Кислородсодержсшие соединения Фосфора.

С кислородом фосфор образует полимерные оксиды:

/P₂O₃ /_x , /P₂O₅ /_x , /P₂O₄ /_x

Оксид P₂O₃ состоит из димерных молекул P₄O₆ , получается при сжига­нии фосфора в условиях недостатка кислорода и является летучим ве-ществом, плавится при 22,5 °С, возгорается при 250°С. Фосфористая кислота Н₃РО₃, оксид P₄O₆ и фосфиты - сильные восстановители. На воздухе они медленно окисляются, переходя при этом в фосфорную кислоту и ее производные. Процесс сопровождается свечением. Оксиды легко взаимодействуют с водой. Гидратация протекает в несколь­ко стадий, и в результате получается целая серия полимерных кислот фосфора:

 

P₄O₁₀ / НРО₃/_п / Н₄Р₂О₇/_п / Н₃РО₄/_п

_{метафосфорная пирофосфорная ортофосфорная}

Суть превращений заключается в разрыве связей Р-О-Р молеку­лами воды. По своему механизму реакция сходна с гидролизом.

= Р — О — Р = + Н₂О = Р — ОН + ОН — Р =

ǁ ǁ ǁ ǁ

О О О О

Первые стадии гидратации протекают мгновенно. Через некоторое время устанавливается равновесие между различными кислотами. Подобный механизм превращения оксидов фосфора в кислоты лежит в основе прев­ращений АТФ /аденозинтрифосфорной кислоты/ в АДФ, АМФ.

Оксида фосфора /V/ P₂O₅ , или фосфорный ангидрид, образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объеми­стой снегообразной массы.

Оксид P₄O₁₀ образуется при нагревании других форм фосфора в из­бытке кислорода. P₄O₁₀ - белое вещество, отличающееся исключительной способностью поглощать влагу /поэтому его часто применяют для осушки газов/. С водой реагирует очень бурно и образует плохо растворимую в воде метафосфорную кислоту НРО₃, которая при комнатной температуре медленно, а при кипячении быстро переходит в ортофосфорную:

P₂O₅ + Н₂О 2НРО₃

НРО₃ + Н₂О Н₃РО₄

Другие оксиды фосфора неустойчивы и получаются как промежуточные продукты окисления.

К числу важнейших кислот фосфора относятся мета-, орто- и пирофосфорные кислоты: НРО₃, Н₃РО₄ и Н₄Р₂О₇ .

Са₃ /РО₄/₂ + 3H₂SO₄ 3CaSO₄ + 2H₃PO₄
При этом получается Н₃РО₄ в виде сиропообразного 85%-ного раствора. Чистая кислота — бесцветное кристаллическое вещество с
Т_пл = 42°С , устойчива, не проявляет окислительных свойств. Н₃РО₄ -

3-х основная кислота, для нее известны средние фосфаты и гидрофосфаты: Na₃PO₄ ; Na₂HPO₄ ; NaH₂PO₄ . Основная масса фосфатов, в качестве удобрений, используется в народном хозяйстве.

При нагревании Н₃РО₄ отщепляется вода и образуется пирофос-форная кислота Н₄Р₂О₇ — белое кристаллическое вещество:

t°

2Н₃РО₄ Н₂О + Н₄Р₂О₇

Эта кислота содержит группу Р-О-Р

О О

|| ||

ОН — Р — О — Р — ОН и является представителем пирокислот,

| |

ОН ОН

у которых атомы неметаллов связаны через кислород. Пирофосфорная кислота хорошо растворяется в воде и является несколько более сильной кислотой, чем Н₃РО₄

Ее соли — нирофосфаты - получают нейтрализацией кислоты или нагреванием кислых ортофосфатов. При нагревании Н₄Р₂О₇ образуется метафосфорная кислота, которая склонна полимеризоваться:

Н₄Р₂О₇ Н₂О + 2НРО₃

Точнее состав /НРО₃/_х, где х=3,4,5,6.

Эти кислоты образуются при добавлении воды к P₄H₁₀ и представляют густую вязкую массу, в которой, наряду с молекулами циклического строения, имеются и длинные молекулы, приближающиеся по составу к /НРО₃/

/HPO₃/₄

????????

O O

|| ||

OH —P— O— P —OH

| |

O O

| |

OH —P— O— P— OH

|| ||

O O

Метафосфорные кислоты ядовиты. Известны соли метафосфорных кислот - метафосфаты,

Вопрос: Какую биологическую роль выполняют фосфор и его соединения?

Ответ: В биологических системах содержится органические производные фосфора - аденозинтрифосфорная кислота /АТФ/, в молекуле которой органическое основание — аденозин - соединено с 3 остатками фосфорной кислоты; АТФ, являясь источником и переносчиком энергии в организме, может претерпевать следующие изменения:

ОН ОН ОН ОН ОН

| | | _HOH | |

ОН — Р —О— Р —О— Р —O— CH₂ АМФ + О=Р—О —Р=О

|| || || аденозин | |

О 1 О 2 O 3 монофосфат ОН ОН

АТФ пирофосфорная кислота

Сначала разрывается связь I и АТФ переходит в АДФ /аденозиндифосфорная кислота/. Если в организме достаточно соединений фосфора, то присоединяя обратно группу Н₂РО₄, АДФ превращается в АТФ. Переход АДФ в АТФ в биологических системах служит для аккумулирования энер­гии, а обратный процесс АТФ АДФ является источником энергия.

АТФ является коферментом, относится к макроэнргическим соединениям, за счет которых в организме протекает фосфорили-рование. При гидролитическом расщеплении высвобождается энергия, она используется при мышечных сокращениях, биосинтезе белков, нуклеиновых кислот, липидов. А в результате отщепления фосфатных групп в организме с участием АТФ происходит фосфорилирование других соединений. Таким образом, АТФ является универсальной формой — энер­гетически разменной "валютной" клетки.

Без фосфорорганических соединений не мог бы идти процесс обмен углеводов в ткани мозга. Фосфорсодержащий фермент фосфопилаза способствует не только распаду, но и синтезу полисахаридов в мозгу. В процессе окисления углеводов в ткани мозга важную роль играют дифосфопиридиннуклеотид и неорганический фосфат. Структурной основой фосфолипидов является фосфатидная кислота, которая представляат собой глицерин, этерифицированный двумя молекулами высших кислот и одной молекулой фосфорной кислоты. Глазная функция фосфолипидов сводится к обеспечиванию структуры мембраны, состоящей из белков и фосфолипидов. Большинство фосфор-органических соединений обладает биологической активностью. Поэтому одни из них находят применение как лекарственные препара­ты при лечении неврастений, переутомления нервной системы, мало­кровия /фитин, глицерофосфат кальция, липоцеребрин, фитоферолактам/. Другие - как средства борьбы с сельскохозяйственными вреди­телями и в военной промышленности /ВОВ/.

Растения накапливают фосфор и снабжают им животных. В организме животных фосфор сосредоточен главным образом в скелете, мышцах, нервной ткани. Из продуктов человеческого питания особенно богат фосфором желток куриных яиц.

В организме человека содержится в среднем около 1,5 кг элемента №15. Из этого количества 1,4 кг приходится на кости; около 130 г на мышцы, 12г на нервы и мозг. Почти все важнейшие физиологические процессы, происходящие в нашем организме, связаны с превращением фосфорорганических веществ. В состав костей фос­фор входит главным образом в виде фосфата кальция. Зубная эмаль -это тоже соединения фосфора, которое по составу и кристаллическо­му строению соответствует важнейшему минералу апатиту Са₅ /РО₄/₃ , /2F/ /2Cl/,поэтому техническая Н₃РО₄ широко применяется для произ­водства эмалей и зубных пломб. Калиевые и натриевые соли фосфорной кислоты содержатся в тканевых жидкостях и крови, выполняя роль бу­ферных систем. В земной коре встречается исключительно в виде соединений, это главным образом малорастворимые соли ортофосфорной кислоты.

На долю фосфора приходится 0,08% веса земной коры. По распро­странению он занимает 13-е место среди всех элементов.

Вопрос: Какое строение внешнего электронного уровня атомов р-элементов VI-А группы в нормальном и возбужденном состоянии и чему равны их степени окисления?

Ответ: Таблица 27

Строение внешнего электронного уровня атомов р-элементов VI-А группы.

 

 

Элемент	Распределение электронов на внешних орбиталях	CО
Нормальное состояние	Возбужденное состояние
О	S P S P	-2, -1, 0, +2,
S , Se , Te, Po	- - - - S P d - - - - - S P d - - - S P d	-2, 0, +4, +6
Изменение свойств простых веществ	газ твердые вещества —— ———————————— O S Se Te Po ———————————— —— неметаллы металл

 

На внешнем электронном уровне атомов этих элементов по 6 электронов, вследствие чего они имеют сильно выраженный неме­таллический характер, электроотрицательность их выше, чем у эле­ментов подгруппы азота.

В соединениях с водородом и металлами кислород, сера, селен и теллур проявляют степень окисления -2. Степень окисления кислоро­да в подавляющем большинстве соединений равна -2, т.к. по элект— роотрицательности он уступает только фтору. Степень окисления кис­лорода +2 наблюдается во фториде кислорода О⁺² F₂ ^-1.

Вопрос: Как изменяются КО и ОВ свойства соединений халькогенов? Ответ: С кислородом халькогены /S,Sе,Те/ образуют два ряда ок­сидов - ЭО₂ и ЭО₃, имеющие кислотный характер. Соединения со степенью окисления +4 являются кислотами средней силы. Кислоты типа Н₂ЭО₃ неустойчивы. В ряду H₂SO₃ - H₂SeO₃ - Н₂ТеO₃ происходит убывание кислотных свойств у теллуристой кислоты и появляются признаки амфотерности. Если H₂SO₃ — довольно сильный восстанови­тель, то для Н₂ТеO₃ характерно появление окислительных свойств. Та­кой же двойственный характер у их солей и оксидов ЭО₂. Соединения со степенью окисления +6 имеют формулы H₂SeO₄, H₂SO₄, H₆TeO₆.

H₂SeO₄ H₂SO₄ H₆TeO₆ H₂SO₄ H₂SeO₄ H₆TeO₆

ослабление кислотных свойств усиление окислительных свойств

Водородные соединения Э ^-2 могут диссоциировать с отщеплением иона водорода. С увеличением радиуса ионов кислотные свойства усиливаются при переходе от H₂S----------------------------------- Н₂Те

H₂S ; H₂Se ; H₂Te

восстановительная способность увеличивается

Из всех водородных соединений молекулы воды наиболее полярны, поэтому склонны к ассоциации с образованием водородных связей. Вода наименее летучее соединение типа Н₂Э и наиболее устойчивое в терми­ческом отношении.

Вопрос: Какими свойствами обладают кислород и его соединения? Ответ: В силу наличия в молекуле кислорода неспаренных электронов он обладает парамагнитными свойствами:

 

.. .. .. ..

О + О О О

.. .. .. ..

Аллотропное видоизменение кислорода - озон /О₃/ - неустойчи­вое соединение, обладающее еще более сильными окислительными свой­ствами, чем молекулярный кислород:

2KI + О₃ I₂ + O₂ + 2KOH

При малых концентрациях, запах у озона приятный, освежающий. Но если бы в воздухе оыл хотя бы 1% озона, то дышать этим воздухом было бы невозможно, потому что он весьма токсичен. Благодаря мощно­му окислительному действию озон может быть использован для дезин­фекции, например, вместо хлора в процессе обеззараживания питьевой воды, а также для озонирования воздуха.

Кислород обладает ярко выраженными окислительными свойствами и образует оксиды почти со всеми элементами, а также соединяется с гемоглобином крови.

Свойства оксидов определяются положением элементов в периоди­ческой системе. В периоде слева направо в соответствии с изменением химической природы элемента изменяются их кислотно-основные свой­ства. Так, в случае оксидов элементов II периода в ряду:

Li₂О BeO B₂O₃ ; CО₂ ; N₂О₅

основной амфотерный кислотные оксиды

оксид оксид

ослабляются основные и усиливаются кислотные свойства.

 

Как известно, основные оксиды взаимодействуют с кислотными с обра­зованием солей /комплексов/.

Zi₂O + CO₂ Zi₂CO₃

основной кислотный

оксид оксид

Оксиды S- и р-элементов — металлов, расположены в нижнем левом углу таблицы, имеют основные свойства, а оксиды р-элементов - неме­таллов, находящихся в верхнем правом углу таблицы, — кислотные. Ок­сиды d-элементов в низких степенях окисления имеют основной харак­тер. С увеличением степени окисления кислотные свойства оксидов d-элементов увеличиваются.

Для пероксидов характерно присутствие связи - О - О - /например, Nа-O-O-Nа; Н-О-О-Н, O-Ba-O /. Эти связи непрочны, поэтому пероксиды обычно легко выделяют кислород при нагревании или под действием кислот.

Вопрос: Почему в условиях высокогорья человеку "не хватает возду­ха"? Какое биологическое воздействие кислород оказывает на организм?

Ответ: Человеку, впервые попавшему в горы, действительно на высоте "не хватает воздуха", а точнее кислорода, хотя относительная кон­центрация этого элемента в земной атмосфере с высотой практически не меняется. Но на высоте парциальное давление кислорода понижено. Причина "горной болезни" в том, что в разреженном воздухе кровь не успевает насытиться кислородом и наступает кислородное голода­ние. Организм людей, живущих в горных районах, приспособился к горным условиям. Интенсивнее протекают процессы кровообращения, организм вырабатывает больше гемоглобина. Этим компенсируется недостаточное парциальное давление кислорода в воздухе.

При повышенном давлении увеличивается содержание кислорода в крови. В барокамерах проводят сложнейшие хирургические операции, лечат некоторые формы сердечной недостаточности, повреждений мозга, почек, печени, легких и костных тканей, газовую гангрену, столбняк, иногда даже принимают роды.

Вопрос: Какие аллотрепные формы имеет сера?

Ответ: Сера имеет несколько аллотропных модификаций —S; S₂ ; S₄ ; S₆; S₈; различной структуры от линейных, зигзагообразных до циклических

Вопрос: Как изменяются КО и ОВ свойства соединений серы с измене­нием ее степени окисления?

Ответ: Сера является преимущественно окислителем и образует соеди нения почти со всеми элементами в соответствии с характерными для
серы степенями окисления от -2 /H₂S/ до +6 /Н₂SО₄/

_{-2e -4e -2e}

S ^-2 S⁰ S⁺⁴ S⁺⁶

_{+2e +4e +2e}

только окислители или восстанано- только

восстановитель витель окислитель

усиление окислительных свойств

H₂S , сероводород, имеет неприятный запах и очень ядовит. Водный раствор сероводорода является слабой кислотой /K_I = 1*10 ^-7

H₂S — сильный восстановитель:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2Н₂О

Соли сероводородной кислоты — сульфиды. Сульфиды металлов I—A групп /S-элементов/ и аммония растворимы в виде, гидролизуются, образуя щелочную среду:

Na₂S + НОН = NaHS + NаОН

S ^-2 + HOH = HS ^- + OH⁺ рH>7

Сульфиды других металлов нерастворимы в воде. Сульфиды неметаллов /р-элементов/являются тиоангидридами и обычно гидролизуются необратимо с образованием кислородсодержащей кислоты и сероводо­рода.

SiS₂ + 3Н₂О H₂SiO₃ + 2H₂S

Сульфиды - сильные восстановители. В зависимости от условий продуктами окисления сульфидов могут быть S , SO₂, H₂SО₄:

Na₂S + 4 Br₂ + 4Н₂О H₂SО₄ +8HBr

Сера в виде простого вещества обладает окислительно —восстановительными свойствами / окислительно-восстановительной двойствен­ностью/:

окислитель S⁰ + Zn = ZnS ^-2

восстановитель S⁰ + 2HNO₃ = H₂⁺⁶ SO₄ +2NO

SO₂ /СО +4/ - диоксид серы, сернистый ангидрид, соответствующие ему слабая сернистая кислота H₂SО₃ и ее соли сульфиты проявляют окислительно— восстановительную двойственность:

S⁺⁴O₂ + H₂S 3S⁰ + 2Н₂О

окислитель

S⁺⁴O₂ + O₂ S⁺⁶O₃

восстановитель

H₂SО₃ + 2H₂S 3S⁰ + 3Н₂О

окислитель

5K₂S⁺⁴O₃ +2КМnO⁴ + 3H₂SО₄ 6К₂SО₄ + 2МnSО₄ + 3Н₂О

восстановитель

4K₂SO₃ K₂S +3K₂SO₄

При кипячении раствора сульфита натрия с порошком серы образуется тиосульфат натрия

t°

Na₂SO₃ + S Na₂S₂O₃ ,

которые имеет следующую графическую формулу:

 

 

Na — S ^-2 O ????????????????

S⁺⁶

Na — O O

 

Тиосульфат натрия обладает восстановительными свойствами благо­даря наличию атомов серы в двух разных степенях окисления +6 и -2.

Восстановительные свойства тиосульфата натрия применяют в ко­личественном анализе в методе иодометрии:

2Na₂S₂O₃ + I₂ Na₂S₄O₆ + 2NaI

2S₂O₃ ^-2 — 2е S₄O₆ ^-2

I₂ + 2е 2I ^-

При действии на тиосульфат натрия серной кислотой выделяется неустойчивая в водном раотворе тиосерная кислота:

Na₂S₂O₃ + H₂SО₄ Na₂SO₄ + H₂S₂О₃

H₂S₂О₃ Н₂О + SО₂ + S

Триоксид серы SО₃ /серный ангидрид /СО +6/ получается при ка­талитическом окислений SО₂, с водой образует сильную серную кислоту H₂SО₄ .

При растворении SO₃ в концентрированной серной кислоте получается ряд полисерных кислот.

H₂SО₄ + SO₃ H₂S₂О₇ двусерная кислота

H₂SО₄ + пSO₃ H₂SО₄ • пSO₃ полисерная кислота

Смесь серной и различных полисерных кислот - густая маслянистая

жидкость /олеум/.

H₂SО₄ - только окислитель /H⁺ ,S⁺⁶ /. Наличие в молекуле атомов двух элементов, способных принимать электроны усложняет поведение H₂SО₄ в реакциях; в разбавленных растворах H₂SО₄ является окис­лителем за счет катионов Н⁺ и взаимодействует только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с образованием водорода:

H₂SО_{4 (разб.)} + Мg = МgSО₄ + H₂

2H⁺ + 2е H₂⁰ /окислитель/

Мg⁰ —2е Мg⁺² /восстановитель/

В концентрированных растворах H₂SО₄ является окислителем за счет атомов серы и восстанавливается до соединений серы с меньшими

степенями окисления:

 

 

_{+S; C ; P ; Cu ; Ag +2e}

H₂SO₄конц. S⁺⁴O₂

_{+Na ; Ca ; HI +8e}

H₂SO₄конц. H₂S ^-2

_{+Zn ; Ng +8e, +2e , +6e}

H₂SO₄конц. H₂S ^-2 , S⁺⁴O₂ , S⁰

 

При обычной температуре с концентрированной серной кислотой
не взаимодействуют железо, хром, алюминий /явление пассивации/.
Вопрос: Какие препараты серы применяются в медицине?
Ответ: Препараты серы применяются в качестве слабительных, от-
харкивающих, серных мазей при ряде кожных заболеваний. Прием
сероводородных ванн благоприятно влияет на организм при различ-
ных патологических состояниях.

Пентагидрат тиосульфата натрия NaS₂О₃ • 5H₂O применяют как противоядие при отравлениях цианидами, синильной кислотой, солями тяжелых металлов, иодом. В санитарной гигиене это соеди­нение используется для удаления остатка хлора после отбеливания тканей /бинты, вата и т.д./.

Na₂S₂О₃ в виде 30% раствора применяется как антисептическое средство, при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии, красной волчанке. Наружно тиосульфатом лечат чесотку, грибковые заболевания кожи.

H₂SО₄ применяется как противоядие при отравлениях солями ба­рия и свинца, для подкисления микстур. Определение сульфатов в моче позволяет судить о процессах гниения белков в кишечнике, а в воде используется для оценки ее качества.

Вопрос: Роль серы в организме?

Ответ: Сера входит в состав сульфгидрильных групп белка и дофермента - А, выполняющего важную роль в обмене жиров, углеводов. Бла­годаря наличию SН - групп в молекуле аминокислоты цистеина, в белках образуются дисульфидные мостики - S - S-, участвующие в построении третичной структуры белка.

Сера входит в состав аминокислоты метионина, придавая ей специфические биологические свойства, в составе серу содержащих аминокислот, является строительным материалом гормонов, ферментов и др. биологически активных веществ.

H₂SО₄ используется для обезвреживания ядовитых веществ, об­разующихся в толстом кишечнике в результате гниения белков пищи.

Вопрос: Какое электронное строение имеют р-элементы VII-А группы в нормальном и возбужденном состоянии?

Ответ: Таблица28

Электронное строение р-элементов VII-А группы в нормальном и возбужденном состоянии

 

Элемент	Основное электронное состояние	Возбужденное электронное состояние	СО	Валентность
F	p S	p S	-1
Cl, Br, I	- - - - - p d S	- - - - - - - - - - - - - - S p d	от -1 до +7	I III V VII

 

Вопрос: Сравните окислительную способность галогенов.

Ответ: Свободные галогены - очень энергичные окислители. Эта способность проявляется при взаимодействии их с простыми /Н₂, S,Р,Si, Na,Мg,А1/ и некоторыми сложными веществами.

2Аl + 3Вr₂ = 2А1Вr₃

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃

Br₂ + MnO₂ + NaOH = Na₂MnO₄ + 2NaBr + 2H₂O

I₂ + H₂S = S + 2HI

Окислительная активность последовательно уменьшается от фтора к астату. Этот эффект проявляется в способности предыдущего галогена в свободном состоянии окислять отрицательный ион после­дующего.

2КВr + Cl₂ = Br₂ + 2КCl

2КI + Br₂ = I₂ + 2КВr

Таким образом, по окислительной способности галогены можно расположить в ряд: F₂ > С1₂> Вr₂ > I₂.

Вопрос: Как изменяются КО и ОВ свойства кислородсодержащих кислот в зависимости от степени окисления галогенов?

Ответ: Хлор, бром, иод, образуют следующие кислородсодержащие кислоты:

 

СО	+1 +3 +5 +7
	HClO HClO2 HClO3 HClO4 хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная соли-гипохлориты соли-хлориты соли-хлораты соли-перхлораты     HBrO HBrO3 бромиоватистая бромноватая соли-гипобромиты соли-броматы     HIO HIO3 H5IO6 иодоватистая иодоватая иодная соли-гипоиодиты соли-иодаты соли-периодаты

 

 

Кислоты Н Hal О - нестойкие, быстро разлагаются, сравнительно устойчивы в разбавленных водных растворах, являются слабыми кислотами и сильными окислителями. В ряду HCl_/p/ HBrO_/p/ HIO_/p/ сила кислот и окислительная способность снижается. Соли этих кислот устойчивы, являются сильными окислителями

Кислоты Н Hal О₃/р/ - сильные кислоты, практически диссоциируют полностью, сильные окислители. В ряду HCl₃, HBrO₃, HIO₃ сила кислот и окислительная способность уменьшается. Их соли при нагре­вании действуют как сильные окислители, водные растворы солей окис­лительной способностью на обладают. В ряду HCl₄, H₅IO₆ сила

кислот снижается.

С увеличением степени окисления галогенов снижаются основные свойства кислородных кислот, устойчивость и кислотные свойства увеличиваются. Окислительная способность уменьшается.

Наибольшее значение имеют кислородные соединения хлора.

КСlO₃ /бертолетова соль/ - очень сильный окислитель, при нагре­вании разлагается:

_MnO2

2КСlO₃ 2КСl + 3O₂

4КСlO₃ КСl + 3КСlO₄

При пропускании хлора через раствор Са/ОН/₂ образуется смесь, называемая хлорной /белильной/ известью.

2С1₂ + 2Са/ОН/₂ = CaCl₂ + Ca/OCl/₂ + 2H₂O

или

С1₂ + Са/0Н/₂ = CaOCl₂ + H₂O

ионная форма

С1₂ + 2ОН ^- = Cl ^- + OCl ^- + H₂O

Хлорная известь - сильный окислитель, обладает отбеливающим действием за счет хлорноватистой кислоты /НСlO/, которая получает­ся при действии углекислоты воздуха /СО₂/ на белильную известь:

Ca/OCl/₂ + СО₂ + H₂O = СаСО₃ + 2НСlO

Ca/OCl/₂ - белый порошек с запахом хлора. Содержание активного хлора должно быть не менее 32%. При действии на CaOCl₂ соляной

кислотой выделяется хлор:

CaOCl₂ + 2HCl = CaCl₂ +Cl₂ + H₂O

На этом основано ее применение для отбеливания и дезинфекции. Хлор растворяется в воде. При комнатной температуре один объем воды растворяет около 2,5 объемов хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой. При растворении хлора почти половина его диспропор-ционирует в воде, образуя две кислоты — соляную и хлорноватистую

/HCl и НСlO /:

Сl₂⁰ + H₂O НСl ^-1 + НСl⁺¹O

Хлорноватистая кислота неустойчива, даже в разбавленном растворе

распадается НСlO=НС1 + O, выделяя атомарный кислород, обладающий
большой реакционной способностью. Поэтому хлорная вода является сильным окислителем и применяется для беления, дезинфекции.

Вопрос: Как взаимодействуют галогены с водородом и каковы основные
свойства галогеноводородов?

Ответ:

 

F₂ | 2HF + 128 ккал,реагирует со взрывом в темноте

Cl ₂+ H₂ | 2HCl + 44 ккал, реагирует со взрывом на свету

Br₂ | 2HBr + 8 ккал,реагирует при нагревании

I₂ | 2HI + 6 ккал

 

Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запаxoм, хорошо растворимые в воде. При растворении протекают процессы:

HNaI/г/ + Н₂O/ж/ H₃О⁺ /р/ +NаI ^- /р/ /HCl+Н₂О H₃О⁺Cl ^- / Водные растворы водородных соединение являются кислотами:

HF - фтороводородная /плавиковая/, HCI - хлороводородная /соляная/,

НВr - бромоводородная, HI —иодоводородная, диссоциируют по типу: HNaI H⁺ + NaI ^- . Молекула HF сильно полярна, имеет большую склонность к ассоциации за счет водородных связей с образованием полимеров H₂F₂ ;Н₃Г₃ ;H₄F₄ ;H₅F₅ ;H₆F₆. Ассоциированные молеку­лы HF в водных растворах диссоциируют в меньшей степени, поэтому фтороводородная кислота — слабая, немного сильнее уксусной.

/К_дHF = 7,0 • 10 _-4/. HCl, НВr, HI- сильные кислоты, сила их увеличивается за счет уменьшения прочности связи Н-NаI /НI >НВr >НС1/.

Отрицательные ионы галогенов, за исключением фторид-иона, - восста­новители. Восстановительная способность водородных кислот в ряду HCl - НВr - HI увеличивается. Это связано с уменьшением окислительно-восстановительных потенциалов E°Cl₂ /С1^- =1,36, Е°Вr₂ /2Вr ^- =1,07,

Е°- I₂ /2I ^- =0,54. HI- сильный восстановитель.

Вопрос: Какими свойствами обладают галиды?

Ответ: Практическое значение имеют соединения галогенов с металла­ми I-VIII групп. Общее название их - галогениды или галиды.

Галиды - в основном твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления. Растворимость в воде изменяется следующим образом: иодид>бромид >хлорид >фторид. Понижение растворимости в этом ряду объясняется изменением энергии кристаллической решетки, которая с уменьшением ионного радиуса галогена возрастает. Этот по­рядок соблюдается у галидов щелочных и щелочноземельных металлов.

Большинство хлоридов, бромидов, иодидов хорошо растворимы в воде, исключение составляют соли: Ag⁺, Аи⁺, Сu⁺², Pb⁺²

Из фторидов растворимы соли K⁺;Na⁺;Ag⁺;Hg⁺, за исключением солей

Ca⁺²; Mg⁺²; Pb⁺²; Cu⁺²; Zn⁺².

Связь в галидах /ионная, ионно-ковалентная/ в ряду фторид-хлорид-бромид-иодид для одного и того же элемента ослабевает, наблюдается общее уменьшение устойчивости соединений и увеличение восстановительных свойств.

Галиды щелочных и щелочноземельных металлов в основном гидроли­зу не подвергаются, галиды амфотерных и некоторых тяжелых металлов гидролизуютси в водных растворах:

AlCl₃ + НОН — Al/OH/₂CI + HCl I ступень

Вопрос: Каково участие галогенов в комплексообразовании?

Ответ: Ионы галогенов в степени окисления /-1/ склонны к процессу комолексообразования и входят в состав внутренней сферы комплекс­ного соединения в качестве лигандов, реже — в состав внешней сферы. Координационные числа по фтору для элементов 2 периода равны 4, для элементов других периодов -6, по хлору, брому, иоду коорди­национное число равно 4, реже -6. Примеры комплексных ионов:

[BeF₄] ^-2 ; [Si F₅] ^-2 ; [AlCl₄] ^- ; [HgI₄] ^-2.

Вопрос: Какую биологическую роль выполняют галогены?

Ответ: Все галогены — микробиогенные элементы.Уставовлено , что фтор стимулирует ряд физиологических процессов, образование opганических соединений фосфора в печени и почках, связывание тканями фосфата кальция, уменьшает рост зубов, челюстных костей, ускоряет кальцинацию костной ткани, препятствует развитию остемиелита, уменьшает кариес зубов. Определенные концентрации фтора оказывают благоприятное действие на рост волос, зубов. Фтор оказывает влия­ние на ферментные процессы, обмен углеводов и жиров. Во многих биохимических процессах фтор выступает, как ингибитор. Он угнетающе действует на щитовидную железу. При недостатке фтора в организме развивается кариес зубов, при высоких концентрациях /свыше 20-150 мг на 1 кг живого веса/ - острые отравления. Длительное поступление в организм соединений фтора вызывает флюороз /разрушение зубов/. В организме F концентрируется в виде неорганических веществ, главным образом в коже, волосах, ногтях и особенно в зубах и костях.

Физиологическое действие фтора объясняют взаимодействием его с

водой:

Н₂О + F₂ 2HF + ''O''

Атомарный кислород и плавиковая кислота разрушают ткани слизистых оболочек.

С1^- - регулятор некоторых ферментативных реакций/активирует амилазу/, водного я солевого обмена, осмотического давления жид­кости, кислотно-щелочного равновесия тканей. HCl присутствует в желудочном соке, необходима для нормального пищеварения. Ионы С1^- участвуют в возникновении потенциала клеточных мембран. С1₂ ^- газ, ядовит, вызывает поражение дыхательных путей.

Вr ^- регулирует процессы возбуждения и торможения ЦНС, содержит­ся преимущественно в гипофизе, крови, спинномозговой жидкости. Бром в чистом виде /Вr₂/ сильно раздражает слизистые оболочки, вызывает головокружение, удушье, поражает легкие, на коже вызывает ожоги.

Общее содержание иода в организме человека составляет пример­но 25 мг, около половины этого количества сосредоточено в щитовидной железе, небольшое количество содержится в крови. Иод регулирует процессы роста, скорость обмена веществ, участвует в синтезе тироксина. Гормоны, содержащие иод, ускоряют окислительные процессы, влияют на общее физическое и психическое развитие. При недостатке иода в воде у человека развивается эндемический зоб. Пары I₂ ядови­ты.

Вопрос: Какие соединения галогенов применяются в медицине?

Ответ: NaF применяется в стоматологии для лечения зубов, при пара­донтозе, эндокринных заболеваниях, ревматизме, туберкулезе, эпи­лепсии и т.д. Фторпан, трифтортирозин, фторпиримидин, фторметасарколизин - вещества, обладающие высокой противоопухолевой ак­тивностью. Фторотан, флюорол - эффективные средства для ингаля­ционного наркоза. Бромиды К,Nа, Ca и органические бромприозводные применяются в качестве снотворных и успокаивающих средств. В ме­дицинской практике находят применение ряд препаратов хлора, боль­шая часть которых используетвя в качестве бактерицидных средств, бактерицидная активность ионов С1 ^- обеспечивается способностью его атомов денатурировать белки при соединении с аминогруппами.

Соляная кислота в определенной концентрации применяется в ка­честве лечебного средства при недостаточной кислотности желудочного сока. Хлор входит в различные препараты, рассмотренные в других разделах пособия.

В медицине применяют элементарный /свободный/ иод в качестве антисептического средства, для обработки ран, подготовки опера­ционного поля в виде /5-10%/ спиртовых растворов. KI, NаI приме­няются при энедемическом зобе, заболеваниях глаз, горла, бронхиаль­ной астме. Таблетки иодида калия /антиструмии/ или "йодистые таб­летки" применяют для предупреждения эндемического зоба.