Неорганика. Закон сталості cкладу
 Скачать 0.55 Mb.
|
|
Хімічні властивості. Структурні формули нітратної кислоти та їх пояснення див. У HNO3 валентність нітрогену дорівнює 4, ступінь окиснення +5, координаційне число нітрогену 3. Розведена нітратна кислота має всі властивості кислот. Вона належить до сильних кислот. У водних розчинах дисоціює: HNO3 ⇆ Н+ +NO3-. Під дією теплоти і світла частково розкладається: 4HNO3 = 4NO2 + 2Н2О + O2. Тому зберігають її в прохолодному і темному місці. Найважливіша хімічна властивість нітратної кислоти полягає в тому, що вона є сильним окисником і взаємодіє майже з усіма металами. 27. Фосфор в природі. Отримання та властивості, біологічна роль. Сполуки фосфору: оксиди, кислоти, солі. Фосфор — аналог нітрогену, оскільки електронна конфігурація його валентних електронів, як і у нітрогену, s2p3. Однак порівняно з атомом нітрогену атом фосфору має меншу енергію іонізації і більший радіус (див. п. З та п. 6, табл. 10.1). Це означає, що неметалічні ознаки у фосфору виражені слабкіше, ніж у нітрогену. Тому для фосфору рідше буває ступінь окиснення —З і частіше +5. Мало характерні й інші ступені окиснення Поширення у природі. Загальний вміст фосфору в земній корі становить 0,08 %. У природі фосфор трапляється лише у вигляді сполук; найважливіша з них — фосфат кальцію — мінерал апатит. Відомо багато різновидів апатиту, з яких найбільш поширений фторапатит ЗСа3(РO4)2 ∙ CaF2. З різновидів апатиту складаються осадові гірські породи — фосфорити. Фосфор входить також до складу білкових речовин у вигляді різних сполук. Вміст фосфору у тканинах мозку становить 0,38 %, у м’язах — 0,27 %. Найбагатші у світі поклади апатитів розташовані поблизу м. Кіровська на Кольському півострові. Фосфорити дуже поширені на Уралі, в Поволжі, в Сибіру, Казахстані, Естонії, Білорусії та ін. Великі родовища фосфоритів є у Північній Африці, Сирії та США. Фосфор необхідний для життя рослин. Тому у ґрунті завжди має бути достатня кількість сполук фосфору. Фізичні властивості. Зменшення неметалічності елемента фосфору порівняно з нітрогеном позначається на властивостях його простих речовин. Так, фосфор на відміну від азоту має кілька алотропічних модифікацій: білий, червоний, чорний тощо. Білий фосфор — безбарвна і дуже отруйна речовина. Добувають конденсацією пари фосфору. Не розчиняється у воді, але добре розчиняється у сірковуглеці. За тривалого слабкого нагрівання білий фосфор переходить у червоний. Червоний фосфор — порошок червоно-бурого кольору, не отруйний. Не розчиняється у воді й сірковуглеці. Встановлено, що червоний фосфор являє собою суміш кількох алотропічних модифікацій, які відрізняються одна від одної за кольором (від червоного до фіолетового) та деякими іншими властивостями. Властивості червоного фосфору багато в чому залежать від умов його добування. Чорний фосфор за зовнішнім виглядом схожий на графіт, масний на дотик, має властивості напівпровідників. Добувають тривалим нагріванням білого фосфору під великим тиском (200 °С і 1 200 МПа). Червоний і чорний фосфор при сильному нагріванні сублімуються. Природний фосфор складається з одного стабільного ізотопу 3115 Р. Широко застосовується штучний радіоактивний ізотоп 3215Р (період напіврозпаду 14,3 доби). Властивості алотропічних модифікацій - фосфору пояснюються їх будовою. Детальніше вивчено будову білого фосфору. Він має молекулярну кристалічну решітку. Кожний атом фосфору розташований в одній з вершин піраміди і зв’язаний трьома о-зв’язками з іншими трьома атомами. Як усі речовини з молекулярною решіткою, білий фосфор легко плавиться і леткий. Він добре розчиняється в органічних розчинниках. На відміну від білого фосфору червоний і чорний фосфори мають атомну кристалічну решітку. Тому вони нерозчинні майже у всіх розчинниках, але леткі і, як уже зазначалося, не отруйні. Хімічні властивості. У хімічному відношенні білий фосфор дуже відрізняється від червоного. Так, білий фосфор легко окиснюється і самозаймається на повітрі, тому його зберігають під водою. Червоний фосфор не загоряється на повітрі, але загоряється при нагріванні понад 240 °С. При окисненні білий фосфор світиться в темряві — відбувається безпосереднє перетворення хімічної енергії на світлову. У рідкому і розчиненому стані, а також у парі при температурі нижчій за 800 °С фосфор складається з молекул Р4. При нагріванні понад 800 °С молекули дисоціюють: Р4 ⇆ 2Р2. Останні при температурі понад 2 000°С розкладаються на атоми: Р2 ⇆ 2Р. Атоми фосфору можуть об’єднуватися в молекули Р2, Р4і в полімерні речовини. Очевидно, молекула Р4, де атоми сполучені між собою трьома σ-зв’язками, міцніша за молекулу Р2, в якій атоми сполучені одним σ- і двома п- зв’язками. Вже за звичайної температури молекула Р2 нестійка Фосфор сполучається з багатьма простими речовинами — киснем, галогенами, сіркою та деякими металами, виявляючи окисні та відновні властивості. Наприклад: 2Р + 3S = P2S3; 2Р + ЗСа = С3Р2;  Реакції з білим фосфором відбуваються легше, ніж з червоним. Сполуки фосфору з металами називаються фосфідами. Вони легко розкладаються водою з утворенням фосфіну РН3 — дуже отруйного газу із запахом часнику: Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)2 + 2РН3 ↑. За аналогією з NH3 фосфін здатний до реакції приєднання: РН3 + Нl = РН4l. Добування і застосування. Фосфор добувають з апатитів або фосфоритів. Останні змішують з вугіллям (коксом) та піском і прожарюють в електричній печі при 1 500 °С: +5 0 0 +2 2Са3(РO4)2 + 10С + 6SiO2 = бСаSіО3 + Р4 + 10СО;  Під час реакції пару фосфору згущують і вловлюють у приймачі з водою. Червоний фосфор застосовують у виробництві сірників. З червоного фосфору, сульфіду стибію(ІІІ), залізного сурику (природного оксиду феруму(ІІІ) з домішкою кварцу) та клею виготовляють суміш, яку наносять на бічні поверхні сірникової коробки. Головки сірників складаються головним чином з бертолетової солі, молотого скла, сульфуру та клею. Під час тертя головки по намазці сірникової коробки червоний фосфор займається, підпалює склад головки, а від нього загоряється дерево. Білий фосфор широкого застосування не має. Звичайно його використовують для утворення димових завіс. Чорний фосфор застосовується дуже рідко. Оксиди фосфору і фосфатні кислоти Оксиди фосфору. Фосфор утворює декілька оксидів. Найважливішими з них є Р4О6 та Р4О10. Часто їх формули пишуть у спрощеному вигляді як Р2О3 та Р2О5 (індекси попередніх поділено на 2). Оксид фосфору(ІІІ) Р4О6 — воскоподібна кристалічна маса, яка плавиться при 22,5 °С. Добувають спалюванням фосфору при недостатній кількості кисню. Сильний відновник. Дуже отруйний. Оксид фосфору(V) Р4О10 — білий гігроскопічний порошок. Утворюється під час згоряння фосфору у надлишку повітря або кисню. Він дуже енергійно сполучається з водою, а також віднімає воду від інших сполук. Використовують як осушувач газів і рідин. Оксиди і всі кисневі сполуки фосфору набагато міцніші за аналогічні сполуки нітрогену, що слід пояснити ослабленням неметалічних властивостей у фосфору порівняно з нітрогеном. Фосфатні кислоти. Оксид фосфору (V) Р4О10, взаємодіючи з водою, утворює триметафосфатну кислоту Н3(РО3)3 (спрощено її формулу часто пишуть НРО3); остання під час кип'ятіння з надлишком води утворює ортофосфатну, або фосфатну, кислоту Н3РО4; при нагріванні Н3РО4 утворюється дифосфатна кислота Н4Р2О7: 3P4O16 + 6H2O = 4H3(PO3)3; Н3(РО3)3 + ЗН2О = ЗН3РО4; 2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2O. Найбільше практичне значення має фосфатна кислота, оскільки її солі використовуються як добрива. Фосфатна кислота — біла тверда речовина. З водою змішується в будь-яких співвідношеннях. На відміну від нітратної кислоти не є окисником і не розкладається при нагріванні, що пояснюється найбільшою стійкістю ступеня окиснення +5 з усіх можливих для фосфору. У промисловості фосфатну кислоту добувають двома способами: екстракційним і термічним. За першим способом подрібнений фосфат кальцію обробляють сульфатною кислотою: Са3 (РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РО4 + 3CaSO4 ↓. CaSO4 випадає у вигляді осаду, а кислота залишається в розчині. Разом з кислотою в розчин переходить багато домішок — сульфати феруму, алюмінію та ін. Така кислота використовується при виробництві добрив. Другим способом спочатку добувають фосфор (відновленням природного фосфору в електропечі). Далі його окиснюють до оксиду Р4О10, а останній сполучають з водою і дістають чисту кислоту (концентрація до 80 %). Солі фосфатної кислоти. У молекулі фосфатної кислоти атоми гідрогену сполучені з атомами оксигену У водному розчині фосфатна кислота дисоціює ступінчасто. Як триосновна кислота, вона утворює солі — фосфати — трьох видів: 1) фосфати — заміщено всі атоми гідрогену у фосфатній кислоті, наприклад К3РО4 — фосфат калію, (NH4)3PO4 — фосфат амонію; 2) гідрофосфати — заміщено два атоми гідрогену кислоти, наприклад К2НРО4 — гідрофосфат калію, (NH4)2HPO4 — гідрофосфат амонію; 3) дигідрофосфати — заміщений один атом гідрогену кислоти, наприклад КН2РО4 — дигідрофосфат калію, NH4H2PO4 — дигідрофосфат амонію. Усі фосфати лужних металів і амонію розчиняються у воді. З кальцієвих солей фосфатної кислоти розчиняється у воді лише дигідрофосфат кальцію Са (Н2РO4)2. Гідрофосфат кальцію СаНРO4 і фосфат кальцію Са3 (РO4)2 розчинні в органічних кислотах (органічні кислоти є в підзолистих і торфових ґрунтах). 28. Загальна характеристика підгрупи Карбону, біологічна роль, алотропні форми, властивості. Сполуки вуглецю: властивості, біологічна роль. Загальна характеристика підгрупи карбону До підгрупи карбону належать карбон, силіцій, германій, станум і плюмбум. Це р-елементи IV групи періодичної системи Д. І. Менделєєва, їх атоми на зовнішньому рівні містять по чотири електрони —ns2np, чим пояснюється подібність їх хімічних властивостей. Електронну будову зовнішніх рівнів атомів перших двох елементів підгрупи можна подати так: В незбудженому стані їх атоми мають по два неспарених електрони. Оскільки атоми всієї підгрупи мають на зовнішньому рівні вільні орбіталі, то при переході в збуджений стан розпаровують електрониs-підрівнів (показано штриховими стрілками). У сполуках елементи підгрупи карбону виявляють ступені окиснення +4 і —4, а також +2, причому останній зі збільшенням заряду ядра стає більш характерним. Для карбону, силіцію та германію найтиповіший ступінь окиснення +4, для плюмбуму +2. Ступінь окиснення —4 в послідовності С—Рbстає все менш характерним.
Елементи підгрупи карбону утворюють оксиди із загальними формулами RO2 і RO, а водневі сполуки — з формулою RH4. Гідрати вищих оксидів карбону і силіцію мають кислотні властивості, гідрати останніх елементів амфотерні, причому кислотні властивості сильніше виражені у гідратів германію, основні — у гідратів плюмбуму. Від карбону до плюмбуму зменшується міцність водневих сполук RH4: СН4 — стійка сполука, а РbН4 у вільному стані не виділений. У підгрупі зі зростанням порядкового номера зменшується енергія іонізації атома і збільшується атомний радіус (п. З і 6, табл. 11.1), тобто неметалічні властивості слабшають, а металічні — посилюються. Карбон та його властивості |