При нормальных условиях азот химически малоактивен.
1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000оС), на электрической дуге (в природе - во время грозы):
N2 + O2 ? 2NO - Q
Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.
1.2. При сильном нагревании (3000оС - 5000оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:
2С + N2 > N?C-C?N
Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.
1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:
N2 + ЗН2 ? 2NH3
Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.
1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения - нитриды.
Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:
N2 + 6Li > 2Li3N
2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.
Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.
Например, азот окисляет гидрид лития:
N2 + 3LiH > Li3N + NH3
Биологическая роль азота.
Чистый (элементарный) азот сам по себе не обладает какой - либо биологической ролью. Биологическая роль азота обусловлена его соединениями. Так в составе аминокислот он образует пептиды и белки (наиболее важный компонент всех живых организмов); в составе нуклеотидов образует ДНК и РНК (посредством которых передается вся информация внутри клетки и по наследству); в составе гемоглобина участвует в транспорте кислорода от легких по органам и тканей.
Некоторые гормоны также представляют собой производные аминокислот, а, следовательно, также содержат азот (инсулин, глюкагон, тироксин, адреналин и пр.). Некоторые медиаторы, при помощи которых «общаются» нервные клетки также имеют в своем составе атом азота (ацетилхолин).
Такое соединения как оксид азота (II) и его источники (например, нитроглицерин - лекарственное средство для снижения давления) воздействуют на гладкую мускулатуру кровеносных сосудов, обеспечивая ее расслабление и расширение сосудов в целом (приводит к снижению давления).
Применение в медицине и народном хозяйстве
ь свободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду в химических и металлургических процессах;
ь для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах;
ь жидкий азот применяют в холодильных установках;
ь большое количество азота идет на синтез аммиака, из которого получают азотную кислоту, минеральные удобрения (мочевину, сульфаты и фосфаты аммония);
ь производство взрывчатых веществ;
ь жидкий азот в медицине;
ь насыщение поверхности стали для повышения прочности.
2. К основаниям относятся следующие соединения: KCl, CaS, LiHSO4, CuOH, NaOH, Al(OH)3, H[AuCl4], Na3[AlF6], H2[ZnCl4], CaO, MgO, ZnO. Назовите их.
Основания - это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов и гидроксильные группы - ОН.
CuOH - гидроксид меди
NaOH - гидроксид натрия
Al(OH)3 - гидроксид алюминия
Билет №5
1. Фосфор, его важнейшие соединения. Аллотропия фосфора. Биологическая роль фосфора. Применение в медицине и народном хозяйстве.
Фосфор расположен в главной подгруппе V группы и в третьем периоде периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии:
Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:
При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.
Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V. Также характерная валентность фосфора в соединениях -- III.
Степени окисления атома фосфора - от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.
В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca3(PO4)2), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений - фосфолипидов.
Типичные соединения фосфора:
оксид фосфора (V) P2O5
ортофосфорная кислота H3PO4
метафосфорная кислота HPO3
пирофосфорная кислота H4P2O7 степень окисления +5
фосфаты Ca3(PO4)2
гидрофосфаты CaНРО4
дигидрофосфаты Ca(Н2РО4)2
галогенангидриды: PОCl3, PCl5
оксид фосфора (III) P2O3
фосфористая кислота H3PO3 степень окисления +3
фосфиты PbHPO3
галогенангидриды: PCl3
фосфорноватистая кислота H3PO2 степень окисления +1
соли фосфорноватистой кислоты -- гипофосфиты: Mg(H2PO2)2
фосфин PH3 степень окисления -3
фосфиды металлов Ca3P2
1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C > 3CaSiO3 + 5CO + 2P
2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.
4HPO3 + 10C > P4 + 2H2O + 10CO
3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.
При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.
1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образуются оксиды - ангидриды соответствующих кислот:
4P + 3O2 > 2P2O3
4P + 5O2 > 2P2O5
1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды:
2P + 3Cl2 > 2PCl3
2P + 5Cl2 > 2PCl5
1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:
2P + 3S > P2S3
2P + 5S > P2S5
1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.
Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:
2P + 3Ca > Ca3P2
2P + 3Mg > Mg3P2
Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:
P + 3Na > Na3P
1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.
2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.
Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:
5HNO3 + P > H3PO4 + 5NO2^ + H2O
5HNO3 + 3P + 2H2O > 3H3PO4 + 5NO^
Серная кислота также окисляет фосфор:
2P + 5H2SO4 > 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют фосфор:
6P + 5KClO3 > 3P2O5 + 5KCl
Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принци-пе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.
Некоторые металлы - сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):
2P + 5Ag2O > P2O5 + 10Ag
2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.
Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:
4P + 3KOH + 3H2O > 3KH2PO2 + PH3^ или
P4 + 3KOH + 3H2O > 3KH2PO2 + PH3^
Или с гидроксидом кальция:
8P + 3Ca(OH)2 + 6H2O > 3Ca(H2PO2)2 + 2PH3^
Аллотропия фосфора
Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).
Белый фосфор -- это вещество состава P4. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.
Красный фосфор - это модификация с атомной кристаллической решеткой. Формула красного фосфора Pn, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250 - 300оС без доступа воздуха.
Черный фосфор - наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор -- это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.
Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор - это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию - металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.
Биологическая роль фосфора.
· фосфор входит в состав многих веществ организма (фосфолипиды, фосфопротеиды, нуклеотиды, коферменты, ферменты и пр.);
· фосфолипиды являются основным компонентом мембран всех клеток в организме человека;
· в костях фосфор находится в виде гидроксилапатита, в зубах в виде фторапатит, выполняя структурную функцию;
· остатки фосфорной кислоты входят в состав нуклеиновых кислот и нуклеотидов, а также в состав аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ) и креатинфосфата - важнейшие аккумуляторы и переносчики энергии;
· остатки фосфорной кислоты входят в состав буферной системы крови, регулируя ее значение рН.
Применение в медицине и народном хозяйстве.
Применение Р с лечебной целью целесообразно в следующих случаях:
· Заболевания костно-мышечной системы - остеопороз, гетерогенные оссификации, опухолевый остеолиз, частые переломы;
· Гипофосфатемия - недостаток фосфора в организме;
· Оксалатный тип почечнокаменной болезни;
· Гиперкальциемия (переизбыток в организме кальция) при онкологических болезнях.
В качестве препаратов фосфора чаще всего применяют биофосфонаты («Этидронат»), «Кальция глицерофосфат».
Фосфор в фармакалогии
Терапевтическое применение препаратов фосфора основано на том, что в малых дозах они усиливают рост и развитие костной ткани (в растущем организме), стимулируют кроветворение, обладают способностью тормозить окислительные процессы в организме и принимают участие в обмене веществ нервной и мышечной ткани.
Фосфор в народном хозяйстве
Более половины объема мирового производства фосфора перерабатывается в соединения, используемые в синтетических моющих средствах.
Соединения фосфора используют для получения антикоррозионных добавок к маслам и горючему для автомобилей.
Сульфиды фосфора стали необходимы в сражении с ржавчиной в металлургии.
Фосфор используется при производстве спичек.
Из фосфора получают фосфорную кислоту, которая идет на производство удобрений.
2. К оксидам относятся следующие соединения: KCl, CaS, CaO, LiHSO4, CuOH, NaOH, Al(OH)3, H[AuCl4], ZnO, Na3[AlF6], H2[ZnCl4], MgO. Назовите их.
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2.
CaO - оксид кальция, негашеная известь
ZnO - оксид цинка, белила цинковые
MgO - оксид магния
Билет №6
1. Общая характеристика галогенов. Йод и его соединения. Биологическая роль. Применение йода и его соединений в медицине и народном хозяйстве.
Галогены расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы химических элементов Менделеева. Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns2np5. Например, электронная конфигурация фтора:
Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.
При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.
Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.
Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.