Все про фосфор егэ - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

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

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

Химические свойства азота.

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

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

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

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

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

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот

Соединения азота

Аммиак

Оксиды азота

Азотная кислота

1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула.
2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами):
$N_2+3H_2⇄2NH_3$
$N_2+3Mg=Mg_3N_2
3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом):
$N_2+O_2=2NO$
Получение
1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха.
2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония:
$NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O$

1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ.
2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания:
$NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}$

3. Схема электронного строения иона аммония:

4. Взаимодействует с кислотами:

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

5. Проявляет восстановительные свой ства:

$2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$

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

$4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$

Получение

1. В промышленности:

$N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$

2. В лаборатории:

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

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

$2NO+O_2=2NO_2$

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

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

Образуются при взаимодействии:

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

$N_2+O_2=2NO$

2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора:

$4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$

3) меди с азотной кислотой:

а) концентрированной:

$Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$

б) разбавленной:

$3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$

1. Неустойчива, разлагается под действием света:

$4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$

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

$HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$

3. Взаимодействует с основными оксидами:

$CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$

$CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$

4. Взаимодействует с основаниями:

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

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

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

Получение

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

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

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

$2NaNO{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

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

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

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

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

Фосфор и его соединения.

Фосфор

Соединения фосфора

Оксид фосфора (V)

Фосфорная кислота

1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый.

2. Горит в кислороде:

$4P+5O_2=2P_2O_5$

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

$P_4+3O_2=2P_2O_3$

Получение

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

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

2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя

— с водой:

$P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$

— со щелочами:

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

— с основными оксидами:

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

Получение

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

$4P+5O_2=2P_2O_5$

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

2. Слабая трехосновная кислота:

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

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

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

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

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

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

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

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

Источник

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

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

Взаимодействие азота с металлами

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

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

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

Нитриды активных металлов легко гидролизуются водой:

А также растворами кислот, например:

Взаимодействие азота с неметаллами

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

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

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

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

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

Химические свойства фосфора

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

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

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

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

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

Взаимодействие фосфора с неметаллами

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

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

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

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

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует.

Взаимодействие фосфора с металлами

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

Фосфиды активных металлов подобно нитридам гидролизуются водой:

А также водными растворами кислот-неокислителей:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

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

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

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

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

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

Источник

ФОСФОР
И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

ü Фосфор.

—
Строение атома, валентности и степени окисления.

3s¹
3p³                      3d⁰

₊₁₅P
… — валентность III

3s¹
3p³                      3d¹

₊₁₅P^*
… — валентность V

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

Степени
окисления фосфора в различных соединениях:

-3

PH₃

Фосфин

Na₃P

фосфиды

H₃PO₂

Фосфорноватистая кислота

NaH₂PO₂

гипофосфиты

P₂O₃

Оксид фосфора (III)

H₃PO₃

Фосфористая кислота

Na₂HPO₃

Фосфиты

PCl₃

Галогениды

P₂O₅

оксид
фосфора (V)

H₃PO₄

ортофосфорная
кислота

Na₃PO₄

Фосфаты

HPO₃

метафосфорная
кислота

PCl₅

Галогениды

—
Аллотропия.

Фосфор
Белый – P₄	Красный	Черный


Ядовит, с чесночным запахом, воспламеняется при температуре 40°С, растворяется в сероуглероде CS₂, хранят под водой.	Не ядовит, воспламеняется при температуре 240°С	Похож на графит

—
Получение.

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

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

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

—
Химические свойства.

Как
восстановитель

С
кислородом, серой и галогенами:

4P
+ 5O₂
= 2P₂O₅

Горение фосфора в кислороде →

Белый
дым – это P₂O₅

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

2P
+ 3Cl₂
=^t
2PCl₃—
в недостатке хлора

2P
+ 5Cl₂=^t
2PCl₅

С
иодом только так: 2P + 3I₂
=^t
2PI₃

2P + 3S =^t P₂S₃

2P + 5S =^t P₂S₅

C окислителями:

P + 5HNO₃₍_конц_.) = H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

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

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

Как
окислитель

С
металлами активными и средней активности:

3Na + P = Na₃P

3Mg +2P
= Mg₃P₂

С
водородом фосфор НЕ реагирует.

Диспропор-ционирует

Со
щелочами:

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

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

Ответьте на вопросы и выполните задания:

1.
Какую
валентность фосфор проявляет в простом веществе?

2.
Какие
простые вещества образует элемент фосфор?

3.
Какая
модификация фосфора состоит из четырехатомных молекул?

4.
Какие
степени окисления способен проявить фосфор в соединениях?

5.
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфор:

Ag, H₂, O₂, KOH,
F₂, HNO₃

6.
Докончите
уравнения реакций:

P + Br₂=^t
P + KOH + H₂O =

P + O₂
= P + HNO₃₍_конц_.) =

P + O_{2(недост)} = P
+ HNO_3(разб.) + H₂O
=

Ca + P = P + H₂SO₄₍_конц_.) =

ü Фосфиды.
Галогениды фосфора.

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

Ca₃P₂^-3+
6H₂O
=
3Са(ОН)₂
+ 2P^-3H₃

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

P⁺⁵Cl₅
+ 4H₂O = H₃P⁺⁵O₄
+ 5HCl

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

ü Фосфин.

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

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

PH₃
+ HCl_(г) = PH₄Cl

На
воздухе фосфин самовоспламеняется:

PH₃
+ 2O₂
= H₃PO_4, в зависимости от условий может получиться и
так:

2PH₃
+ 4O₂
=
P₂O₅
+ 3H₂O

Фосфин
является восстановителем.

PH₃+
3H₂SO₄
=
H₃PO₄
+ 3SO₂ + 3H₂O

PH₃ + 8HNO₃
= H₃PO₄ + NO₂↑ + 4H₂O

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

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

Ответьте на вопросы и выполните задания:

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

8.
В чем
схожесть фосфина с аммиаком?

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

10.
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфин:

Са(ОН)₂, HCl, K₃PO_4,HNO₃, O₂,
K₂Cr₂O₇

11.
Докончите
уравнения реакций:

Mg₃P₂+
H₂O
=
PH₃
+ HI₍_г₎
=

Na₃P
+ HCl =
PH₃ + HNO₃
=

PBr₅
+ NaOH =
PH₃+
H₂SO₄
=

PBr₅
+ H₂O = PH₃
+ O₂
=

ü Оксиды
фосфора обладают кислотными свойствами.

P₂O₃

P₂O₅

Реагирует
с водой и щелочами.

Р₂О₃
+ 3Н₂О
=
2Н₃РО₃

2Р₂О₃
+ 6Н₂О
=^t РН₃ +
3Н₃РО₄

Р₂О₃
+ 4KOH = 2K₂HРО₃
+ H₂O

Характерны
все свойства кислотных оксидов.

—
с водой:

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

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

P₂O₅
+ H₂O
= HPO₃– с холодной водой

—
со щелочами:

P₂O₅
+ 6KOH
= 2K₃PO₄
+ 3H₂O

P₂O₅
+ 4KOH
= 2K₂HPO₄
+ H₂O

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

-с
основными оксидами:

3СaO
+ P₂O₅
= Сa₃(PO₄)₂

Самовоспламеняется
на воздухе.

P₂O₃
+ 5O₂
= 2P₂O₅

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

P₂O₅ + 2HNO₃ = 2HPO₃ + N₂O₅

P₂O₅ + H₂SO₄ = 2HPO₃ + SO₃

Ответьте на вопросы и выполните задания:

12.
Какой из
оксидов фосфора устойчивый?

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

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

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

Са(ОН)₂, HCl, HNO₃, O₂,
K₂Cr₂O₇

16.
Докончите
уравнения реакций:

Na₂O + P₂O₅
= NaOH + P₂O₅ =

ü Ортофосфорная
кислота.

Фосфор
образует несколько кислот:

H₃PO₄	Ортофосфорная	PO₄^3-	Ортофосфат
HPO₄^2-	Гидроорто-фосфат
H₂PO₄^—	Дигидроорто-фосфат
H₄P₂O₇	Пирофосфорная	P₂O₇^4-	Пирофосфат
HPO₃	Метафосфорная	PO₃^—	Метафосфат
H₃PO₃	Фосфористая	HPO₃^2-	Фосфит
H₃PO₂	Фосфорноватистая	H₂PO₂^—	Гипофосфит

трехосновная
двухосновная одноосновная

—
Получение в промышленности.

Обработка
природных фосфатов концентрированной серной кислотой:

Ca₃(PO₄)₂₍_тв₎
+ 3H₂SO₄₍_конц₎
=
2H₃PO₄
+ 3CaSO₄

—
физические свойства.

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

—
Химические свойства.

Ортофосфорная
кислота – кислота средней силы. Диссоциирует ступенчато:

H₃PO₄
⇄
H⁺+ H₂PO₄^–

H₂PO₄^–
⇄
H⁺ + HPO₄^2–
по второй и третьей ступени как слабый электролит

HPO₄^2–⇄
H⁺ + PO₄^3–

Проявляет общие
свойства кислот.

-Реагирует
с металлами до Н:

6Li + 2H₃PO₄ = 2Li₃PO₄↓ + 3H₂↑

3Сa
+ 2H₃PO₄
=
Ca₃(PO₄)₂↓
+ 3H₂↑

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

Со многими металлами H₃PO₄не реагирует из-за образования плотной
фосфатной пленки:

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

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

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

2H₃PO₄ + 3СaO = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O

H₃PO₄ + 3NaОН = Na₃РО₄ + 3H₂O

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

H₃PO₄ + 2NaОН = Na₂НРО₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + H₃PO₄
= CaHPO₄+ 2Н₂О

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

2Н₃PO₄ + 3Na₂CO₃ = 2Na₃PO₄ + 3CO₂↑ + 3H₂O

Ответьте на вопросы и выполните задания:

17.
При каких
условиях из P₂O₅ получается ортофосфорная кислота?

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

19.
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфорная кислота:

Са(ОН)₂, HCl, NaH₂РО₄,
O₂, Na₃РО₄,
Na₂НРО₄,
NaOH, Na₂S, Ca₃(PO₄)₂,
СaCO₃

20.
Докончите
уравнения осуществимых реакций:

Mg + H₃PO₄
= Ca(OH)₂
+ H₃PO₄ =

Na + H₃PO₄
= H₃PO₄
+ MgO =

Cu + H₃PO₄
= Н₃PO₄ + Na₂CO₃ =

H₃PO₄ + Na₃РО₄
= H₃PO₄ + NaОН =

H₃PO₄ + NaH₂РО₄=
H₃PO₄ + Na₂HРО₄=

ü Соли
ортофосфорной кислоты.

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

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

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

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

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

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

Ca₃(PO₄)₂+
3SiO₂ =^t
3CaSiO₃+ P₂O₅

6LiNO₃ + 2K₃PO₄ = 2Li₃PO₄↓ + 3KNO₃

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

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄
+ 2H₂O

Na₂HPO₄ + H₃PO₄ = 2NaH₂PO₄

—Качественная
реакция на фосфаты – реакция с нитратом серебра (I).
При этом выпадает желтый осадок Ag₃PO₄не
растворимый в аммиачной воде, но растворимый в азотной кислоте.

Na₃PO₄
+ 3AgNO₃
=
Ag₃PO₄↓
+ 3NaNO₃

ü Применение
фосфора и его соединений.

P
— в производстве спичек;

P₂O₅ — как
осушитель и для дегидратации;

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

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

Na₃PO₄ – умягчитель воды.

Выполните задания:

21.
Выберите
вещества, с которыми реагирует фосфат калия:

СО₂, HNO₃, NaH₂РО₄,
O₂, Na₃РО₄,
Na₂НРО₄,
NaOH, Na₂S, Ca₃(PO₄)₂,
СaCO₃

22.
Докончите
уравнения осуществимых реакций:

Mg + H₃PO₄
= Ca(OH)₂
+ H₃PO₄ =

Na + H₃PO₄
= H₃PO₄
+ MgO =

Cu + H₃PO₄
= Н₃PO₄ + Na₂CO₃ =

H₃PO₄ + Na₃РО₄
= H₃PO₄ + NaОН =

H₃PO₄ + NaH₂РО₄=
H₃PO₄ + Na₂HРО₄=

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

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТЫ
А) HNO₃	1) H₂SO₄, H₂, Hg
Б) S	2) Hg, NaOH, P₂O₃
В) Ca₃(PO₄)₂	3) HCl, AgNO₃, O₂
Г) P₂O₅	4) K₂CO₃, Mg, CO₂
	5) HCl, H₂SO₄, SiO₂
	6) NaOH, CaO, H₂O

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

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТЫ
А) NaNO₃	1) HNO₃, H₂, Au
Б) I₂	2) H₂SO₄ , S, C
В) PH₃	3) Na, Al, Cu₂O
Г) H₃PO₄	4) K, KHCO₃,Fe₃O₄
	5)Na, H₂, NaOH
	6) O₂, HI, HCl

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

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТЫ
А) HCl	1) Na₃PO₄, H₂SO₄, NaOH
Б) P	2) Ca, Ca(OH)₂, CuO
В) NH₄Br	3) Mg, HNO₃, O₂
Г) NaH₂РО₄	4) KOH, Cl₂, AgNO₃
	5) H₂SO₄, AgNO₃, Fe(OH)₃
	6) H₂O, H₂, NaBr₍_р_—_р₎

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

из которых это вещество может
взаимодействовать:

ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТЫ
А) NaOH	1) HNO₃, H₂, Au
Б) KBr	2) CuCl₂, S, Br₂
В) Cа₃P₂	3) H₂SO₄, AgNO₃, Cl₂
Г) K₃PO₄	4) AgNO₃, H₂SO₄,LiCl₂
	5) H₂O, H₂, NaOH
	6) H₂O, H₂SO₄, HCl

27.
В заданной схеме
превращений

Ca₃(PO₄)₂ →X ―^Y→ Mg₃P₂

веществами X и Y являются соответственно:

1) хлорид магния

2) оксид магния

3) магний

4) фосфор

5) фосфат натрия

28.
В заданной схеме
превращений

Ca₃(PO₄)₂ →X ―^Y→ СaHPO₄

веществами X и Y являются соответственно:

1) хлорид кальция

2) фосфат натрия

3) гидроксид кальция

4) фосфорная кислота

5) фосфат калия

29.
В заданной схеме
превращений

P ―^X→Mg₃P₂
―^H²^O→ Y

веществами X и Y являются соответственно:

1) оксид фосфора (V)

2) фосфорная кислота

3) фосфат магния

4) фосфин

5) магний

30.
В заданной схеме
превращений

H₃РO₄ ―^X→К₂HPO₄ ―^Y→KH₂PO₄

веществами X и Y являются соответственно:

1) KHSO₄

2) H₃РO₄

3) KNO₃

4) K₂SO₄

5) KOH

31.
Установите
соответствие между исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА	ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
А) Ca + H₃РO₄	1) Ca(H₂PO₄)₂
Б) Ca(OH)₂ + H₃РO₄	2) Ca₃(PO₄)₂ + PH₃ + H₂O
В) Ca₃(PO₄)₂ + H₃РO₄	3) Ca₃(PO₄)₂ + H₂
Г) CaHPO₄ + H₃РO₄	4) CaHPO₄ + H₂O
	5) Ca(H₂PO₄)₂ + H₂O
	6) Ca(OH)₂ + P₂O₅

32.
Установите
соответствие между исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА	ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
А) Ca₃(PO₄)₂ + C	1) Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄
Б) Ca₃(PO₄)₂ + C + SiO₂	2) CaSiO₃ + P₂O₅
В) Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄	3) CaSiO₃ + P₂O₅ + CO
Г) Ca₃(PO₄)₂ + SiO₂	4) CaHPO₄ + H₂O
	5) CaSiO₃+ CO + P
	6) Ca₃P₂ + CO

33.
Установите
соответствие между исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА	ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
А) P + Cl₂_{(избыток)}	1) NaH₂РO₄
Б) P + Cl₂_{(недостаток)}	2) NaH₂РO₂ + PH₃
В) P + NaOH_{(раствор)}	3) NaH₂РO₄ + PH₃
Г) Na₃PO₄ + 2H₃РO₄_{(избыток)}	4) PCl₃
	5) Na₂HРO₄
	6) PCl₅

34. Установите соответствие между
исходными веществами, вступающими

в реакцию, и продуктами этой реакции:

ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА	ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ
А) Na₃P+ H₂O	1) NaCl + Na₃PO₄ + H₂O
Б) Na₃P + HCl	2) NаОН + P
В) PCl₅ + H₂O	3) NaH+ PCl₃
Г) PCl₅ + NaOH	4) NаОН + PH₃
	5) NaCl + PH₃
	6) H₃PO₄ + HCl

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

которого их можно различить:

ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТ
А) K₃PO₄ и KNO₃	1) AgNO₃
Б) HCl и HBr	2) Na₂CO₃
В) KCl и K₃PO₄	3) NaOH
Г) H₃PO₄и K₃PO₄	4) NaNO₃
	5) NaCl

36.
Установите соответствие между веществом и его
применением:

ВЕЩЕСТВО	ПРИМЕНЕНИЕ
Фосфорная кислота	Электролит в аккумуляторах
Фосфор	Удобрение
Дигидрофосфат кальция	Производстве спичек
	Преобразователь ржавчины

ОТВЕТЫ НА ТЕСТОВЫЕ
ЗАДАНИЯ:

5	O₂, KOH, F₂, HNO₃	28	43
10	HCl,HNO₃, O₂, K₂Cr₂O₇	29	54
15	Са(ОН)₂, HNO₃	30	52
19	Са(ОН)₂,Na₃РО₄, Na₂НРО₄, NaOH, Na₂S, Ca₃(PO₄)₂, СaCO₃	31	3411
21	HNO₃, NaH₂РО₄,	32	6512
23	2156	33	6421
24	2563	34	4561
25	2345	35	1112
26	2364	36	432
27	43

Источник

Чтобы поделиться, нажимайте

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A_r(P) = 31.

Р +15)₂ )₈ )₅

1S²2S²2P⁶3S²3P³, фосфор: p– элемент, неметалл

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d-орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S² – электронов и один из них может перейти на 3d– орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V.

АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый, красный и чёрный фосфор

Нахождение в природе

Общее содержание фосфора в земной коре составляет 0,08%. В связанном виде он входит в состав многих минералов, главным образом апатитов 3Ca₃(РО₄)₂хСаF₂ и фосфатов Са₃(РO₄)₂. Разновидности апатита слагают осадочные горные породы — фосфориты, фосфор входит также в состав белковых веществ в виде различных соединений. Содержание фосфора в тканях мозга составляет 0,38%, в мышцах — 0,27%.

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ СОЕДИНЕНИЙ ФОСФОРА

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са₃(РО₄)₃·CaF₂. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА

·Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

·Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:

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

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO₃ + 12C → 4P + 2H₂ + 12CO.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Окислитель

Восстановитель

1. С металлами — окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca → Ca₃P₂

2P + 3Mg → Mg₃P₂.

Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина

Mg₃P₂ + 3H₂SO₄(р—р)= 2PH₃ + 3MgSO₄

Свойства фосфина —

PH₃ + 2O₂ = H₃PO₄.

PH₃ + HI = PH₄I

1. Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 5O₂→ 2P₂O₅ (с избытком кислорода),

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

2. С неметаллами — восстановитель:

2P + 3S → P₂S₃,

2P + 3Cl₂→ 2PCl₃.

! Не взаимодействует с водородом.

3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO;

2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄+ 5SO₂ + 2H₂O.

4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, и др.

Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид

Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р₂О₅ — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.

Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.

Химические свойства: Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид, взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями.

Фосфорный ангидрид особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с водой при обычных условиях (без нагревания), образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО₃:

P₂O₅ + H₂O = HPO₃

при нагревании образуется ортофосфорная кислота H₃PO₄:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄(t˚C)

При нагревании H₃PO₄ можно получить пирофосфорную кислоту H₄P₂O₇:

2H₃PO₄= H₂O + H₄P₂O₇(t˚C)

Ортофосфорная кислота

Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н₃РO₄.

Строение молекулы: В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:

Физические свойства: Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение:

1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄(t˚C)

2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании:

Сa₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄(t˚C)

3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой

3P + 5HNO₃+ 2H₂O = 3H₃PO₄+ 5NO

Химические свойства:

Свойства, общие с другими кислотами

Специфические свойства

1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный:

Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

H₃PO₄↔ H⁺ + H₂PO₄^— (дигидроортофосфат-ион)

H₂PO₄^— ↔ H⁺ + HPO₄^2- (гидроортофосфат-ион)

HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3- (ортофосфат-ион)

2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н₂):

металл+ H₃PO₄=соль+Н₂↑

3. Взаимодействует с основными оксидами:

оксид металла + H₃PO₄ = соль + Н₂О

4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН)_n:

основание + H₃PO₄ = соль + Н₂О

если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H₃PO₄(изб) + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O или

H₃PO₄(изб) + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли:

H₃PO₄ + NH₃ = NH₃H₂PO₄

H₃PO₄ + 2NH₃ = (NH₃)₂HPO₄

H₃PO₄ + 3NH₃ = (NH₃)₃PO₄

6. Реагирует с солями слабых кислот:

2H₃PO₄+3Na₂CO₃= 2Na₃PO₄ + 3H₂O + 3CO₂↑

1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

2H₃PO₄⁽^t^˚^C⁾ → H₂O + H₄P₂O₇

H₄P₂O₇⁽^t^˚^C⁾→ H₂O + 2HPO₃

2. Качественная реакция на PO₄^3- — фосфат ион.

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

Н₃РО₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄↓+ 3HNO₃

3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.

Применение:

В основном для производства минеральных удобрений.

А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

Источник

История открытия

В 1669 году гамбургский купец и по совместительству алхимик Хенниг Брандт в очередной раз попытался осуществить мечту всех средневековых алхимиков: найти легендарный философский камень, якобы превращающий все металлы в золото и дарующий бессмертие. К сожалению, и на этот раз философский камень не был найден, зато Хеннигу посчастливилось сделать еще одно не менее важное открытие в области химии. На этот раз в качестве эксперимента немецкий алхимик решил выпарить воду из… человеческой мочи. В результате ряда сложных химических манипуляций с собственной мочой в реторте у алхимика образовалось неизвестное ранее светящееся вещество — фосфор.

Кстати, само слово «фосфор» переводится с древнегреческого как «несущий свет». Такое название он получил за невероятную способность светиться в темноте. Первооткрыватель фосфора алхимик Хенниг Брандт быстро осознал пользу этого открытия и показывал светящийся фосфор разным знатным и богатым господам за большие деньги, скопив при этом большое состояние (в то время в Европе не было столько развлечений , поэтому научно-популярные изображения предприимчивого алхимика пользовались повышенным спросом).

Однако Хенинг Брандт не был первым, кто извлек фосфор эмпирическим путем. Еще до него, в 12 веке, это удалось сделать арабскому алхимику Альхид Бехилю, еще благодаря химическим манипуляциям с мочой и глиной, но его открытие было утеряно, и именно повторное открытие фосфора немецким алхимиком принесло большую известность к этому химическому элементу.

Первое время после открытия фосфор вызывал лишь любопытство своим блеском, и только в конце 19 века ученые поняли, что фосфор является еще и чрезвычайно важным полезным микроэлементом для жизнедеятельности человеческого организма.

Строение атомов фосфора

Атом фосфора имеет 15 электронов, которые находятся на трех электронных оболочках:

На внешней электронной оболочке атомы фосфора, как и атомы азота, имеют по 5 электронов. В соединениях с металлами и водородом фосфор имеет степень окисления -3, например, в фосфиде кальция
Максимальная положительная степень окисления атомов фосфора в соединениях равна +5, например, в фосфорной кислоте
Атомы фосфора также имеют степень окисления +3, например, во фториде фосфора

Строение и физические свойства простых веществ

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.

Белый фосфор состоит из молекул
который имеет форму тетраэдра. В таких молекулах каждый из четырех атомов фосфора ковалентно связан с тремя другими . Как молекулярное соединение белый фосфор легкоплавок и летуч. Белый фосфор — высокотоксичное вещество, воспламеняющееся на воздухе и светящееся в темноте. Храните его под водой.

Белый фосфор впервые был получен из мочи алхимиком Хоннигом Брандтом в 1669 году в виде светящейся в темноте массы. Отсюда и название этого элемента (фосфор в переводе с греческого означает «носитель света»).

На свету и при нагревании до 300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в порошок, цвет которого может варьироваться от красновато-коричневого до красно-фиолетового (красный фосфор). Красный фосфор нелетуч, нерастворим в воде и нетоксичен.

Красный и черный фосфор, о которых вы узнаете больше из курса химии в 11 классе, имеют сложную структуру.

Химические свойства фосфора

Химически фосфор достаточно активен — он соединяется непосредственно со многими простыми веществами с выделением большого количества тепла. При этом фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии его с наиболее активными металлами. При этом образуются фосфиды:

Восстановительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с кислородом. Но разные модификации фосфора обладают разной химической активностью. Например, белый фосфор при комнатной температуре легко окисляется на воздухе с образованием оксида фосфора (III):

Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор при поджигании воспламеняются и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма из оксида фосфора (V):

Применение фосфора

Фосфор используется в производстве фосфорной кислоты и фосфорных удобрений, полупроводниковых материалов в качестве компонента покрытий стальных изделий и др. (рис. 81). Белый фосфор используется для изготовления трассирующих боеприпасов как дымообразующее и зажигательное средство, красный фосфор является основным компонентом смеси для спичечных коробков.

Современные спички, которые зажигаются при трении их о специальную поверхность, были изобретены в Швеции в 1855 году. На боковые поверхности смесью измельченного стекла наносится масса, состоящая из соединений красного фосфора, оксида железа (III) Fe2O3, сурьмы и марганца и клей из спичечного коробка. В состав спичечной головки входят хлорат калия KClO3, сера, наполнители и клей. При трении головки спички о слои люминофора происходит воспламенение:

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный фосфор.
Белый фосфор очень токсичен.
Фосфор проявляет восстановительные свойства в реакции с кислородом и окислительные свойства в реакциях с активными металлами.

Получения

Для получения чистого белого фосфора химики просверливают природные фосфаты вместе с коксом и песком в электропечи. Однако вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, такие как метафосфорная кислота. Красный и черный фосфор получают уже из белого фосфора различными манипуляциями с последним (нагревание, повышение давления).

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека

Теперь давайте ответим на вопрос, какова роль фосфора в организме человека? А она очень большая, так как фосфор участвует во всех обменных процессах, происходящих в нашем организме. Большая часть фосфора содержится в костях и зубах. Вместе с кальцием фосфор формирует правильную структуру костной ткани, а при нарушении соотношения кальция и фосфора кости могут стать хрупкими и возрастет риск переломов.

Помимо костей и зубов, фосфор оказывает влияние и на самое главное – умственную деятельность человека, ведь он содержится в наших мозговых тканях и нервах. От фосфора зависит работа нервной системы, с его помощью осуществляется обмен липидов и белков, биосинтез всех необходимых органических веществ. Наконец, фосфор входит в состав ДНК и РНК, участвует в ферментативных процессах, поддерживающих кислотно-щелочное равновесие в организме.

Электронная схема фосфора

В: 1с2 2с2 2п6 3с2 3п3
Короткая запись:
В: Ne3s2 3p3

Атом фосфора и -1Si, +1S, +2Cl имеют одинаковую электронную конфигурацию

Порядок заполнения оболочек атома фосфора (P) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6д → 7р.

На подуровне «s» может находиться до 2 электронов, на «s» до 6, на «d» до 10 и на «f» до 14 электронов

Фосфор имеет 15 электронов, заполняют электронные оболочки в порядке, описанном выше:

2 электрона на 1s подуровень

2 электрона на 2s-подуровень

6 электронов на подуровень 2p

2 электрона на 3s подуровень

3 электрона на подуровне 3p

Степень окисления фосфора

Атомы фосфора в соединениях имеют степени окисления 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на обмене электронами, поэтому, если заряд атома виртуально увеличивается, то степень окисления отрицательная (электроны переносят отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы фосфора

5+П 4+П 3+П 2+П 1+ПП 01-П 2-П 3-П

Валентность P

Атомы фосфора в соединениях имеют валентность V, IV, III, II, I.

Валентность фосфора характеризует способность атома Р к образованию химических связей. Валентность обусловлена строением электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений, называются валентными электронами. Более широкое определение валентности:

Количество химических связей, посредством которых данный атом соединяется с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа P

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома P эти числа имеют значение N = 3, L = 1, Ml = 1, Ms = ½

Таблица валентности химических элементов.

Порядковый номер химического элемента, псевдоним: атомный номер, псевдоним: номер заряда атомного ядра, псевдоним: атомный номер	Русское/английское название	Химический символ	Валентность
один	Водород	ЧАС	(-1), +1
два	Гелий / Гелий	эль	0
3	Литий / Литий	Ли	+1
4	Бериллий / Бериллий	Быть	+2
5	Бор	Б	-3, +3
6	Углерод / Углерод	С	(+2), +4
7	Азот / Азот	Север	-3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5
восемь	Кислород / Кислород	ЛИБО	-два
девять	Фтор / фтор	Ф	-1, (+1)
десять	Неон / неон	К северо-востоку	0
11	Натрий	Н/Д	+1
12	Магний / Магний	Миллиграммы	+2
тринадцать	Алюминий	Алабама	+3
14	Кремний / Кремний	Да	-4, (+2), +4
пятнадцать	Фосфор / Фосфор	П	-3, +1, +3, +5
шестнадцать	Сера	Да	-2, +2, +4, +6
17	Хлор / Хлор	Кл	-1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7
Восемнадцать	Аргон / Аргон	Арканзас	0
девятнадцать	Калий / Калий	К	+1
двадцать	Кальций / Кальций	Калифорния	+2
21	Скандий / Скандий	Южная Каролина	+3
22	Титан / Титан	Ты	+2, +3, +4
23	Ванадий / Ванадий	В	+2, +3, +4, +5
24	Хром / хром	Кр	+2, +3, +6
25	Марганец / Марганец	Миннесота	+2, (+3), +4, (+6), +7
26	Железо / Железо	Вера	+2, +3, (+4), (+6)
27	Кобальт / Кобальт	Ко	+2, +3, (+4)
28	Никель / никель	Ни один	(+1), +2, (+3), (+4)
29	Медь	Медь	+1, +2, (+3)
30	Цинк / Цинк	Цинк	+2
31	Галлий / Галлий	Грузия	(+2). +3
32	Германий / германий	Ge	-4, +2, +4
33	Мышьяк / мышьяк	Что	-3, (+2), +3, +5
3. 4	Селен / Селен	Я знаю	-2, (+2), +4, +6
35	Бром / Бром	Родной брат	-1, +1, (+3), (+4), +5
36	Криптон / Криптон	Кр	0
37	Рубидий / Рубидий	Руб	+1
38	Стронций / Стронций	Мистер	+2
39	Иттрий / иттрий	Д	+3
40	Цирконий / Цирконий	Zr	(+2), (+3), +4
41	Ниобий / ниобий	NB	(+2), +3, (+4), +5
42	Молибден / молибден	Месяц	(+2), +3, (+4), (+5), +6
43	Технеций / Технеций	КТ	+6
44	Рутений / рутений	Ру	(+2), +3, +4, (+6), (+7), +8
Четыре пять	Родий	Rh	(+2), (+3), +4, (+6)
46	Палладий / Палладий	P.S	+2, +4, (+6)
47	Серебро / Серебро	Сельское хозяйство	+1, (+2), (+3)
48	Кадмий / Кадмий	Компакт диск	(+1), +2
49	Индийский / индийский	В	(+1), (+2), +3
50	Олово / олово	Да	+2, +4
51	Сурьма / Сурьма	Суббота	-3, +3, (+4), +5
52	Теллур / Теллурий	Чай	-2, (+2), +4, +6
53	Йод / Йод	Я	-1, +1, (+3), (+4), +5, +7
54	Ксенон / ксенон	Хэ	0
55	Цезий / Цезий	Cs	+1
56	Барий / барий	Лицензия в письмах	+2
57	Лантан / Лантан	Ла	+3
58	Церий / Церий	ЕС	+3, +4
59	Празеодим / Празеодим	Пиар	+3
60	Неодим / Неодим	Северная Дакота	+3, +4
61	Прометий / прометий	Вечера	+3
62	Самария / Самарий	ВЫ	(+23
63	Европий / европий	Евросоюз	(+23
64	Гадолиний / Гадолиний	Бог	+3
шестьдесят пять	Тербий / Тербий	Туберкулез	+3, +4
66	Диспрозий / Диспрозий	Ди	+3
67	Гольмий / Гольмий	Хо	+3
68	Эрбий / Эрбий	Привет	+3
69	Тулий / тулий	Тм	(+23
70	Иттербий / Иттербий	У б	(+23
71	Лютеций / Лютеций	Мо	+3
72	Гафний / Гафний	ВЧ	+4
73	Тантал / Тантал	Резервная армия	(+3), (+4), +5
74	Вольфрам / Вольфрам	Вт	(+2), (+3), (+4), (+5), +6
75	Рений / Рений	Ре	(-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7
76	Осмий / Осмий	Ты	(+2), +3, +4, +6, +8
77	Иридий / Иридий	Идти	(+1), (+2), +3, +4, +6
78	Платина / Платина	Пятно	(+1), +2, (+3), +4, +6
79	Золото / Золото	Вот это да	+1, (+2), +3
80	Меркурий / Меркурий	Ртутного столба	+1, +2
81	Талия / Таллий	Т-л	+1, (+2), +3
82	Лид / Ведущий	Pb	+2, +4
83	Висмут / висмут	Би	(-3), (+2), +3, (+4), (+5)
84	Полоний / полоний	Почта	(-2), +2, +4, (+6)
85	Астатин / Астатин	В	нет данных
86	Радон / Радон	Р-н	0
87	Франций / Франций	Пт	нет данных
88	Радиус / Радиус	Ра	+2
89	Актиний / Актиний	Переменный ток	+3
90	Торий / торий	Эль	+4
91	Проактиний / Протактиний	Пенсильвания	+5
92	Уран / Уран	Ты	(+2), +3, +4, (+5), +6

Что не указано в таблице валентности, так это то, что валентность элемента может быть постоянной и переменной.

