Растения

_{нитрифицирующие}

^{бактерии}

NO₂^-, NO^-₃

Рис. 8. Биологическая фиксация азота

Азот – важная составная часть всех белковых молекул, в значительной степени определяет их свойства и строение.

Газообразный азот применяют для синтезов аммиака, азотной кислоты, для создания инертной атмосферы в различных производствах. Гидразин (N₂ H₄) примененяется в качестве ракетного топлива.

Ряд соединений азота применяется в аналитической и фармацевтической практике для идентификации компонентов и примесей в реактивах и лекарственных препаратов. Например, аммиак используется для идентификации меди и определения примесей меди в препаратах на основе солей цинка; сместь нитрата натрия и карбоната натрия – для проведения реакций на подлинность фармпрепаратов (определение содержания мышьяка).

Ряд соединений азота применяется как самостоятельные лекарственные средства:

- азот (N₂) – инертный азот применяется в медицине при туберкулезе легких (пневмоторокс).

- N₂O – «веселящий газ» применяется в качестве наркотического средства (в малых дозах), как анестезирующее средство (в больших дозах).

- NaNO₂ – сосудорасширяющее средство при стенокардии.

- NH₃ (9,5-10,5% водный раствор – «нашатырный спирт») применяется наружно как антисептик и как сосудорасширяющее для возбуждения дыхания при обмороке.

NH₄Cl - хлорид аммония (нашатырь) применяется в медицине при отеках сердечного происхождения. Обладает отхаркивающим действием.

Фосфор по своим химическим и физическим свойствам является типичным неметаллом. Для него характерны следующие степени окисления: 0, -3, +1, +3, +5. Наиболее устойчивыми являются соединения со степенью окисления +5, поэтому под действием сильных окислителей в водном растворе все соединения фосфора окисляются до этого состояния. Для атома фосфора характерны типы гибридизации: sp³, sp³d, sp³d².

Нахождение в природе: Ca₃(PO₄)₂ - фосфорит, входит в состав живых организмов.

Электронная формула фосфора: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

3p

3s

Получают фосфор путем сплавления фосфорита с углем и песком:

2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ = 6CaSiO₃ + 10CO + P₄

Фосфор как простое вещество существует в нескольких модификациях:

- белый фосфор - бесцветное (белое), мягкое воскообразное вещество, легкоплавок, t_пл.=44,1⁰С, t_кип. = 275⁰С, летуч, растворяется в сероводороде и в ряде органических растворителей, ядовит. В узлах кристаллической решетки находятся молекулы P₄, такая молекула существует в виде пара и жидкости.

- красный фосфор имеет полимерную структуру, образуется при нагревании белого фосфора при температуре 300^OС.

- черный фосфор имеет полимерную структуру, получают путем нагревания белого фосфора до 200^OС.

Таким образом, молекулы красного и черного фосфора – это устойчивые модификации, к тому же красный фосфор химически активен. Поскольку данные модификации устойчивее белого фосфора, то они, в отличие от него, самовоспламеняются при температуре более 250^o С.

Фосфор активно реагирует с галогенами (фтором, хлором, бромом, йодом), образуя соответственно фторид фосфора (PF₃), хлорид фосфора (PCl₃, PCl₅), бромид фосфора (PBr₃), йодид фосфора (PI₃).

При комнатной температуре фосфор окисляется до P₂O₅ и P₄O₃. С серой образует соответствующие сульфиды: P₄S₃, P₄S₅. С активными металлами образует соли – фосфиды: Na₃P (фосфид натрия).

Под действием катализатора фосфор реагирует с водородом, образуя фосфин (гидрид фосфора):

Р₄ + 6Н₂ = 4РН₃

В окислительно-восстановительных реакциях фосфор может быть окислителем и восстановителем:

5HNO₃ + 3P + 2H₂ O = 3H₃PO₄ + 5NO

3|Р – 5е + 4Н₂О → РО₄^3- + 8Н⁺ - восстановитель, процесс окисления

5|NO₃^- + 3e + 4H⁺ → NO + 2H₂O - окислитель, процесс восстановления

4P + 3KOH + 3H₂O = H₃P + 3KH₂ PO₂

1|P + 3e + 3H₂O → H₃P + 3OH^- - окислитель, процесс восстановления

3|P – 1e + 2OH^- → H₂PO₂^- - восстановитель, процесс окисления

Фосфор при темпетаруре 700^o С и действии катализатора реагирует с водой, образуя фосфорную кислоту:

P₄+ 16H₂O = 4H₃PO ₄ + 10H₂

Соединение фосфора с водородом называется фосфин, фосфид водорода, фосфористый водород H₃P или PH₃. Это газ с неприятным запахом, ядовит, плохо растворим в воде, очень сильный восстановитель, тка как степень окисления фосфора в этом соединения низшая -3:

2PH₃ + 3O₂ = P₂O₃ + 3H₂O

1|2РН₃ – 12е + 6ОН^- → Р₂О₃ + 3Н₂О + 6Н⁺ - восстановитель, окисление

3|O₂ + 4e + 2H⁺ → 2H₂O – окислитель, восстановление

В противоположность аммиаку реакции присоединения для фосфина не характерны. С водой и кислотами взаимодействует слабо, присоединение идет по донорно-акцепторному механизму:

РН₃ + Н₂О ↔ РН₄ОН ↔ РН₄⁺ + ОН^-

Это равновесие сильно сдвинуто влево. Основные свойства РН₄ОН слабее, чем у NН₄ОН. Соли фосфония известны только для немногих сильных кислот и являются весьма нестойкими:

РН₄Сl ↔ PH₃ + HCl разлагается при температуре -28⁰С

NH₄Cl ↔ NH₃ + HCl разлагается при сильном нагревании.

Получают фосфин путем нагревания белого фосфора с крепким водно-спиртовым раствором щелочи:

8P + 3Ba(OH)₂ + 6H₂O = 2PH₃ + 3Ba(H₂PO₂)₂

Попутно получается также дифосфин:

6P 2Ba(OH)₂ + 4H₂O = P₂H₄ + 2Ba(H₂PO₂)₂

Дифосфин по строению молекулы похож на гидразин. Он очень неустойчив, на воздухе при комнатной температуре воспламеняется.

Строение и характеристика кислородсодержащих соединений фосфора представлена в табл. 19.

Фосфор – важнейший биогенный элемент, входит в состав АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), являющейся биохимическим аккомулятором энергии в организме. Фосфорсодержащий фермент – фосфорилаза способствует не только распаду, но и синтезу полисахаридов в головном мозгу.

Фосфор используется как раскислитель при выплавке чугуна и стали, как заместительное средство в военной технике. P₂O₃ как осушитель, Na₃PO₄ умягчитель воды.

Таблица 19

Дата добавления: 2015-05-09