Соединения фосфора

Основное и возбужденное состояние фосфора

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

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.

Графическая (структурная) формула оксида фосфора 5

Структурная (графическая) формула оксида фосфора (V) является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы (рис. 2). Оксид фосфора (V) может димеризоваться (соответствует химической формуле P4O10) и существование его в такой форме наиболее предпочтительно.

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-

Найди валентность фосфора в его соединении с кислородом, формула соединения — p2o3. ответ запиши римской цифрой. например: iv. — знания.site

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.

Общие сведения о валентности фосфора

Фосфор образует несколько аллотропических изменений: белый, красный и черный фосфор.

В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен; технический белый фосфор окрашен в желтоватый цвет и по внешнему виду похож на воск. Плотность 1,83 г/см3. На холоду белый фосфор хрупок, но при температуре выше 15oС становится мягким и легко режется ножом.

Красный фосфор состоит из нескольких форм, являющихся полимерными веществами, состав которых до конца не изучен. Медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, неядовит. Плотность 2,0-2,4г/см3. При нагревании сублимируется. При охлаждении паров красного фосфора получается белый фосфор.

Черный фосфор образуется из белого путем его нагревания под высоким давлением при 200-220oС. По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь. Плотность – 2,7г/см3. Полупроводник.

Оксид фосфора (iii), триоксид фосфора (p2o3)

Способы полученияоксида фосфора (III)

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

4Р 3О2 = 2Р2О3

Физические свойстваоксида фосфора (III)

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

Пары существует в виде
димеров Р4О6.

!Очень ядовит

Химические свойстваоксида фосфора (III)

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

Р2О3 ЗН2О =2H3PO3

• Реакция диспропорционирования происходит очень бурно при растворении Р₂О₃вгорячей воде:

2Р2О3 6Н2О = РН3 ЗH3PO4

• При взаимодействии Р₂О₃ с щелочами образуются соли фосфористой кислоты:

Р2О3 4NaOH = 2Na2HPO3 Н2О

• При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет восстановительные свойства:

Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 О2 = Р2О5

Окисление галогенами:

Р2О3  2Cl2  5Н2О = 4HCl 2H3PO4

Оксид фосфора (v), пентаоксид фосфора, фосфорный ангидрид (р2о5)

Способы полученияфосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

4Р 5О2 = 2Р2О5

Физические свойствафосфорного ангидрида

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

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

Химические свойствафосфорного ангидрида

Р2О5проявляет кислотные свойства.

Как кислотный оксид Р2О5 взаимодействует:

• с водой, с образованием различных кислот:

Р2О5 Н2О = 2HPO3 метафосфорная

Р2О5 2Н2О = Н4Р2О7 пирофосфориая
(дифосфорная)

Р2О5 ЗН2О = 2H3PO4 ортофосфорная

• с основными оксидами, с образованием фосфатов

Р2О5 ЗВаО = Ва3(PO4)2

• с щелочами, с образованием средних и кислых солей

Р2О5 6NaOH = 2Na3PO4 ЗН2О

Р2О5 4NaOH = 2Na2HPO4 Н2О

Р2О5 2NaOH = 2NaH2PO4 Н2О

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

Р2О5 2HNО3 = 2HPO3 N2О5

Р2О5 2НСlО4 = 2HPO3 Сl2О7

P2O5 H2SO4 → 2HPO3 SO3

P2O5 2CH3COOH → 2HPO3 (CH3CO)2O

ВидеоопытВзаимодействие оксида фосфора с водой

Оксид фосфора v — p2o5

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

Получение

P O2 → P2O5

Химические свойства

Оксиды фосфора

Определение и формула оксида фосфора 5

Также существует в аморфном (в виде хлопьев) и стеклообразном состоянии. При нагревании кристаллический оксид фосфора (V) возгоняется. Плавится только под избыточным давлением, переходит в легкоподвижную жидкость.

При дальнейшем нагревании полимеризуется, при охлаждении жидкости образуется стеклообразный продукт. Температура плавления 422oC, кипения 591oC.

Проявляет кислотные свойства, энергично реагирует с водой и щелочами.

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (н3рo4)

Способы полученияфосфорной кислоты

В промышленности Н3РO4 получают двумя способами:

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

Са3(РO4)2 3H2SO4 = 2Н3РO4 3CaSO4↓

• Доменный (термический) 3х-стадийный способ:

1 стадия — восстановление природных фосфоритов коксом

2 стадия – окисление получающихся паров свободного фосфора кислородом воздуха

3 стадия – орошение водой получающейся окиси фосфора:

Лабораторный способ

• Н₃РO₄ получают окислением фосфора азотной кислотой:

ЗР 5HNO3 2Н2О = ЗН3РO4 5NO↑

• Взаимодействием фосфорного ангидрида с водой:

Р2О5 ЗН2О = 2H3PO4

Физические свойства, строениефосфорной кислоты

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

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

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

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

Качественные реакциидля обнаружения фосфат-иона

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

При
добавлении AgNO3 к кислотам образуются осадки
различного цвета:

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

Н3PO4 3AgNO3 → Ag3PO4↓ 3НNO3

ВидеоКачественная реакция на фосфат-ион

Химические свойствафосфорной кислоты

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

Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н3РO4 → Н Н2РO4—

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

Н2РO4— → Н НРO42-

НРO42- → Н РO43-

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

2Н3РO4 6Na = 2Na3РO4 3H2

2Н3РO4 ЗСаО = Са3(РO4)2 ЗН2О

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

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

Н3РO4 NaOH = NaH2PO4 Н2О

Н3РO4 2NaOH = Na2HPO4 2Н2О

Н3РO4 3NaOH = Na3PO4 ЗН2О

• с аммиаком образует соли аммония:

Н3РO4 NH3 = NH4H2PO4

Н3РO4 2NH3 = (NH4)2HPO4

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

Н3PO4 3NaHCO3 → Na3PO4 CO2 3H2O

• При нагревании H₃PO₄ выше 200°С происходит отщепление молекулы воды с образованием пирофосфорной кислотыH₂P₂O₇:

2H3PO4 → H2P2O7 H2O

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

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.

Р2о3 — очень сильный восстановитель

1. Окисление кислородом воздуха:

Р2О3 О2 = Р2О5

2. Окисление галогенами:

Р2О3 2Cl2 5Н2О = 4HCl 2H3PO4

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы полученияфосфатов

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

Физические свойствафосфатов

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

Химические свойствафосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

Na3РO4 Н2О = Na2HPO4 NaOH

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

NaH2PO4 = NaPO3 H2O

Na2HPO4 = Na4P2O7
H2O

(NH4)3PO4 = 3NH3 H2O

Соли фосфористой кислоты (фосфиты)

Способы полученияфосфитов

• Взаимодействие фосфористой кислоты с щелочами:

Н2[НРО3] NaOH = NaH[HРО3] Н2О

Н2[НРО3] 2NaOH = Na2[HРО3] 2Н2О

• взаимодействие фосфористой кислоты с металлами с выделением Н₂

Н2[НРО3] Ca = Ca[HРО3] Н2

• взаимодействие фосфористой кислоты с оксидами металлов

Н2[НРО3] CaO = Ca[HРО3] Н2O

• диспропорционирование фосфора в горячем, концентрированном растворе щелочи:

P4 8NaOH(конц) 4H2O = Na2[HРО3] 6H2

• Взаимодействие трихлорида фосфора с разбавленным раствором щелочи:

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

Физические свойствафосфитов

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

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

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

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

Химические свойствафосфитов

Имеют
химические свойства, характерные для солей

Способ получения

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

4Р 3О2 = 2Р2О3

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н3РO4 служит природный фосфат Са3(РO4)2:

I. 3-стадийный синтез:

Са3(РO4)2 → Р → Р2O5 → Н3РO4

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са3(РO4)2 3H2SO4 = 2Н3РO4 3CaSO4↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР 5HNO3 2Н2О = ЗН3РO4 5NO↑

Таблица валентности химических элементов (1 часть):

Таблица валентности химических элементов (2 часть):

Таблица валентности химических элементов (3 часть):

Первоначально за единицу валентности была принята валентность атома водорода. Валентность другого элемента можно при этом выразить числом атомов водорода, которое присоединяет к себе или замещает один атом этого другого элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью в водородных соединениях или валентностью по водороду: так, в соединениях HCl, H2O, NH3, CH4 валентность по водороду хлора равна единице, кислорода – двум, азота – трём, углерода – четырём.

Валентность кислорода, как правило, равна двум. Поэтому, зная состав или формулу кислородного соединения того или иного элемента, можно определить его валентность как удвоенное число атомов кислорода, которое может присоединять один атом данного элемента.

Определенная таким образом валентность называется валентностью элемента в кислородных соединениях или валентностью по кислороду: так, в соединениях K2O, CO, N2O3, SiO2, SO3 валентность по кислороду калия равна единице, углерода – двум, азота – трём, кремния – четырём, серы – шести.

С точки зрения электронной теории валентность определяется числом неспаренных (валентных) электронов в основном или возбужденном состоянии.

Известны элементы, которые проявляют постоянную валентность. У большинства химических элементов валентность переменная.

Коэффициент востребованности 5 615

Таблица валентности химических элементов.

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

Знание валентности элементов необходимы для правильного составления химических формул соединений.

Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.

Таблица элементов с постоянной валентностью.

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.

Формула оксида фосфора в химии

Формула фосфор(валентность 5 ) оксид срочно

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

Способы получения

Взаимодействие фосфора с металлами:

2P 3Mg → Mg3P2

2P 3Ca → Ca3P2

P 3Na → Na3P

Физические свойства, строение фосфидов

Фосфиды – представляют собой продукты взаимодействия
фосфора с металлами.

Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов имеют ионное строение.

Химические свойствафосфидов

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

Ca3P2 6H2O → 3Са(ОН)2 2PH3↑

Mg3P2 6HCl → 3MgCl2 2PH3↑

Фосфин (ph3)

Способы полученияфосфина

Прямым синтезом PH3 получить нельзя.

• Фосфин получают путем водного или кислотного гидролиза фосфидов:

Ca3P2 6H2O → 3Са(ОН)2 2PH3↑

Mg3P2 6HCl → 3MgCl2 2PH3↑

• Реакция диспропорционирования фосфора в щелочах:

4P 3KOH 3H2O → 3KH2PO2 PH3↑

• Разложение солей фосфония (Температура выше 80ºС):

P4I ↔ HI PH3↑

Физические свойствафосфина

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

Фосфин — Яд!

Химические свойства фосфина

• PH₃не реагирует с водой, щелочами, аммиаком.

PH3— Проявляет свойства сильного восстановителя.

• Вступает в реакции с кислотами –
  окислителями:

PH3 8H2SO4(конц) = H3PO4 8SO2↑ 3H2O

PH3 8HNO3(конц. гор) = H3PO4 8NO2↑ 4H2O

• С безводными кислотами образует соли:

HI PH3↑ = P4I

• Окисляется кислородом. При Т ~ 150ºС самовозгорается:

РН3 2О2 = P2O5 H2O (Н3РО4)

Практического значения фосфин не имеет.

Фосфористая кислота ( h3po3)

Способы полученияфосфористой кислоты

Р2О3 ЗН2О =2H3PO3

• Гидролиз галогенидов фосфора (III):

PCl3  ЗН2О = H3PO3 3HCl

• Окисление белого фосфора хлором:

2Р 3Cl2  6Н2О = 2H3PO3 6HCl

Физические свойства, строениефосфористой кислоты

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

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

Формула фосфористой кислоты выглядит следующим образом: Н2[НРО3]

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

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

Химические свойствафосфористой кислоты

Является
слабой кислотой.

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

Н2[НРО3] NaOH = NaH[HРО3] Н2О

Н2[НРО3] 2NaOH = Na2[HРО3] 2Н2О

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

H2HPO3 H2HPO3 = H3PO4 PH3

Кислота и ее соли являются сильными восстановителями:

• Реагируют с сильными окислителями:

H3PO3 Cl2 Н2О = H3PO4 2HCl

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

H3PO3 HgCl2 H2O → H3PO4 Hg 2HCl

• Реагируют с более слабыми окислителями:

H3PO3 2AgNO3 Н2О = H3PO4 2Ag↓ 2HNO3

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

H2HPO3 3Zn 3H2SO4 = 3ZnSO4 PH3 3Н2О

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

H3PO3 Н2О = H3PO4 Н2

Фосфорные кислоты

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

Строение
наиболее известных кислот выражается следующими формулами:

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

Фосфорные удобрения

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

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

В таблице ниже приведены основные виды фосфорных удобрений.

Химическая формула оксида фосфора 5

Химическая формула оксида фосфора (V) P2O5. Она показывает, что в состав данной молекулы входят два атома фосфора (Ar = 31 а.е.м.) и пять атомов кислорода (Ar = 16 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу оксида фосфора (V):

Mr(P2O5) = 2×Ar(P) 5×Ar(O);

Mr(P2O5) = 2×31 5×16 = 62 80 = 142

Химические свойства

Н3РO4 проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.