Соли азотной кислоты (нитраты)
1.кристаллические вещества хорошо растворимые в воде.
2.Нитраты калия, натрия и аммония называют селитрами.
Химические свойства
1.нитраты, образованные слабыми основаниями гидролизуются по катиону
Cu 2+ + HOH CuOH+ + H+ рН < 7
Cu(NO3)2 + H2O CuOHNO3 + HNO3
2. При нагревании все нитраты разлагаются с выделением O2, характер других продуктов зависит о положения металла в ряду активности.
Ме до Mg = MeNO2 + O2
2KNO3 = 2KNO2 + O2
Mе от Mg до Cu = MeO + NO2 + O2
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2+ O2
Ме после Cu = Me + NO2 + O2
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2+ O2
Серебра нитрат — AgNO3 (ляпис) - для прижигания им ран, язв.
Внутрь назначают при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки.
Применяется в виде мазей (1—2% мази) и 2—10% водных растворов.
Под действием света разлагается, хранят в защищенном от света месте. Ядовит!
Физические свойства
Чистая азотная кислота — это бесцветная жидкость,
с резким запахом. При хранении довольно легко,
особенно на свету, разлагается с образованием
оксида азота NO2 (окрашивает азотную кислоту в
бурый цвет)
На воздухе она «дымит», легко испаряется,
при - 42°С переходит в кристаллическое состояние.
С водой смешивается в любых соотношениях.
При попадании на кожу вызывает химический ожог.
Химические свойства
1. в водных растворах полностью диссоциирует
НNO3 Н+ + NO3-
2. с оксидами металлов
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
3. с основаниями
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
4. с солями более слабых кислот
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2 + H2O
Применение азотистой кислоты :
Применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония.
Вопрос 55. Фосфор: аллотропия, физические и химические свойства, биологическая роль.
Фосфор 15 Р - элемент 3 периода
5А группы периодической системы Д.И. Менделеева Ar (P) = 31
Характерные степени окисления -3, +1, +3, +5
Высший оксид Р2О5
Летучее водородное соединение РН3
Аллотропия:
Белый фосфор Белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок) По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Медленно окисляется кислородом воздуха, светится при комнатной температуре (бледно-зелёное свечение) – хемилюминесценция Температура плавления 44,1 °С. Легкорастворим в органических растворителях (сероуглероде) Ядовит! (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей) Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.
Красный фосфор Имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового.На воздухе не самовоспламеняется, При температуре возгонки 240—250 °С красный фосфор превращается в пар,
при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.Самовоспламеняется при трении или ударе. Полностью отсутствует явление хемолюминесценции. На воздухе красный фосфор окисляется, поэтому его хранят в герметичной таре. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого.Применяется в производстве спичек
(составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков).
Чёрный фосфор Чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь, похожее на графит.Не растворим в воде или органических растворителях.Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Полупроводник.Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением18×105Па Химически наименее активная форма элементарного фосфора.
Химические свойства
Свободный фосфор чрезвычайно активен.
Обратите внимание, что непосредственно с водородом фосфо практически не соединяется (в отличие от азота)!Легче всего фосфор соединяется с кислородом, затем с галогенами, серой и со многими металлами.
Все эти свойства особенно резко проявляются
у белого фосфора; красный фосфор реагирует менее энергично, черный вообще с трудом вступает в химические взаимодействия.
В химических реакциях фосфор может быть окислителем и восстановителем.
1. взаимодействие с неметаллами (III, V)
4P + 5O2 = 2P2O5; 4P + 3O2 = 2P2O3
2P + 3Br2 = 2PBr3; 2P + 5Br2 = 2PBr5
2. взаимодействие с металлами (III)
При нагревании образуются фосфиды
3Mg + 2P = Mg3P2
Фосфиды некоторых металлов разлагаются водой с образованием газообразного фосфина
Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3
3. взаимодействие со щелочами при нагревании
(диспропорционирование)
4P0 + 3NaOН + 3H2O = P-3H3 + 3NaH2P+1O2
8P + 3Ba(OH)2 +6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2
Кроме фосфина в ходе этих реакций образуются соли фосфорноватистой кислоты Н3РО2 – гипофосфиты,в которых фосфор имеет нехарактерную степень окисления +1
Физические свойства
Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций: белый, красный, черный. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора. Все модификации различаются по цвету и плотности.
Белый фосфор-представляет собой белое вещество. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Ядовит- вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей.
Красный фосфор-Ядовит он в тысячи раз меньше, чем белый фосфор, поэтому он применяется гораздо шире ( например в производстве спичек). При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает, образуя вязкую фосфорную кислоту.
Черный фосфор- Представляет собой черное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Черный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника.
Биологическая роль.
Содержание его в земной коре - около 0,1% (масс.).Тринадцатый по химической распространенности в природе элемент, шестой среди неметаллов. В свободном состоянии в природе не встречается. Природные соединения фосфора: фосфорит Са3(Р04)2 апатиты: фторапатит - Са3(Р04)2 + CaF2
хлорапатит - Са3(Р04)2 + CaC12
- в белках растительного и животного происхождения (в растениях - в белках семян,
в животных организмах - в белках молока, крови, мозговой и нервной тканей)
- в костях позвоночных животных и человека в виде фосфата кальция
- в составе нуклеиновых кислот виде кислотного остатка фосфорной кислоты
Вопрос 56. Фосфор- простое вещество: получение, физические и химические свойства, биологическая роль и применение фосфора.
Биологическая роль соединений фосфора.
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
Применение
Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.
Элементарный фосфор
первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.
Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).
Красный фосфор— основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.