Zmeny vlastností chemických prvkov a ich zlúčenín. Byť v prírode

Charakterizujte prvky horčík a fosfor podľa plánu

Vlastnosti chlóru:

1. Prvok č.17 chlór, jeho atómová hmotnosť Ar = 35,5 (dva izotopy Ar = 35. Ar = 37), jeho jadrový náboj Z = +17, v jadre 17 p⁺ (protóny v izotope Ar = 35 18 n⁰, a v izotope

Ar = 37 n⁰ 20 (neutróny.

Okolo jadra je 17 e⁻ (elektrónov), ktoré sa nachádzajú v troch energetických úrovniach, keďže chlór je v tretej perióde.
1). Model atómu chlóru pomocou oblúkov:
₊17CI)₂)₈)7
2). Model atómu prostredníctvom elektronického vzorca (elektronická konfigurácia:

₊₁₇CI 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵
3). Elektrónový grafický model atómu:

⇵ ⇵
3. úroveň ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2. úroveň ⇅
1. úroveň ⇅
₊₁7CI
2. Molekula jednoduchej látky chlór je dvojatómová. Chlór je nekov v chemických reakciách môže byť redukčným činidlom alebo oxidačným činidlom.
3. Molekuly atómov v skupine 7, hlavná podskupina chlór dvojatómový. Keď sa jadrový náboj zvýši z fluóru na astat, nekovové vlastnosti sa znížia a kovové vlastnosti sa zvýšia.

4. Molekuly atómov jednoduché látky v období: sodík, horčík, hliník, kremík - monatomické; fosfor štvoratómový P4, sírový viacatómový (S) n, chlór dvojatómový CI2. Od sodíka k chlóru sa menia vlastnosti látok: sodík, horčík sú kovy, hliník je amfotérny kov, kremík je polokov, fosfor, síra, chlór sú nekovy. Tiež redoxné vlastnosti sa v určitom období menia zľava doprava. Sodík, horčík, hliník sú redukčné činidlá. Kremík, fosfor, síra, chlór môžu byť redukčné aj oxidačné činidlá.
5. Vyšší oxid chlóru – CI₂O₇, kyslý oxid:
6. Hydroxid –HCIO₄, chlór, silná kyselina,

7. Prchavá zlúčenina s HCI chlorovodíkom, bezfarebný plyn, s nepríjemným zápachom, vysoko rozpustný vo vode, roztok kyselina chlorovodíková HCI.

Vlastnosti horčíka:

1) Názov prvku je horčík, chemická značka je Mg, sériové číslo- č.12, atómová hmotnosť Ar=24 Skupina - 2, podskupina - hlavná, 3. perióda
Náboj jadra atómu horčíka Z=+12 (v jadre je 12 protónov - p⁺ a 12 neutrónov - n⁰)
Okolo jadra atómu sú 3 energetické úrovne, na ktorých sa nachádza 12 elektrónov.

3) Na základe vyššie uvedeného napíšeme štruktúru atómu horčíka a jeho elektrónový vzorec:
A. Model atómu horčíka pomocou oblúkov:
₊₁2Mg)₂)₈)₂

b. Model atómu prostredníctvom elektronického vzorca (elektronická konfigurácia:
elektronický vzorec hliníka ₊₁₂Mg 1s²2s²2p⁶3s²

V. Elektrónový grafický model atómu:

3. úroveň ⇵
⇅ ⇅ ⇅
2. úroveň ⇅
1. úroveň ⇅
₊₁₂Mg

4. Jednoduchá látka, kovový horčík, pozostáva z jedného atómu, valencia horčíka v zlúčeninách je 2, oxidačný stav je +2. Horčík je redukčné činidlo.

5. Molekuly atómov v skupine 2, hlavnej podskupine, sú monatomické. Keď sa náboj jadra zvyšuje z berýlia na rádium, nekovové vlastnosti sa znižujú a kovové vlastnosti sa zvyšujú.

6. Molekuly atómov jednoduchých látok v období: sodík, horčík, hliník, kremík - monoatomické; fosfor štvoratómový P4, sírový viacatómový (S) n, chlór dvojatómový CI2. Od sodíka k chlóru sa menia vlastnosti látok: sodík, horčík sú kovy, hliník je amfotérny kov, kremík je polokov, fosfor, síra, chlór sú nekovy. Tiež redoxné vlastnosti sa v určitom období menia zľava doprava. Sodík, horčík, hliník sú redukčné činidlá. Kremík, fosfor, síra, chlór môžu byť redukčné aj oxidačné činidlá.
7. Vzorec vyššieho oxidu: MgO – zásaditý oxid
8. Hydroxidový vzorec: Mg(OH)₂ - zásada nerozpustná vo vode.

9. S vodíkom netvorí prchavú zlúčeninu a zlúčeninou horčíka s vodíkom je hydrid hlinitý MgH₂ - Je to pevná biela neprchavá látka. Mierne rozpustný vo vode. Interaguje s vodou a alkoholmi. MgH2 + 2H20 = 2H2 + Mg(OH)2

Pri vystavení silnému teplu sa rozpadá na prvky.

Stav každého elektrónu v atóme charakterizujú 4 kvantové čísla:

A) Hlavné kvantové číslo n- určuje počet úrovní v atóme a zhoduje sa s číslom periódy, v ktorej sa prvok nachádza.

Napríklad: n = 2, čo znamená, že atóm má dva obaly s elektrónmi, preto je prvok v druhej perióde.

Hlavné kvantové číslo n - určuje celkové zásoby energiu elektrónu a jeho vzdialenosť od jadra. Čím ďalej je elektrón vzdialený od atómu, tým väčšia je energetická rezerva. Pri n = 1 je energia elektrónu minimálna.

n = 1 K – hladina

n = 2 L – hladina

n = 3 M – hladina

n = 4 N – hladina

n = 5 O – hladina

n = 6 Р – úroveň

n = 7 Q – hladina

b) Bočné kvantové číslo l - určuje tvar elektrónového oblaku. Jeho hodnota je o 1 menšia ako hlavné kvantové číslo.

Podúrovne sú určené hodnotou vedľajšieho kvantového čísla.

Napríklad: ak n = 1 l = 0, potom je to s - podúroveň

n = 2 l = 0,1, potom sú to s, p - podúrovne

n = 3 l = 0,1,2, potom sú to s, р, d - podúrovne

n = 4 l = 0,1,2,3 potom sú to s, р, d, f - podúrovne

c) Magnetické kvantové číslo m – určuje smer predlžovania elektrónového oblaku v magnetickom poli. Toto vektorové množstvo má pozitívne a záporné hodnoty v rámci vedľajšieho kvantového čísla.

Napríklad: l = 0, m = 0, potom je to s – podúroveň – jedna bunka

l = 1, m = – 1, 0,+1 р – podúroveň - 3 bunky

l = 2, m = –2, – 1, 0,+1,+2 d – podúroveň - 5 buniek

d) Kvantové číslo točenia S určuje smer otáčania elektrónu okolo vlastnej osi. Ak S = + 1/2, potom sa elektrón otáča okolo svojej vlastnej osi v smere hodinových ručičiek a bežne sa označuje ako .

Ak S = – 1/2, potom sa elektrón otáča okolo svojej vlastnej osi proti smeru hodinových ručičiek a bežne sa označuje ↓.

Štruktúra atómu a rozloženie elektrónov medzi obalmi prvkov malých a veľkých periód.

V roku 1913 ročník vedca-N. Bohr sa vyvinul kvantová teóriaštruktúra atómu. Teória bola založená na nasledujúcich postulátoch: elektrón sa môže pohybovať okolo jadra atómu nie po žiadnych dráhach, ale po presne definovaných dráhach. Počet obehov prvku je určený číslom periódy. Existuje sedem období, čo znamená, že existuje 1,2,3,4,5,6,7 energetických úrovní, ktoré sa nazývajú kvantové vrstvy a sú označené: K, L, M, N, O, P, Q.

Úrovne sú rozdelené na podúrovne, ktoré sú označené písmenami latinská abeceda s, p, d, f.

Prvá energetická úroveň zodpovedá s - podúrovni, druhá úroveň - dve podúrovne: s, p, tretia úroveň - tri podúrovne: s, p, d, štvrtá úroveň - štyri podúrovne: s, p, d, f.

Podľa druhého princípu Pauli: dva elektróny môžu zaberať rovnakú obežnú dráhu za predpokladu, že ich rotácie majú opačných smeroch

Podľa Pauliho princípu:

· prvá úroveň neobsahuje viac ako 2 elektróny

· druhý – nie viac ako 8,

· tretí – nie viac ako 18,

· štvrtý – nie viac ako 32 elektrónov

Ak je akákoľvek hladina v atóme nevyplnená, elektróny v nej sú rozdelené v súlade s Hundovým pravidlom:

kvantové bunky sú naplnené najskôr jedným elektrónom a potom druhým s opačným spinom.

a) schéma štruktúry atómu H +1) 1e

b) grafický obrázok elektrónový obal atómu prvku vodíka

Kontrolné otázky:

1. Aké predpoklady slúžili ako základ pre objav? periodický zákon?

2. Ako je periodická tabuľka štruktúrovaná horizontálne? Aké obdobia sa rozlišujú v periodickej tabuľke?

3. Ako je vertikálne štruktúrovaná periodická tabuľka? Popíšte hlavné a vedľajšie podskupiny.

4. Ktorý z chemické prvky Sú spojené s Ruskom v periodickej tabuľke?

5. Opíšte súradnice prvku č. 33 a č. 41 v periodickej tabuľke

6. Čo spája prvky hlavnej a vedľajšej podskupiny? Uveďte príklady

7. Usporiadajte tieto prvky: fosfor, horčík, chlór - vzostupne nekovové vlastnosti. Usporiadajte tieto prvky v poradí zvyšovania kovových vlastností.

8. Usporiadajte nasledujúce prvky: antimón, fosfor, bizmut - v poradí zvyšovania nekovových vlastností. Usporiadajte tieto prvky v poradí zvyšovania kovových vlastností.

9. Usporiadajte tieto prvky: horčík, bárium, stroncium, berýlium - v poradí podľa rastúcich atómových polomerov. Ako sa v tomto rade menia vlastnosti kovov prvkov?

10. Napíšte elektronické vzorce ďalšie atómy: kyslík, horčík, fosfor, argón, vanád.

Téma 1.3: Štruktúra hmoty

Zoznam otázok, ktoré si treba preštudovať:

1. Kovalentná chemická väzba. Mechanizmus vzdelávania. Elektronegativita. Kovalentné polárne a nepolárne väzby. Molekulové a atómové kryštálové mriežky.

2. Iónová chemická väzba. Katióny, ich vznik z atómov v dôsledku oxidačného procesu. Anióny, ich tvorba z atómov v dôsledku redukčného procesu. Iónová väzba, ako väzba medzi katiónmi a aniónmi v dôsledku elektrostatickej príťažlivosti.. iónové kryštálové mriežky.

3. Kovové spojenie. Kovové krištáľová bunka a kovová chemická väzba. Fyzikálne vlastnosti kovy

4. Agregátne stavy látok a vodíkové väzby. Pevné, tekuté a plynné skupenstvo látok. Prechod látky z jedného stavu agregácie do druhého. Vodíková väzba, jej úloha pri tvorbe biopolymérnych štruktúr.

5. Čisté látky a zmesi. Pojem zmes látok. Homogénne a heterogénne zmesi. Zloženie zmesí: objemové a hmotnostné podiely zložiek zmesi, hmotnostný zlomok nečistoty.

Dispergované systémy Pojem rozptýlený systém. Dispergovaná fáza a disperzné médium. Klasifikácia disperzných systémov. Koncept koloidných systémov.

Kovalentná chemická väzba. Mechanizmus tvorby kovalentnej väzby (výmena a donor-akceptor). Elektronegativita. Kovalentné polárne a nepolárne väzby. Multiplicita kovalentnej väzby. Molekulové a atómové kryštálové mriežky.

Kovalentná väzba vzniká v dôsledku prekrývania elektrónových oblakov atómov sprevádzaných uvoľňovaním energie.

Existuje niekoľko mechanizmov na vytváranie kovalentných väzieb: výmena(ekvivalent), darca-akceptor, datív.

Pri použití výmenného mechanizmu sa tvorba väzby považuje za výsledok spinového párovania voľné elektróny atómov. V tomto prípade dochádza k prekrývaniu dvoch atómové orbitály susedné atómy, z ktorých každý je obsadený jedným elektrónom. Každý z viazaných atómov teda alokuje elektrónový pár na zdieľanie, akoby si ich vymieňal. Napríklad, keď sa z atómov vytvorí molekula fluoridu boritého, tri atómové orbitály bóru, z ktorých každý má jeden elektrón, sa prekrývajú s tromi atómovými orbitálmi. z troch atómov fluóru (každý z nich má aj jeden nepárový elektrón). V dôsledku párovania elektrónov v oblastiach prekrytia zodpovedajúcich atómových orbitálov sa objavia tri páry elektrónov, ktoré spájajú atómy do molekuly.

Podľa mechanizmu donor-akceptor sa orbitál s párom elektrónov jedného atómu a voľný orbitál iného atómu prekrývajú. V tomto prípade sa pár elektrónov objaví aj v oblasti prekrytia. Podľa mechanizmu donor-akceptor napríklad dochádza k adícii fluoridového iónu k molekule fluoridu boritého. Voľný R- orbital bóru (akceptor elektrónový pár) v molekule BF 3 sa prekrýva s R-orbitál F − iónu, pôsobiaci ako donor elektrónového páru. Vo výslednom ióne sú všetky štyri kovalentné väzby bór-fluór ekvivalentné v dĺžke a energii, napriek rozdielu v mechanizme ich tvorby.

Atómy, vonkajšie elektrónový obal ktorý pozostáva len z s- A R-orbitály môžu byť buď donory alebo akceptory elektrónového páru. Atómy, ktorých vonkajší elektrónový obal obsahuje d-orbitály môžu pôsobiť ako donor aj akceptor elektrónových párov. V tomto prípade sa uvažuje o datívnom mechanizme tvorby väzby. Príkladom prejavu datívneho mechanizmu tvorby väzby je interakcia dvoch atómov chlóru. Dva atómy chlóru v molekule Cl2 tvoria kovalentnú väzbu podľa mechanizmu výmeny, pričom spájajú svoje nepárové 3 R-elektróny. Okrem toho existuje prekrytie 3 R-orbitál atómu Cl-1, ktorý má elektrónový pár, a neobsadený 3 d-orbitály atómu Cl-2, ako aj prekrývajúce sa 3 R-orbitál atómu Cl-2, ktorý má elektrónový pár, a neobsadený 3 d-orbitály atómu Cl-1. Pôsobenie datívneho mechanizmu vedie k zvýšeniu pevnosti väzby. Preto je molekula Cl 2 silnejšia ako molekula F 2, v ktorej kovalentná väzba sú tvorené iba výmenným mechanizmom:

Elektronegativita (χ)- zásadný chemická vlastnosť atóm, kvantitatívna charakteristika schopnosti atómu v molekule priťahovať spoločné elektrónové páry.

Príklad 1. Vytvorte elektrónové vzorce atómov v základnom stave pre nasledujúce prvky: fosfor (15), vápnik (20) a titán (22). Sériové číslo prvku je uvedené v zátvorkách.

Riešenie. Fosfor je v hlavnej podskupine piatej skupiny a v tretej tretine. Celkový počet elektrónov v tomto atóme je 15 a nachádzajú sa na troch elektronické vrstvy. Prvé dve elektrónové vrstvy atómu fosforu sú úplne vyplnené (elektronická konfigurácia atómu Ne: 1s 2 2s 2 2p 6), počet elektrónov v tretej vrstve fosforu sa rovná číslu skupiny. Z týchto elektrónov sú dva umiestnené v 3s orbitáli a 3 sú umiestnené v 3p. Elektrónový vzorec atómu fosforu je teda:

15 Р 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Zostaviť elektrónový vzorec atómu vápnika do elektronická konfigurácia Atóm Ar (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6) je potrebné pridať dva elektróny, ktoré sa nachádzajú v orbitále 4s. Výsledkom je nasledujúci elektronický vzorec:

20 Ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Prvok titán sa nachádza v sekundárnej podskupine 4. skupiny prvkov a vo štvrtej perióde. Odvoláva sa na prechodové prvkyštvrtej periódy, v ktorej je vyplnený 3d obal, na ktorom sú 2 elektróny. Celkový počet elektrónov v atóme titánu je 22. Na zostavenie elektrónového vzorca titánu do elektronický vzorec vápnik potrebuje pridať dva d-elektróny (3d 2):

22 Ti 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

Príklad 2 Určte typ (s,p,d,f) nasledujúcich prvkov: mangán (25), stroncium (38), cér (58) a olovo (82). Sériové číslo prvku je uvedené v zátvorkách.

Riešenie. Medzi s-prvky patria prvé dva prvky - vodík a hélium, ako aj prvky nachádzajúce sa v hlavných podskupinách 1. a 2. skupiny prvkov (podskupina lítia a podskupina berýlia). Medzi prezentované prvky táto kategória zahŕňa stroncium (38). Hlavné podskupiny tretej až ôsmej skupiny obsahujú p-prvky. V našom prípade je olovo (82). Plug-in desaťročia formovania prvkov sekundárne podskupiny, patria do typu d-prvkov. Medzi uvažované prvky tento typ zahŕňa mangán (25). Nakoniec, vložky 14 prvkov nachádzajúcich sa v šiestej a siedmej perióde, po lantáne (57) a aktíniu (89), patria k f-prvkom. Takže f-element je cér (58). Získané údaje uvádzame vo forme tabuľky.

Príklad 3 Prvky usporiadajte podľa rastúcich polomerov: Mg(12), Al(13), K(19), Ca(20). Sériové číslo prvku je uvedené v zátvorkách.

Riešenie. Pre prvky hlavných podskupín sa atómové polomery zväčšujú zhora nadol. V periódach zľava doprava sa polomery atómov zmenšujú. teda najmenší polomer bude mať atóm hliníka a najväčší bude mať atóm draslíka. Polomer atómu vápnika je menší ako atóm draslíka, ale viac ako atóm horčík Výsledkom je nasledujúci rad, v ktorom sú prvky usporiadané podľa rastúceho polomeru: Al(13), Mg(12), Ca(20), K(19).

Príklad 4. Pomocou Kosselovej schémy určite, ktorá zásada je silnejšia, CsOH alebo Ba(OH) 2.

Riešenie. Podľa Kosselovej schémy viac silný základ Polomer katiónu by mal byť väčší a náboj menší. V tomto prípade hydroxylová skupina je menej pevne zadržaný katiónom a väzba E–OH sa ľahšie rozbije. V uvažovanom prípade je polomer iónu Cs+ väčší a náboj je menší ako polomer iónu Ba2+. CsOH je teda silnejší ako Ba(OH)2.

Príklad 5. Pomocou Kosselovho diagramu určite, ktorá kyselina je silnejšia, H 2 S alebo H 2 Se.

Riešenie. Sila bezkyslíkatých kyselín sa zvyšuje so zvyšujúcim sa polomerom záporný ión pretože väčší ión ťažšie drží vodíkový ión. Pretože polomer iónu Se2- je väčší ako polomer iónu S2-, H2Se je silnejší ako H2S.

Medzi živinami špeciálne miesto Mal by sa prideliť fosfor. Veď bez nej je existencia takých životne dôležitých vecí nemožná. dôležité súvislosti, ako je ATP alebo fosfolipidy, ako aj mnohé ďalšie Zároveň sú anorganické látky tohto prvku veľmi bohaté na rôzne molekuly. Fosfor a jeho zlúčeniny sú široko používané v priemysle a sú dôležitými účastníkmi biologické procesy, sa používajú v najviac rôznych priemyselných odvetvíľudská aktivita. Preto sa pozrime, čo to je tento prvok, aká je jeho jednoduchá podstata a najdôležitejšie zlúčeniny.

Fosfor: všeobecná charakteristika prvku

Pozícia v periodická tabuľka možno opísať v niekoľkých bodoch.

1. Piata skupina, hlavná podskupina.
2. Tretie malé obdobie.
3. Sériové číslo - 15.
4. Atómová hmotnosť - 30,974.
5. Elektrónová konfigurácia atómu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.
6. Možné oxidačné stavy sú od -3 do +5.
7. Chemický symbol - P, výslovnosť vo vzorcoch "pe". Názov prvku je fosfor. Latinský názov Fosfor.

História objavu tohto atómu siaha až do vzdialeného 12. storočia. Dokonca aj v záznamoch alchymistov boli informácie, ktoré hovorili o výrobe neznámej „svetelnej“ látky. Oficiálnym dátumom syntézy a objavu fosforu bol však rok 1669. Skrachovaný obchodník Brand je v hľadáčiku kameň mudrcov náhodne syntetizoval látku schopnú vyžarovať žiaru a horieť jasným, oslepujúcim plameňom. Dokázal to opakovaným kalcinovaním ľudského moču.

Potom sa tento prvok získal nezávisle od seba pomocou približne rovnakých metód:

• I. Kunkel;
• R. Boylem;
• A. Marggraf;
• K. Scheele;
• A. Lavoisier.

Dnes je jednou z najpopulárnejších metód syntézy tejto látky redukcia z príslušných minerálov obsahujúcich fosfor pri vysokých teplotách pod vplyvom oxid uhoľnatý a oxid kremičitý. Proces sa vykonáva v špeciálnych peciach. Fosfor a jeho zlúčeniny sú veľmi dôležité látky pre živé bytosti aj pre mnohé syntézy v chemickom priemysle. Preto by sme mali zvážiť, čo je tento prvok za jednoduchú látku a kde sa v prírode nachádza.

Jednoduchá látka fosfor

Ťažko pomenovať nejaké konkrétne spojenie kedy hovoríme o o fosfore. To sa vysvetľuje veľkým počtom alotropné modifikácie, ktorý tento prvok má. Existujú štyri hlavné typy jednoduchej látky fosfor.

1. Biely. Ide o zlúčeninu, ktorej vzorec je P4. Je to biela prchavá látka s ostrým nepríjemným zápachom po cesnaku. Pri normálnej teplote sa na vzduchu samovoľne vznieti. Horí žiarivým svetlozeleným svetlom. Veľmi jedovatý a život ohrozujúci. Chemická aktivita je extrémne vysoká, preto sa získava a skladuje pod vrstvou čistenej vody. To je možné kvôli zlej rozpustnosti v polárnych rozpúšťadlách. Na tento účel sa najlepšie hodí sírouhlík pre biely fosfor a organickej hmoty. Po zahriatí sa môže premeniť na ďalší alotropná forma- červený fosfor. Keď para kondenzuje a ochladzuje, môže vytvárať vrstvy. Tučný na dotyk, mäkký, ľahko sa krája nožom, biely(mierne žltkastý). Teplota topenia 44 0 C. Pre svoju chemickú aktivitu sa používa pri syntézach. Ale pre svoju toxicitu sa priemyselne veľmi nepoužíva.
2. Žltá. Toto je zle čistená forma biely fosfor. Je ešte jedovatejší a navyše nepríjemne zapácha po cesnaku. Zapaľuje sa a horí jasným žiariacim zeleným plameňom. Tieto žlté alebo hnedé kryštály sa vo vode vôbec nerozpúšťajú, keď sú úplne oxidované, uvoľňujú oblaky biely dym zloženie P4010.
3. Červený fosfor a jeho zlúčeniny sú najbežnejšou a najčastejšie používanou modifikáciou tejto látky v priemysle. Pastovitá červená hmota, ktorá vysoký krvný tlak môže mať formu fialových kryštálov a je chemicky neaktívny. Ide o polymér, ktorý sa môže rozpustiť iba v určitých kovoch a v ničom inom. Pri teplote 250 0 C sublimuje, prechádza do bielej modifikácie. Nie je tak jedovatý ako predchádzajúce formy. Pri dlhšom vystavení organizmu je však toxický. Používa sa pri nanášaní zápalného náteru zápalkové škatuľky. Vysvetľuje sa to tým, že sa nemôže samovoľne vznietiť, ale pri denotácii a trení exploduje (vznieti sa).
4. Čierna. Vzhľadom veľmi pripomína grafit a je tiež mastný na dotyk. Toto je polovodič elektrický prúd. Tmavé kryštály, lesklé, ktoré sa vôbec nerozpúšťajú v žiadnych rozpúšťadlách. Aby sa rozsvietilo, potrebujete veľmi vysoké teploty a predhrievanie.

Zaujímavá je aj nedávno objavená forma fosforu – kovový. Je to vodič a má kubickú kryštálovú mriežku.

Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti fosforu závisia od formy, v ktorej sa nachádza. Ako bolo uvedené vyššie, žltá a biela modifikácia. Vo všeobecnosti je fosfor schopný interagovať s:

• kovy, ktoré tvoria fosfidy a pôsobia ako oxidačné činidlo;
• nekovy, pôsobiace ako redukčné činidlo a tvoriace prchavé a neprchavé prchavé zlúčeniny rôzneho druhu;
• silné oxidačné činidlá, ktoré sa menia na kyselinu fosforečnú;
• s koncentrovanými žieravými zásadami podľa druhu disproporcionácie;
• s vodou pri veľmi vysokých teplotách;
• s kyslíkom za vzniku rôznych oxidov.

Chemické vlastnosti fosforu sú podobné vlastnostiam dusíka. koniec koncov je súčasťou skupiny pniktogénov. Aktivita je však o niekoľko rádov vyššia, kvôli rôznorodosti alotropných modifikácií.

Byť v prírode

Ako biogénny prvok, fosfor je veľmi bežný. Jeho percento v zemská kôra je 0,09 %. To stačí veľký ukazovateľ. Kde sa tento atóm nachádza v prírode? Existuje niekoľko hlavných miest:

• zelená časť rastlín, ich semená a plody;
• živočíšne tkanivá (svaly, kosti, zubná sklovina, mnohé dôležité Organické zlúčeniny);
• Zemská kôra;
• pôda;
• horniny a minerály;
• morská voda.

Zároveň sa môžeme len rozprávať súvisiace formy, ale nie o jednoduchej veci. Koniec koncov, je mimoriadne aktívny, a to mu neumožňuje byť slobodný. Medzi minerály najbohatšie na fosfor patria:

• Angličtina;
• fluoropaptit;
• svanbergit;
• fosforit a iné.

Biologický význam tohto prvku nemožno preceňovať. Koniec koncov, je súčasťou takých zlúčenín, ako sú:

• proteíny;
• fosfolipidy;
• fosfoproteíny;
• enzýmy.

Teda všetky tie, ktoré sú vitálne a z ktorých je vybudované celé telo ako celok. Denná norma pre bežného dospelého asi 2 gramy.

Fosfor a jeho zlúčeniny

Ako veľmi aktívny prvok tvorí tento prvok mnoho rôznych látok. Koniec koncov, tvorí fosfidy a sám pôsobí ako redukčné činidlo. Vďaka tomu je ťažké pomenovať prvok, ktorý by bol pri reakcii s ním inertný. Preto sú vzorce zlúčenín fosforu mimoriadne rôznorodé. Možno uviesť niekoľko tried látok, na tvorbe ktorých sa aktívne podieľa.

1. Binárne zlúčeniny - oxidy, fosfidy, prchavé zlúčeniny vodíka, sulfidy, nitridy a iné. Napríklad: P 2 O 5, PCL 3, P 2 S 3, PH 3 a iné.
2. Komplexné látky: soli všetkých typov (stredné, kyslé, zásadité, dvojité, komplexné), kyseliny. Príklad: H 3 PO 4, Na 3 PO 4, H 4 P 2 O 6, Ca(H 2 PO 4) 2, (NH 4) 2 HPO 4 a iné.
3. Organické zlúčeniny obsahujúce kyslík: proteíny, fosfolipidy, ATP, DNA, RNA a iné.

Väčšina určených typov látok má dôležité priemyselné a biologický význam. Použitie fosforu a jeho zlúčenín je možné ako na lekárske účely, tak aj na výrobu celkom bežných predmetov pre domácnosť.

Spojenia na kovy

Binárne zlúčeniny fosforu s kovmi a menej elektronegatívnymi nekovmi sa nazývajú fosfidy. Ide o látky podobné soli, ktoré sú extrémne nestabilné pri vystavení rôznym činiteľom. Aj obyčajná voda spôsobuje rýchly rozklad (hydrolýzu).

Okrem toho sa pod vplyvom nekoncentrovaných kyselín látka rozkladá aj na zodpovedajúce produkty. Napríklad, ak hovoríme o hydrolýze fosfidu vápenatého, produktmi budú hydroxid kovu a fosfín:

Ca3P2 + 6H20 = 3Ca(OH)2 + 2PH3

A vystavenie fosfidu rozkladu pod vplyvom minerálna kyselina, dostaneme vhodná soľ a fosfín:

Ca3P2 + 6HCL = 3CaCL2 + 2PH3

Vo všeobecnosti hodnota uvažovaných zlúčenín spočíva práve v tom, že v dôsledku toho vzniká vodíková zlúčenina fosforu, ktorej vlastnosti budú diskutované nižšie.

Prchavé látky na báze fosforu

Existujú dva hlavné:

• biely fosfor;
• fosfín

Prvý sme už spomenuli vyššie a uviedli vlastnosti. Povedali, že to bol biely hustý dym, prudko jedovatý, nepríjemne zapáchajúci a za normálnych podmienok sa samovznietil.

Ale čo je fosfín? Toto je najbežnejšia a najznámejšia prchavá látka, ktorá obsahuje príslušný prvok. Je binárny a druhým účastníkom je vodík. Vzorec vodíkovej zlúčeniny fosforu je PH 3, názov je fosfín.

Vlastnosti tejto látky možno opísať nasledovne.

1. Prchavý bezfarebný plyn.
2. Veľmi jedovatý.
3. Má zápach zhnitých rýb.
4. Neinteraguje s vodou a veľmi zle sa v nej rozpúšťa. Dobre rozpustný v organickej hmote.
5. Za normálnych podmienok je veľmi chemicky aktívny.
6. Na vzduchu sa samovznieti.
7. Vzniká pri rozklade fosfidov kovov.

Ďalším názvom je fosfán. Spájajú sa s ním príbehy z dávnych čias. Celé je to niečo, čo ľudia niekedy videli a vidia teraz na cintorínoch a močiaroch. Svetlá v tvare gule alebo sviečok, ktoré sa sem-tam objavujú a vyvolávajú dojem pohybu, boli považované za zlé znamenie a poverčivých ľudí sa ich veľmi báli. Dôvodom tohto javu je moderné pohľady niektorí vedci, možno považovať za samovznietenie fosfínu, ktorý vzniká prirodzene pri rozklade organických zvyškov, rastlinných aj živočíšnych. Plyn vychádza a pri kontakte so vzdušným kyslíkom sa zapáli. Farba a veľkosť plameňa sa môžu líšiť. Najčastejšie ide o zelenkasté jasné svetlá.

Je zrejmé, že všetky prchavé zlúčeniny fosforu sú toxické látky, ktorý sa dá ľahko zistiť podľa ostrého nepríjemného zápachu. Toto znamenie pomáha vyhnúť sa otravám a nepríjemným následkom.

Zlúčeniny s nekovmi

Ak sa fosfor správa ako redukčné činidlo, potom by sme mali hovoriť o binárnych zlúčeninách s nekovmi. Najčastejšie sa ukážu ako elektronegatívnejšie. Môžeme teda rozlíšiť niekoľko typov látok tohto druhu:

• zlúčenina fosforu a síry - sulfid fosforečný P 2 S 3;
• chlorid fosforečný III, V;
• oxidy a anhydridy;
• bromid a jodid a iné.

Chémia fosforu a jeho zlúčenín je rôznorodá, preto je ťažké identifikovať najdôležitejšie z nich. Ak hovoríme konkrétne o látkach, ktoré sa tvoria z fosforu a nekovov, potom najvyššia hodnota majú oxidy a chloridy rôzneho zloženia. Používajú sa v chemické syntézy ako činidlá odstraňujúce vodu, ako katalyzátory atď.

Jedným z najsilnejších sušiacich činidiel je teda najvyšší - P2O5. Priťahuje vodu tak silno, že pri priamom kontakte s ňou dochádza k prudkej reakcii so silným hlukom. Samotná látka je biela hmota podobná snehu, stav agregácie bližšie k amorfnej.

To je známe organická chémia z hľadiska počtu zlúčenín je oveľa väčšia ako anorganická. Vysvetľuje to fenomén izomérie a schopnosť tvoriť atómy uhlíka rôznych štruktúr reťazce atómov, ktoré sa navzájom uzatvárajú. Prirodzene existuje určitý poriadok, teda klasifikáciu, ktorej podlieha celá organická chémia. Triedy zlúčenín sú rôzne, nás však zaujíma jedna konkrétna, ktorá priamo súvisí s príslušným prvkom. Je to s fosforom. Tie obsahujú:

• koenzýmy - NADP, ATP, FMN, pyridoxalfosfát a iné;
• proteíny;
• nukleové kyseliny, pretože zvyšok kyseliny fosforečnej je súčasťou nukleotidu;
• fosfolipidy a fosfoproteíny;
• enzýmy a katalyzátory.

Typ iónu, v ktorom sa fosfor podieľa na tvorbe molekuly týchto zlúčenín, je PO 4 3-, to znamená, že ide o kyslý zvyšok kyseliny fosforečnej. Niektoré bielkoviny ho obsahujú vo forme voľného atómu alebo jednoduchého iónu.

Pre normálne fungovanie každého živého organizmu je tento prvok a organické zlúčeniny, ktoré tvorí, mimoriadne dôležité a potrebné. Koniec koncov, bez molekúl bielkovín nie je možné vybudovať jedinú štrukturálnu časť tela. A DNA a RNA sú hlavnými nosičmi a prenášačmi dedičná informácia. Vo všeobecnosti musia byť prítomné všetky pripojenia.

Aplikácia fosforu v priemysle

Využitie fosforu a jeho zlúčenín v priemysle možno charakterizovať vo viacerých bodoch.

1. Používa sa pri výrobe zápaliek, výbušných zmesí, zápalných bômb, niektorých druhov palív a mazív.
2. Ako pohlcovač plynu a tiež pri výrobe žiaroviek.
3. Na ochranu kovov pred koróziou.
4. IN poľnohospodárstvo ako pôdne hnojivá.
5. Ako zmäkčovač vody.
6. Pri chemických syntézach pri výrobe rôznych látok.

Jeho úloha v živých organizmoch sa redukuje na účasť na procesoch tvorby zubnej skloviny a kostí. Účasť na ana- a katabolických reakciách, ako aj udržiavanie pufrovacej kapacity vnútorné prostredie bunky a biologické tekutiny. Je základom pre syntézu DNA, RNA a fosfolipidov.

Úlohy pre sebarealizácia

1. Usporiadajte nasledujúce položky vo vzostupnom poradí redukčné vlastnosti: fosfor, horčík, chlór.

2. Usporiadajte nasledujúce látky v poradí podľa oslabenia nekovových vlastností: antimón, bizmut, kremík, fosfor.

3. Uveďte, ktorá z dvoch kyselín je silnejšia (vysvetlite svoju odpoveď):

a) H2Se alebo H2Te b) H2Cr04 alebo HMn04

4. Pre prvky s atómovými číslami 33, 37, 17, 31, 41 vytvorte vzorce pre vyšší oxid, vyšší hydroxid a označte ich povahu. Vymenujte najvyššie a najnižšie možné oxidačné stavy.

5. Vytvorte vzorce pre zlúčeniny s vodíkom prvkov, ak sú ich vzorce známe vyššie oxidy:

a) E 2 O b) E 2 O 5 c) EO d) E 2 O 3 e) EO 3

6. Dajte úplný popis prvky očíslované 42 a 35.

ATÓMOVÁ ŠTRUKTÚRA.

USPORIADANIE ELEKTRÓNOV PODĽA ENERGETICKÝCH ÚROVNÍ

Atóm chemického prvku je elektricky neutrálny systém pozostávajúci z kladne nabitého jadra, v ktorom je sústredená takmer celá hmotnosť atómu, a elektrónov umiestnených v blízkosti jadra.

Atómové (alebo atómové) číslo prvok označuje náboj jadra atómu. V tom fyzický význam atómové číslo prvku.

V atóme je počet protónov, ktoré určujú náboj atómového jadra, a počet elektrónov rovnaký. To určuje elektrickú neutralitu atómu.

Hromadné číslo - celkový počet protónov a neutrónov v jadre.

Chemický prvok - Ide o typ atómu s rovnakým jadrovým nábojom. Jadrový náboj je hlavnou charakteristikou atómu chemického prvku.

Izotopy– atómy jedného chemického prvku (majú rovnaký poplatok atómové jadrá), ale líšia sa hmotnostnými číslami.

Relatívna atómová hmotnosť je aritmetický priemer hmotnostných čísel všetkých izotopov daného chemického prvku.

Cvičenie 1. Určte počet protónov, neutrónov a elektrónov v atóme izotopu fosforu 31R.

V periodickej tabuľke chemických prvkov D.I. Mendelejevov (PS) fosfor má atómové číslo 15. Preto. Jeho hlavný náboj je +15. To znamená, že v jadre je 15 protónov, celkový počet V atóme je 15 elektrónov Počet neutrónov je N = 31-15 = 16.

Autor: moderné nápady elektrón v atóme má dvojakú povahu (častica a vlna zároveň). Elektrón nemá špecifickú súradnicu v priestore a nepohybuje sa po trajektórii. Hovoria o jeho pravdepodobnostnej prítomnosti v každom bode vesmíru.

Elektrónový oblak (orbitálny) – oblasť priestoru okolo jadra, v ktorej sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón. Stav elektrónov v atóme je opísaný množinou kvantové čísla. Pre každý elektrón daného atómu je množina 4 kvantových čísel individuálna.

Kvantové čísla.

1. Hlavné kvantové číslo(n) charakterizuje energiu elektrónu a jeho vzdialenosť od jadra. Elektróny s rovnakým množstvom energie a rovnako vzdialené od jadra sa spoja do jedného energetická úroveň.

n = 1, 2, 3 … 7 Než menšiu hodnotu n, čím bližšie je elektrón k jadru, tým silnejšie je priťahovaný k jadru, energetická rezerva takýchto elektrónov je minimálna. Číselná hodnota n sa rovná číslu energetická úroveň, na ktorú je možné umiestniť elektrón.

N = 2 n2, kde N je maximálny počet elektróny

Keď n = 1, N = 2

n = 3 N = 18 atď.

2. Orbitálne (bočné) kvantové číslo(l) - opisuje tvar elektrónového orbitálu. Ak je orbitál sférický, nazýva sa s-orbitál, ak má tvar činky, nazýva sa p-orbitál. Ešte viac zložité tvary sa nazývajú d-orbitály a f-orbitály.

O s-orbital ∞ -p-orbital

Elektróny s rovnakým množstvom energie môžu zaberať rôzne tvarované oblasti priestoru, v tomto prípade hovoria o podúrovni(s, p, d, f - podúrovne).

3. Magnetické kvantové číslo(m l) – charakterizuje orientáciu orbitálu v priestore:

Vždy existuje jeden S-orbitál, pretože jeho rotácia je trojrozmerný priestor nevedie k zmene miesta.

P-biotopy môžu byť orientované pozdĺž osí x, y, z. V dôsledku toho môžu byť umiestnené v jednej z troch vzájomne kolmých polôh.

Existuje 5 D-orbitálov (rôzne orientovaných v priestore), malo by byť 7 f-orbitálov atď.

Na diagrame ukážeme každý z možných orbitálov obdĺžnikom □ alebo pomlčkou -.

4. Spinové kvantové číslo(m s) – opisuje rotáciu elektrónov okolo svojej osi (v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek). V diagrame sú rôzne rotácie elektrónov znázornené šípkami alebo ↓.

Princípy vyplnenia elektrónových orbitálov:

1. Jeden orbitál nemôže obsahovať viac ako dva elektróny.

2. Pri vypĺňaní orbitálov jednej podúrovne je najstabilnejší stav, v ktorom je najväčší počet nespárovaných elektrónov.

(smer rotácie elektrónov je rovnaký).

3. Poradie plnenia podúrovní je určené princípom