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


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка7/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
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 РО43-. 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 1500оС без доступу повітря:

1500ос

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

tпл, оС

44

620

587

tкип, оС

287







tсублім, 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 1000оС 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, dp-p = 0.221 нм, валентні кути РРР 60о, Ер-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 200оС або при тривалому нагріванні білого фосфору при 400оС 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= 99о, 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), Но298 = - 18.4 кДж/моль,

Р(білий)  Р(чорний), Но298 = - 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 P4Sx (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:

700oC

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:

4 + 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 (tпл = 23,8 оС, tкип = 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 (tпл = 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 (tпл = 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 РО43- називаються фосфатами, НРО42- - 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 MIn(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):

300oC

nH3PO4  (HPO3)n + nH2O,

300oC

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:

3РО4  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 MI4P2O7 та двозаміщені кислі солі MI2Н2P2O7.

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 РО43- 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


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка