Составьте формулы соединений: А) в котором на 2 атома железа приходится 3 атома кислорода. Какова валентность железа? Б) в котором на 2 атома фосфора приходится 5 атомов кислорода. Какова валентность фосфора?

Составьте формулы соединений: А) в котором на 2 атома железа приходится 3 атома кислорода. Какова валентность железа? Б) в котором на 2 атома фосфора приходится 5 атомов кислорода. Какова валентность фосфора? Кислород
Содержание
  1. H3po4 — фосфористая кислота
  2. Валентность фосфора в соединениях
  3. Вопросы:
  4. Качественная реакция на анион рo43-
  5. Кислотные функции
  6. Н3рo4 — ортофосфорная кислота
  7. Образование сложных эфиров
  8. Оксид фосфора (iii)
  9. Оксид фосфора (v)
  10. Оксиды фосфора
  11. Положение в периодической системе химических элементов
  12. Р2о3 — оксид фосфора (iii)
  13. Р2о3 — очень сильный восстановитель
  14. Р2о5 — водоотнимающий агент
  15. Р2о5 — оксид фосфора (v)
  16. Соединения фосфора
  17. Соли фосфорной кислоты — фосфаты
  18. Способ получения
  19. Способы получения
  20. Способы получения фосфидов
  21. Способы получения фосфина
  22. Способы получения фосфора
  23. Строение молекулы и физические свойства
  24. Таблица валентности химических элементов.
  25. Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.
  26. Таблица элементов с постоянной валентностью.
  27. Физические свойства
  28. Физические свойства и нахождение в природе
  29. Фосфаты. фосфорные удобрения.
  30. Фосфиды
  31. Фосфиты — соли фосфористой кислоты
  32. Фосфористая кислота
  33. Химические свойства
  34. Химические свойства фосфидов
  35. Химические свойства фосфина
  36. Химические свойства фосфора

H3po4 — фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н2[НРО3]

Является слабой кислотой.

Валентность фосфора в соединениях

Фосфор — пятнадцатый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в третьем периоде в VA группе. В ядре атома фосфора содержится 15 протонов и 16 нейтронов (массовое число равно 31). В атоме фосфора есть три энергетических уровня, на которых находятся 15 электронов (рис. 1).

Электронная формула атома фосфора в основном состоянии имеет следующий вид:

1s22s22p63s23p3.

А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что фосфор способен проявлять валентность III (PIII2O3, Ca3PIII2, PIIIH3и т.д.).

Поскольку на третьем энергетическом слое помимо 3s- и 3p-подуровней есть еще и 3d-подуровень, для атома фосфора характерно наличие возбужденного состояния: пара электронов 3s-подуровня распаривается и один из них занимает вакантную орбиталь 3d-подуровня.

Наличие пяти неспаренных электронов свидетельствует о том, что для фосфора также характерна валентность V (PV2O5, H3PVO4, PVCl5и др.).

Вопросы:

1. Составьте формулы сложных веществ, образованных элементом кислородом и следующими элементами:

Cl(VII), S(VI), As(V), Pb(IV), B(III), Sr(II), Cu(I).

2. Перепишите формулы и обозначьте римскими цифрами валентность элементов в соединениях с водородом, зная, что в данных соединениях он одновалентен:

СH4, H2O, H3N, H2S, HCl, H3Р, SiH4.

3. Фосфор образует с хлором соединения PCl3 и PCl5, в которых хлор проявляет валентность, равную единице. Составьте формулы соединений фосфора с кислородом, в которых фосфор проявляет такое же значение валентности, как и в указанных соединениях с хлором.

Качественная реакция на анион рo43-

Реактивом для обнаружения анионов РO43- (а также НРO42- , Н2РO4-) является раствор AgNO3, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg РO43- = Аg3РO4↓

Кислотные функции

Примеры реакций:

2Н3РO4 6Na = 2Na3РO4 3H2t

2Н3РO4 ЗСаО = Са3(РO4)2 ЗН2О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н3РO4 3NaOH = Na3PO4 ЗН2О

Н3РO4 2NaOH = Na2HPO4 2Н2О

Н3РO4 NaOH = NaH2PO4 Н2О

Н3РO4 NH3 = NH4H2PO4

Н3РO4 2NH3 = (NH4)2HPO4

В отличие от аниона NO3- в азотной кислоте, анион РO43- окисляющим действием не обладает.

Н3рo4 — ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н3РO4 → Н Н2РO4-

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

Н2РO4- → Н НРO42-

НРO42- → Н РO43-

Образование сложных эфиров

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров — нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Оксид фосфора (iii)

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

Получитьоксид 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 окислителямиP2O3 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

Оксиды фосфора

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

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.

Р2о3 — оксид фосфора (iii)

При обычной температуре — белая воскообразная масса с т. пл. 23,5’С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р4О6.

Р2о3 — очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 О2 = Р2О5

2. Окисление галогенами:

Р2О3 2Cl2 5Н2О = 4HCl 2H3PO4

Р2о5 — водоотнимающий агент

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р2О5 2HNО3 = 2HPO3 N2О5

Р2О5 2НСlО4 = 2HPO3 Сl2О7

Это используется для получения ангидридов кислот.

Р2о5 — оксид фосфора (v)

При обычной температуре — белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р4О10. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO3). Р2О5 — самое эффективное осушающее средство и водоотнимающий агент. Применяется для осушения нелетучих веществ и газов.

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

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 сильныхкислот, 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 окислительныесвойстваи 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

Способ получения

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

4Р 3О2 = 2Р2О3

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.).

Промышленныйспособ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

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

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

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO3          P     →   H3PO4        5NO2↑        H2O

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

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 лабораторныйспособ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

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

4P       3KOH      3H2O   →   3KH2PO2      PH3↑

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.

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.

Таблица валентности химических элементов.

Порядковый номер химического элемента, он же: атомный номер, он же: зарядовое число атомного ядра, он же: атомное число

Русское / Английское наименование

Химический символ

Валентность

1

Водород / Hydrogen

H

(-1), 1

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

1

4

Бериллий / Beryllium

Be

2

5

Бор / Boron

B

-3, 3

6

Углерод / Carbon

C

( 2), 4

7

Азот / Nitrogen

N

-3, -2, -1, ( 1), 2, 3, 4, 5

8

Кислород / Oxygen

O

-2

9

Фтор / Fluorine

F

-1, ( 1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

1

12

Магний / Magnesium

Mg

2

13

Алюминий / Aluminum

Al

3

14

Кремний / Silicon

Si

-4, ( 2), 4

15

Фосфор / Phosphorus

P

-3, 1, 3, 5

16

Сера / Sulfur

S

-2, 2, 4, 6

17

Хлор / Chlorine

Cl

-1, 1, ( 2), 3, ( 4), 5, 7

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

1

20

Кальций / Calcium

Ca

2

21

Скандий / Scandium

Sc

3

22

Титан / Titanium

Ti

2, 3, 4

23

Ванадий / Vanadium

V

2, 3, 4, 5

24

Хром / Chromium

Cr

2, 3, 6

25

Марганец / Manganese

Mn

2, ( 3), 4, ( 6), 7

26

Железо / Iron

Fe

2, 3, ( 4), ( 6)

27

Кобальт / Cobalt

Co

2, 3, ( 4)

28

Никель / Nickel

Ni

( 1), 2, ( 3), ( 4)

29

Медь / Copper

Сu

1, 2, ( 3)

30

Цинк / Zinc

Zn

2

31

Галлий / Gallium

Ga

( 2). 3

32

Германий / Germanium

Ge

-4, 2, 4

33

Мышьяк / Arsenic

As

-3, ( 2), 3, 5

34

Селен / Selenium

Se

-2, ( 2), 4, 6

35

Бром / Bromine

Br

-1, 1, ( 3), ( 4), 5

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

1

38

Стронций / Strontium

Sr

2

39

Иттрий / Yttrium

Y

3

40

Цирконий / Zirconium

Zr

( 2), ( 3), 4

41

Ниобий / Niobium

Nb

( 2), 3, ( 4), 5

42

Молибден / Molybdenum

Mo

( 2), 3, ( 4), ( 5), 6

43

Технеций / Technetium

Tc

6

44

Рутений / Ruthenium

Ru

( 2), 3, 4, ( 6), ( 7), 8

45

Родий / Rhodium

Rh

( 2), ( 3), 4, ( 6)

46

Палладий / Palladium

Pd

2, 4, ( 6)

47

Серебро / Silver

Ag

1, ( 2), ( 3)

48

Кадмий / Cadmium

Cd

( 1), 2

49

Индий / Indium

In

( 1), ( 2), 3

50

Олово / Tin

Sn

2, 4

51

Сурьма / Antimony

Sb

-3, 3, ( 4), 5

52

Теллур / Tellurium

Te

-2, ( 2), 4, 6

53

Иод / Iodine

I

-1, 1, ( 3), ( 4), 5, 7

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

1

56

Барий / Barium

Ba

2

57

Лантан / Lanthanum

La

3

58

Церий / Cerium

Ce

3, 4

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

3

60

Неодим / Neodymium

Nd

3, 4

61

Прометий / Promethium

Pm

3

62

Самарий / Samarium

Sm

( 2), 3

63

Европий / Europium

Eu

( 2), 3

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

3

65

Тербий / Terbium

Tb

3, 4

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

3

67

Гольмий / Holmium

Ho

3

68

Эрбий / Erbium

Er

3

69

Тулий / Thulium

Tm

( 2), 3

70

Иттербий / Ytterbium

Yb

( 2), 3

71

Лютеций / Lutetium

Lu

3

72

Гафний / Hafnium

Hf

4

73

Тантал / Tantalum

Ta

( 3), ( 4), 5

74

Вольфрам / Tungsten

W

( 2), ( 3), ( 4), ( 5), 6

75

Рений / Rhenium

Re

(-1), ( 1), 2, ( 3), 4, ( 5), 6, 7

76

Осмий / Osmium

Os

( 2), 3, 4, 6, 8

77

Иридий / Iridium

Ir

( 1), ( 2), 3, 4, 6

78

Платина / Platinum

Pt

( 1), 2, ( 3), 4, 6

79

Золото / Gold

Au

1, ( 2), 3

80

Ртуть / Mercury

Hg

1, 2

81

Талий / Thallium

Tl

1, ( 2), 3

82

Свинец / Lead

Pb

2, 4

83

Висмут / Bismuth

Bi

(-3), ( 2), 3, ( 4), ( 5)

84

Полоний / Polonium

Po

(-2), 2, 4, ( 6)

85

Астат / Astatine

At

нет данных

86

Радон / Radon

Rn

0

87

Франций / Francium

Fr

нет данных

88

Радий / Radium

Ra

2

89

Актиний / Actinium

Ac

3

90

Торий / Thorium

Th

4

91

Проактиний / Protactinium

Pa

5

92

Уран / Uranium

U

( 2), 3, 4, ( 5), 6

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

Виды валентности

Постоянная (у металлов главных подгрупп)

Переменная (у неметаллов  и металлов побочных подгрупп)

Высшая (равна номеру группы)

Низшая (равна разности между числом 8 и номером группы)

Знание валентности элементов необходимы для правильного составления химических формул соединений.

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

Элементы

Валентность

Примеры соединений

H, F, Li, Na, K

I

H2, HF, Li2O, NaCl, KBr

O, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn

II

H2O, MgCl2, CaH2, SrBr2, BaO, ZnCl2

B, Al

III

BCl3, AlBr3

C, Si

IV

CO2, CH4, SiO2, SiCl4

Cu

I, II

Cu2O, CuO

Fe

II, III

FeCl2, FeCl3

Cr

II, III, VI

CrCl2, CrCl3, CrO3

S

II, IV, VI

H2S, SO2, SO3

N

III, IV

NH3, NH4Cl, HNO3

P

III, V

PH3, P2O5, H3PO4

Sn, Pb

II, IV

SnCl2, SnCl4, PbO, PbO2

Cl, Br, I

I, III, V, VII

HCl, ClF3, BrF5, IF7

Таблица элементов с постоянной валентностью.

Валентности

Элементы

I

H, Na, Li, K, Rb, Cs

II

O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd

III

B, Al, Ga, In

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н3РO4 представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°’С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Физические свойства и нахождение в природе

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P4. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть.  Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

Белый фосфор:

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

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

Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой. Формула красного фосфора Pn, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое.

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.

Фосфаты. фосфорные удобрения.

Н3РO4 как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

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

1. Фосфоритная мука — тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са3(РO4)2

2. Простой суперфосфат — Са3(РO4)2 2H2SO4 = Са(Н2РO4)2 2CaSO4

3. Двойной суперфосфат — Са3(РO4)2 4Н3РO4 = ЗСа(Н2РO4)2

4. Преципитат — Са(ОН)2 Н3РO4 = СаНРO4 2Н2О

5. Аммофос — NH3 Н3РO4 = NH4Н2РO4;

2NH3 Н3РO4 = (NH4)2HРO4

6. Аммофоска — Аммофос KNO3

Фосфиды

Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.

Фосфиты — соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

Примеры: NaH2PO3, Са(H2PO3)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO3.

Примеры: Na2HPO3, СаHPO3.

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

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 разлагаетсяна 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

Химические свойства

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

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциируетв водном растворе.

H3PO4  ⇄  H H2PO4–

H2PO4–  ⇄  H HPO42–

 HPO42– ⇄ H PO43–

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

Например, фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

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

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

H3PO4       КОН     →     KH2РО4     H2O

H3PO4       2КОН      →     К2НРО4     2H2O

H3PO4       3КОН     →    К3РО4     3H2O

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

Например, фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н3PO4      3NaHCO3   →   Na3PO4      CO2     3H2O

4. При нагревании H3PO4  до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислотыH2P2O7:

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 аммиакомс 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

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

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водойили кислотамис 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 восстановительныесвойства за счет фосфора в степени окисления -3.

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 восстановительза 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 

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 кислородомвоздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P       3O2    →  2P2O3

4P       5O2    →  2P2O5

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

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

2P       3Cl2    →  2PCl3

2P       5Cl2    →  2PCl5

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора ссеройобразуются сульфиды:

2P       3S   →   P2S3

2P       5S   →   P2S5

1.4. При взаимодействии с металламифосфор 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

Ещепример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P       3Na   →  Na3P

1.5. С водородомфосфор непосредственно не взаимодействует.

2.Со сложными веществамифосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1.При взаимодействии сокислителямифосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например, азотная кислотаокисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO3          P     →   H3PO4        5NO2↑        H2O

5HNO3          3P         2H2O   →    3H3PO4        5NO↑

Серная кислотатакже 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 вщелочахфосфор 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↑  

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий