ТОК на аноде на катоде 5 страница

 

3Ag(неакт.) + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO↑+2H2O

 

4Zn(акт.) +10НNO3(разб.) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

 

3Р + 5НNO3(разб.) +2Н2O = 3Н3РO4 + 5NO↑

 

S + 2HNO3(разб.) = H2SO4 + 2NO↑

 

В остальном азотная кислота имеет все свойства кислот, т.е. реагирует с оксидами металлов, основаниями и солями.

Соли азотной кислоты - нитраты, хорошо растворимы в воде; нитраты натрия, калия, кальция и аммония называются селитрами. Нитраты имеют все свойства солей. Особенности - все нитраты разлагаются при нагревании с образованием кислорода. Кроме кислорода при нагревании нитратов активных металлов (стоящих в ряду напряжении левее магния) образуются нитриты:

 

Ca(NO3)2 = Ca(NO2)2 + O2

 

Нитраты более тяжелых металлов (от Mg до Си включительно) разлагаются с образованием оксидов металла, оксида азота (IV) и кислорода:

 

2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2↑ + O2

 

Нитраты серебра, золота (после меди) при разложении дают свободный металл, оксид азота (IV) и кислород.

 

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2

 

Особое положение занимает нитрат аммония:

 

NH4NO3 = N2O↑+2H2O

 

Водные растворы нитратов окислительными свойствами почти не обладают, но их расплавы являются сильными окислителями за счет выделения O2 и NO2.

Применение нитратов: нитраты NH4NO3, KNO3, NaNO3, Ca(NO3)2 - входят в состав удобрений; нитраты Ba(NO3)2, Sr(NO3)2, Pb(NO2)2 используют в пиротехнике; нитраты аммония, калия, и натрия применяются для производства пороха и взрывчатых веществ; нитраты Fe(NO3)3, A1(NO3)3, Cr(NO3)3 используют в текстильной промышленности как протравы при крашении тканей; азотнокислые соли ртути, серебра и висмута применяют в медицинских целях.

 

Вопросы для самоконтроля:

1. Дайте характеристику элемента азота в соответствии с положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

2. Охарактеризуйте характерные валентности и степени окисления азота. Приведите примеры соединений с различными степенями окисления азота.

3. С какими из следующих веществ будет взаимодействовать азот: O2, Н2O, Сr, Н2, С12? Напишите уравнения возможных реакций.

4. Какая связь в молекулах: NH3; NO2; N2?

5. Каковы кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства аммиака?

6. Выразите химическими уравнениями процесс получения азотной кислоты в промышленности.

7. Напишите уравнения разложения следующих аммонийных солей: NH4NO2, (NH4)2HPO4, (NH4)2CO3, (NH4)2S.

8. К раствору аммиака прибавили раствор сульфата алюминия. Как изменится реакция раствора? Ответ мотивируйте.

9. При кипячении 5,35 г хлорида аммония с порошком магния выделился газ. Каков объем образовавшегося газа? Ответ: 1,12 л.

10. Что называют «царской водкой»? напишите уравнение реакции взаимодействия «царской водки» с золотом. Составьте полуреакции для окислительно-восстановительного процесса.

 

 

Лекция № 22.

 

Тема: Строение атома фосфора, его физические и химические свойства. Аллотропия. Важнейшие соединения фосфора.

 

План

1. Характеристика элемента.

2. Нахождение в природе, получение и физические свойства фосфора.

Аллотропия.

3. Химические свойства фосфора.

4. Важнейшие соединения фосфора.

5. Биологическая роль фосфора и применение в медицине.

 

1. Характеристика элемента.

 

Фосфор - это неметалл семейства р-элеменов, ближайший аналог азота. Заряд атома равен +15^ пятнадцать электронов размещается на трех энергетических уровнях; электронная формула атома фосфора - ls22s22p63s23p3. -электронно-графические формулы возможных валентных состояний:


        3d
  3p          
3s          
↑¯                

 

основное состояние

 

        3d
  3p        
3s          
               

 

P*

 

 

возбужденное состояние


В своих соединениях фосфор проявляет валентности равные, III и V; наиболее характерные степени окисления: -3, 0, +3, +5. Относительная электроотрицательность фосфора значительно ниже, чем у галогенов, кислорода и азота, поэтому неметаллические свойства выражены более слабо и восстановительное активность преобладает над окислительной.

 

Степень окисления -3 +3   +5
Вещества РН3 фосфин, фосфиды: Na3P, Ca3P2 Р простое вещество Р2O3 оксид фосфора (III), Н3РОз соли: фосфиты Na3PO3, K3PO3 Р2О5 оксид фосфора (V), Н3РO4 соли: фосфаты Na3PO4, Са3(РO4)2

Наиболее устойчивы соединения фосфора со степенью окисления +5.

 

2. Нахождение в природе, получение и физические свойства фосфора. Аллотропия

 

В природе фосфор встречается только в формах, содержащих фосфат -анион РО43- . Это обусловлено тем, что для фосфора характерно образование прочных связей с кислородом: энергия связей Р - Н и Р - С гораздо ниже энергии связи Р - О, что отличает его от азота. В природе встречается в виде минералов - фосфорита 3Са3(РO4)2·Са(ОН)2 и апатита с общей формулой

 

3Са3(РO4)2· СаХ2, где X = F, C1.

 

Фосфор получают восстановлением фосфата кальция, содержащегося в апатите и фосфорите, коксом и песком в электрических печах по схеме:

t0

3Са3(РO4)2 + 5С + 3SiO2 → 3CaSiO3 + 5СО + 2Р.

 

Реакция протекает в две стадии: диоксид кремния вытесняет из фосфата кальция фосфорный ангидрид

Ca3(PO4)2+ 3SiO2= 3CaSiO3 + Р2О5, затем восстановление Р2О5:

 

Р2O5 + 5С = 2Р° + 5СО

Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приемнике под водой.

Фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению молекул, физическим свойствам и химической активности.

Белый фосфор - при обычных условиях твердое вещество, похожее на воск и окрашенное примесями в желтоватый цвет. В чистом виде белый фосфор бесцветен и прозрачен. На воздухе быстро окисляется, при этом выделяется энергия в виде света, поэтому белый фосфор в темноте светится. Температура плавления 44° С, кипения 257° С. При обычной температуре легко испаряется. В воде не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде и жирах. Белый Р получают при быстром охлаждении паров фосфора, его молекулы имеют состав Р4. Химическая активность его намного превосходит активность всех других, его аллотропных модификаций (самопроизвольно воспламеняется).

Белый Р очень токсичен. Это обусловлено хорошей растворимостью в жирах и, следовательно, способностью проникать через мембраны клеток, а также высокой реакционной активностью. Смертельная доза фосфора для взрослого человека составляет приблизительно 0,1 г. При длительном нагревании при t° = 400°C без доступа воздуха в атмосфере СО, белый фосфор переходит в красный. Красный фосфор открыт в 1848 году. Это неядовитый порошок темно-красного цвета, характеризуется большой плотностью, t пл. и t кип. значительно выше в сравнении с белым фосфором. Химически активность гораздо ниже: он очень медленно окисляется на воздухе, не растворяется в воде и сероуглероде, загорается при t = 260° С.

Черный фосфор получен в 1914 году из белого фосфора нагреванием при t = 400° С и очень высоком давлении, в присутствии катализатора - мельчайших капель ртути. Это темное с металлическим блеском вещество со сложными кристаллами, подобно графиту. Обладает электрической проводимостью и теплопроводностью. Не растворяется ни в одном растворителе.

Получены также и промежуточные формы: фиолетовый и коричневый (светло-красный) фосфор.

3. Химические свойства фосфора.

Имея на последнем электронном М-слое пять электронов, фосфор может проявлять степень окисления +5, -3, +3. Три основные аллотропные формы фосфора различаются химической активностью. Если белый фосфор обладает наибольшей реакционной способностью, то черный - наименьшей. Фосфор непосредственно взаимодействует со многими простыми и сложными веществами, проявляя и восстановительную и окислительную активности.

Реакции, в которых фосфор выступает как восстановитель, более многочисленны и протекают очень легко. При этом образуются соединения, содержащие фосфор в степени окисления +3 и +5. фосфор реагирует с более электроотрицательными неметаллами:

Р° - 3ē→ Р+3 Р° - 5ē→ Р+5

(при медленном окислении или (при избытке окислителя)

недостатке окислителя)


4Р + 3O2 = 2Р2O3 4Р + 5O2 = 2Р2O5

2Р + 3С12 = 2РС13 2Р + 5С12 = 2РС15

2P + 3S = P2S3 2P + 5S = P2S5

 

Фосфор горит в среде диоксида азота и диоксида углерода:

 

8P+10NO2 = 4P2O5 + 5N2

 

2Р + 5СO2 = Р2O5 + 5СО

 

Со щелочными и щелочноземельными металлами фосфор образует фосфиды, легко гидролизующиеся водой с образованием газообразного продукта - фосфина.

 

4000 C

Р + 3Na = Na3P (фосфид натрия)

 

Na3P + 3Н2O → РН3↑ (фосфин) + 3NaOH (необратимый гидролиз)

 

Фосфор, как окислитель, реагирует также с некоторыми более электроположительными неметаллами: As, Si, но с водородом не взаимодействует.

 

Азотная и концентрированная серная кислоты окисляют фосфор до высшей степени окисления (+5) с образованием ортофосфорной кислоты:

 

Р + 5НNO3(конц.) = Н3РO4 + 5NO2↑ + Н2O

 

3Р + 5HNO3 (разб.) + 2Н2O = 3Н3РО4 + 5NO↑

 

2Р + 5H2SO4 (конц.) = 2Н3Р04 + 5S02t + 2Н20

 

При t = 700° С в присутствии меди как катализатора фосфор разлагает воду:

2Р + 8Н2O = 2Н3РO4 + 5Н2

 

По сравнению с азотом и серой у фосфора проявляется тенденция к усилению метал личности.

 

4. Важнейшие соединения фосфора.

 

Фосфор образует с водородом газообразный фосфоритный водород - фосфин РН3 (гидрид водорода), бесцветный газ с чесночным запахом, малорастворим в воде, хорошо растворим в органических растворителях. РН3 очень ядовитое вещество, это одно из первых боевых отравляющих веществ. Получают его при нагревании белого фосфора с концентрированным раствором щелочи:

 

4Р + 3КОН + 3Н2O = РН3↑ (фосфин) + 3КН2РO2 (гипофосфит калия)

 

гидролизом фосфида кальция Са3Р2:

 

Са3Р2 + 6Н2O = 2РН3↑+ 3Са(ОН)2, а также

 

действием на Са3Р2 хлороводородной кислотой:

 

Са3Р2 + 6НС1 = 2РН3↑ + 3СаС12

 

Фосфин способен образовывать соли только с сильными кислотами,* при образовании солей фосфония катионом является ион фосфония РН+4

 

РН3 + НС1 = РН4С1 (хлорид фосфония),

 

соединение непрочное, водой разлогается на фосфин и НС1.

Фосфин в небольших количествах образуется в природе при гниении богатых фосфором органических соединений. Одновременно с фосфином образуется и дифосфин Р2Н4, пары которого самовоспламеняются и поджигают газообразный фосфцн. Этим объясняется появление «блуждающих огней» на болотах, кладбище.

По химическим свойствам РНз напоминает NH3, сочетая в себе слабые основные свойства и восстановительную способность.

Как восстановитель, РН3 более активен по сравнению с аммиаком. Он легко окисляется кислородом воздуха:

 

2РН3 + 4O2 = Р2O5 + 3Н2O.

 

Фосфин восстанавливает соли некоторых малоактивных металлов до свободных металлов:

 

РН3 + 8AgNO3 + 4Н2O = Н3РO4 + 8Ag + 8HNO3

 

Соединения фосфора с кислородом: Р2O3 - оксид фосфора (III) получается при медленном окислением фосфора и недостатке кислорода. Его эмпирическая формула Р20з; истинная молекулярная Р4O6.

 

4Р + 3O2 = 2Р2O3; на воздухе самоокисляется,

 

превращается в Р2О5:

Р2O3 + O2 = P2O5

 

Р2O3 - белое кристаллическое вещество, очень ядовитое, имеет все свойства кислотного оксида. С холодной водой образует фосфористые кислоты:

 

Р2O3 + Н2O = 2НРO2 (метафосфористая кислота)

 

НРO2 + Н2O = Н3РО3 (ортофосфористая кислота).

 

Фосфористый ангидрид и фосфористая кислота обладают сильными восстановительными свойствами, так как фосфор из состояния Р-3 стремится перейти в состояние Р+5.

Оксид фосфора (V) или фосфорный ангидрид P2O5 получают сжиганием фосфора в избытке кислорода:

 

4Р + 5O2 = 2Р3О5 (белый порошок без запаха)

 

Р2О5 - кислотный оксид, активно поглощает воду. С холодной водой Р2O5 образует метафосфорную кислоту (Р2О5 + Н2O = 2НРO3) и пирофосфорную (Р2O5 + 2Н2O = Н4Р2O7); при взаимодействии с горячей водой образуется ортофосфорная кислота: P2O5 + 3Н2O = 2H3PO4.

