Химические свойства фосфина егэ

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 93,5^о.

 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 

 Фосфин (PH₃)

Способы получения фосфина

Прямым синтезом PH₃ получить нельзя.

• Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

Ca₃P₂ + 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃↑

Mg₃P₂ + 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

• Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

4P + 3KOH + 3H₂O → 3KH₂PO₂ + PH₃↑

• Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

P₄I ↔ HI+ PH₃↑

Физические свойства фосфина

При нормальной температуре фосфин является бесцветным газом с резким чесночным запахом. В воде малорастворим, хорошо растворим в органических растворителях

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

• PH₃не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.

PH₃— Проявляет свойства сильного восстановителя.

• Вступает в реакции с кислотами –
  окислителями:

PH₃ + 8H₂SO_4(конц) = H₃PO₄ + 8SO₂↑ + 3H₂O

PH₃ + 8HNO_{3(конц. гор)} = H₃PO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

• С безводными кислотами образует соли:

HI+ PH₃↑ = P₄I

• Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:

РН₃ + 2О₂ = P₂O₅ + H₂O (Н₃РО₄)

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфиды

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

2P + 3Mg → Mg₃P₂

2P + 3Ca → Ca₃P₂

P + 3Na → Na₃P

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия
фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойства фосфидов

Фосфиды крайне неустойчивы и легко подвергаются необратимому гидролизу с образованием РН₃:

Ca₃P₂ + 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃↑

Mg₃P₂ + 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P₂O₃)

Способы получения оксида фосфора (III)

• Р₂О₃ образуется при горении фосфора в недостатке кислорода или его медленном окислении:

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

Физические свойства оксида фосфора (III)

При комнатной температуре Р₂О₃ — белая воскообразная масса с неприятным запахом. Легко испаряется, его Т_пл = 23,5°С

Пары существует в виде
димеров Р₄О₆.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида фосфора (III)

• Р₂О₃ как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

• Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р₂О₃вгорячей воде:

2Р₂О₃ + 6Н₂О = РН₃ + ЗH₃PO₄

• При взаимодействии Р₂О₃ с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

Р₂О₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + Н₂О

• При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅

Окисление галогенами:

Р₂О₃ + 2Cl₂ + 5Н₂О = 4HCl + 2H₃PO₄

Оксид фосфора (V), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (Р₂О₅)

Способы получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Физические свойства фосфорного ангидрида

При комнатной
температуре Р₂О₅ — белые стеклообразные хлопья без запаха. Существует в виде
димеров Р₄О₁₀.

Очень гигроскопична, при
соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO₃). Р₂О₅ — самое эффективное осушающее средство и
водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

Химические свойства фосфорного ангидрида

Р₂О₅проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

• с водой, с образованием различных кислот:

Р₂О₅ + Н₂О = 2HPO₃ метафосфорная

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ пирофосфориая
(дифосфорная)

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄ ортофосфорная

• с основными оксидами, с образованием фосфатов

Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

• с щелочами, с образованием средних и кислых солей

Р₂О₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + ЗН₂О

Р₂О₅ + 4NaOH = 2Na₂HPO₄ + Н₂О

Р₂О₅ + 2NaOH = 2NaH₂PO₄ + Н₂О

• Фосфорный ангидрид способен отнимать у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Например, он дегидратирует оксокислоты, что широко используется для получения ангидридов кислот:

Р₂О₅ + 2HNО₃ = 2HPO₃ + N₂О₅

Р₂О₅ + 2НСlО₄ = 2HPO₃ + Сl₂О₇

P₂O₅ + H₂SO₄ → 2HPO₃ + SO₃

P₂O₅ + 2CH₃COOH → 2HPO₃ + (CH₃CO)₂O

Видеоопыт Взаимодействие оксида фосфора с водой

Фосфорные кислоты

Фосфор
образует только 2 устойчивых оксида, в которых он находится в степенях
окисления +5 и +3. Однако существует большое число кислот, в которых фосфор
имеет валентность равную V (пять ковалентных связей) и степени окисления +5,
+4, +3, +1.

Строение
наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

Наибольшее
практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая
(фосфористая) кислоты.

Фосфористая кислота ( H₃PO₃)

Способы получения фосфористой кислоты

• Реакция Р₂О₃ с водой:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

• Гидролиз галогенидов фосфора (III):

PCl₃ + ЗН₂О = H₃PO₃+ 3HCl

• Окисление белого фосфора хлором:

2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2H₃PO₃+ 6HCl

Физические свойства, строение фосфористой кислоты

Для молекулы фосфористой кислоты H₃PO₃ известны 2 таутомерные формы. В одной из них 2 атома водорода молекулы связаны с кислородом, а один атом водорода связан непосредственно с атомом фосфора. Такой атом водорода не может быть замещен атомами металлов, поэтому кислота является двухосновной.

В другой
таутомерной форме – все три атома водорода связаны с кислородом.

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н₂[НРО₃]

При комнатной
температуре H₃PO₃ –
кристаллическое вещество без цвета, хорошо растворимое в воде, Тпл =  74°С.

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

Химические свойства фосфористой кислоты

Является
слабой кислотой.

• Для нее характерны все свойства кислот — взаимодействие с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и с щелочами. При этом образуются одно — или двухзамещенные фосфиты:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

• Кислота является и окислителем и восстановителем, при нагревании вступая в реакции диспропорционирования:

H₂HPO₃ + H₂HPO₃ = H₃PO₄ + PH₃

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

• Реагируют с сильными окислителями:

H₃PO₃ + Cl₂ + Н₂О = H₃PO₄ + 2HCl

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

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

• Реагируют с более слабыми окислителями:

H₃PO₃ + 2AgNO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + 2Ag↓ + 2HNO₃

• В реакции с сильными восстановителями, например, с щелочными и щелочно-земельными металлами, цинковой пылью, кислота восстанавливается до фосфина:

H₂HPO₃ + 3Zn + 3H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + PH₃ + 3Н₂О

• При нагревании водного раствора Н₃РO₃окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

H₃PO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + Н₂

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

• Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

• взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н₂

Н₂[НРО₃] + Ca = Ca[HРО₃] + Н₂

• взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

Н₂[НРО₃] + CaO = Ca[HРО₃] + Н₂O

• диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

P₄ + 8NaOH_(конц) + 4H₂O = Na₂[HРО₃] + 6H₂

• Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

PCl3 + 5NaOH_(разб) = Na₂[HРО₃] + 3NaCl + 2H₂O

Физические свойства фосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н₂РО₃, например: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2 или 1 анионом HPO₃, например: Na₂HPO₃, СаHPO₃.

Хорошо
растворимы в воде только фосфиты щелочных металлов и кальция, остальные фосфиты
плохо растворимы.

Химические свойства фосфитов

Имеют
химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н₃РO₄)

Способы получения фосфорной кислоты

В промышленности Н₃РO₄ получают двумя способами:

• Разложением природного соединения – фосфата кальция Са₃(РO₄)₂ серной кислотой:

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄↓

• Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

• Н₃РO₄ получают окислением фосфора азотной кислотой:

ЗР + 5HNO₃ + 2Н₂О = ЗН₃РO₄ + 5NO↑

• Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄

Физические свойства, строение фосфорной кислоты

При обычной
температуре безводная Н₃РO₄ – прозрачное, легкоплавкое (Т_пл = 42°С)
кристаллическое вещество. Н₃РO₄ -очень гигроскопичное вещество и смешивается с
водой в любых соотношениях. Н₃РO₄ с небольшим количеством воды образует
сиропообразную, вязкую жидкость.

Степень
окисления фосфора в фосфорной кислоте равна +5, валентность равна V.

При
нагревании орто-фосфорной кислоты выше +213 °C, она переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При нагревании выше 700°С переходит в
метафосфорную кислоту HPO₃:

Качественные реакции для обнаружения фосфат-иона

Для обнаружения анионов фосфорной кислоты используют раствор AgNO₃, при помощи которого также можно различить мета-, пиро- и ортофосфорные кислоты друг от друга.

При
добавлении AgNO₃ к кислотам образуются осадки
различного цвета:

• метафосфат серебра AgPO₃— белый
• пирофосфат серебра Ag₄P₂O₇ – также белый, но он не свертывает яичного белка
• ортофосфат серебра Ag₃PO₄— желтый:

Н₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3НNO₃

Видео Качественная реакция на фосфат-ион

Химические свойства фосфорной кислоты

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это электролит средней силы
и представляет собой трехосновную кислоту.

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н₃РO₄ → Н⁺ + Н₂РO₄^—

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно
малой степени:

Н₂РO₄^— → Н⁺ + НРO₄^2-

НРO₄^2- → Н⁺ + РO₄^3-

• Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами:

2Н₃РO₄ + 6Na = 2Na₃РO₄ + 3H₂

•  с основными оксидами:

2Н₃РO₄ + ЗСаО = Са₃(РO₄)₂ + ЗН₂О

2H₃PO₄ + 3MgO = Mg₃(PO₄)₂ + 3H₂O

• с основаниями образует три ряда солей – одно-, двух- и трехзамещенные (кислые и средние соли):

Н₃РO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + Н₂О

Н₃РO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2Н₂О

Н₃РO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + ЗН₂О

• с аммиаком образует соли аммония:

Н₃РO₄ + NH₃ = NH₄H₂PO₄

Н₃РO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂HPO₄

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей
  (карбонатов, сульфидов и др.). Также вступает в обменные реакции с солями:

Н₃PO₄ + 3NaHCO₃ → Na₃PO₄ + CO₂ + 3H₂O

• При нагревании H₃PO₄ выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

2H₃PO₄ → H₂P₂O₇ + H₂O

В отличие от
аниона NO₃^— в азотной
кислоте, анион РO₄^3- окисляющим
действием не обладает.

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

Получают
кислоты с металлами, оксидами металлов, гидроксидами (см. Химические свойства
ортофосфорной кислоты)

Физические свойства фосфатов

Н₃РO₄ является 3х-основной кислотой, поэтому образует 3 типа солей:

Анион соли	Название	Растворимость в воде	Примеры солей
PO43-	Фосфат (ортофосфат)	большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)	Na3РO4; Са3(РO4)2
HPO42-	Гидрофосфат	растворимы	Na2НРO4; СаНРО4
Н2РO4—	Дигидрофосфат	очень хорошо растворимы	NaH2PO4; Са(Н2РO4)2

Химические свойства фосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

• Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:

Na₃РO₄ + Н₂О = Na₂HPO₄ + NaOH

• Характерная особенность ортофосфатов – отношение к прокаливанию: однозамещенные соли переходят в метафосфаты, двухзамещенные – в пирофосфаты, из трехзамещенных изменяются только соли аммония:

NaH₂PO₄ = NaPO₃ + H₂O

Na₂HPO₄ = Na₄P₂O₇ +
H₂O

(NH₄)₃PO₄ = 3NH₃ + H₂O

Фосфорные удобрения

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

При достаточном количестве фосфора растения быстро растут и хорошо плодоносят. Внесение фосфорных удобрений благоприятствует росту корневой системы растения и повышению урожайности. В связи с этим такие удобрения важны при выращивании овощных, зерновых и плодово-ягодных культур.

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

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

Основное и возбужденное состояние фосфора

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

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

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↑



• 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

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)



• 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 PO₄^3-)
• Метафосфорная кислота — HPO₃ (одноосновная кислота, соли — метафосфаты PO₃^—)
• Фосфористая — H₃PO₃ (двухосновная кислота, соли — фосфиты HPO₃^2-)
• 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

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

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)

Фосфин – это газ, который вырабатывается как промышленностью, так и в процессе жизнедеятельности организмов. Обладает целым рядом интересных свойств. Например, он является причиной суеверий, связанных с ночными огоньками на болотах, используется в исследовании космоса и является одной из причин глобального потепления. Фосфин – это ядовитый газ. Рассмотрим свойства фосфина, применение это газа, симптомы отравления и первую помощь.

Что такое фосфин, формула вещества

Фосфин — это соединение фосфора и водорода. Химическая формула фосфина имеет вид:

PH₃

Как показывает формула фосфина, он состоит из трёх атомов водорода и одного атома фосфора. В природе встречается только в виде газа. В промышленных условиях может сжижаться и даже переходить в твёрдое состояние в виде кристаллов. Растворяется в воде, получается в ходе жизнедеятельности анаэробных бактерий, в некотором количестве выделяется из почвы.

Физические свойства фосфина, внешний вид

Рассмотрим подробно физические свойства фосфина:

• Молекулярная масса – 34.3;
• Плотность в нормальных условиях – 1.529 кг/м³
• Температура кристаллизации – 133.5°C;
• Температура плавления – 133.8°C;
• Переход в газ при температуре 87.5°C;
• Растворим в воде, крови. Предельная растворимость при 20°C составляет 27мл/100г.
• Горит. Минимальная концентрация самовозгорания около 26 г/л.

Молекула фосфина имеет форму тетраэдра, вершиной которого является молекула фосфора, и от неё отходят в одну сторону три молекулы водорода. Угол между водородными связями при этом составляет 93.5 градусов. Затвердевая, образует кубическую кристаллическую решётку. Обладает слабо выраженными щелочными свойствами как в водном растворе, так и в сжиженном виде. Растворим в  диэтиловом эфире, сероуглероде, бензоле.

В чистом виде фосфин – это бесцветный газ, без выраженного запаха. Так как при промышленном получении обычно содержит ряд примесей, то его присутствие в воздухе можно определить, почувствовав запах тухлой рыбы, жареного чеснока, лука. Чистый и сухой фосфин не воспламеняется в обычной воздушной среде, такое возможно только при температуре выше 100°C. Однако при его образовании при взаимодействии соединений фосфора и воды в составе газа образуется значительная доля дифосфина, P₂H₂. Благодаря этой примеси он может самовоспламеняться при комнатной температуре.

Химические свойства фосфина

Рассмотрим химические свойства фосфина, как он взаимодействует с другими веществами.

Реакция горения фосфина:

2O₂ + PH₃ = H₃PO₄ + T или

2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O + T

При большой концентрации фосфина реакция идёт преимущественно по второму типу.

Реакция разложения фосфина при нагреве:

2PH₃ + T = 2P + 3H₂↑

Реакция фосфина с серной кислотой:

PH₃ + 4H₂SO₄ (конц.)+ T =H₃PO₄+4SO₂+H₂O

Реакция проходит при температуре. Без нагрева образуется не ортофосфорная, а фосфористая кислота H₃PO₃.

Реакция фосфина с кислотой — проявление основных свойств, образование солей фосфония:

PH₃ + HCl = PH₄Cl

Соединение слабое, разлагается в присутствии воды. Является одной из форм хранения фосфина — реакция легко обратимая. Используется для хранения фосфина в целях фумигации — уничтожения насекомых в зернохранилищах.

Производство и получение фосфина

Получение фосфина в лабораторных условиях реакцией кислоты с дифосфидами металлов:

Mg₃P₂ + 6HCl + T = 3MgCl₂ + 2PH₃↑

Данная реакция относится к реакциям гидролиза. Вместо дифосфида магния может выступать другое соединение с щелочноземельными металлами, например, кальция. Во время реакции более электроотрицательные атомы хлора замещают ионы фосфора, которые, в свою очередь, соединяются с ионами водорода. При этом происходит еще и образование некоторого количества P₂H₂, упомянутого ранее.

Более сложная реакция – диспропорционирование, когда используемый белый фосфор выступает и в качестве окислителя, и в качестве восстановителя:

4P + 3KOH + 3H₂O + T = 3KH₂PO₂ + PH₃↑

Здесь электроположительный калий вступает в реакцию с фосфором и водой. Из-за своих выраженных щелочных свойств он образует гипофосфит, остатки фосфора вступают в реакцию с образовавшимися ионами водорода и выделяются в виде газа из раствора.

Получение фосфина в промышленности

В основном используется описанная выше реакция белого фосфора с горячей щёлочью. Еще применяется реакция восстановления фосфоновой кислоты:

H₃PO₃ + 3 Zn + 6HCl = PH₃↑ + 3ZnCl₂ + 3H₂O

Применение фосфина

Применение фосфина в сельском хозяйстве как пестицида

Фосфин – это эффективный пестицид. Газ чрезвычайно ядовит и сильно воздействует на насекомых, которые вредят урожаю. Хорошо действует и на грызунов.

В чистом виде как газ из баллонов не используется. Чаще всего используется описанная выше реакция PH₃ + HCl = PH₄Cl в своём обратимом виде, разложение PH₄Cl в присутствии воды. Также применяют реакцию воды с фосфидом магния. В результате её при взаимодействии с влагой из воздуха образуется фосфин. Выделение идёт достаточно активно.

P₂Mg₃ + 6H₂O →2PH₃ + 3Mg(OH)₂

Резистентность и эффективность фосфина в качестве пестицида

У некоторых видов насекомых, в частности, у кожеедов, отмечается выработка резистентности к фосфину. У других видов она слабо выражена, повторные обработки бывают так же эффективны, как и первая. При борьбе с грызунами резистентности не отмечено. Однако отмечается, что большинство грызунов всё-таки в процессе обработки успевают выйти из опасной зоны и поражение их не затрагивает. В этом плане фосфин менее эффективен, чем яды, применяющиеся в составе приманок.

Влияние фосфина на продукты питания

По заключениям специалистов, применение фосфина в качестве пестицида или фумигатора никак не влияет на качество продуктов питания, которые им обработаны. Газ не оставляет каких-то ядовитых следов на поверхности плодов, зерна или в муке.

В космической науке

Считается, что пары фосфина в атмосфере могут появляться в результате деятельности анаэробных бактерий. Если в спектре излучения атмосферы телескопы находят такие следы, то это может свидетельствовать о наличии жизни.

Опасность фосфина, токсичность, меры предосторожности

Фосфин – это сильный яд нервно-паралитического действия. При работе с ним необходимо соблюдать меры предосторожности:

• Использовать противогаз со специальной гильзой, предназначенной для работы с фосфином;
• Одевать костюм химической защиты;
• Применять защитные перчатки.

Нельзя находиться в помещении, где проходит обработка фосфином. При наличии симптомов отравления необходимо оказать помощь.

Симптомы отравления фосфином и первая помощь

Симптомами отравления являются:

• В лёгких случаях: тошнота, головокружение, боль в области диафрагмы и средней части спины;
• В тяжёлых случаях: головокружение, сильная головная боль, конвульсии, потеря сознания.

При обнаружении симптомов отравления фосфином первая помощь при отравлении состоит в том, чтобы человек покинул зону обработки, затем немедленно вызывают врача. При наличии сознания и пульса необходимо его освободить от одежды и уложить — иногда одежда содержит в складках газ, который можно вдохнуть. При отсутствии сознания и наличии пульса пострадавшего выносят из зоны поражения, раздевают и укладывают в горизонтальное положение. При отсутствии пульса проводят реанимацию до приезда врача.

Где купить и сколько стоит

В небольшом количестве его легче всего приобрести в специализированных магазинах в виде таблеток фосфида магния. Они при реакции с влагой выделяют газ фосфин. Возможна продажа таблеток фосфида алюминия, они менее интенсивно выделяют фосфин при реакции с водой, но достаточно для нормальной обработки помещения. Цена за 1 килограмм таблеток — около 2500-3000 рублей, при оптовой закупке цена существенно ниже.

Заключение

Фосфин – это вещество, которое нашло основное применение в сельском хозяйстве, а также некоторых областях науки. Некоторые исследователи считают, что его выделение на болотах в России в связи с глобальным потеплением и таянием вечной мерзлоты способно сильно ускорить эти процессы. При обращении с ним нужно соблюдать осторожность — это сильный и опасный яд.

Читайте также:

• Азотная кислота: свойства, применение, реакции
• Нитрат кальция (кальциевая селитра): описание, применение
• Хлорид фосфора: свойства, получение, реакции, применение, опасность
• Сульфат калия: свойства, формула, применение

Фосфин
Систематическое наименование	Фосфин
Хим. формула	PH3
Состояние	газ
Молярная масса	34,00 г/моль
Плотность	1,379 г/л, газ (25 °C)
Энергия ионизации	9,96 ± 0,01 эВ
Температура
• плавления	−133,8 °C
• кипения	−87,8 °C
Пределы взрываемости	1,79 ± 0,01 об.%
Энтальпия
• образования	5,4 кДж/моль
Давление пара	41,3 ± 0,1 атм
Растворимость
• в воде	31,2 мг/100 мл (17 °C)
Рег. номер CAS	[7803-51-2]
PubChem	24404
Рег. номер EINECS	232-260-8
SMILES	P
InChI	1S/H3P/h1H3 XYFCBTPGUUZFHI-UHFFFAOYSA-N
RTECS	SY7525000
ChEBI	30278
Номер ООН	2199
ChemSpider	22814
Токсичность	Чрезвычайно токсичен, СДЯВ
Пиктограммы ECB
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Фосфин (фосфористый водород, фосфид водорода, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан) PH₃ — бесцветный ядовитый газ (при нормальных условиях). Чистый фосфин не имеет запаха, но образцы технического продукта обладают неприятным запахом, похожим на запах тухлой рыбы (чеснока).

Физические свойства

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства.
При низких температурах образует твёрдый клатрат 8 PH₃·46 H₂O. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C_3v (d_PH = 0,142 нм, ∠HPH = 93,5°). Дипольный момент составляет 0,58 Д, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH₃ практически не проявляется и поэтому по сравнению с аммиаком, фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

Получение

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

 2 P₄ + 3 Ca(OH)₂ + 6 H₂O  →^70∘C  2 PH₃ ↑ + 3 Ca(H₂PO₂)₂

 P₄ + 3 KOH + 3 H₂O →^70∘C 3 KH₂PO₂ + PH₃ ↑

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

 Ca₃P₂ + 6 H₂O  →  2 PH₃ ↑ + 3 Ca(OH)₂

 Mg₃P₂ + 6 HCl  →  2 PH₃ ↑ + 3 MgCl₂

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

 P₄ + 6 HCl  →^300∘C  2 PH₃ + 2 PCl₃

Разложение йодида фосфония:

 PH₄I  →^>80∘C  PH₃ + HI

 PH₄I + H₂O  ⇄  PH₃ ↑ + H₃O⁺ + I⁻

 PH₄I + NaOH  ⇄  PH₃ ↑ + NaI + H₂O

Разложение фосфоновой кислоты:

 4 H₂(PHO₃) →^{170−200∘C}  PH₃ ↑ + 3 H₃PO₄

или её восстановление:

 H₃PO₃ + 3 Zn + 6 HCl  →  PH₃ ↑ + 3 ZnCl₂ + 3 H₂O

Химические свойства

Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s²) ниже, чем у азота (2s²) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

 2 PH₃  →^t  2 P + 3 H₂

На воздухе горит согласно уравнению:

 PH₃ + 2 O₂  →  H₃PO₄

Проявляет сильные восстановительные свойства:

 PH₃ + 3 H₂SO₄   →   H₂(PHO₂) + 3 SO₂ ↑ + 3 H₂O

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

 PH₃ + 2 I₂ + 2 H₂O   →   H(PH₂O₂) + 4 HI

В связи с тем, что:

 4 H₂(PHO₃)  →^{170−200∘C}  PH₃ ↑ + 3 H₃PO₄

то возможно протекание следующей реакции:

 PH₃ + 4 H₂SO₄   →^200∘C   H₃PO₄ + 4 SO₂ ↑ + 4 H₂O

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH₄⁺ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

 PH₃ + HCl  →^30∘C  PH₄Cl

 PH₃ + HI  →   PH₄I

Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Самовозгорание

Абсолютно чистый и сухой фосфин не способен к самовоспламенению на воздухе и загорается только при температуре 100-150°.
Однако фосфин, получающийся, например, при взаимодействии фосфидов с водой всегда имеет примесь дифосфина P₂H₄, который на воздухе самовоспламеняется. В частности, таким образом могут появляться «блуждающие огни».

Токсичность

Фосфин очень ядовит. Поражает в первую очередь нервную систему, нарушает обмен веществ; также действует на кровеносные сосуды, органы дыхания, печень, почки.
Запах фосфина ощущается при концентрации 2—4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ может привести к летальному исходу. ПДК — 0,1 мг/м³.

При остром отравлении фосфином в лёгких случаях беспокоит боль в области диафрагмы, чувство холода, впоследствии может развиться бронхит. При среднетяжёлом отравлении — чувство страха, озноб, рвота, стеснение в груди, удушье, боль за грудиной. В тяжёлых случаях на первый план выходят неврологические симптомы — оглушение, неверная походка, подёргивания в конечностях, мидриаз; cмерть от паралича дыхания или сердечной мышцы может наступить через нескольно дней, а при высоких концентрациях — мгновенно.

Хроническое отравление может привести к расстройству зрения, походки, речи, пищеварения, бронхиту, болезням крови и жировому перерождению печени.

Применение

В 2019 году фосфин был предложен в качестве биосигнатурного газа для поиска жизни на землеподобных экзопланетах, поскольку на Земле он производится анаэробными экосистемами. Слабой стороной фосфина для этой цели является его высокая реакционная способность, что требует большой интенсивности производства этого газа для его детектирования. Для его обнаружения в атмосфере экзопланеты потребуются десятки часов наблюдения телескопа «Джеймс Уэбб».