену

Поширення арсену, стибію та бісмуту в природі. Вміст у земній корі арсену, стибію та бісмуту порівняно невеликий. Вони трапляються в окисненому стані, головним чином у вигляді сульфідних мінералів. Оскільки бісмут є пасивним металом, то інколи трапляється і у вільному вигляді. Арсен входить до складу більш ніж 120 мінералів, стибій - 100, а бісмут - 70 мінералів. Основний мінерал арсену -

FeAsS - арсенопірит (міспікель), головний компонент руди - арсенового колчедану.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На... Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість	Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення... Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...	Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів) Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівняння у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...	Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів» У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)... України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...	УРОК №45 Тема уроку Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання статистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки... Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...	ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання