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 A_r (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.