Химические свойства:

1) при нагревании Р4 обратимо диссоциирует:

2) свыше 2000 °C Р2 распадается на атомы:

3) фосфор образует соединения с неметаллами:

 

Непосредственно соединяется со всеми галогенами: 2Р + 5Cl2 = 2РCl5.

При взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды:

Соединяясь с водородом, образует газ фосфин: Р4 + 6Н2 = 4РН3

При взаимодействии с кислородом образует ангидрид Р2О5: Р4 + 5О2 = 2Р2О5.

Фосфор образует несколько аллотропных видоизменений – модификаций. Явление аллотропных модификаций у фосфора вызвано образованием различных кристаллических форм. Белый фосфор (Р4)имеет молекулярную кристаллическую решетку, красный и черный – атомную. Различие в строении кристаллической решетки обуславливает и различие в их физических и химических свойствах. Белый фосфор –сильный яд, даже в малых дозах действует смертельно. В твердом состоянии получается при быстром охлаждении паров фосфора. В чистом виде совершенно бесцветен, прозрачен, по внешнему виду похож на воск: на холоде хрупок, при температуре выше 15 °C – мягкий, летуч. Прочность связи в молекуле невелика, чем обусловлена высокая химическая активность. Белый фосфор быстро окисляется на воздухе, при этом светится в темноте – превращение химической энергии в световую; самовоспламеняется на воздухе, при слабом нагревании, незначительном трении:

При длительном нагревании белый фосфор превращается в красный. Белый фосфор применяется для изготовления боеприпасов артиллерийских снарядов, авиабомб, предназначенных для образования дымовых завес. Широкого применения не имеет.

Красный фосфор –порошок красно-бурого цвета, неядовит, нелетуч, нерастворим в воде и во многих органических растворителях и сероуглероде; не воспламеняется на воздухе и не светится в темноте. Только при нагревании до 260 °C воспламеняется. При сильном нагревании, без доступа воздуха, не плавясь (минуя жидкое состояние) испаряется – сублимируется. При охлаждении превращается в белый фосфор. Идет на изготовление спичек: красный фосфор в смеси с сульфидом сурьмы, железным суриком, с примесью кварца и клея наносят на поверхность спичечной коробки. Также красный фосфор применяется в приготовлении фармацевтических препаратов.

Черный фосфорполучается при сильном нагревании и при высоком давлении белого фосфора. Черный фосфор тяжелее других модификаций. Применяется очень редко – как полупроводник в составе фосфата галлия и индия в металлургии.

№ 38

Ортофо́сфорная кислота́ (фо́сфорная кислота́) — неорганическая кислота средней силы, с химической формулой H₃PO_4. Очень хорошо растворима в воде. Обычно ортофосфорной (или просто фосфорной) кислотой называют 85%-й водный раствор (бесцветная сиропообразная жидкость без запаха). Растворима также в этаноле и других растворителях.

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

 (дигидрофосфат натрия)

 (гидрофосфат натрия)

 (фосфат натрия)

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) — слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) — щелочную.

Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:

Фосфаты при прокаливании не разлагаются, исключение составляет фосфат аммония (NH₄)₃PO₄.

Органические фосфаты играют очень важную роль в биологических процессах. Фосфаты сахаров участвуют в фотосинтезе. Нуклеиновые кислоты также содержат остаток фосфорной кислоты.

Фосфор — важный элемент питания растений. Растения потребляют его главным образом в виде анионов H₂PO₄^-; (или HPO₄^2-) из солей ортофосфорной кислоты (H₃PO₄), а также из солей полифосфорных кислот (после их гидролиза).

Фосфор входит в нуклеиновые кислоты и нуклеопротеиды, участвующие в построении цитоплазмы и ядра клеток. Он содержится в фитине — запасном веществе семени, который используется как источник фосфора во время прорастания, а также в фосфатидах, сахарофосфатах, витаминах и многих ферментах.

В тканях растений присутствуют в небольших количествах также неорганические фосфаты, которые играют важную роль в создании буферной системы клеточного сока и служат резервом фосфора для образования различных фосфорорганических соединений.

В растительной клетке фосфор играет исключительно важную роль в энергетическом обмене, участвует в разнообразных процессах обмена веществ, деления и размножения. Особенно велика роль этого элемента в углеводном обмене, в процессах фотосинтеза, дыхания и брожения.

Фосфорные удобрения в зависимости от растворимости и доступности для растений подразделяют на три группы:

Удобрения, содержащие фосфор в водорастворимой форме — суперфосфат простой и суперфосфат двойной. Фосфор из этих удобрений легко доступен растениям.

Удобрения, фосфор которых не растворим в воде, но растворим в слабых кислотах (2%-ной лимонной кислоте) или в щелочном растворе лимоннокислого аммония, — преципитат, томасшлак, термофосфаты, обесфторенный фосфат. Фосфор в этих удобрениях находится в доступной растениям форме.

Удобрения, не растворимые в воде, и плохо — в слабых кислотах, полностью растворимые только в сильных кислотах, — фосфоритная мука, костяная мука. Это более труднодоступные источники фосфора для растений.

№ 39

Кислород — O2 (O=O, O::O) -газ без цвета, без запаха. Аллотропная модификация — озон O3 — бесцветный газ со специфическим запахом (запах «после грозы»)

Химические свойства

Свойства кислорода

Окислительные свойства

Восстановительные свойства

Водород + кислород: 2H2 + O2 = 2H2O этокачественная реакция на кислород - процесс идет с характерным хлопком. H2 + O2 = H2O2 — перекись водорода Металлы + кислород: 4Li + O2 = 2Li2O — основной оксид Неметалл + O2: S + O2 = SO2 — кислотный оксид Оксиды + кислород: 4FeO + O2 = 2Fe2O3 — реакция идет с основными оксидами в невысших степенях окисления 2SO2 + O2 = 2SO3 — реакция идет с кислотными оксидами в невысших степенях окисления

Кислород может проявлять восстановительные свойства только к элементу, у которого больше электроотрицательность, т.е., он должен стоять впериодической системе элементов правее кислорода. Это КОРОЛЬ НЕМЕТАЛЛОВ — F: F2 + O2 = OF2 (здесь кислород проявляет степень окисления +2)

Кислород играет важнейшую роль в жизни большинства живых организмов нашей планете. Он необходим всем для дыхания. Кислород не всегда входил в состав земной атмосферы. Он появился в результате жизнедеятельности фотосинтезирующих организмов. Под действием ультрафиолетовых лучей он превращался в озон. По мере накопления озона произошло образование озонового слоя в верхних слоях атмосферы. Озоновый слой, как экран, надежно защищает поверхность Земли от ультрафиолетовой радиации, гибельной для живых организмов. Современная атмосфера содержит едва ли двадцатую часть кислорода, имеющегося на нашей планете. Главные .запасы кислорода сосредоточены в карбонатах, в органических веществах и окислах железа, часть кислорода растворена в воде. В атмосфере, по-видимому, сложилось приблизительное равновесие между производством кислорода в процессе фотосинтеза и его потреблением живыми организмами. Но в последнее время появилась опасность, что в результате человеческой деятельности запасы кислорода в атмосфере могут уменьшиться. Особую опасность представляет разрушение озонового слоя, которое наблюдается в последние годы. Большинство ученых связывают это с деятельностью человека. Круговорот кислорода в биосфере необычайно сложен, так как с ним вступает в реакцию большое количество органических и неорганических веществ, а также водород, соединяясь с которым кислород образует воду.

№ 40

Простейшим и наиболее важным водородным соединением серы является сероводород, который в водном растворе ведет себя как очень слабая двухосновная кислота ( К О. Все гидросульфиды хорошо растворимы в воде. 

Молекула сероводорода Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хорошо растворяется в воде (при 20 ° С в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода). Сероводород можно получить непосредственным соединением серы с водородом при нагревании, но обычно его добывают действием разбавленной соляной или серной кислот на сульфид железа: 2HCl + FeS = FeCl 2 + H 2 S  Эту реакцию часто проводят в аппарате кипп.  Сероводород – очень ядовитый газ, который неблагоприятно действует на нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или в плотно закрытых приборах.

Се́рная кислота́ H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом. Если молярное отношение SO₃: H₂O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1, — раствор SO₃ в серной кислоте.

Сульфаты - соли серной кислоты. Они имеют светлую окраску, небольшую твёрдость, многие из них растворимы в воде.

Основная масса сульфатов имеет осадочное происхождение - это химические морские и озёрные осадки. Многие сульфаты являются минералами зоны окисления, известны сульфаты и как продукты вулканической деятельности. Различают сульфаты безводные, водные и сложные, содержащие кроме общего для всех анионного комплекса [SO₄]^2- также добавочные анионы (ОН)^-.

Во всех этих минералах в их кристаллической структуре имеются обособленные сложные анионы — тетраэдры. Вообще сульфатов в природе мало, больше всего сульфатов железа, натрия, калия, алюминия, кальция, бария. Самыми распространенными являются гипс, ангидрит, барит, алунит, тенардит, мирабилит. Почти все сульфаты — это экзогенные минералы, исключение составляют барит, алунит.