86

витрати (синтез білка, м’язова робота тощо), використовуючи реакцію гідролізу АТФ, в результаті якої знову утворюється АДФ і вивільняється необхідна клітині енергія.

Неорганічний фосфор міститься у кістковій тканині тварин і людини у формі гідроксидапатиту ЗСа(РО4)2 Са(ОН)2 і карбонатапатиту ЗСаз(РО4)2 СаСО3 Н2О.

Органічні сполуки фосфору входять до складу крові, нервів, мозку, багатьох тканин та органів. Загальна кількість фосфору в організмі людини – 590-600 г. Без фосфору людина не може рухатися, харчуватися, розмножуватися, дихати, мислити. Академік О.Є. Ферсман назвав фосфор "елементом життя і думки".

Без фосфору не можуть існувати тварини. Нестача фосфору в організмі обумовлює затримку росту, слабкість, прогресивне похудіння і смерть. Додавання до раціону тварин: незначної кількості фосфору (0,0015 г на день) сприяє поліпшенню апетиту, збільшенню ваги, кількості еритроцитів, росту і зміцненню кісток.

8.6. Елементи VІА-підгрупи (кисень і сірка)

Кисень O (1s22s22р4) є найпоширенішим елементом на Землі (на нього припадає 49,4% за масою). В промисловості кисень одержують у спеціальних установках дробною перегонкою рідкого повітря, основаною на відмінності в температурах кипіння азоту (-196°С) та кисню (-183°С). Чистий кисень отримують електролізом води. В лабораторних умовах кисень одержують шляхом розкладом кисеньвмісних сполук (Н2О2, КСlО3, KМnO4 тощо), які легко розкладаються.

Сірка. Електронна формула атома сірки 1s22s22p63s23p4. Сірка – неметал. Хімічно дуже активна. Вже на холоді вона безпосередньо сполучається з галогенами (крім йоду), при нагріванні реагує з киснем, воднем і майже всіма металами:

В сполуках, що містять S-2, виявляється велика схожість сірки з киснем. Але слід відзначити, що Н2S на відміну від H2O, дуже отруйна речовина, має різкий запах, не утворює водневих зв'язків, є відновлювачем і в водному розчині дає слабкудвоосновнукислоту.

Константи дисоціації сірководневої кислоти: К1=1 10-7 і К2 = 1 10-14. Сірководнева кислота утворює два типи солей: середні (сульфіди) і кислі (гідросульфіди). Із сульфідів розчинні у воді тільки солі лужних ілужноземельних металів та сульфід амонію. Останній при розчиненні у воді гідролізується з утворенням гідросолей:

87

Na2S + H2O → NaHS + NаОН,

S2- + H2O → HS- + OH-.

Деякі сульфіди (Al2S3, Cr2S3 та ін.) гідролізуються повністю, наприклад:

Cr2S3 + 6Н2О → 2Сr(OH)3 + 3H2S↑.

Всі гідросульфіди розчинні у воді.

Оксиди сірки. Із оксидів сірки найбільше значення мають SО2 і SO3. Оксид сірки (ІV) SO2 отруйний, характеризується великою хімічною активністю. Причому SO2 проявляєякокислювальні

так і відновлювальні властивості:

причомувідновлювальнаактивністьвираженасильніше.

Оксид сірки (ІV) (сірчистий газ) добре розчиняється у воді. При цьому утворюєтьсясірчистакислота H2SO3, що існуєтількиуводномурозчині:

SO2 + H2О → H2SO3.

Сірчиста кислота і її солі. У розчині H2SO3 дисоціює ступенево: H2SO3 → Н+ + HSO3-; HSO3- → Н+ + SO32-.

Сірчиста кислота належить до кислот середньої сили (K1 = 2 10-2, K2 = 6 10-8). Сірчиста кислота та її солі (сульфіти), як і оксид сірки (ІV), є сильними відновлювачами.

При нагріванні солі сірчистої кислоти відбувається реакція диспропорці-

онування: 4Na2SO3 →Na2S + 3Na2SO4.

При кип’ятінні сульфіту натрію з сіркою утворюється тіосульфат натрію Na2 S2O3 – сіль тіосірчаної кислоти H2S2O3.

Структурнаформулатіосульфатунатрію

показує, що в його молекулі один атом сірки має ступінь окислення +6, а другий – -2. Тіосірчана кислота у вільному вигляді не одержана.

Оксид сірки (VІ) SO3 в звичайних умовах – біла кристалічна речовина. ОтримуютьїїокисленнямSО2 вприсутностікаталізаторівпритемпературі450°С.

Сірчана кислота. При взаємодії оксиду сірки (VІ) з водою, яка супроводжуєтьсявиділеннямвеликоїкількостітеплоти, утворюєтьсясірчана кислота:

SO2 + H2О → H2SО4; Н298 = -79 кДж/моль.

Сірчана кислота являє собою моногідрат оксиду сірки (IV). Безводна кислота – безколірна оліїста рідина без запаху. Технічна сірчана кислота має склад H2SO4 nH2O, а олеум, або димуча сірчана кислота – H2SO4 nSO3. Сірчана кислота сильна (К2 = 1,3 10-2).

При дії на метали розведеною сірчаною кислотою окислювальна роль належить водню (іону гідроксонію Н3О+). Він може окислювати тільки ме-

88

тали, що знаходяться в ряду напружень до водню. На менш активні метали, розташовані після водню, розведена сірчана кислотанедіє.

Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем і діє майже на всі метали без виділення водню. При цьому в більшості випадків вона відновлюється до SО2. Якщо взяти дуже активні метали (наприклад, цинк, магній), то одночасно відбуваються декілька реакцій, в результаті яких сірчана кислота відновлюється до оксиду сірки (ІV), вільної сірки та сірководню.

Продукти відновлення сірки залежать від природи відновлювача і концентрації кислоти.

8.7. Елементи VІІА-групи (галогени)

До групи VІІА входять елементи фтор, хлор, бром, йод і астат (останній – радіоактивний елемент), їхня загальна назва – галогени. Атоми галогенів мають на зовнішньому рівні по 7 електронів у стані s2р5. Цим пояснюється спільність їхніх властивостей.

Прагнучи завершити зовнішній рівень, вони приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окислення, що дорівнює -1. Такий ступінь окислення галогени мають у сполуках з воднем і металами. Однак атоми галоге-нів, крім фтору, можуть і виявляти позитивний ступінь окислення: +1, +3, +5, +7. Це пояснюється електронною будовою атомів, яку для атомів фтору можна

уявити так:

1s22s22p5

Як найбільш електронегативний елемент (х = 4,10), фтор може приймати тільки один електрон на 2р-підрівень. У нього один неспарений електрон, то-му фтор буває одновалентним, а його ступінь окислення завжди – -1.

Розглянемо електронну будову атома хлору:

Сl 1s22s22p63s23p5

У атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні і хлор у звичайному (незбудженому) стані одновалентний. Та оскільки хлор перебуває у III періоді, то в нього є ще п'ять вільних орбіталей d-підрівня. У збудженому стані електрони з 3р- і 3s-підрівнів переходять на 3d-підрівень (на схемі показано стрілками). Роз'єднання електронів, що перебувають на одній орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор та його аналоги, крім фтору, можуть виявляти лише непарну перемінну валентність 1, 3, 5, 7 і відповідні позитивні ступені окислення. У фтору немає вільних орбіталей, а отже, при хімічних реакціях не відбувається роз’єднання спарених електронів в атомі (див. електронну будову атома фтору). Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та його сполук.

Радіуси атомів галогенів відповідно менші атомів халькогенів, спорідненість до електрона набагато більша. З цієї причини вони в хімічних реакціях легко утворюють іони E-. Галогени – найбільш типові неметали.

З воднем галогени утворюють полярні ковалентні леткі сполуки – галогеноводні НЕ. Водні розчини водневих сполук є кислотами: HF – фтороводнева

89

(плавикова), HCl – соляна, HBr – бромоводнева, НІ – йодоводнева.

Слід мати на увазі, що галогени, окрім загальних властивостей, мають і відмінності. Це особливо характерно для фтору та його сполук. Так, плавикова кислота HF – слабка, HCl, НВr, НІ – сильні, причому їхня сила зростає зі зростанням позитивного заряду ядра атома. Розчинність малорозчинних солей зменшується в ряді AgCl, AgBr, AgI; на відміну від них AgF добре розчинний у воді.

Сполуки галогенів з металами називаються галідами. У галідів лужних, лужноземельних металів хімічні зв’язки головним чином іонні. Зі зменшен-ням активності металів зв’язки в галідах стають більш ковалентними. Тому і властивості галідів змінюються від типових солей (КСl, СаС12) до кислотоутворюючих сполук (SnCl4, SbCl5).

Останні сполучаються з галогеноводнями і галідами елементів ІА- і ІІА-груп,

З киснем галогени безпосередньо не сполучаються, їхні сполуки одержують непрямим шляхом, хімічний зв’язок у них ковалентний.

Найбільше застосування мають солі кисневих кислот хлору. Ключем до розуміння таких кисневих сполук хлору слугує реакція взаємодії хлору з водою:

Cl2 + H2O → HCl + HClO

або в іонній формі:

Cl2 + H2O → H+ + Cl- + HClO (а).

ЦяреакціядокладновивченаросійськимхімікомО.О. Яковкіним(1899), роботи якого пролили світло на реакції взаємодії хлору з лугом. Справді, рівновагу реакції (а) легко змістити праворуч, додаючи луг, який в даному випадку буде реагувати з двомаутворенимикислотами:

HC1 + HC1O + 2КOH → КClO +2H2O+KCl.

Оскільки обидві ці реакціївідбуваються одночасно, вони підсумовуються: Cl2 + H2O → HCl + HClO

HC1 + HC1O + 2КOH → KCl +КClO +2H2O(б)

Cl2 + 2КOH → KCl +КClO +H2O

або в іонній формі:

Cl2 + 2OH- → Cl- +ClO- +H2O.

Солі хлорнуватистої кислоти називають гіпохлоритами.

В результаті взаємодії хлору з розчином лугу при кімнатній темтературі отримується водний розчин, що містить гіпохлорит калію і хлорид калію. Він називається жавелевою водою, котра, як і хлорна вода, застосовується для білення бавовняних тканин і паперу. При цьому вугільна кислота, що утворюється з води та двоокису вуглецю повітря, витісняє з гіпохлориту хлорнуватисту кислоту: