Фосфор химические свойства егэ

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой 
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами

Фосфин
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Основные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства

Фосфиды
Способы получения фосфидов
Химические свойства фосфидов

Оксиды фосфора
 1. Оксид фосфора (III) 
 2. Оксид фосфора (V) 

Фосфорная кислота 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 

3.1. Диссоциация фосфорной кислоты
3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты 
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с металлами
3.6. Качественная реакция на фосфат-ионы

Фосфористая кислота 

Соли фосфорной кислоты

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение фосфора

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 (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

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.

Белый фосфор:

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

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 – то 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.

Черный фосфор:

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.

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.

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Степень окисления Типичные соединения
+5 оксид фосфора (V) P2O5

ортофосфорная кислота H3PO4

метафосфорная кислота HPO3

пирофосфорная кислота H4P2O7

фосфаты MePO4

Гидрофосфаты MeНРО4

Дигидрофосфаты MeН2РО4

Галогенангидриды: PОCl3, PCl5

+3 Оксид фосфора (III) P2O3

Фосфористая кислота H3PO3

Фосфиты MeHPO3

Галогенангидриды: PCl3

+1 Фосфорноватистая кислота H3PO2

Соли фосфорноватистой кислоты — гипофосфиты:

MeH2PO2

-3 Фосфин PH3

Фосфиды металлов MeP

Способы получения фосфора

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   +   10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Химические свойства 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 образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P    +   3O2    →  2P2O3

4P    +   5O2    →  2P2O5

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой  PHal3 и PHal5:

2P    +   3Cl2    →  2PCl3

2P    +   5Cl2    →  2PCl5

Фосфор реагирует с бромом:

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 принципе 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)  +    6H2O   →   3Ca(H2PO2)2   +   2PH3↑  

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин PH3 – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5о.

 У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например, фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Ca3P2    +   6H2O  →   3Са(ОН)2    +   2PH3

Или при кислотном гидролизе, например, фосфида магния в соляной кислоте:

Mg3P2      +   6HCl →   3MgCl2    +   2PH3

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

4P    +   3KOH   +   3H2O   →   3KH2PO2   +   PH3

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H+), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами.

Например, фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

PH3   +   HI   →  PH4I

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

2PH3    +   4O2  →   P2O5   +   3H2O

PH3    +   2O2  →   H3PO4

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

PH3    +   8HNO3  →   H3PO4   +    8NO2    +  4H2O

Серная кислота также окисляет фосфин:

PH3    +  3H2SO4      →    H3PO4   +    3SO2    +  3H2O

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH3    +   2PCl3    →   4P     +   6HCl 

Фосфиды

Фосфиды  это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.

Способы получения фосфидов

Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами. При этом фосфор проявляет свойства окислителя.

Например, фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:

2P    +   3Mg   →   Mg3P2

2P    +   3Ca   →   Ca3P2

Фосфор взаимодействует с натрием:

P    +   3Na   →  Na3P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Например, фосфид кальция разлагается водой:

Ca3P2    +   6H2O   →  3Са(ОН)2    +   2PH3

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Mg3P2      +   6HCl   →   3MgCl2    +   2PH3

2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3.

Оксиды фосфора

Оксиды азота Цвет  Фаза Характер оксида
P2O3 Оксид фосфора (III), фосфористый ангидрид белый твердый кислотный
P2OОксид фосфора(V), фосфорный ангидрид белый твердый кислотный

Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (III) –  это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях.  Пары состоят из молекул P4O6.

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода:

4P    +   3O2    →  2P2O3

Химические свойства оксида фосфора (III):

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P2O(P4O6) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P2O3 реакции диспропорционирования.

Например, оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:

2О3    +   6Н2О (гор.)    →  РН  +   3Н3РО4

2. При взаимодействии с окислителями P2O3 проявляет свойства восстановителя.

Например, N2O окисляется кислородом:

Р2О3    +   О2  →  Р2О5

3. С другой стороны Р2О3  проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием  фосфористой кислоты:

Р2О3    +   3Н2О   →   2Н3РО3

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Р2О3    +  4KOH   →   2K2HРО3  +   H2O

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) –  это кислотный оксид.  В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4О10. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

4P    +   5O2    →   2P2O5

Химические свойства.

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например, оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

P2O5  +   H2SO4   → 2HPO3  +   SO3

P2O5   +  2HNO3  →  2HPO3  +  N2O5

P2O5   +   2CH3COOH   →   2HPO3  +   (CH3CO)2O

2. Фосфорный ангидрид  является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

P2O5   +   3H2O   →  2H3PO4 

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

P2O5   +   2H2O   →  2H4P2O7 

P2O5   +  H2O   →  HPO3

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь. 

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями.

Например, оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

P2O5   +   6NaOH   →   2Na3PO4  +   3H2O

P2O5   +   2NaOH   +   H2O   →  2NaH2PO4 

P2O5   +   4NaOH    →  2Na2HPO4  +   H2O

Еще пример: оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

P2O5   +   3BaO    →   Ba3(PO4)2

 Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H3PO4, мета-фосфорную HPO3, пиро-фосфорную H4P2O7.

Фосфорная кислота H3PO4 – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H4P2O7.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO3, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет орто-фосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

P2O5   +   3H2O    →    2H3PO4

2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.).

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

Ca3(PO4)2(тв)    +  3H2SO4(конц)  →   2H3PO4   +   3CaSO4

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO3      +    P     →   H3PO4     +   5NO2↑    +    H2O

Химические свойства

Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая).

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

H3PO4  ⇄  H+ + H2PO4

H2PO4  ⇄  H+ + HPO42–

 HPO42– ⇄ H+ + PO43–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами

Например, фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

2H3PO4    +   3MgO   →   Mg3(PO4)2   +   3H2O

Еще пример: при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

H3PO4    +   КОН     →     KH2РО4  +   H2O

H3PO4    +   2КОН      →     К2НРО4  +   2H2O

H3PO4    +   3КОН     →    К3РО4  +   3H2O

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.).  Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н3PO4   +   3NaHCO3   →   Na3PO4   +   CO2   +  3H2O

4. При нагревании H3PO4  до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H2P2O7:

2H3PO4   →  H2P2O7   +   H2O

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, фосфорная кислота реагирует с магнием:

2H3PO4    +   3Mg   →    Mg3(PO4)2   +   3H2

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

2H3PO4   +   3NH3    →    NH4H2PO4     +   (NH4)2HPO4

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Н3PO4   +    3AgNO3    →   Ag3PO4↓  +   3НNO3

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе  (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

Фосфористая кислота

Фосфористая кислота H3PO3 — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Получение фосфористой кислоты.

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).

Например, гидролизом хлорида фосфора (III):

PCl3   +   3H2O   →    H3PO3   +   3HCl

Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:

Р2О3    +   3Н2О   →   2Н3РО3

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота H3PO3  в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.

Например, при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:

H3PO3  + 2NaOH → Na2HPO3   + 2H2O

2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р-3) и фосфорную кислоту (Р+5):

4H3PO3   →   3H3PO4  + PH3

3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства.

Например, H3PO3 окисляется перманганатом калия в кислой среде:

5H3PO3    +   2KMnO4   +   3H2SO4    →  5H3PO4   +   K2SO4    +   2MnSO4   +  3H2O

Еще пример: фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):

H3PO3   +  HgCl2  + H2O →  H3PO4  + Hg + 2HCl

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра. 

K3PO4   +    3AgNO3    →   Ag3PO4↓  +   3KNO3

2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.

Например, фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:

Ca3(PO4)2    +   4H3PO4    →   3Ca(H2PO4)2

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

Ca3(PO4)2    +  2H2SO4  →   Ca(H2PO4)2   +   2CaSO4

3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:

Ca3(PO4)2    +  8C   →   Ca3P2   +   8CO

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

3Ca3(PO4)2    +  16Al   →   3Ca3P2   +   8Al2O3

4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами. Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.

Например, гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с  образованием дигидрофосфата калия:

K2HPO4    +   H3PO4  →  2KH2PO4

Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:

K2HPO4    +   KOH   →  K3PO4  +   H2O

5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами, но не реагируют с фосфорной кислотой.

Например, дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:

NaH2PO4    +   2NaOH   →  Na3PO4  +   2H2O

Фосфор (греч. phos — свет + phoros — несущий) — химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество,
легко воспламеняющееся и светящееся.

Фосфор

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Основное и возбужденное состояние атома фосфора

Природные соединения

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

  • 3Ca3(PO4)2*CaCO3*Ca(OH,F)2 — фосфорит
  • Ca10(PO4)6(F,Cl,OH)2 — апатит

Фосфорит и апатит

Получение

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → (t) CaSiO3 + P + CO

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый
фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P4. Свыше 800 °C молекулы P4 распадаются до
P2.

  • Реакции с неметаллами
  • C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

    4P + 3O2 → 2P2O3 (недостаток кислорода)

    4P+ 5O2 → 2P2O5 (избыток кислорода)

    Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

    2P + 3Cl2 → 2PCl3 (недостаток хлора)

    2P + 5Cl2 → 2PCl5 (избыток хлора)

    P + S → P2S3

    Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ — фосфин — боевое
    отравляющее вещество.

    Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3

    Фосфин

  • Реакции с металлами
  • 2P + 3Ca → Ca3P2 (фосфид кальция)

  • Реакция с водой
  • При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество
    является и окислителем, и восстановителем).

    P + H2O → (t) PH3 + H3PO4

  • Реакция с щелочами
  • При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

    P + LiOH + H2O → LiH2PO2 + PH3↑ (LiH2PO2 — гипофосфит лития)

  • Восстановительные свойства
  • При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

    KClO3 + P → KCl + P2O5

    Реакция при поджигании спички

Оксид фосфора V — P2O5

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P4O10. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Получение

P + O2 → P2O5

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

    P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

    P2O5 + H2O = HPO3 (при недостатке воды)

    Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль — определяет соотношение основного
    оксида/основания и кислотного оксида.

    P2O5 + Na2O → Na3PO4

    6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O (фосфат калия, избыток щелочи — соотношение 6:1)

    4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида — соотношение 4:1)

    2KOH + P2O5 = 2KH2PO4 + H2O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида — соотношение 2:1)

    Фосфат калия

  • Дегидратационные свойства
  • Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

    HClO4 + P2O5 → HPO3 + Cl2O7 (HPO3 — метафосфорная кислота)

    HNO3 + P2O5 → HPO3 + N2O5

Фосфорные кислоты

Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:

  • Ортофосфорная кислота — H3PO4 (трехосновная кислота, соли — фосфаты PO43-)
  • Метафосфорная кислота — HPO3 (одноосновная кислота, соли — метафосфаты PO3)
  • Фосфористая — H3PO3 (двухосновная кислота, соли — фосфиты HPO32-)
  • Фосфорноватистая — H3PO2 (одноосновная кислота, соли гипофосфиты — H2PO2 )

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

CuSO4 + H3PO2 + H2O → Cu + H2SO4 + H3PO4

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора,
взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4

P2O5 + H2O → H3PO4

PCl5 + H2O → H3PO4 + HCl

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

Фосфор и азотная кислота

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные
    соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

    3K2O + H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O

    3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O

    2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + H2O

    KOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O

  • Реакции с солями
  • Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок
    желтого цвета — фосфат серебра — образуется в результате реакции с нитратом серебра.

    AgNO3 + H3PO4 → Ag3PO4 + HNO3

    В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

    K2CO3 + H3PO4 → K3PO4 + H2O + CO2

  • Реакции с металлами
  • Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

    Mg + H3PO4 → Mg3(PO4)2 + H2

  • Дегидратация
  • При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

    H3PO4 → (t) HPO3 + H2O

Соли фосфорной кислоты

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

3Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6H2O

Фосфаты являются хорошими удобрениями, которые повышают урожайность. Перечислим наиболее значимые:

  • Фосфоритная мука — Ca3(PO4)2
  • Простой суперфосфат — смесь Ca(H2PO4)2*H2O и CaSO4
  • Двойной суперфосфат — Ca(H2PO4)2*H2O
  • Преципитат — CaHPO4*2H2O
  • Костная мука — продукт переработки костей домашних животных Ca3(PO4)2
  • Аммофос — в основном состоит из моноаммонийфосфата — NH4H2PO4

Аммофос удобрение

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N2. Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

6Li + N2 = 2Li3N

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

гидролиз нитридов активных металлов

А также растворами кислот, например:

кислотный гидролиз нитридов активных металлов

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 оС и является обратимой:

N2 + O2 = 2NO

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

В рамках школьного курса ЕГЭ можно считать, что азот не реагирует ни с какими сложными веществами кроме гидридов активных металлов:

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P4, не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава Pn. В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей Pn и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р2O5:

4P + 5O2 = 2P2O5

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

P + Cl2; P + Br2

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

2P + 3I2 = 2PI3

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

3Ca + 2P = Ca3P2

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

фосфид кальция обработали водой выделился газ фосфин

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Ca3P2 + HCl фосфид кальция обработали соляной кислотой

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

взаимодействие фосфора с кислотами окислителями

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Тем не менее, тем, кто претендует на 100 баллов, для собственного спокойствия, можно запомнить следующие особенности взаимодействия фосфора с растворами щелочей на холоду и при нагревании.

На холоду взаимодействие белого фосфора с растворами щелочей протекает медленно. Реакция сопровождается образованием газа с запахом тухлой рыбы — фосфина и соединения с редкой степенью окисления фосфора +1:

При взаимодействии белого фосфора с концентрированным раствором щелочи при кипячении выделяется водород и образуется фосфит:

P4 + 8NaOH + 4H2O = 4Na2HPO3 + 6H2↑

ФОСФОР
И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

ü  Фосфор.


Строение атома, валентности и степени окисления.

            
3
s1        
3
p3
                      3d0

+15P 
… 
       — валентность III

            
3
s1        
3
p3
                      3d1

+15P*
… 
       — валентность V

В
отличие от азота, фосфор проявляет высшую валентность равную
V,
один
s-электрон
переходит на
d-орбиталь.

Степени
окисления фосфора в различных соединениях:

-3

0

+1

+3

+5

PH3

Фосфин

Na3P

фосфиды

P

H3PO2

Фосфорноватистая кислота

NaH2PO2

гипофосфиты

P2O3

Оксид фосфора (III)

H3PO3

Фосфористая кислота

Na2HPO3

Фосфиты

PCl3

Галогениды

P2O5

оксид
фосфора (V)

H3PO4

ортофосфорная
кислота

Na3PO4

Фосфаты

HPO3

метафосфорная
кислота

PCl5

Галогениды


Аллотропия.

Фосфор

Белый – P4

Красный

Черный

Ядовит,
с чесночным запахом, воспламеняется при температуре 40
°С, растворяется в сероуглероде CS2, хранят под водой.

Не
ядовит, воспламеняется при температуре 240
°С

Похож
на графит


Получение.

Фосфор
получают из природных фосфоритов и апатитов, при сплавлении их с углем и песком
без доступа воздуха.

Ca3(PO4)2
+ 3SiO2
+ 5C  
=t 3CaSiO3
+ 5CO + 2P

Выделяющиеся
пары фосфора конденсируют под водой, получается белый фосфор. При длительном
нагревании белого фосфора без доступа воздуха, он постепенно желтеет и
превращается в красный фосфор.


Химические свойства.

P

Как
восстановитель

С
кислородом, серой и галогенами:

4P
+ 5
O2
= 2
P2O5

Горение фосфора в кислороде

Белый
дым – это
P2O5

4P
+ 3
O2
= 2
P2O3
– при недостатке кислорода

2P
+  3Cl
2
=
t
2PCl
3

в недостатке хлора

2P
+ 5
Cl
=t 
2
PCl5

С
иодом только так: 2P +  3
I2
=
t
2P
I3

2P + 3S  =t P2S3

2P + 5S =t P2S5

C окислителями:

P  + 5HNO3(конц.)  = H3PO4 + 5NO2 + H2O

3P + 5HNO3(разб.)   + 2H2O  = 3H3PO4
+ 5NO

6P + 5KClO3 =  3P2O5
+ 5KCl эта реакция происходит при трении спички о поверхность коробки, на
которую нанесен красный фосфор.

Как
окислитель

С
металлами активными и средней активности:

3Na + P  =  Na3P

3Mg +2P 
=  Mg
3P2

С
водородом фосфор НЕ реагирует.

Диспропор-ционирует

Со
щелочами:

4P + 3NaOH + 3H2O  = 3NaH2PO2 + PH3↑- получается гипофосфит и фосфин

8P +
3Ca(OH)
2
 +
6H
2=  3Ca(H2PO2)2 + 2PH3

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1.     
Какую
валентность фосфор проявляет в простом веществе?

2.     
Какие
простые вещества образует элемент фосфор?

3.     
Какая
модификация фосфора состоит из четырехатомных молекул?

4.     
Какие
степени окисления способен проявить фосфор в соединениях?

5.     
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфор:

Ag, H2, O2, KOH,
F2,
HNO3

6.     
Докончите
уравнения реакций:

P + Br=t                                           
     
P + KOH + H2O =

P + O2
=                                                   
P  + HNO3(конц.)  =

P + O2(недост) =                                          P
+
HNO3(разб.) + H2
=

Ca + P  =                                                 P + H2SO4(конц.)  =

ü  Фосфиды.
Галогениды фосфора.

Фосфиды
и галогениды фосфора подвергаются гидролизу. Продукты, образующиеся в данных
реакциях, зависят от степеней окисления элементов, образующих эти вещества.
Степени окисления элементов в этом случае не меняются:

Ca3P2-3 
6
H2O
=
3
Са(ОН)2
+ 2
P-3H3

Mg3P2
 + 6HCl
= 
3
MgCl2
+ 2
PH3
— с кислотой

P+5Cl5
+ 4H2
H3P+5O4
+ 5HCl

PCl5
+ 8KOH
=
K3PO4
+
5KCl + 4H2O –
со
щелочью

ü  Фосфин.

Фосфин
– бесцветный газ, с запахом тухлой рыбы, ядовит.

Фосфин,
подобно аммиаку, образует ион фосфония
PH4+
и проявляет основные свойства, но во много раз слабее него. Реагирует с
сильными безводными кислотами:

PH3
+ HCl(г) = PH4Cl

На
воздухе фосфин самовоспламеняется
:

PH3
+ 2O
2
 
=  H3PO4,
 в зависимости от условий может получиться и
так:

2PH3
+ 4O
2
= 
P
2O5
+ 3H
2O

Фосфин
является восстановителем.

PH
+
3H
2SO4 
=
 H3PO4
+ 3SO
2 + 3H2O

PH3 + 8HNO3
= H3PO4 + NO2
+ 4H2O

PH3
+ 8KMnO4 + 11KOH
=
K3PO4
+ 8K2MnO4 + 7H2O

3PH3
+ 4K2Cr2O7 + 16H2SO4
=
4Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3H3PO4
+ 16H2O

Ответьте на вопросы и выполните задания:

7.     
Какой вид
химической связи и тип строения вещества характерен для фосфина?

8.     
В чем
схожесть фосфина с аммиаком?

9.     
У какого
вещества основные свойства сильнее, аммиака, или фосфина?

10. 
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфин:

Са(ОН)2, HCl, K3PO4,
HNO3, O2,
K2Cr2O7

11. 
Докончите
уравнения  реакций:

Mg3P

H
2O
=                                         
PH3
+ HI(
г)
=

Na3P
+ HCl
=      
                                      
PH3 + HNO3
=

PBr5
+ NaOH
=      
                                   
PH
+
H
2SO4 
=
 

PBr5
+ H2
=                                            PH3
+ O
2 
= 

ü  Оксиды
фосфора
обладают кислотными свойствами.

P2O3

P2O5

Реагирует
с водой и щелочами.

Р2О3
+ 3Н
2О
 
= 
2
Н3РО3

2О3
+ 6Н
2О 
=t  РН3
 +
3РО4

Р2О3
+ 4KOH  
=  2K2HРО3
+ H
2O

Характерны
все свойства кислотных оксидов.


с водой:

P2O5
+ 3
H2O 
=t
 2H3PO4
с избытком горячей воды.

В недостатке воды получается
пирофосфорная кислота:
P2O5
+ 3
H2O 
=t
 2H4P2O7

P2O5
+
H2O 
=  HPO3
с холодной водой


со щелочами:

P2O5 
+  6
KOH 
=  2K3PO4
+ 3
H2O

P2O5
+ 4
KOH 
= 2
K2HPO4
+
H2O

P2O5
+ 2
KOH
+
H2O 
= 2KH2PO4
в зависимости от соотношения реагентов


основными оксидами:

aO
P2O5  
=  Сa3(PO4)2

Самовоспламеняется
 на воздухе.

P2O3
+ 5
O2
= 2
P2O5

Обладает
сильными водоотнимающими свойствами,
используется
как осушитель и для дегидратации:

P2O5 + 2HNO3  =  2HPO3 + N2O5

P2O5 + H2SO4   =  2HPO3 + SO3

Ответьте на вопросы и выполните задания:

12. 
Какой из
оксидов фосфора устойчивый?

13. 
Какой из
оксидов фосфора может быть как окислителем так и восстановителем?

14. 
Почему
оксид фосфора (
V) используется для осушения
веществ?

15. 
Выберите
вещества, с которыми реагирует оксид фосфора (
V):

Са(ОН)2, HCl,  HNO3, O2,
K2Cr2O7

16. 
Докончите
уравнения  реакций:

Na2O +  P2O5  
=                                                 NaOH + P
2O5  =

ü  Ортофосфорная
кислота.

Фосфор
образует несколько кислот:

H3PO4

Ортофосфорная

PO43-

Ортофосфат

HPO42-

Гидроорто-фосфат

H2PO4

Дигидроорто-фосфат

H4P2O7

Пирофосфорная

P2O74-

Пирофосфат

HPO3

Метафосфорная

PO3

Метафосфат

H3PO3

Фосфористая

HPO32-

Фосфит

H3PO2

Фосфорноватистая

H2PO2

Гипофосфит

трехосновная                   
двухосновная                        одноосновная


Получение в промышленности.

Обработка
природных фосфатов концентрированной серной кислотой:

Ca3(PO4)2(тв)
+ 3H
2SO4(конц)
 
=
 2H3PO4
+ 3CaSO
4


физические свойства.

Фосфорная
кислота — бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо
растворимое в воде.


Химические свойства.

Ортофосфорная
кислота – кислота средней силы. Диссоциирует ступенчато:

H3PO4

H
+ + H2PO4

H2PO4

H
+ + HPO42–
по второй и третьей ступени как слабый электролит

 HPO42–
H
+ + PO43–

Проявляет общие
свойства кислот.

-Реагирует
с металлами до Н:

6Li + 2H3PO4 = 2Li3PO4 + 3H2

a
+  2
H3PO4
=
Ca3(PO4)2
+ 3
H2

3Zn
+  2
H3PO4
=t
Zn3(PO4)2
+ 3
H2↑ — при нагревании.

Со многими металлами H3PO4
не реагирует из-за образования плотной
фосфатной пленки:

2Fe
+2
H3PO4
 2FePO4+
3
H2 — реакция как начинается, так сразу же и прекращается.

Это свойство используется для очистки ржавчины и
фосфатирования изделий из железа.

-Реагирует
с
основными оксидами и  амфотерными оксидами и амфотерными
гидроксидами
,
аммиаком:

2H3PO4 + 3СaO  = Ca3(PO4)2 + 3H2O

H3PO4 + 3NaОН  =  Na3РО4 + 3H2O

H3PO4 + NaОН  =  NaH2РО4 + H2O – могут образоваться и кислые соли

H3PO4 + 2NaОН  = Na2НРО4 + 2H2O

Ca(OH)2 + H3PO4
= CaHPO4 + 2Н2О

Вытесняет более слабые кислоты из их солей
(карбонатов, сульфидов и др.):

3PO4 + 3Na2CO3  =  2Na3PO4 + 3CO2 + 3H2O

Ответьте на вопросы и выполните задания:

17. 
При каких
условиях из P2O5 получается ортофосфорная кислота?

18. 
Почему
ортофосфорная кислота не реагирует со многими металлами, находящимися в ряду
активности до водорода?

19. 
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфорная кислота:

Са(ОН)2, HCl,  NaH2РО4,
O2, Na3РО4,
Na2НРО4,
NaOH, Na2S, Ca3(PO4)2,
С
aCO3

20. 
Докончите
уравнения  осуществимых реакций:

Mg + H3PO4
=                                                     
Ca(OH)2
+ H3PO4 =

Na + H3PO4
=                                                      H3PO4
+ MgO  =

Cu +  H3PO4
=                                                   
 Н3PO4 + Na2CO3  = 

H3PO4 + Na3РО4
=                                              H3PO4 + Na
ОН  = 

H3PO4 + NaH2РО4 =                                           
H3PO4 + Na2H
РО4 =                                               

ü  Соли
ортофосфорной кислоты.

Большинство
фосфатов нерастворимы в воде, растворимы лишь фосфаты щелочных металлов и
аммония. Хорошо растворимы дигидрофосфаты.

Например,
Ca3(PO4)2
– фосфорит нерастворим в воде, как удобрение медленно усваивается растениями; CaHPO4
– преципитат малорастворимый в воде;
Ca(H2PO4)2
– суперфосфат растворимый в воде, хорошо усваивается растениями.

Реакции с щелочами, кислотами, кислотными
оксидами и  другими солями:

Ca3(PO4)2  +  4H3PO4  =  3Ca(H2PO4)2;       –     двойной суперфосфат

Ca3(PO4)2
+ 2
H2SO4
 
=  Ca(H2PO4)2
+ 2
CaSO4;
      
простой
суперфосфат (
Ca(H2PO4)2+2CaSO4)

3Ca(H2PO4)2
+ 12NaOH  =  Ca3(PO4)2
+
4Na3PO4 + 12H2O

Ca3(PO4)2
+
3SiO
2  =t
3CaSiO
3 + P2O5

6LiNO3 + 2K3PO4 = 2Li3PO4 + 3KNO3

Кислые и средние соли фосфорной кислоты могут
взаимно превращаться друг в друга при добавлении щелочи или кислоты:

NaH2PO4 +  2NaOH =  Na3PO4
+ 2H2O

Na2HPO4 + H3PO4  =  2NaH2PO4

Качественная
реакция на фосфаты
– реакция с нитратом серебра (
I).
При этом выпадает желтый осадок Ag3PO4 не
растворимый в аммиачной воде
, но растворимый в азотной кислоте.

Na3PO4
+ 3AgNO3 
 = 
Ag
3PO4
+ 3
NaNO3

ü  Применение
фосфора и его соединений.

P
— в производстве спичек;

P2O5как
осушитель и для дегидратации;

H3PO4
– производство минеральных удобрений, преобразователь ржавчины, фосфатирование
железных изделий, добавка к напиткам;

Ca3(PO4)2
– производство фосфорной кислоты, минеральных удобрений, фосфора;

Na3PO4 – умягчитель воды.

Выполните задания:

21. 
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфат калия:

СО2, HNO3,  NaH2РО4,
O2, Na3РО4,
Na2НРО4,
NaOH, Na2S, Ca3(PO4)2,
С
aCO3

22. 
Докончите
уравнения  осуществимых реакций:

Mg + H3PO4
=                                                    
Ca(OH)2
+ H3PO4 =

Na + H3PO4
=                                                      H3PO4
+ MgO  =

Cu +  H3PO4
=                                                   
 Н3PO4 + Na2CO3  = 

H3PO4 + Na3РО4
=                                              H3PO4 + Na
ОН  = 

H3PO4 + NaH2РО4 =                                           
H3PO4 + Na2H
РО4 =                                               

23. 
Установите
соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА

РЕАГЕНТЫ

А) HNO3

1) H2SO4, H2, Hg

Б) S

2) Hg,
NaOH,
P2O3

В) Ca3(PO4)2 

3) HCl,
AgNO3, O2

Г) P2O5

4) K2CO3,
Mg, CO2

5)
HCl,
H2SO4, SiO2

6) NaOH, CaO, H2O

24. 
Установите
соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА

РЕАГЕНТЫ

А) NaNO3

1) HNO3, H2, Au

Б) I2

2) H2SO4 , S, C

В) PH3

3) Na, Al, Cu2O

Г) H3PO4

4) K, KHCO3, Fe3O4

5)Na, H2,
NaOH

6) O2, HI, HCl

25. 
Установите
соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА

РЕАГЕНТЫ

А) HCl

1) Na3PO4, H2SO4, NaOH

Б) P

2) Ca,
Ca(OH)2, CuO

В) NH4Br

3) Mg,
HNO3, O2

Г) NaH2РО4

4) KOH,
Cl2, AgNO3

5) H2SO4, AgNO3,
Fe(OH)3

6) H2O,
H2, NaBr(
рр)

26. 
Установите
соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА

РЕАГЕНТЫ

А) NaOH

1) HNO3, H2, Au

Б) KBr

2) CuCl2,
S, Br2

В) Cа3P2

3) H2SO4, AgNO3, Cl2

Г) K3PO4

4) AgNO3, H2SO4, LiCl2

5) H2O, H2, NaOH

6) H2O,
H2SO4, HCl

27. 
В заданной схеме
превращений

Ca3(PO4)2  X ―YMg3P2

веществами X и Y являются соответственно:

1) хлорид магния

2) оксид магния

3) магний

4) фосфор

5) фосфат натрия

28. 
В заданной схеме
превращений

Ca3(PO4)2  X ―YСaHPO4

веществами X и Y являются соответственно:

1) хлорид кальция

2) фосфат натрия

3) гидроксид кальция

4) фосфорная кислота

5) фосфат калия

29. 
В заданной схеме
превращений

P  ―X Mg3P2
H
2O→ Y

веществами X и Y являются соответственно:

1) оксид фосфора (V)

2) фосфорная кислота

3) фосфат магния

4) фосфин

5) магний

30. 
В заданной схеме
превращений

H3РO4  ―X К2HPO4Y→KH2PO4

веществами X и Y являются соответственно:

1) KHSO4

2) H3РO4

3) KNO3

4) K2SO4

5) KOH

31. 
Установите
соответствие между исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

А) Ca + H3РO4

1) Ca(H2PO4)2

Б) Ca(OH)2 + H3РO4

2) Ca3(PO4)2 + PH3 + H2O

В) Ca3(PO4)2  + H3РO4

3) Ca3(PO4)2  + H2

Г) CaHPO4  + H3РO4   

4) CaHPO4 + H2O

5) Ca(H2PO4)2 + H2O

6) Ca(OH)2 + P2O5

32. 
Установите
соответствие между исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

А) Ca3(PO4)2  +
C

1) Ca(H2PO4)2 + CaSO4

Б) Ca3(PO4)2  + C + SiO2

2) CaSiO3  + P2O5

В) Ca3(PO4)2  + H2SO4

3) CaSiO3  + P2O5 + CO

Г) Ca3(PO4)2    + SiO2 

4) CaHPO4 + H2O

5) CaSiO3 + CO + P

6) Ca3P2 + CO

33. 
Установите
соответствие между исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

А) P  + Cl2(избыток)

1) NaH2РO4

Б) P  + Cl2(недостаток)

2) NaH2РO2
+ PH3

В) P  + NaOH(раствор)

3) NaH2РO4 + PH3

Г) Na3PO4   + 2H3РO4(избыток)

4) PCl3

5) Na2HРO4

6) PCl5

34.  Установите соответствие между
исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ

А) Na3P  +  H2O

1) NaCl
+ Na3PO4  + H2O

Б) Na3P + HCl

2) NаОН + P

В) PCl5 + H2

3) NaH + PCl3

Г) PCl5 + NaOH

4) NаОН + PH3

5) NaCl +
PH3

6) H3PO4 + HCl

35. 
Установите
соответствие между формулами веществ и реагентом, с помощью

которого их можно различить:

ВЕЩЕСТВА

РЕАГЕНТ

А) K3PO4
 
и  KNO3

1) AgNO3

Б) HCl  и HBr

2) Na2CO3

В) KCl  и  K3PO4

3) NaOH

Г) H3PO
и  K3PO4

4) NaNO3

5) NaCl

36. 
Установите соответствие между веществом и его
применением:

ВЕЩЕСТВО

ПРИМЕНЕНИЕ

Фосфорная 
кислота

Электролит в
аккумуляторах

Фосфор

Удобрение

Дигидрофосфат
кальция

Производстве
спичек

Преобразователь
ржавчины

ОТВЕТЫ НА ТЕСТОВЫЕ
ЗАДАНИЯ:

5

O2, KOH, F2, HNO3

28

43

10

 HCl, HNO3, O2, K2Cr2O7

29

54

15

Са(ОН)2, HNO3

30

52

19

Са(ОН)2, Na3РО4,
Na2НРО4, NaOH, Na2S, Ca3(PO4)2,
С
aCO3

31

3411

21

HNO3,  NaH2РО4,  

32

6512

23

2156

33

6421

24

2563

34

4561

25

2345

35

1112

26

2364

36

432

27

43

Химические свойства азота.

Азот ($N$) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления $–3$ в соединениях с водородом (аммиак $NH_3$) и с металлами (нитриды $Li_3N, Mg_3N_2$).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления $+3$ и $+5$. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления $+1, +2, +4$.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы $N_2$, атомы связаны прочной ковалентной связью $N≡N$. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится $78%$. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли ($NH_4NO_3, KNO_3$) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот Соединения азота
Аммиак Оксиды азота Азотная кислота
1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула.
2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами):
$N_2+3H_2⇄2NH_3$
$N_2+3Mg=Mg_3N_2
3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом):
$N_2+O_2=2NO$
Получение
1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха.
2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония:
$NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O$
1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ.
2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания:
$NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}$

3. Схема электронного строения иона аммония:

4. Взаимодействует с кислотами:

$NH_3+H^{+}=NH_4^+$

5. Проявляет восстановительные свой ства:

$2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$

$4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O$

$4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$

Получение

1. В промышленности:

$N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$

2. В лаборатории:

$2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$

1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре:

$2NO+O_2=2NO_2$

2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода:

$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$

Образуются при взаимодействии:

1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда:

$N_2+O_2=2NO$

2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора:

$4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$

3) меди с азотной кислотой:

а) концентрированной:

$Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$

б) разбавленной:

$3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$

1. Неустойчива, разлагается под действием света:

$4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$

2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе:

$HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$

3. Взаимодействует с основными оксидами:

$CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$

$CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$

4. Взаимодействует с основаниями:

$Fe(OH)_3+3HNO_3=Fe(NO_3)_3+3H_2O$

$Fe(OH)3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$

5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

Получение

1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом:

$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$

2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании:

$2NaNO{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ($P$) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $+5$, а вот соединение фосфин ($PH_3$) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

Фосфор Соединения фосфора
Оксид фосфора (V) Фосфорная кислота
1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый.

2. Горит в кислороде:

$4P+5O_2=2P_2O_5$

(проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре:

$P_4+3O_2=2P_2O_3$

Получение

$2Ca_3(PO_4)_2+10C+6SiO_2=P_4↑+10CO↑+6CaSiO_3–Q$

1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета.

2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя

— с водой:

$P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$

— со щелочами:

$P_2O_5+6NaOH=2Na_3PO_4+3H_2O$

— с основными оксидами:

$P_2O_5+3CaO=Ca_3(PO_4)_2$

Получение

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

$4P+5O_2=2P_2O_5$

1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде.

2. Слабая трехосновная кислота:

$H_3PO_4⇄H^{+}+H_2PO_4^{-}⇄2H^{+}+HPO_4^{2−}⇄3H^{+}PO_4^{3−}$

3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком:

$H_3PO_4+3NaOH=Na_3PO_4+3H_2O$
$H_3PO_4+2NaOH=Na_2HPO_4+2H_2O$
$H_3PO_4+NH_3=NH_4H_2PO_4$
$H_3PO_4+2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$
4. Взаимодействует с основными оксидами:

$2H_3PO_4+3CaO=Ca_3(PO_4)_2+3H_2O$
5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат):

$Ca_3(PO_4)_2+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$
Получение в промышленности:

1) по реакции оксида фосфора (V) с водой:

$P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4;$
2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

$Ca_3(PO_4)_2+3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4+2H_3PO_4$

4. Химические свойства соединений фосфора с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

Правило 4.1. P2O5 активно отнимает воду, поэтому используется для получения оксидов:

P2O5 + 2HNO3 → N2O5 + 2HPO3

P2O5 + 2HClO4 → Cl2O7 + 2HPO3

Правило 4.2. Соединения P+3 легко окисляются до P+5 :

3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

P2O3 + 4HNO3 + H2O → 2H3PO4 + 4NO2

3P2O3 + 2HClO3 + 9H2O → 6H3PO4 + 2HCl

3P2O3 + 2NaClO3 → 3P2O5 + 2NaCl

3PCl3 + 2HNO3 + 8H2O → 3H3PO4 + 2NO + 9HCl

5H3PO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5H3PO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O или

15H3PO3 + 6KMnO4 + 3H2SO4 → 11H3PO4 + 3K2SO4 + 2Mn3(PO4)2 + 9H2O

Правило 4.3. Галогениды фосфора гидролизуются водой или раствором щелочи:

PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl

PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl

PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI

PCl5 + 8KOH → K3PO4 + 5KCl + 4H2O

Правило 4.4. Фосфин, как правило, окисляется до P+5 :

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O   или    PH3 + 2O2 → H3PO4

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O

5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 5H3PO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

PH3 + 8AgNO3 + 4H2O → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

PH3 + 4HClO → H3PO4 + 4HCl

8HNO3(конц., гор.) + PH3 → H3PO4 + 8NO2 + 4H2O

Правило 4.5. Фосфиды металлов разлагаются водой или кислотами, образуя фосфин:

Ca3P2 + ­­6H2O → 3Ca(OH)2 +2PH3                            Zn3P2 + 6HCl → 3ZnCl2 + 2PH3

Mg3P2 + ­­6H2O → 3Mg(OH)2 +2PH3

Правило 4.6. Кислые соли фосфорной кислоты разлагаются при нагревании:

2Na2HPO4 → Na4P2O7 + H2O

Правило 4.7. В таблице ниже представлены формулы и строение различных кислот фосфора.

По словам составителей экзамена основность и строение кислот H3PO3  H3PO2 на ЕГЭ проверяться не будет. Но они могут встретиться тестовой части, например, в задании 5, т.е. необходимо знать класс этих соединений (кислоты).

Такие кислоты как фосфористая H3PO3 и фосфорноватистая H3PO2 образуют только соли, содержащие один и два атома водорода. Это происходит из-за того, что в этих кислотах есть атомы водорода, соединененные непосредствено с атомом фосфора, а они на металл не заменяются. Например:

P4 + 3KOH + 3H2O →  PH3 + 3KH2PO2 (гипофосфит калия)

Степень окисления P

Формула кислоты

Название кислоты

Название солей

Строение кислоты

P+5 (V)

HPO3

Метафосфорная

Метафосфаты, PO3

H4P2O7

Пирофосфорная

Пирофосфаты, P2O74–

H3PO4

Ортофосфорная

(Орто)фосфаты, PO43–

P+3 (V)

H3PO3

Фосфористая

(фосфоновая)

Фосфиты, HPO32–

(фосфонаты)

P+1 (V)

H3PO2

Фосфорноватистая

(фосфиновая)

Гипофосфиты, H2PO2 (фосфинаты)

Понравилась статья? Поделить с друзьями:
  • Фосфор подготовка к егэ по химии
  • Фосфор незаменимый элемент питания растений как впрочем егэ ответы
  • Фосфор егэ химия теория
  • Фосфор егэ химия задания
  • Фосфор егэ презентация