Овр с фосфором егэ - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

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, P2O7^4–
H3PO4	Ортофосфорная	(Орто)фосфаты, PO4^3–
P⁺³ (V)	H3PO3	Фосфористая (фосфоновая)	Фосфиты, HPO3^2– (фосфонаты)
P⁺¹ (V)	H3PO2	Фосфорноватистая (фосфиновая)	Гипофосфиты, H2PO2^– (фосфинаты)

Источник

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 P_n, 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=250-300^оС 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)₂ + 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 93,5^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

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
P₂O₅Оксид 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 P₂O₃(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:

2Р₂О₃ + 6Н₂О _(гор.) → РН₃ + 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) + 3H₂SO_4(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⁺ + HPO₄^2–

HPO₄^2– ⇄ H⁺ + PO₄^3–

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

Источник

в условии
в решении
в тексте к заданию
в атрибутах

Категория:

Атрибут:

Всего: 397 1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 | 81–100 …

Добавить в вариант

Из предложенного перечня выберите все способа уменьшить скорость реакции горения фосфора в кислороде.

1)  измельчение фосфора

2)  разбавление кислорода азотом

3)  использование катализатора

4)  увеличение давления

5)  понижение температуры

Запишите в поле ответа номера выбранных способов.

Фосфор смешали с избытком порошка алюминия. Навеску смеси массой 39,4 г нагрели в инертной атмосфере. Полученное твёрдое вещество охладили и полностью растворили в соляной кислоте, при этом выделилось 29,12 л (н. у.) газа. Определите массовую долю фосфора в исходной смеси. Напишите уравнения всех проведённых реакций.

Установите соответствие между реагирующими веществами и органическим продуктом, который образуется при взаимодействии этих веществ.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА

А)  пропионовая кислота и хлорид фосфора (V)

Б)  пропионовая кислота и аммиак

В)  пропионовая кислота и бром (катализатор – P_кр.)

Г)  пропионовая кислота и пропанол–1

ОРГАНИЧЕСКИЙ ПРОДУКТ РЕАКЦИИ

1)  пропионат аммония

2)  пропаноилхлорид

3)  1–хлорпропан

4)  пропилпропионат

5)  2–бромпропионовая кислота

6)  3–бромпропионовая кислота

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Установите соответствие между уравнением реакции и свойством атома фосфора в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СВОЙСТВО ФОСФОРА

1)  является окислителем

2)  является восстановителем

3)  является и окислителем, и восстановителем

4)  не изменяет степень окисления

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

Источник: ЕГЭ по химии 2020. Основная волна. Вариант 1

Установите соответствие между схемой реакции и свойством, которое проявляет элемент фосфор в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СВОЙСТВО ФОСФОРА

1)  не изменяет степень окисления

2)  только окислитель

3)  и окислитель, и восстановитель

4)  только восстановитель

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и элементом-окислителем: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

ЭЛЕМЕНТ-ОКИСЛИТЕЛЬ

1)  углерод

2)  фосфор

3)  бром

4)  кислород

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

Из предложенного перечня типов реакций выберите все, которые характеризуют взаимодействие белого фосфора и кислорода.

1)  соединение

2)  необратимая

3)  окислительно-восстановительная

4)  гетерогенная

5)  эндотермическая

Запишите в поле ответа номера выбранных суждений.

Источник: ЕГЭ по химии 2021. Основная волна. Вариант 1

СВОЙСТВО АТОМА ФОСФОРА

1)  не проявляет окислительно-восстановительных свойств

2)  только восстановитель

3)  и окислитель, и восстановитель

4)  только окислитель

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

Источник: ЕГЭ по химии 2022. Досрочная волна

Установите соответствие между уравнением реакции и свойством, которое проявляет элемент фосфор в этой реакции: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

СВОЙСТВО ФОСФОРА

1)  является окислителем

2)  является восстановителем

3)  является и окислителем, и восстановителем

4)  не изменяет степень окисления

Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.

При растворении фосфора в концентрированном растворе гидроксида калия выделилось 1,12 л газа (н. у.). Чему равна масса (в г) прореагировавшего фосфора, если второй продукт реакции  — гипофосфит калия? Ответ запишите с точностью до десятых.

Источник: СтатГрад: Тренировочная работа 09.11.2022. Вариант ХИ2210201.

Тип 8 № 35

Установите соответствие между названием оксида и формулами веществ, с которыми он может взаимодействовать: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ОКСИДА

А)  оксид калия

Б)  оксид углерода (II)

В)  оксид хрома (III)

Г)  оксид фосфора (V)

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

Источник: Демонстрационная версия ЕГЭ—2012 по химии

Задания Д1 № 532

Три неспаренных электрона на внешнем уровне в основном состоянии содержит атом

1)  титана

2)  кремния

3)  магния

4)  фосфора

Задания Д2 № 749

Оксиды состава и образуют

1)  азот и фосфор

2)  сера и селен

3)  углерод и кремний

4)  бром и бор

Установите соответствие между названием вещества и формулами реагентов, с которыми оно может взаимодействовать: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

A)  железо

Б)  кислород

B)  фосфор

Г)  цинк

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

A)  сера

Б)  кислород

B)  хлор

Г)  фосфор

Запишите в ответ цифры, расположив их в порядке, соответствующем буквам:

Задания Д30 C1 № 957

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: фосфор, хлорноватая кислота, сульфат натрия, хлорид бария, хлорид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения этой реакции.

Источник: РЕШУ ЕГЭ

Соединения состава и может образовать

1)  азот

2)  фтор

3)  фосфор

4)  бром

Такую же степень окисления, как в PCl₃, фосфор имеет в

1)  РСl₅

2)  Р₂O₅

3)  Н₃РО₄

4)  Н₃РО₃

Степень окисления +5 фосфор имеет в каждом из двух соединений:

Источник: ЕГЭ по химии 10.06.2013. Основная волна. Урал. Вариант 1

Низшую степень окисления фосфор проявляет в соединении, формула которого

3)   РСl_3

Источник: ЕГЭ по химии 10.06.2013. Основная волна. Урал. Вариант 5

Всего: 397 1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 | 81–100 …

Источник

ОВР с фосфором и его соединениями

Click the card to flip 👆

Sets found in the same folder

Other sets by this creator

Verified questions

physical science

Verified answer

anatomy and physiology

Verified answer

Chemistry: The Central Science

14th Edition•ISBN: 9780134414232 (4 more)Bruce Edward Bursten, Catherine J. Murphy, H. Eugene Lemay, Matthew E. Stoltzfus, Patrick Woodward, Theodore E. Brown

7,741 solutions

Organic Chemistry

6th Edition•ISBN: 9781260475678Janice Gorzynski Smith

2,029 solutions

Organic Chemistry

9th Edition•ISBN: 9781305080485 (3 more)John E. McMurry

1,920 solutions

Other Quizlet sets

Источник

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

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.

Источник

Материал по химии

Какие реакции нужно знать, чтобы решить ЕГЭ по химии?
1) Взаимодействие металлов с кислородом
2) Взаимодействие металлов с водой
3) Амфотерные металлы
4) Амфотерные оксиды и гидроксиды
5) Комплексные соли
6) Амфотерные соли
7) Углерод на ЕГЭ
Азот на ЕГЭ
9) Фосфор на ЕГЭ
10) Сера на ЕГЭ
11) Замещение неметаллов
12) Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами
13) Медь и её соединения
14) Серебро и его соединения
15) Хром и его соединения
16) Железо и его соединения
17) Соединения марганца
18) Неметаллы с щелочами
19) Кислотные оксиды с щелочами
20) Гидриды, фосфиды, нитриды, сульфиды, карбиды
21) Гидролиз бинарных соединений с ковалентной полярной связью
22) Взаимный гидролиз

В данном материале мы рассмотрим только те реакции неорганической химии, что выходят за пределы свойств классов (солей, кислот, оксидов, оснований) и часто встречаются в 8 задании. В материале Вы познакомитесь с самыми популярными реакциями, которые встречаются на экзамене.

Какие реакции нужно знать, чтобы решить ЕГЭ по химии?

1) Взаимодействие металлов с кислородом

Натрий, как и другие щелочные металлы (кроме лития), а также барий, при взаимодействии с кислородом образуют пероксиды или надпероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂

Причем, для натрия более характерен пероксид, а для калия – надпероксид:

K + O₂ = KO₂

Пероксиды реагируют с холодной и горячей водой по-разному: с холодной водой происходит реакция обмена:

Na₂O₂+ 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

В горячей воде происходит окислительно-восстановительная реакция:
2Na₂O₂+ H₂O = 4NaOH + O₂↑

2) Взаимодействие металлов с водой

Основные продукты при взаимодействии металлов с водой можно представить в виде следующей схемы:

Задание 8 ЕГЭ по химии

Активные металлы, такие как натрий, калий, кальций, легко реагируют с водой, вытесняя водород. Реакции относятся к экзотермическим (проходят с выделением большого количества тепла), натрий и калий так активно реагируют с водой, что при контакте происходит их возгорание.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Магний и алюминий тоже образуют гидроксиды, но для реакции необходимо нагревание. Алюминий берут в виде амальгамы.

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑

Металлы средней активности требуют нагревания для взаимодействия с водой, при этом образуется оксид, а не гидроксид:

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

Железо при взаимодействии с водой образует окалину (смесь оксида железа II и оксида железа III):

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂

На влажном воздухе железо превращается в бурый гидроксид железа III:

2Fe + 3H₂O + 3O₂ = 2Fe(OH)₃

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

K + H₂O →
K₂O + H₂O →
K + O₂ →
K₂O₂ + H₂Oхолод. →

KOH
K₂O
KOH + H₂O₂
KOH + H₂
KO₂

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

Ba + O₂ →
BaO + H₂O →
Ba + H₂O →
BaO₂ + H₂O (горяч.) →

Ba(OH) ₂ + O₂
BaO₂
Ba(OH) ₂
BaO
Ba(OH) ₂ + H₂

От активности металла зависит продукт реакции

3) Амфотерные металлы

Алюминий, цинк и бериллий отличаются от других металлов тем, что могут вступать во взаимодействие с концентрированными растворами щелочей, понятие «амфотерные металлы» использовано для облегчения поиска, такое понятие не совсем верно.

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

4) Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют с концентрированными растворами щелочей, причем продукт зависит от агрегатного состояния исходной щелочи: если она твердая, то применяют сплавление и образуется средняя соль, если же щелочь дана в растворенном виде, то образуется комплексная соль. Эти различия очень часто встречаются в задании 8 на ЕГЭ по химии!

При сплавлении:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O↑

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O↑

При растворении в концентрированной щелочи:

BeO + 2KOH + H₂O = K₂[Be(OH)₄]

Be(OH)₂ + 2KOH = K₂[Be(OH)₄]

Можно брать любую щелочь и любой амфотерный оксид или гидроксид.

