В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 30
Текст из файла (страница 30)
Все растворимые фосфаты гидролизованы, среда растворов — щелочная. Все нерастворимые в воде фосфаты растворимы в сильных кислотах: Саз(Р04)з+ 6НС! = ЗСаС!з+ 2НзР04. Кислые и средние соли фосфорной кислоты могут превращаться друг в друга под действием кислот или щелочей: Саз(Р04)з + 4НзРОл = ЗСа(НзРОе)ю Са(НзРОл)з + 2Са(ОН)з = Саз(РОл)з + 4НзО. В промышленных масштабах фосфорную кислоту получают, вытесняя ее из фосфата кальция: Саз(РОл) з + ЗНзЯОл = 2НзР04 + ЗСа304(..
Образующийся сульфат кальция выпадает в осадок, а кислота остается в растворе. у б.д. Нелаеталлы Р (1б) группы — азот, фосфор 151 Главное применение фосфорной кислоты — производство минеральных удобрений. На эти цели ежегодно в мире расходуется более 30 млн тонн НзР04. Она также применяется в качестве электролита в водородных топливных элементах и в качестве пищевой добавки к (гуании) безалкогольным напиткам. Очень велика биологическая роль эфиров фосфорных кислот. Фосфорная кислота за счет образования сложно! эфирных групп соединяет между собой О=Р О остатки рибозы и дезоксирибозы с при- О соединенными к ним азотистыми основаниями, образуя нуклеиновые кисло- / рибоза ты — ДНК и РНК (рис. б 9). Кислота- фосфат ми они являются именно за счет остатков фосфорной кислоты, каждый из ко- О=Р— 0 торых может отщеплять один ион Н+.
ОЭфиры дифосфорной Н4рзОт и три- Рнс 9 9 фрагмеит рибонуклеиновая кисло фосфоРнойНзРзО!о кислот игРаютогРом- ты (РНК), фосфатные группы находятся в ную роль в энергетическом балансе жи- нонизованной форме вых организмов. Многие биохимические процессы, необходимые для нормальной жизнедеятельности, энергетически невыгодны — они протекают с увеличением энергии Гиббса, поэтому самопроизвольно идти не могут. Необходимая для них энергия выделяется при отщеплении фосфатной групп от АТФ (аденозинтрифосфата) с образованием АДФ (аденозиндифосфата): О , 'О О И ~ И И 0 †Р†,'0 — Р— 0 — Р— 0 ! , '! 0 ~ 0 0 АТФ ОН ОН н,о АТФааа 0 0 И 0 — Р— 0 — Р— 0 ! О 0 0 И Н++ 0 — Р— ОН + 0 фосфат ОН ОН АДФ Эта реакция происходит при участии катализатора — фермента АТФазы. 152 Гл. б. Химия неметаллов й 6.4.
НЕМЕТАЛЛЫ У! (16) ГРУППЫ вЂ” ХАЛЬКОГЕНЫ Главная подгруппа И группы (16 группа) содержит элементы-неметаллы кислород О, серу $, селен Зе, а также металлоиды теллур Те и радиоактивный металл полоний Ро. Электронная конфигурация внешнего уровня всех этих элементов, иногда называемых «халькогенами», — пз ир . До заполнения внешнего г 4 уровня не хватает всего двух электронов, поэтому все эти элементы могут проявлять окислительные свойства. Наибольшей окислительной способностью обладают кислород и сера — типичные неметаллы. Низшая степень окисления всех халькогенов — 2.
Все элементы, за исключением кислорода, образуют также соединения, в которых степень окисления равна +4 или +б. Мы рассмотрим только первые два элемента подгруппы — кислород и серу. Кислород 0 — самый распространенный элемент на Земле, его масса составляет 49,13"т» от общей массы земной коры, а также около 90% массы мирового океана.
В воздухе содержание Ог составляет 21% по объему. Кислород образует два простых вещества: кислород Ог (газ без цвета и запаха) и озон Оз (газ с характерным запахом). Поскольку по электроотрицательности кислород уступает только фтору, в соединениях он почти всегда имеет отрицательную степень окисления: -2. В промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. В лабораторных условиях для получения кислорода используют разложение некоторых солей кислородсодержащих кислот, а также оксидов и пероксидов; 2КМп04 = КгМп04 + МпОг + Ог 1, 2КСГОз = 2КС! + 30г) 2НгОг = 2НгО+ ОгТ. Впервые кислород Ог был получен К. Шееле в 1773 г.
при нагревании селитры. В 1774 г. Дж. Пристли осуществил получение кислорода разложением оксида ртути НЕО. Кислород Ог — бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде, жидкий кислород имеет светло-голубой цвет. Молекула Ог содержит два неспаренных электрона (основное электронное состояние — трнплетное), поэтому Ог проявляет парамагнитные свойства: жидкий кислород притягивается к магниту. В первом возбужденном электронном состоянии Ог все электроны — спаренные, и кислород диамагнитен — это так называемый синглетный кислород.
Разность энергий между возбужденным синглетным и обычным триплетным состояниями Ог составляет около 1 эВ (94 кДж/моль). Благодаря тому, что переход синглет — » триплет запрещен по симметрии, синглетное электронное состояние кислорода довольно устойчиво. По химической активности синглетный кислород значительно превосходит обычный — это свойство пытаются использовать в онкологии для уничтожения больных клеток. В силу высокой окислительной способности кислород реагирует с большинством металлов, образуя основные оксиды: 2Сп + Ог = 2СпО, 2МЕ+Ог = 2МЕО и многими неметаллами, образуя кислотные оксиды. э" б.4. Нел«еталлы И (16) еруппы — халькогены 153 В атмосфере кислорода с ослепительно ярким пламенем сгорает фосфор: 4Р+ 50г = 2РгОз интенсивно, с ярким синим пламенем горит сера: 5+Ог = 50ю без пламени, постепенно раскаляясь, горит древесный уголь с+о =со.
Кислород реагирует не только с простыми веществами, но и со многими соедине- ниями: сульфидами, гидридами, низшими оксидами: 4ХНз + 30г = 2Ь1г + 6НгО, 2Сц5+ 30г = 2СиО+ 250г, 2ИО+ Ог = 2ХОг. Несмотря на высокую химическую активность, кислород не реагирует ни с кислотами, ни с щелочами. В то же время, он может служить донором электронов и благодаря этому входит в состав некоторых комплексов переходных металлов. Так, в организме кислород образует комплексы с железосодержащими белками гемоглобином и миоглобином: НЬ+ Ог = НЬ Ою МЬ+ Ог = МЬ Ог. Молекула гемоглобина может связывать до 4 молекул Ог, а миоглобина — только одну. Другая аллотропная модификация кислорода — озон Оз. Молекула озона имеет угловую форму и описывается двумя резонансными структурами: + 0 — 0 '0 ,0'.
— †:О. 0' ..Ф Озон диамагнитен, все электроны в его молекуле — спаренные. Озон получил свое название от греческих слов «озо«(пахнуть) или «овин» (пахнущий). Действительно, в малых количествах он пахнет свежестью. В лаборатории озон получают пропусканием газообразного кислорода через озонатор (реакция эндотермическая и сильно обратимая; выход озона около 5т«): 30г ~~ 20з. Обнаружить озон в воздухе можно не только по запаху, но и с помощью качест- венной реакции — взаимодействия с раствором иодида калия: 2К1+ Оз + НгО = 1г + 2КОН + Ог.
В результате этой реакции образуется иод, который вызывает посинение раствора, содержащего крахмал. С кислородом аналогичная реакция не идет. 154 Гл. 6. Химия яемеааллов Озон — очень сильный окислитель, значительно сильнее кислорода. Он способен окислять сульфиды металлов до сульфатов. Очень наглядной является реакция окисления сульфида свинца в сульфат, так как при этом наблюдается изменение цвета с черного на белый: ЗРЬЗ + 40з = ЗРЬЗО4.
Озон окисляет большинство металлов (кроме благородных) и многие неметаллы до оксидов, соответствующих их высшей степени окисления: 5+ Оз = ЗОз. Благодаря своей химической активности озон очень ядовит. Его предельно допустимая концентрация в воздухе по американским стандартам составляет 125 частей на миллиард (ррЬ). При концентрации в воздухе от 0,1 до 1 рргп (миллионных долей) он вызывает головную боль и раздражение слизистых оболочек.
В мегаполисах, загрязненных выхлопными газами, озон образуется на ярком солнечном свету. Свет вызывает фотохимическое разложение диоксида азота с образованием атомарного кислорода: МО, †": Ь10 + О, который присоединяется к молекуле Оз, давая молекулу озона: О+ Оз = Оз. Озон в последнее время стали использовать для очистки воды в бассейнах. Он действительно хорошо обеззараживает воду, однако в из-за его ядовитости для полного разложения непрореагировавшего озона необходимо использовать специальные катализаторы.
В верхних слоях атмосферы, в стратосфере, на высоте от 12 до 50 км образуется так называемый озоновый слой, который представляет собой естественный ультрафиолетовый фильтр, поглошающий ультрафиолетовое излучение Солнца до того, как оно достигнет поверхности Земли. При содержании озона в этом слое всего несколько рргп, он задерживает 95-98;о всего УФ-излучения.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
