химия Вайс 2. В. Ф. ВойноЯсенецкого Министерства здравоохранения России Кафедра биохимии с курсами медицинской, фармацевтической и токсикологической химии Вайс Е. Ф., Салмина А. Б. Общая и неорганическая химия Учебное пособие
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
Фосфористая кислота Н3РО3 получают из Р4О6 или РС13. Фосфористая кислота может быть получена при добавлении к оксиду фосфора Ш воды или путем гидролиза трихлорида фосфора: Р4О6 + 6H2O(ж)→ 4Н3 РО3 (ж) РС13 (ж) + 3H2O (ж → Н3 РО3 (ж) +3НС1 (г) Это двухосновная кислота – средней силы. При нагревании она диспропорционирует на фосфин и фосфорную кислоту: 4Н3 РО3 (ж) → 3Н3 РО 4 (ж) + РН3(г) Кислота и ее соли являются восстановителями. Фосфиты нерастворимы, за исключением солей металлов 1 группы. Фосфорная кислота Н3 РО 4 может быть получена кипячением оксида фосфора V с водой: Р4О10(тв) + 6H2O(ж)→ 4Н3 РО 4 (ж) Или обработкой фосфата кальция концентрированной серной кислотой: Са3(РО 4)2(тв) + 6 H2SO4(ж) → 3Са (НSО4)2(тв) + 2Н3 РО 4 (ж) Фосфорная кислота образует гигроскопичные кристаллы. Обычно ее используют в виде 85%-ного раствора, высокая вязкость которого обусловлена наличием межмолекулярных водородных связей. Это относительно слабая трехосновная кислота. При ее нейтрализации можно получить дигидрофосфат натрия NaH2PO4 и гидрофосфат натрия. Большинство фосфатов нерастворимо в воде. При нагревании фосфорной кислоты постепенно отщепляется вода: 2700С 3150С 2Н3 РО4 (ж) → Н4Р2 О7(тв) + Н2О (г) → 2Н РО3 (тв) +2Н2О(г) ортофосфорная к-та дифосфорная к-та матафосфорная к-та Качественной реакцией на фосфаты является: нагревание фосфатов с азотной кислотой и раствором молибдата аммония. При этом образуется желтый осадок молибдофосфата аммония. Применение фосфатов: в качестве удобрений (простой, двойной суперфосфат; нитрофоска). Полимерный фосфат натрия применяют для умягчения воды. Фосфорную кислоту используют для защиты сталей от коррозии. Образующиеся при коррозии ионы Fe3+ образуют нерастворимый фосфат железа Ш, который защищает сталь от дальнейшего воздействия. Сравнение азота с другими членами группы:
Р- элементы VI Б группы Халькогены и полоний Таблица 11. Элементы VI Б группы
При движении по группе сверху вниз происходит изменение свойств от неметаллических к металлическим. Все элементы, за исключением полония, образуют ионы Э2-. Гидриды Н2Э всех элементов этой группы ковалентны. Кислород во многих отношениях отличается от остальных членов группы. Кислород Cодержание кислорода в воздухе составляет 21% (об.). Земная кора содержит 47% (масс) его. Кислород необходим для дыхания. Он достаточно хорошо растворим в воде, что обеспечивает дыхание морскимх житвотных. О 2 – бесцветный, двухатомный газ. Кипит при -1830 и замерзает при -2190С. Кислород непосредственно реагирует с большинством элементов, соединения образует со всеми элементами, за исключением гелия, неона, аргона и криптона. В промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Хранят его в баллонах под давлением. Сера Сера встречается в самородном состоянии, в виде сульфидов металлов и разных сульфатов. Аллотропия Кислород существует в виде двух форм: О2 и О3. Озон менее устойчив 3О2(г) → 2О3(г); ∆Н0 = 142 кДж·моль-1. Лабораторный способ получения озона: тихий электрический разряд пропускают через О2. В природе: в верхней части атмосферы О2 поглощает УФ лучи, в результате чего образуется О3. У серы, две главных аллотропных модификации: ромбическая и моноклинная. Обе состоят из молекул S8, но отличаются кристаллической структурой. Выше 95,60 С устойчивой является моноклинная сера, ниже ромбическая. При нагревании сера плавится, а затем претерпевает ряд изменений (см. Вайс Е.Ф. « Лекции по общей и неорганической химии», стр. 170, 2007 г.). Химические свойства кислорода и серы Сера при нагревании реагирует со многими металлами, а также с неметаллическими элементами: F, CI, O, C. Она окисляется концентрированной азотной и серной кислотами: S (тв) +H2SO4 (ж) → 3SO2(г) +2H2O(ж) Гидриды кислорода и серы Н2О – полярная молекула, хороший растворитель. Н2О2 – пероксид водорода, вязкость жидкости: Н2О2 кипит при 1500С и замерзает при – 0,90С. В лаборатории перекись водорода можно получить действием серной кислоты на пероксид бария при 00С: ВаО2 (водн)+ H2SO4(ж) → ВаSO4(тв) + Н2О2(водн) Нерастворимый ВаSO4 отделяют фильтрованием. Водный раствор может быть сконцентрирован перегонкой при пониженном давлении. Пероксид водорода легко разлагается, выделяя кислород: 2Н2О2(водн) → 2Н2О (ж) +О2(г) Катализатором этой реакции является MnO2. Окислительно-восстановительные свойства Н2О2 может быть как окислителем, так и восстановителем Н2О2 +2Н+ +2е ↔2Н2О Е0=+1,77 В О2(г) +2Н+ +2е ↔2Н2О2 Е0=0,68 В Сероводород H2S - газ, неприятно пахнущий, ядовитый при концентрации 1часть на 10 частей. Он содержится в природных газах, выделяется при гниении яиц, образуется при распаде белков. В лаборатории можно получить действуя на сульфид железа П разбавленной соляной кислотой: FeS (тв) + 2H+ (водн) → H2S(г) +Fe2+ H2S двухосновная, слабая кислота – диссоциирует на Н+, HS-, S2-., H2S - хороший восстановитель. Оксиды
3. Субоксиды, например С3О2: О=С=С=С=О. 4. Супероксиды. Содержат ион О2-, например К+ + О2- 5. Смешанные оксиды. Например: Pb3O4, который реагирует как смесь 2PbO·PbO2 и Fe3O4, реагирующий как FeO·Fe2O3. 6. Нестехиометрические оксиды. Переходные металлы образуют оксиды формулы М0-1О, например Fe0,9. Оксиды серы SO2 – это удушливый тяжелый газ, дымящийся на воздухе. Исключительно хорошо растворим в воде. Температура кипения -100С. Под давлением в 3 атм. SO2 сжижается, при комнатной температуре связь S=O является двойной, и атом серы имеет в валентной оболочке 10 электронов. SO2 является ангидридом слабой сернистой кислоты: SO2 + Н2О ↔ Н2SO3 (водн). Она диссоциирует на гидросульфит-ион НSO3- и сульфит-ион SO32-. Попытки концентрирования сернистой кислоты приводят к ее разложению и выделению сернистого газа SO2. SO2 реагирует с водным NaOH, образуя раствор сульфита натрия. SO2 (г) + 2NaOH (водн) → Na 2 SO3 + Н2О Na2SO3 + SO2 + Н2О → 2 NaНSO3 SO2 и SO32- - являются восстановителями. Качественной реакцией на SO2 являются реакции с растворами дихромата или перманганата. В первом случае, происходит, изменение окраски с оранжевой до голубой; во втором - обесцвечивание раствора. Сероводород, как более сильный восстановитель, чем сернистый газ, восстанавливает его до серы: 2Н2S + SO2 → 3 S +2Н2О Оксид серы (VI) SO3. В газообразном состоянии существует в виде мономерных молекул SO3(г), а в твердом – в виде триммера (SO3)3 или мономера (SO3)4. Оксид серы (VI) SO3 ангидрид серной кислоты. SO3 (г) + Н2О (ж) → Н2SO4 (ж). Оксид серы (VI) спокойно поглощается 98% Н2SO4,образуя дымящую серную кислоту – олеум Н2S2O7 – которая реагирует далее с водой с образованием серной кислоты: SO3 (г) + Н2 SO 4 (ж). → Н2S2O7(ж) Н2S2O7(ж) + Н2О (ж) → 2Н2SO4 Физические свойства Н2SO4 – вязкая жидкость, температура кипения 2700С, объясняется водородными связями между молекулами: С водой, серная кислота образует нераздельную кипящую смесь, содержащую 98,3% кислоты. Химические свойства Как типичная кислота Н2SO4 (разбавленная) она реагирует с металлами и их оксидами, гидроксидами и карбонатами. Концентрированную серную кислоту следует разбавлять с осторожностью. Она экзотермически взаимодействует с водой. При приготовлении раствора необходимо приливать кислоту к воде, так как выделяющаяся при этом теплота рассеивается по всему объему раствора. В случае добавления воды к кислоте она легко вскипает и разбрызгивается. Газы сушат пропусканием их через концентрированную серную кислоту. Н2SO4 отнимает воду от веществ и в результате образуется новое соединение. Например, это свойство проявляется в следующих реакциях: С6Н12О6(тв) → сахарный уголь С (тв) +Н2О НСООН (ж) →СО (ж) +Н2О Н2S2O4(тв) →СО (г) +СО2(г) +Н2О С2Н5ОН → этилен СН2 = СН2 или диэтиловый эфир, в зависимости от условий. Горячая серная концентрированная кислота является окислителем. Она может восстанавливаться до сернистой кислоты, которая, разлагаясь, образует диоксид серы и воду. Примеры некоторых окислительно-восстановительных реакций:
Cu (тв) + 2H2SO4 (ж)→ CuSO4(водн) + SO2 (г) +2H2O(ж)
С (тв) + 2H2SO4(ж)→ СО2(г) +2 SO2 (г) +2H2O(ж)
При нагревании конц. H2SO4 из нитратов вытесняет азотную кислоту, при этом азотная кислота отгоняется при температуре 1200С, температура кипения серной 2700С, поэтому она остается: NO3-(тв) + H2SO4 (ж) ↔ HNO3 (ж) + HSO4-(тв) Концентрированная серная кислота является хорошим сульфирующим агентом, с помощью которого можно ввести группу SO3Н в ароматическое кольцо. Ее используют при нитровании и, как катализатор реакций с алкенами. Качественной реакцией на сульфат ионы является реакция с хлоридом бария: SO42-(водн) +Ва2+ (водн) → Ва SO4↓ Элементы VII группы. Галогены Галогены в свободном виде очень активные вещества. Поэтому в природе и в организме существуют только в виде соединений. Степень окисления -1. Фтор самый электроотрицательный элемент (существует только в виде фторидов). Фтор – ядовитый желтоватый газ, хлор – ядовитый зеленый газ, бром – едкая и токсичная, коричненвая легколетучая жидкость и йод – блестящее черное кристаллическое вещество, которое при слабом нагревании сублимируется, образуя фиолетовые пары. Астат радиоактивный элемент и в природе не встречается. «Галогены», в переводе с греческого означает « образующие соли». Они существуют в виде двухатомных молекул Х2. Образуют ионные связи с металлами. Галогены образуют соли, присоединяя 1 электрон и тем самым, завершая октет валентных электронов. Сила связи Х-Х уменьшается вниз по группе С12> Br2 >I2; за исключением связи F-F, которая неожиданно слабее. Причина в более близком расположении неподеленных электронных пар из-за малого размера атомов фтора. Химические связи:
2F2 +2H2O→ 4HF водн.+O2 (г); С12(г) + H2O→НС1О +Н+ + С1- на свету 2НС1О (водн)---→ 2Н+ +2С1- +О2(г) В присутствии влсстановителей НС1О реагирует как окислитель: НС1О + Н+ +2е ↔ 2С1- + Н2О
С12 +2ОН - →С1- + С1О - +Н2О 3С1О- 70 С→ 2С1- + С1О3- (реакция диспропорционирования) 2F2(г + 2OH- ---MeOH холл.разб.→ОF2г() +2F-водн + Н2О (ж) 2F2(г) + 4OH- ---MeOH гор.конц.→О2(г) +4F-водн + Н2О (ж) Металлы, взаимодействуя с галогенами, образуют соли в высшей степени окисления: Fe + CI2→ FeCI3 Исключение составляет йод: I +Fe → FeI2 и с медью образуется йодит меди CuI: Zn + 2HCI → Zn CI2 + H2 CuO + 2HCI → Cu CI2 + H2O MgCI2·6H2O → MgOHCI (тв) + HCI + 5H2O AICI3 ·6H2O → AI(OH)3 (тв)+3HCI +3H2O Галогениды неметаллов: Они ковалентны и гидролизуются водой за исключением СС14 SiCI4 +2H2O → SiO2водн.+ 4НС1водн. P +3 H2O → H3PO3 +3HC1 Галагенводороды Н2 + HaI HF, HCI, HBr, HI → Увеличивается сила кислоты. Уменьшается термическая устойчивость. Напрямую реакция Н2+ F2 взрывоопасна, поэтому получают косвенно, поэтому HF получают косвенно, по реакции СаF2 + Н2SO4→2 HF + Ca(HSO4)2. Оксиды Дифторид OF2 можно получить, пропуская фтор через холодный разбавленный раствор NaOH 2F2(г) + OH-(водн)→ OF2(г) +2F-(водн) + H2O Хлор образует кислотные оксиды С12О, С1О2, С12О6 и С12О7 –все нестабильные и взрывчатые. Оксиды брома нестабильны и взрывчаты при температуре -400С. Йод образует оксид I2O5. |