Амфотерные оксиды, при сплавлении с солями, вытесняют летучие кислотные оксиды:

Na₂CO₃ + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ + CO₂↑

K₂SO₃ + ZnO = K₂ZnO₂ + SO₂↑

Задание по образцу ФИПИ:

Be + KOH р-р →
BeO + KOH р-р →
BeO + KOH тв. →
Be(OH) ₂ + KOH тв. →

K₂ [Be(OH) ₄] + H₂O
K₂ [Be(OH) ₄] + H₂
K₂O + Be(OH) ₂
K₂ [Be(OH) ₄]
K₂BeO₂ + H₂O

5) Комплексные соли

Комплексные соли разлагаются при нагревании с потерей воды:

Na[Al(OH)₄] = NaAlO₂ + 2H₂O

K₂[Zn(OH)₄] = K₂ZnO₂ + 2H₂O

Комплексные соли реагируют с сильными кислотами в двух вариантах (при избытке и при недостатке кислоты):

Na[Al(OH)₄] + HCl = NaCl + H₂O + Al(OH)₃↓ (при недостатке кислоты)

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = NaCl + AlCl₃ + 4H₂O (при избытке кислоты)

Комплексные соли реагируют со слабыми кислотами и летучими кислотными оксидами, получаемые сульфиды, карбонаты, сульфиты алюминия неустойчивы, поэтому вместо них записывают гидроксид амфотерного металла:

2Na[Al(OH)₄] + H₂S = Na₂S + 2Al(OH)₃ + 2H₂O (при недостатке сероводородной кислоты)

Na[Al(OH)₄] + H₂S = NaHS + Al(OH)₃ + H₂O (при избытке сероводородной кислоты)

2Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Na₂CO₃ + 2Al(OH)₃ + H₂O (при недостатке углекислого газа)

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = NaHCO₃ + Al(OH)₃ (в условиях избытка углекислого газа)

Попробуйте решить задание ЕГЭ:

Na₂ [Zn(OH) ₄] нагревание →
Na₂ [Zn(OH) ₄] + H₂S изб. →
Na₂ [Zn(OH) ₄] + H₂S нед. →
NaOH тв. + Zn(OH) ₂ →

NaHS + ZnS + H₂O
Na₂S + Zn(OH) ₂ + H₂O
Na₂ZnO₂ + H₂O
Na₂S + Zn + H₂O
Na₂ZnO₂ + H₂

6) Амфотерные соли

Термин «амфотерные соли» некорректен, однако за последний месяц было более четырех тысяч запросов с таким сочетанием слов, под амфотерными солями школьник понимает соли, в анионе которого стоит амфотерный металл, а также комплексные соли, описанные выше. На самом деле, соли в которых амфотерный металл принадлежит аниону следует относить к самым обычным средним солям. Рассмотрим свойства некоторых из них, например, цинката натрия (Na₂ZnO₂) и алюмината калия (KAlO₂).

Реагируют с сильными кислотами:

Na₂ZnO₂ + 4HCl = 2NaCl + ZnCl₂ + 2H₂O

2KAlO₂ + 4H₂SO₄ = K₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + 4H₂O

Б) Растворяются в воде с образованием соответствующей комплексной соли:

KAlO₂ + 2H₂O = K[Al(OH)₄]

Также под амфотерными солями школьники подразумевают соли, содержащие в катионе металл в третьей валентности (что тоже является неверным, это средние соли) или цинк и бериллий, такие соли могут по-разному реагировать с растворами щелочей, например:

AlCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)₃ (недостаток щелочи, разбавленный раствор щелочи)

AlCl₃ + 4NaOH = NaCl + Na[Al(OH)₄] (избыток щелочи, концентрированный раствор щелочи)

Na₂BeO₂ + H₂SO₄ →
Na₂ [Be(OH) ₄] + H₂SO₄ изб. →
Na₂ [Be(OH) ₄] + H₂SO₄ нед. →
Na₂BeO₂ + H₂O →

Na₂SO₄ + BeSO₄ + H₂O
Na₂SO₄ + Be(OH) ₂
Na₂SO₄ + Be(OH) ₂ + H₂O
Na₂ [Be(OH) ₄]
NaOH + BeSO₄ + H₂O

AlCl₃ + KOH разб. →
AlCl₃ + K₂CO₃ р-р →
AlCl₃ + KOH конц. →
Al₂O₃ + K₂CO₃ тв. →

Al(OH) ₃ + KCl
KCl + KAlO₂ + H₂O
KAlO₂ + CO₂
K[Al(OH) ₄] + KCl
Al(OH) ₃ + KCl + CO₂

Ba(OH) ₂ нед. + AlCl₃ →
Ba(OH) ₂ изб. + AlCl₃ →
Ba(AlO₂)₂ + HCl →
Ba[Al(OH) ₄]₂ + HCl изб. →

Ba(OH) ₂ + AlCl₃ + H₂O
BaCl₂ + Ba[Al(OH) ₄]₂
BaCl₂ + AlCl₃ + H₂O
BaCl₂ + Al(OH) ₃ + H₂O
BaCl₂ + Al(OH) ₃

7) Углерод на ЕГЭ

В задании 8 часто встречаются гидрокарбонаты, рассмотрим их важнейшие свойства на примере гидрокарбоната кальция.

Гидрокарбонаты, как и другие кислые соли, при взаимодействии с щелочами, оксидами, солями, кислотами и при нагревании часто превращаются в средние соли.

Разложение при нагревании:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Взаимодействие с щелочами:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

Ca(HCO₃)₂ + 2NaOH → CaCO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O

Взаимодействие с кислотами:

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2CO₂ + 2H₂O

Реакция с карбонатами. Эти реакции идут с образованием кислых солей, необходимый для их образования водород поступает из воды, поэтому составители используют такие обозначения как CO₂ р-р или CaCO₃ влажн., реакция идет по следующей схеме:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂

Углекислый газ

Восстановление углерода активными металлами и углеродом:

CO₂ + 2Mg → 2MgO + C

CO₂ + C → 2CO

Реакции с монооксидом углерода:

CO или угарный газ – хороший восстановитель, реагирует с окислителями:

CO + CuO = CO₂ + Cu

CO + Cl₂ = COCl₂

CO + Br₂ = COBr₂

2CO + O₂ = 2CO₂

Монооксид углерода проявляет и окислительные свойства:

СO + H₂ = CH₃OH

Вступает в реакции без изменения степени окисления:

CO + NaOHтв. = HCOONa (при сплавлении)

KHCO₃ + Ca(OH) ₂ →
Mg(HCO₃)₂ + H₂CrO₄ →
MgCO₃ + H₂CrO₄ →
Ca(HCO₃)₂ + KOH →

Cr₂O₃ + MgCO₃ + H₂O
KOH + Ca(HCO₃)₂
CaCO₃ + K₂CO₃ + H₂O
MgCrO₄ + H₂O + CO₂
CaO + K₂CO₃ + H₂O

Mg + CO₂ →
MgO + CO₂ →
Mg(HCO₃)₂ + NaOH →
MgCl₂ + Na₂CO₃ →

MgO + C
MgCO₃
Mg + CO
MgCO₃ + Na₂CO₃ + H₂O
MgCO₃ + NaCl

Азот на ЕГЭ

Очень популярной в заданиях ЕГЭ по химии является азотная кислота, в отличие от обычных кислот, в качестве окислителя выступает не протон водорода, а азот в высшей степени окисления.

В общем, схему реакции кислоты с металлами можно представить в следующем виде:

HNO₃ + Me → Me^+x(NO₃)_x + H₂O + особый продукт

Особые продукты зависят от характера металла, приведем из в виде таблицы:

Таблица – свойства азотной кислоты

Реагент	HNO₃концентрированная	HNO₃ разбавленная
Активные металлы (металлы IA и IIА-группы в таблице Менделеева)	N₂O (редко NO)	NH₄NO₃ (редко N2 или NH3)
Неактивные металлы Cu, Ag, Hg	NO₂	NO
Cr, Al, Fe	На холоде реакция не идёт в следствие пассивации, При нагревании образуется NO₂, а металл приобретает степень окисления +3	NO (редко N2, N2O)
Металлы средней активности (все остальные металлы, например, Zn, Ni, Co)	NO₂	NO (редко N₂, N₂O)
Au, Pt	Реакция не идет	Реакция не идет

Примеры реакций металлов с азотной кислотой:

4HNO₃ разб. + Al = Al(NO₃)₃ + NO + 2H₂O (при любой температуре)

6HNO₃ конц. + Al = Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O (реакция идет только при нагревании)

10HNO₃ разб. + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

10HNO₃ конц. + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

C другими восстановителями азотные кислоты ведут себя аналогичным образом: у концентрированной продуктом является NO₂, а у разбавленной – NO:

FeO + 4HNO₃ конц. = Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

3FeO + 10HNO₃ разб. = 3Fe(NO₃)₃ + NO + 5H₂O

Азотная кислота реагирует и с неметаллами, например, с серой и углеродом:

6HNO₃ конц. + S = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

4HNO₃ конц. + С = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

CuO + HNO₃ конц. →
CuO + HNO₃ разб. →
Cu + HNO₃ конц. →
Cu + HNO₃ разб. →

Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO₂
CuO + NO₂ + O₂
Cu(NO₃)₂ + H₂O
Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO
CuNO₃ + H₂O + NO

FeO + HNO₃ конц. →
Fe + HNO₃ конц. tºC →
Fe(NO₃)₂ + HNO₃ конц. →
FeO + HNO₃ разб. →

Fe(NO₃)₂ + H₂O + NO₂
Fe(NO₃)₃ + H₂O + NO₂
Fe(NO₃)₂ + H₂O + NO
Fe(NO₃)₃ + H₂O + NO
Fe(NO₃)₂ + H₂O

9) Фосфор на ЕГЭ

Фосфор выступает в роли окислителя и восстановителя в реакции с щелочами:

4P + 3NaOH + 3H₂O → 3NaH₂PO₂ + PH₃↑

Это одна из самых популярных окислительно-восстановительных реакций с фосфором на ЕГЭ по химии.

оксид фосфора III реагирует с холодными растворами щелочей и водой без изменения степени окисления:

P₂O₃ + 2KOH + H₂O → 2KH₂PO₃

P₂O₃ + 3H₂O → 2H₃PO₃ (или HPO₂)

Соединения фосфора III – хорошие восстановители, стремятся превратиться в соединения фосфора V:

P₂O₃ + окислитель → PO₄^3‒ + продукты восстановления

P₂O₃ + 4KMnO₄ + 10KOH → 2K₃PO₄ + 4K₂MnO₄ + 5H₂O

P₂O₃+ 4HNO₃ + H₂O → 2H₃PO₄ + 4NO₂

Оксид фосфора V реагирует с водой, образуя ряд кислот:

P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃ – метафосфорная (в сильном недостатке воды)

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇ – пирофосфорная (в небольшом недостатке воды)

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ – ортофосфорная (в избытке воды)

Фосфаты могут образовывать кислые соли, при взаимодействии с фосфорной кислотой:

2K₃PO₄ + H₃PO₄ → 3K₂HPO₄

K₃PO₄ + 2H₃PO₄(большой избыток) → 3KH₂PO₄

NaH₂PO₄ + NaOH нед. →
NaH₂PO₄ + NaOH изб. →
NaH₂PO₄ изб. + NaOH →
NaH₂PO₄ нед. + NaOH →

Na₃PO₄ + H₂O
NaH₂PO₃ + H₂O
Na₃PO₄ + P₂O₅
NaH₂PO₂ + H₂O
Na₂HPO₄ + H₂O

P₂O₅ + H₂O нед. →
P₂O₃ + KOH →
P + KOH →
P₂O₅ нед. + H₂O →

K₂HPO₃ + H₂O
KH₂PO₂ + PH₃
HPO₃
H₃PO₄
HPO₂

10) Сера на ЕГЭ

Таблица ‒ Серная кислота

Свойства	Разбавленная H₂SO₄	Концентрированная H₂SO₄
Окислительные свойства	Окислитель за счет протона водорода	Окислитель за счет серы
Активные металлы	2Na + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂	8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑
Металлы средней активности	Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂	3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + 4H₂O + S↓ (в зависимости от концентрации кислоты может выделиться SO₂ или H₂S)
Al, Cr, Fe	Как с другими металлами до водорода: Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂	На холоде реакция не идет (пассивация), при нагревании: 2Fe + 6H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O + 3SO₂
Металлы средней активности	Реакция не идет, так как эти металлы не могут вытеснить водород	Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O + SO₂

Обменная реакция с концентрированной серной кислотой:

NaCl + H₂SO₄ конц. = NaHSO₄ + HCl↑ (при сильном нагревании)

Остальные обменные реакции стандартны и в этом материале рассмотрены не будут.

Сероводород:

SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂ (кислород в избытке)

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S↓ (кислород в недостатке)

KCl тв. + H₂SO₄ конц. →
KI + H₂SO₄ конц. →
Fe + H₂SO₄ конц. tºC →
FeO + H₂SO₄ конц. →

Cl₂ + K₂SO₄ + H₂O
KHSO₄ + HI
KHSO₄ + HCl
I₂ + K₂SO₄ + H₂S
Fe₂ (SO₄)₂ + H₂O + SO₂
FeSO₄ + H₂O

11) Замещение неметаллов

Часто в задании 8 ЕГЭ по химии встречается замещение брома на хлор, или йода на хлор или бром. Галогены могут вытеснять друг друга и другие неметаллы из соединений. Чтобы понимать, какие неметаллы могут вытеснить другие неметаллы, нужно помнить о том, что в ПС Д.И. Менделеева элементы стоят таким образом, что чем правее и выше стоит элемент, тем сильнее проявляются его неметаллические свойства, и тем выше его электроотрицательность. Более электроотрицательные неметаллы могут вытеснять менее электроотрицательные. Так, хлор и бром стоят выше в таблице Менделеева, чем йод, поэтому могут вытеснить его из соединений:

2NaI + Br₂ = 2NaBr + I₂

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

Хлор может вытеснить бром:

2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂

Йод не может вытеснить другие галогены, так как расположен в ПС ниже хлора, брома и фтора, но йод может вытеснить те элементы-неметаллы, что стоят левее в Периодической системе, например, серу:

H₂S + I₂ = 2HI + S

Можно использовать ряд электроотрицательности неметаллов, на реальном ЕГЭ его не будет, легче запомнить Периодический закон, тем более что эти знания также нужны для выполнения задания 2 ЕГЭ по химии.

12) Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами

Более электроотрицательные неметаллы могут окислить менее электроотрицательные неметаллы. То есть те элементы, которые стоят в ПС выше и правее отнимают электроны у тех неметаллов, которые стоят ниже и левее.

Например, хлор, бром и фтор могут окислить йод, серу, фосфор (наиболее популярные на ЕГЭ реакции). В таблице представлены наиболее популярные продукты:

Таблица – взаимодействие неметаллов

Восстановители	Окислители
F₂	Cl₂	Br₂	I₂	O₂	S
I₂	IF₇ IF₅	ICl₅ ICl₃ ICl	IBr₅ IBr₃ IBr	‒	‒	‒
S	SF₆	SCl₄	SBr₄	‒	SO₂	‒
P	PF₅	PCl₅ PCl₃	PBr₅ PBr₃	PI₃	P₂O₃ P₂O₅	P₂S₃ P₂S₅
Si	SiF₄	SiCl₄	SiBr₄	SiI₄	SiO₂	SiS₂
H₂	HF	HCl	HBr	HI	H₂O	H₂S

S + O₂ →
SO₂ + O₂ →
H₂S + SO₂ →
S + P →

S + H₂O
SO₂
P₂S₃
SO₃
S₃P₂

13) Медь и её соединения

2CuCl₂ + 4KI = 2CuI↓ + I₂ + 4KCl

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ – темно-синий комплекс

Cu₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Cu(NH₃)₂]OH – прозрачный раствор

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

14) Серебро и его соединения

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

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

15) Хром и его соединения

Соединения хрома II – хорошие восстановители, при взаимодействии с окислителями превращаются в соединения хрома III

4CrO + O₂ = 2Cr₂O₃

CrO + 4HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 2H₂O + NO₂

соединения хрома III проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства:

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3Br₂ + 4NaOH = 6NaBr + 8H₂O + 2Na₂CrO₄(хром в степени окисления +3 является восстановителем)

2CrCl₃ + H₂ = 2CrCl₂ + 2HCl (хром в степени окисления +3 является восстановителем)

Дихроматы – соли, окрашивающие растворы в оранжевый цвет и хроматы – соли желтого цвета устойчивы в разных средах: в кислой среде устойчивы оранжевые дихроматы, а в щелочной – желтые хроматы. В зависимости от среды, они могут взаимно превращаться:

Хромат превращается в дихромат в кислой среде, раствор меняет цвет с желтого на оранжевый.

2Na₂CrO₄ + H₂SO₄ = Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

Дихромат превращается в хромат в щелочной среде, раствор меняет цвет с оранжевого на желтый.

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O

В ЕГЭ по химии стали уже традиционными задания с соединениями хрома, особенно с дихроматами, в основном встречается их окислительно-восстановительные свойства:

16) Железо и его соединения

Железо реагирует с концентрированной азотной и серной кислотой только при нагревании, с разбавленными кислотами реагирует при нормальных условиях, например:

Fe + 6HNO₃ конц = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O (при нагревании)

Взаимодействие железа с галогенами и галогенводородами:

Таблица – Железо с галогенами и галогеноводородами

С галогенами	С галогенводородом
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃	Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂
2Fe + 3Br₂ = 2FeBr₃	Fe + 2HBr = FeBr₂ + H₂
Fe + I₂ = FeI₂	Fe + 2HI = FeI₂ + H₂

Соединения двухвалентного железа – хорошие восстановители, с окислителями превращаются в соединения трехвалентного железа:

FeO + 4HNO₃ конц = Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Железная окалина – двойной оксид Fe₃O₄ или FeO·Fe₂O₃, проявляет как окислительные (за счет оксида железа III), так и восстановительные (за счет железа II) свойства, а также растворяется в кислотах, образуя две соли (железа II и железа III)

Fe₃O₄ + 4H₂SO₄ разб. = FeSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 4H₂O (оксиды железа растворились в разбавленной серной кислоте без изменения степени окисления)

Fe₃O₄ + 8KI + 4H₂SO₄ = 3FeI₂ + 4K₂SO₄ + I₂ + 4H₂O (железная окалина проявляет окислительные свойства за счет наличия железа III)

Fe₃O₄ + 10HNO₃конц = 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O (железная окалина проявляет восстановительные свойства за счет железа II)

Fe + I₂ →
Fe + Cl₂ →
Fe + HCl →
Fe + O₂ →

FeI₃
FeCl₂
FeI₂
FeCl₃
FeO
Fe₃O₄

Fe + CuSO₄ →
Fe + H₂SO₄ р-р →
Fe + H₂SO₄ конц. tºC →
Fe + H₂O + O₂ →

FeSO₄ + Cu
FeSO₄ + H₂
Fe₂(SO₄)₃ + Cu
Fe₂ (SO₄)₃ + H₂
Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O
Fe(OH) ₃

17) Соединения марганца

Марганец в степени окисления +7 проявляет окислительные свойства. Продукты его восстановления зависят от среды:

Примеры реакция перманганата калия:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

2KMnO₄ + 6KI + 4H₂O = 2MnO₂ + 3I₂ + 8KOH

2KMnO₄ + SO₂ + 4KOH = K2SO₄ + 2K₂MnO₄ + 2H₂O

Марганец в степени окисления +4 проявляет как окислительные. Так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства чаще проявляет в кислой среде, восстанавливаясь до катиона +2.

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

MnO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = MnSO₄+ I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

MnO₂ + H₂O₂ + H₂SO₄ → O₂ + MnSO₄ + 2H₂O

В) Марганец в степени окисления +4 проявляет и восстановительные свойства, окисляясь до +6 в щелочной среде, и до +7 в кислой:

MnO₂ + Br₂ + 4KOH = K₂MnO₄ + 2KBr + 2H₂O

Соединения марганца II, например, MnSO₄ проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства проявляет в реакциях с более активными металлами, например, с алюминием:

3MnSO₄ + 2Al = 3Mn + Al₂(SO4)₃

Восстановительные свойства проявляет при взаимодействии с типичными окислителями.

2MnSO₄ + 5PbO₂ + 3H₂SO₄ = 2HMnO₄ + 5PbSO₄ + 2H₂O

3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

3MnSO₄ + 2KClO₃ + 12KOH = 3K₂MnO₄ + 2KCl + 3K₂SO₄ + 6H₂O

18) Неметаллы с щелочами

Галогены с щелочами:

Хлор, бром и йод реагируют с щелочами при разных условиях. На холоде окисления галогена происходит чаще до степени окисления +1 (восстановление в любых условиях происходит до степени окисления ‒1). Описать данную реакцию можно уравнением:

Г₂ + 2NaOH = NaГ + NaГO + H₂O (вместо гидроксида натрия можно взять любую щелочь, содержащую одновалентный металл: K, Cs, Rb)

2Г₂ + 2Ca(OH)₂ = CaГ₂ + Ca(ГO)₂ + 2H₂O (вместо гидроксида кальция можно брать гидроксид бария и стронция).

Где Г = I, Cl, Br

Например:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ = CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

При нагревании окисление галогена часто проходит до степени окисления +5:

3Г₂ + 6NaOH = 5NaГ + NaГO₃ + 3H₂O

6Г₂+ 6Ca(OH)₂= 5CaГ₂ + Ca(ГO₃)₂ + 6H₂O

Например:

3Cl₂ + 6NaOH = 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

6Cl₂ + 6Ca(OH)2 = 5CaCl₂+ Ca(ClO₃)₂ + 6H₂O

Обращайте внимание на температуру, от Вашей внимательности зависят Ваши баллы на ЕГЭ по химии!

Сера, селен и теллур тоже реагируют с щелочами по одной схеме:

3Э + 6NaOH = 2Na₂Э + Na₂ЭO₃ + 3H₂O

3Э + 3Ca(OH)₂ = 2CaЭ + CaЭO₃ + 3H₂O

Например:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

3S + 3Ca(OH)₂ = 2CaS + CaSO₃ + 3H₂O

Фосфор с щелочами:

4P + 3NaOH + 3H₂O = 3NaH₂PO₂ + PH₃↑

Кремний с щелочами:

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

S + NaOH →
SO₂ + NaOH →
SO₃ + NaOH →
H₂S + NaOH →

NaHS + S + H₂O
Na₂SO₄ + H₂O
Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O
Na₂SO₃ + H₂O
Na₂S + H₂O

P + NaOH →
P₂O₃ + NaOH →
P₂O₅ + NaOH изб. →
P₂O₅ + NaOH нед. →

NaH₂PO₂
NaH₂PO₃
Na₃P
Na₃PO₄
NaH₂PO₄

19) Кислотные оксиды с щелочами

Кислотные оксиды реагируют с щелочами, образуя соль и воду, к нестандартным реакциям относят взаимодействие диоксида азота с щелочами, продукты которого зависят от наличия в среде кислорода:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃+ H₂O

4NO₂ + 4NaOH + O₂ = 4NaNO₃ + 2H₂O

NaOH + Cl₂O →
NaOH + NO₂ + O₂ →
NaOH + Cl₂O₃ →
NaOH + HNO₃ →

NaClO + H₂O
NaCl + HCl
NaClO₂ + H₂O
NaNO₃ + H₂O
NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

NaOH + SO₂ →
NaOH + SO₃ →
NaOH + NO₂ →
NaOH + P₂O₅ →

NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O
Na₂SO₄ + H₂O
NaNO₂ + H₂O
NaH₂PO₄
NaH₂PO₃
Na₂SO₃ + H₂O

20) Гидриды, фосфиды, нитриды, сульфиды, карбиды

Многие неметаллы реагируют с активными металлами, образуя соли или солеподобные вещества, легко гидролизующиеся в воде или кислотах.

Для начала рассмотрим схемы образования этих веществ. В них неметалл часто проявляет низшую степень окисления (значение низшей степени окисления легко определяется по номеру группы: для этого от номера группы нужно отнять 8, например, для азота это будет 5 ‒ 8 = ‒3)

Таблица – Степени окисления, которые принимают неметаллы при взаимодействии с активными металлами:

N и P

S, Se, Te

F, Cl, Br, I

‒4

(с Na, K, Al)

‒1

(с Ca, Mg)

‒4

‒3

‒2

‒1

Карбиды

Силициды

Нитриды и фосфиды

Сульфиды, селениды, теллуриды

Фториды, хлориды, бромиды, йодиды

Степени окисления активных металлов равны номеру группы, в которой они стоят в ПС.

4Na + C = Na₄C

4Al + 3C = Al₄C₃

Ca + 2C = CaC₂

4K + Si = K₄Si

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

3K + P = K₃P

2Al + 3S = Al₂S₃

Ba + Cl₂ = BaCl₂

Практически все эти вещества, за исключением некоторых сульфидов и галогенидов (хлоридов, бромидов, йодидов, фторидов) неустойчивы в растворах и подвергаются мгновенному гидролизу, который стоит рассматривать как обычную обменную реакцию с водой:

K₃P + 3HOH = 3KOH + PH₃↑

Na₄Si + 4HOH = 4NaOH + SiH₄↑

Ca₃N₂ + 6HOH = 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑

Продукт гидролиза карбидов зависит от степени окисления углерода в исходном веществе: если она равна ‒1, то образуется ацетилен (C₂H₂), а если ‒4, то метан (CH₄).

Al₄C₃ + 12HOH = 4Al(OH)₃ + 3CH₄↑

CaC₂ + 2HOH = Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

Так же происходит их кислотный гидролиз:

Al₄C₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + 3CH₄↑

Ba₃P₂ + 3H₂SO₄ = 3BaSO₄ + 2PH₃↑

MgC₂ + H₂O →
Na₄C + H₂O →
Mg₃P₂ + H₂O →
Na₃P + H₂O →

NaOH + C₂H₂
Mg(OH) ₂ + CH₄
Mg(OH) ₂ + PH₃
NaOH + CH₄
Mg(OH) ₂ + C₂H₂
NaOH + PH₃

21) Гидролиз бинарных соединений с ковалентной полярной связью

При гидролизе бинарных соединений неметаллов важно помнить, что степень окисления неметаллов не изменяется, из неметалла с положительной степенью окисления образуется кислотный гидроксид (кислородсодержащая кислота), из отрицательно заряженного неметалла образуется бескислородная кислота:

PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

SF₆ + 4H₂O = H₂SO₄ + 6HF

ICl₃ + 2H₂O = HIO₂ + 3HCl

Для образования гидроксидов неметаллов можно воспользоваться следующей таблицей:

Степень окисления неметалла

Э⁺¹

Э⁺³

Э⁺⁴

Э⁺⁵

Э⁺⁶

Э⁺⁷

Соответствующая кислота (кислотный гидроксид)

НЭО

HЭO₂

Или

H₃ЭO₃

H₂ЭO₃

HЭO₃

Или

H₃ЭO₄

H₂ЭO₄

HЭO₄

Примеры

HClO

HClO₂

H₃PO₃

H₂SO₃

HIO₃

H₃PO₄

H₂SO₄

HClO₄

ICl + H₂O →
ICl₃ + H₂O →
ICl₅ + H₂O →
ICl₇ + H₂O →

HClO₃ + HI
HIO + HCl
HIO₄ + HCl
HIO₂ + HCl
HIO₃ + HCl

PCl₃ + H₂O →
SCl₄ + H₂O →
SiCl₄ + H₂O →
PCl₅ + H₂O →

H₂SO₄ + HCl
H₂SiO₃ + HCl
H₃PO₃ + HCl
SO₂ + HCl
HPO₃ + HCl

22) Взаимный гидролиз

При взаимодействии некоторых солей могут образоваться новые соли, неустойчивые в растворах, в таких случаях в таблице растворимости на пересечении катиона и аниона мы видим прочерк (не существует или необратимо разлагается водой), например, сульфид алюминия:

Сульфид алюминия образуется в реакциях между растворимыми сульфидами и солями алюминия:

3Na₂S + 2AlCl₃ = 6NaCl + Al₂S₃

Но данная запись неверна, так как сульфида алюминия не существует в растворах, записываем уравнение гидролиза этой соли:

Al₂S₃ + 6HOH = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Объединим первое уравнение со вторым(левую часть первого уравнение соединяем с левой частью второго уравнения, а правую с правой, все коэффициенты сохраняем):

3Na₂S + 2AlCl₃ + Al₂S₃ + 6H₂O = 6NaCl + Al₂S₃ + 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Сокращаем сульфид алюминия, так как он есть и в правой части реакции, и в левой:

3Na₂S + 2AlCl₃ + 6H₂O = 6NaCl + 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ — так выглядит реакция взаимодействия растворов сульфида натрия и хлорида алюминия.

Рассмотрим еще один пример — взаимодействие карбоната калия и нитрата железа III:

3K₂CO₃ + 2Fe(NO₃)₃ = Fe₂(CO₃)₃ + 6KNO₃

Образовавшийся карбонат железа III разлагается в воде:

Fe₂(CO3)₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Соединяем два уравнения:

3K2CO₃ + 2Fe(NO₃)₃ + Fe₂(CO₃)₃ + 3H₂O = Fe₂(CO₃)₃ + 6KNO₃+ 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Сокращаем карбонат железа III с обеих сторон:

3K₂CO₃ + 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O = 6KNO₃ + 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Взаимный гидролиз попался мне на реальном досрочном ЕГЭ по химии 2022 во второй части!

CrCl₃ + NaOH изб. →
CrCl₃ + NaOH нед. →
CrCl₃ + Na₂S р-р →
Cr₂O₃ + Na₂SO₃ →

Cr(OH) ₃ + NaCl + SO₂
NaCl + Cr(OH) ₃
Cr(OH) ₃ + NaCl + H₂S
NaCrO₂ + SO₂
Na₃ [Cr(OH) ₆] + NaCl

AlCl₃ + K₂CO₃ р-р →
AlCl₃ + KOH изб. →
AlCl₃ + KOH нед. →
Al₂O₃ + K₂CO₃ →

KCl + K[Al(OH) ₄]
Al(OH) ₃ + KCl + CO₂
Al₂ (CO₃)₃ + KCl
KAlO₂ + CO₂
Al(OH) ₃ + KCl

Источник

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

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение фосфора

Физические свойства и нахождение в природе

Соединения фосфора

Способы получения фосфора

Химические свойства фосфора

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения фосфина

Химические свойства фосфина

Фосфиды

Способы получения фосфидов

Химические свойства фосфидов

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (V)

Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения

Химические свойства

Фосфористая кислота

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

ОВР с фосфором и его соединениями

Students also viewed

Sets found in the same folder

Other sets by this creator

Verified questions

Recommended textbook solutions

Chemistry: The Central Science

Organic Chemistry

Organic Chemistry

Other Quizlet sets

Основное и возбужденное состояние фосфора

Природные соединения

Оксид фосфора V — P2O5

Фосфорные кислоты

Ортофосфорная кислота

Соли фосфорной кислоты

Материал по химии

Какие реакции нужно знать, чтобы решить ЕГЭ по химии?

1) Взаимодействие металлов с кислородом

2) Взаимодействие металлов с водой

Задание 8 ЕГЭ по химии

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

3) Амфотерные металлы

4) Амфотерные оксиды и гидроксиды

Задание по образцу ФИПИ:

5) Комплексные соли

Попробуйте решить задание ЕГЭ:

6) Амфотерные соли

7) Углерод на ЕГЭ

Азот на ЕГЭ

9) Фосфор на ЕГЭ

10) Сера на ЕГЭ

11) Замещение неметаллов

12) Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами

13) Медь и её соединения

14) Серебро и его соединения

15) Хром и его соединения

16) Железо и его соединения

17) Соединения марганца

18) Неметаллы с щелочами

19) Кислотные оксиды с щелочами

20) Гидриды, фосфиды, нитриды, сульфиды, карбиды

21) Гидролиз бинарных соединений с ковалентной полярной связью

22) Взаимный гидролиз

Оксид фосфора V — P₂O₅