Типы валентности
Постоянная (для металлов основных подгрупп)	Переменная (для неметаллов и металлов второстепенных подгрупп)
Самый высокий (равный номеру группы)	Наименьший (равный разнице между числом 8 и номером группы)

Знание валентности элементов необходимо для правильного составления химических формул соединений.

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

Предметы	Валенсия	Примеры подключения
Х, Ф, Ли, На, К	Я	H2, HF, Li2O, NaCl, KBr
О, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn	Я	H2O, MgCl2, CaH2, SrBr2, BaO, ZnCl2
Б, Ал	В третьих	БКл3, АлБр3
С, да	IV	СО2, СН4, SiO2, SiCl4
Медь	Я, я	Cu2O, CuO
Вера	II, III	FeCl2, FeCl3
Кр	II, III, VI	CrCl2, CrCl3, CrO3
Да	II, IV, VI	H2S, SO2, SO3
Север	III, IV	NH3, NH4Cl, HNO3
П	III, В	РН3, Р2О5, Н3РО4
Sn,Pb	II, IV	SnCl2, SnCl4, PbO, PbO2
Кл, брат, я	I, III, V, VII	HCl, ClF3, BrF5, IF7

Белый фосфор

Получение этой аллотропной модификации фосфора можно назвать «фантастической случайностью». В конце XVII века немецкий алхимик Хеннинг Бранд работал над получением философского камня. Согласно легендам того времени, он обладал удивительными свойствами: превращал черные металлы в золото, даровал вечную жизнь и свободу. Выпаривая мочу, ученый получил сухой остаток. Поскольку это вещество светилось в темноте, Бранд решил, что это философский камень. Это был белый фосфор.

Рассмотрим свойства и строение этой аллотропной модификации фосфора. Это бесцветное или желтоватое кристаллическое вещество. Его твердость невелика: под водой белый фосфор можно резать ножом. Нерастворим в воде, плавится при 44 градусах Цельсия.

Эта аллотропная модификация фосфора отличается от всех других своей важной химической активностью. Уже при 40 градусах он вступает в реакцию с кислородом и воспламеняется. Эта форма самая ядовитая.

Желтый фосфор

Это вещество относится к группе высокотоксичных. Желтый фосфор называют сырым белым. Он легко воспламеняется на воздухе. При этом образуется ярко-зеленое пламя и выделяется большое количество едкого белого дыма. Поскольку желтый фосфор способен к самовозгоранию, его хранят и транспортируют только под слоем воды.

Красный фосфор

Аллотропные модификации фосфора могут переходить друг в друга. Для этого нужны определенные условия. Так, при длительном нагревании в условиях высокого давления и в присутствии углекислого газа белый фосфор становится красным. Эта реакция впервые была проведена в конце 19 века австрийским химиком Риттером Шреттером.

Красный фосфор химически менее активен. Это вещество растворяется только в расплавленных свинце и висмуте. Процесс воспламенения не происходит при повышении температуры. Красный фосфор превращается в пар, который затем становится белым. Но чтобы возник пожар, необходимо взбить или растереть это вещество.

Эта модификация менее ядовита, чем белая. Поэтому он широко используется в производстве спичек как основа вещества поверхности сетки коробки.

Черный фосфор

Только в 20 веке стало известно, что фосфор образует аллотропные модификации, являющиеся его наиболее устойчивой и наименее активной формой. Это черный фосфор. На этот раз открытие принадлежало американскому физику Перси Бриджмену, лауреату Нобелевской премии. Но высокую награду он получил не за получение черного фосфора, а за создание устройства, способного создавать высокое атмосферное давление. Это было одним из условий, при которых красный фосфор становится черным.

Визуально эта модификация напоминает графит. Они представляют собой кристаллы черного цвета с металлическим блеском, жирные на ощупь, нерастворимые в воде и органических веществах. Это вещество плавится только при температуре 1000 градусов.

Источник

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

Основное и возбужденное состояние фосфора

Природные соединения

Оксид фосфора V — P2O5

Фосфорные кислоты

Ортофосфорная кислота

Соли фосфорной кислоты

Химические свойства азота.

Химические свойства фосфора.

2.3.3. Химические свойства азота и фосфора.

Химические свойства азота

Взаимодействие азота с металлами

Взаимодействие азота с неметаллами

Взаимодействие азота со сложными веществами

Химические свойства фосфора

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Взаимодействие фосфора с металлами

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

История открытия

Строение атомов фосфора

Строение и физические свойства простых веществ

Химические свойства фосфора

Применение фосфора

Получения

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека

Электронная схема фосфора

Степень окисления фосфора

Ионы фосфора

Валентность P

Квантовые числа P

Таблица валентности химических элементов.

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

Белый фосфор

Желтый фосфор

Красный фосфор

Черный фосфор

Оксид фосфора V — P₂O₅