Фосфорный ангидрид может отнимать воду от различных веществ, например, от азотной, серной, хлорной кислот, от спирта, эфира, фенола и от других веществ:

2HNO3 + Р2O5 = N2O5 + 2НРO3

 

2НСlO4 + Р2O5 = С12O7 + 2НРO3, следовательно,

 

Р2О5 широко используется в качестве водопоглащающего и водоотнимающего средства.

При взаимодействии Р2О5 с основаниями и основными оксидами образуются фосфаты:

 

Р2O5 + 3Са(ОН)2 = Са3(РO4)2 + 3Н2O

 

Р2O5 + СаО = Са3(РO4)2, а так же

 

в зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии со щелочами образуется:

Р2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 (фосфат натрия) + 3Н2O

 

Р2O5 + 4NaOH = 2Na2HPO4 (гидрофосфат натрия) + Н2O

 

Р2O5 + 2NaOH + Н2O = 2NaH2PO4 (дигидрофосфат натрия)

 

Н3РO4 - фосфорная кислота является трехосновной кислотой средней силы; в чистом виде это бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимая в воде; tпл. = 42°С. Диссоциация происходит ступенчато:

 

I ступень Н3РO4 Н+ + H2PO-4 Kg = 7,5-10-3

 

II- ступень H2PO4- H+ + HPO2-4 Kg = 6,2- 10-8

 

III- ступень НРО4 2- H+ + PO3-4 Kg = 5,0 - 10-13

 

Константы II и III ступеней диссоциации очень малы, поэтому в растворе фосфорной кислоты преобладают ионы Н+ и Н2РO4-

В лаборатории Н3Р04 получают путем окисления фосфора разбавленной азотной кислотой. В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:

— термический метод идет по схеме:

+C, + SiO2 +O2 2O

Са3(РO4)2 Р Р2O5 Н3РO4 ,

T

 

получают очень чистую кислоту, так как Р выделяется в газообразном состоянии, и примеси оказываются отделены, но этот способ требует больших затрат электроэнергии;

— экстракционный метод - обработка природных фосфатов, серной
кислотой:

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РO4 + 3CaSO4,

 

кислота загрязнена примесями. Фосфорная кислота проявляет все возможные свойства типичных кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с оксидами металлов, с основаниями, с солями более слабых кислот, с аммиаком. Анионы фосфорной кислоты не проявляют окислительных свойств, что связано с устойчивой степенью окисления +5 у фосфора.

 

Фосфорная кислота - неядовитое соединение, поэтому ее используют в пищевой (при изготовлении прохладительных напитков) и фармацевтической промышленности.

Являясь трехосновной кислотой средней силы, Н3РО4 образует три ряда фосфатов: одно-, двух- и трехзамещенные. Все однозамещенные (дигидрофосфаты) М1Н2РO4 растворимы в воде; из двухзамещенных (гидрофосфатов) М12НРO4 и трехзамещенных фосфатов М13РO4 растворимыми только соли щелочных металлов (где М1 - щелочной металл). Нерастворимые в воде фосфаты под действием сильных кислот могут переходить в кислые соли:

 

Са3(РO4)2 + 4HNO3 = 2Ca(NO3)2 + Ca(H2PO4)2 (дигидрофосфат кальция)

 

Кислые соли могут образовываться в результате неполной нейтрализации фосфорной кислоты

 

Н3РO4 + КОН = Н2O + КН2РO4 (дигидрофосфат)

 

Н3РO4 + 2KOH = 2Н2O + К2НРO4 (дигидрофосфат)

 

Соли щелочных металлов гидролизованы в водном растворе и сообщают ему щелочную реакцию:

Na3PO4 + Н2O NaOH + Na2HPO4

 

Na2HPO4 + H2O NaOH+NaH2PO4

 

раствор дигидрофосфата натрия является кислым

 

NaH2PO4 + H2O NaOH + H3PO4

 

Для обнаружения иона РO43- в растворе служат реактивы: нитрат серебра и растворимые соли железа (III), образующие осадки ярко-желтого цвета и желтовато - белый:

РO43- + 3Ag+ = Ag3PO4¯ ярко-желтый

 

PO43- + Fe3+ = FePO4¯ желтовато-белый

 

Производные фосфорной кислоты имеют огромное практическое значение. Фосфор, наряду с азотом и калием, является макроэлементом, необходимым для нормального развития растений. В почву фосфор вносится в виде солей фосфорной кислоты - фосфорных удобрений: простой суперфосфат

 

Са3(РO4)2 + 2H2SO4 = Са(Н2РO4)2 + 2CaSO4;

 

дигидрофосфат кальция Са(Н2РO4)2 хорошо растворяется в воде, тогда как CaSO4 плохо растворяется и является балластом фосфорных удобрений, для чего апатит и фосфорит обрабатывают фосфорной кислотой, и получается двойной суперфосфат:

Са3(РO4)2 + 4Н3РO4 = 3Са(Н2РO4)2;

 

гидрофосфат кальция СаНРO4 • 2Н2O называется преципитатом, получается при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом кальция:

 

Н3РO4 + Са(ОН)2 = СаНРO4 • 2Н2O,

 

а также можно получить при обработке дигидрофосфата кальция гидрофосфатами щелочных металлов:

 

Са(Н2РO4)2 + Na2HPO4 = СаНРO4 + 2NaH2PO4

 

Дигидрофосфат калия КН2РO4 получается при сплавлении хлорида калия с фосфорной кислотой (реакция в 2 ступени):

t0

Н3РO4 + KC1 = К3РO4 + HC1 + Н2O

 

К3РO4 + Н2O = КН2РO4;

 

гидрофосфат аммония получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком:

Н3РO4 + 2NH3 = (NH4)2HPO4;

 

таким же способом можно получить дигидрофосфат аммония NH4H2PO4 -аммофос.

Смесь солей KH2PO4, (NH4)2HPO4, NH4H2PO4 это сложное удобрение, содержащее несколько питательных для растений элементов, химически связанных между собой.

Смесь аммофоса и хлорида калия с расплавленной аммиачной селитрой дает сложное удобрение, содержащее три питательных элемента (N2, P, К) и называется нитрофоской.

Фосфаты широко используются в промышленности и в качестве лабораторных реактивов: Са3(РO4)2 - для изготовления эмалей и матовых стекол; Na3PO4 - для очистки воды, питающей паровые котлы; кислые фосфаты используются в качестве реактивов в аналитической химии; гидрофосфат кальция употребляется в качестве добавки к кормам.

 

5. Биологическая роль фосфора и применение в медицине.

 

По содержанию в организме человека (0,95%) фосфора относится к макроэлементам. Фосфор - элемент органоген и играет исключительно важную роль в обмене веществ. В форме фосфата фосфор представляет собой необходимый компонент внутриклеточной АТФ. Он входит в состав белков (0,5 - 0,6%),нуклеиновых кислот, нуклеотидов и других биологически активных соединений. Фосфор является основой скелета животных и человека (кальций ортофосфат, гидроксиатит, зубов (гидроксиапатит, фторапатит).

Многие реакции биосинтеза осуществляются благодаря переносу фосфорных групп от высокоэнергетического акцептора к низкоэнергетическому. Фосфорная буферная система является одной из основных буферных систем крови. Живые организмы не могут обходиться без фосфора. Значение фосфора состоит и в том, что сахар и жирные кислоты не могут быть использованы клетками в качестве источников энергии без предварительного фосфорилирования.

Обмен фосфора в организме тесно связан с обменом кальция. Это подтверждается уменьшением количества неорганического фосфора при увеличении содержания кальция в крови (антагонизм).

Суточная потребность человечества в фосфоре составляет 1,3 г. Фосфор настолько распространен в пищевых продуктах, что случаи «фосфорного голода» практически неизвестны. Однако далеко не весь фосфор, содержащийся в пищевых продуктах, может всасываться, поскольку его всасывание зависит от многих факторов: рН, соотношения между содержанием кальция и фосфора в пище, наличия в пище жирных кислот, но в первую очередь от содержания витамина Д.

Целый ряд соединений фосфора используют в качестве лекарственных препаратов. Фосфорганические соединения, содержащие связь С - Р, являются сильными нервнопаралитическими ядами, входят в состав боевых отравляющих веществ.

 

Вопросы для самоподготовки:

1. Напишите электронную конфигурацию атома фосфора.

2. Чем обусловлена токсичность белого фосфора?








Дата добавления: 2016-11-22; просмотров: 729;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.107 сек.