Угольная кислота и ее соли.

Угольная кислота Н₂СО₃ существует только в растворе. Относится к слабым кислотам. Как двухосновная кислота, Н₂СО₃ образует средние и кислые соли – карбонаты и гидрокарбонаты. Все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде, из средних солей растворимы карбонаты щелочных металлов и аммония.

Растворы солей угольной кислоты вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию (рН> 7). Гидрокарбонатная буферная система (Н₂СО₃ - НСО₃ ^-) служит главной буферной системой плазмы крови, обеспечивающей поддержание кислотно-основного гомеостаза, постоянного значения рН крови порядка 7,4.

Так как при гидролизе карбонатов и гидрокарбонатов получается щелочная среда, эти соединения применяют в медицине в качестве антацидных средств при повышенной кислотности желудочного сока. К ним относятся гидрокарбонат натрия и карбонат кальция.

Применение в медицине соединений углерода

Карбонат лития Li₂CO₃ – препарат психотропного действия

Твердая углекислота применяется при замораживании тканей и в дерматологической практике.

NaHCO₃ - при повышенной кислотности желудочного сока.

С – активированный уголь. Используют как абсорбент при отравлениях.

CaCO₃ – используется в зубных пастах и порошках

Аналитические реакции на ионы СО₃^2—, (НСО₃^—), С₂О₄^2—, СH₃COO^—_.

а) Реакцией открытия иона С₂О₄^2— является обесцвечивание раствора перманганата калия в кислой среде

1) 2KMnO₄ + 5Na₂C₂O₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄+ 5CO₂ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 8H₂O (оксалат анион)

2) При действии на растворы солей оксалатов натрия (калия) солями бария образуется белый осадок оксалата бария BaC₂O₄ :

Na₂C₂O_{4 +} BaCl₂ = BaC₂O₄ + 2 NaCl

б) Реакцией открытия ионов СH₃COO^— является действие соли хлорида железа III при нагревании

1) FeCl₃ + 3CH₃COONa = Fe(CH3COO)₃ + 3NaCl (чайно-красный, ацетат анион)

в) Аналитические реакции на ионы СО₃^2—, НСО₃^—

Na₂CO₃ + HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂ ( выделение пузырьков газа)

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O (помутнение известковой воды)

Na₂CO₃ + BaCl₂ = BaCO₃↓ + 2 NaCl ( белый осадок)

Билет 38. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VA группы. Электронные структуры атомов элементов. Соединения фосфора: оксиды, фосфорная кислота и ее соли. Применение в медицине соединений фосфора, их биологическая роль. Аналитические реакции на ионы PО₄^3—, (НPО₄^2—)_.

Общая характеристика элементов VA группы

В VA- группу периодической системы Д.И. Менделеева входят азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VA- группы ns²np³ .

Атомы этих элементов имеют по пять валентных электрона на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три p-электрона.

При возбуждении атомов происходит распаривание s- электронов и переход одного из них на d-подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют низколежащего d-подуровня). Соответственно, атомы элементов этой группы способны образовывать три и максимально пять ковалентных связей. В соединениях элементы этой группы проявляют степени окисления +1,+2,+3,+4,+5,-3.

С увеличением радиусов атомов от азота к висмуту закономерно уменьшается энергия ионизации и относительная электроотрицательность. Этим обусловлено ослабление неметаллических свойств в ряду N-P-As-Sb-Bi. Азот и фосфор – типичные неметаллы. Мышьяк амфотерен, хотя неметаллические свойства сильнее выражены, чем металлические. Сурьма амфотерна, неметаллические и металлические свойства выражены примерно одинаково. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

Электронные структуры атомов элементов

N -

P -

As -

Sb -

Bi -

Соединения фосфора: оксиды, фосфорная кислота и ее соли.

Единственный стабильный изотоп - 31 15P. Существуют искусственные радиoактивные изотопы. На внешнем уровне атом фосфора имеет 5 электронов - 3s²3p³ , из которых три электрона не спарены. При возбуждении один из s-электронов переходит на d-подуровень. Поэтому фосфор способен образовывать как 3, так и 5 связей. Типичные степени окисления +3, +5 и -3, реже +1. Важнейшие минералы - фосфорит - Ca₃(PO₄)₂, апатит - 3Ca₃(PO₄)₂ . CaF₂ и гидроксиапатит - 3Ca₃(PO₄)₂ .Ca(ОН)₂

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P₂O₅ и оксид фосфора (III) P₂O₃. В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P₂O₃ – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

P₂O₃ + 6H₂O = 4H₃PO₃,

а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р₄О₁₀.

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P₂O₅ – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р₂О₅. Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р₄О₁₀, связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО₄.

При взаимодействии Р₂О₅ с водой образуется фосфорная кислота:

P₄O₁₀ + 6H₂O = 4H₃PO₄.

Будучи кислотным оксидом, Р₂О₅ вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

4HClO₄ + P₄O₁₀ = (HPO₃)₄ + 2Cl₂O₇.

Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота) H₃PO₄.

Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

Фосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула:

Фосфорная кислота реагирует с металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, с основными оксидами, с основаниями, с солями слабых кислот.

В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑.

Фосфорная кислота образует три ряда солей:

а) K₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂ – трёхзамещённые, или фосфаты;

б) K₂HPO₄, CaHPO₄ – двухзамещённые, или гидрофосфаты;

в) KH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂ – однозамещённые, или дигидрофосфаты.

Однозамещенные фосфаты имеют кислую реакцию, двухзамещённые – слабощелочную, трехзамещённые – щелочную. Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.

При нагревании фосфорная кислота вначале теряет воду – растворитель, затем начинается дегидратация фосфорной кислоты и образуется дифосфорная кислота:

2H₃PO₄ = H₄P₂O₇ + H₂O.

Значительная часть фосфорной кислоты превращается в дифосфорную при температуре около 260°С.