Характеристика Физические свойства Химические свойства

Фосфор.

Характеристика

Физические свойства

Химические свойства

Получение

1. Расположен в 5 группе, в главной подгруппе

2. На внешнем энергетическом уровне содержится 5 электронов, 3s²3p³.

3. СО: -3, +3, +5

В свободном состоянии не встречается из-за своей химической активности, образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃F, фосфорит Ca₃(PO₄)₂ и флюорит CaF₂. Фосфор содержится во всех частях зеленых растений, еще больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений, является элементом жизни.

Фосфор может существовать в виде большого числа аллотропных модификаций, в настоящее время их насчитывается 11, но все многообразие видов можно свести к трем: белый, красный и черный фосфор.

Белый фосфор имеет молекулярную решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы Р₄. Это очень реакционноспособное, мягкое воскообразное вещество бледно-желтого цвета, с неприятным чесночным запахом, растворимое в сероуглероде и бензоле, нерастворимое в жидкой воде, с водяным паром образует газовую смесь. Очень ядовито. Воспламеняется при трении, обладает уникальной способностью светиться в темноте за счет медленного окисления. Температура плавления 44 °С. В лаборатории его хранят под слоем воды.

Красный фосфор Красный фосфор менее активен, чем белый, нерастворим в воде и сероуглероде, не светится в темноте, абсолютно безвреден. Аморфный.

Черный фосфор. Это самая устойчивая модификация фосфора. По внешним признакам черный фосфор напоминает металл, имеет металлический блеск, обладает электропроводностью, теплопроводностью, довольно твердый. Имеет АКР. Наименее активный из всех модификаций.

Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Фосфор – типичный неметалл, может быть окислителем и восстановителем. Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и черному фосфору химическая активность резко снижается.

I. Взаимодействие с простыми веществами

1.Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 5O₂ = 2P₂O₅,

4P + 3O₂ = 2P₂O₃.

2.Взаимодействует со многими простыми веществами – галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

а) с металлами – окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca = Ca₃P₂.

б) с неметаллами – восстановитель :

2P + 3S = P₂S₃,

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃.

Не взаимодействует с водородом.

II. Взаимодействие со сложными веществами

1.Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

4Р + 6Н₂О = РН₃ + 3Н₃РО₂ (фосфорноватистая к-та).

2.Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

4Р + 3KOH + 3Н₂О = РН₃ + 3KН₂РО₂.

III. Восстановительные свойства

1.Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO;

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

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

6P + 5KClO₃ = 5KCl + 3P₂O₅.

1. Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500 °С:

2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ = 4P + 10CO + 6CaSiO₃.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приемнике под водой.

2.Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

4HPO₃ + 12C = 4P + 2H₂ + 12CO.

Фосфин

Характеристика

Физические свойства

Химические свойства

Получение

одородное соединение фосфора – фосфин РН₃. Строение молекулы фосфина похоже на строение молекулы аммиака, хотя из-за меньшего вклада s-орбитали в гибридизацию валентный угол практически равен 90°, неподеленная электронная пара занимает преимущественно s-орбиталь, она становится менее доступной для образования связей по донорно-акцепторному механизму, поэтому фосфин гораздо хуже растворим в воде и проявляет меньшую основность, чем аммиак.

Фосфин – бесцветный газ с запахом гнилой рыбы. Очень ядовит, на воздухе воспламеняется, может образовывать взрывчатые смеси. Температура плавления -134 °С, температура кипения -88 °С, то есть значительно ниже, чем у аммиака. Растворимость в воде также значительно меньше, при 17 °С в 100 мл воды растворяется всего 26 мл фосфина. Эти свойства связаны со строением молекулы РН₃.

1.Термическая устойчивость При обычных условиях не разлагается, при повышенных температурах и отсутствии кислорода распадается на фосфор и водород.
2.Взаимодействие с водой В водном растворе практически не проявляет основных свойств, равновесие:

РН₃ + Н₂О = РН₄⁺ + ОН^-

сильно сдвинуто в сторону исходных веществ.

3.Донорные свойства

Фосфин – гораздо более слабый донор по сравнению с аммиаком, он образует соли фосфония, но они крайне неустойчивы: РН₃ + HI = PH₄I.

4. Восстановительные свойства Один из сильнейших восстановителей.

а)При определенных соотношениях смесь фосфина и кислорода воспламеняется:

PH₃ + 2O₂ = НPO₃ + H₂O;

б) восстанавливает соли металлов в растворах до фосфидов и в некоторых случаях до металлов:

3CuSO₄ + 2PH₃ = Cu₃P₂ + 3H₂SO₄;

в) с галогенидами фосфора фосфин реагирует до выделения свободного фосфора:

3PCl₅ + PH₃ = 4PCl₃ + 3HCl,

PCl₃ + PH₃ = 2P + 3HCl.

Соли фосфония

Соли фосфония, схожие по структуре с солями аммония, образуются при взаимодействии растворов сильных бескислородных кислот с газообразным фосфином. По сравнению с солями аммония соли фосфония менее устойчивы.

Фосфин может быть получен только косвенным путем:

4P + 3KOH + 3H₂O = PH₃ + 3KH₂PO₂ или

Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃.

Оксиды фосфора Фосфор образует несколько оксидов, из которых наиболее устойчивы два оксида Р₂О₃ и Р₂О₅, даже в парах они остаются димерами. Такой тип структуры является устойчивым и сохраняется в дальнейшем в устойчивых кислотах фосфора.

Физические свойства

Химические свойства

Получение

Оксид фосфора (III) –

белый рыхлый кристаллический порошок с неприятным запахом, легко возгоняется, температура плавления 24 °С, температура кипения 174 °С. Хорошо растворимый в органических растворителях. Очень ядовит.

1. Взаимодействие с кислородом При температуре 20–50 °С окисляется кислородом воздуха: Р₄О₆ + 2О₂ = Р₄О₁₀.
2. Взаимодействие с водой Оксид фосфора (III) – фосфористый ангидрид, при взаимодействии с холодной водой образует фосфористую кислоту: Р₄О₆ + 6H₂O = 4H₃PO₃.
3. Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид:

4CaO + P₄O₆ + 2H₂O = 4CaHPO₃,

4Ca(OH)₂ + P₄O₆ = 4CaHPO₃ + 2H₂O.

4. Восстановительные свойства Обладает восстановительными свойствами, восстанавливает малоактивные металлы из растворов их соединений: 4HgCl₂ + P₄O₆ + 10H₂O = 4H₃PO₄ + 4Hg + 8HCl.

Образуется при горении фосфора в недостатке кислорода:

4Р + 3О₂ = Р₄О₆.

Оксид фосфора (V) –

белый рассыпчатый гигроскопичный порошок, рыхлый до пушистости. Расплывается на воздухе, возгоняется при 360 °С. Молекулярная модификация оксида фосфора (V) построена из молекул Р₄О₁₀

1. Взаимодействие с водой

Оксид фосфора (V) чрезвычайно жадно присоединяет воду, реакция сопровождается выделением большого количества тепла. При этом образуется смесь фосфорных кислот различного состава, которые при кипячении переходят в ортофосфорную кислоту:

P₄O₁₀ + 2H₂O = 4HPO₃ (метафосфорная кислота),

P₄O₁₀ + 4H₂O = 2H₄P₂O₇ (пирофосфорная кислота),

P₄O₁₀ + 6H₂O = 4H₃PO₄ (ортофосфорная кислота).

2. Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид:

6CaO + P₄O₁₀ = 2Ca₃(PO₄)₂,

6Ca(OH)₂ + P₄O₁₀ = 2Ca₃(PO₄)₂ + 6H₂O.

3. Водоотнимающее свойство

Эффективное водоотнимающее средство, способен превращать азотную и серную кислоты в оксиды:

2HNO₃ + P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅;

H₂SO₄ + P₂O₅ = 2HPO₃ + SO₃.

Получается при горении фосфора в избытке кислорода:

4Р + 2О₅ = 2Р₄О₁₀.

Кислоты

Физические свойства	Химические свойства	Получение
Фосфорноватистая кислота Н₃РО₂ СО фосфора равна +1. Фосфорноватистая кислота – это белые кристаллы, хорошо растворимые в воде и в органических растворителях. Температура плавления 27 °С.	Одноосновная кислота средней силы. Очень сильный восстановитель: 5H₃PO₂ + 4KMnO₄ + 6H₂SO₄ = 5H₃PO₄ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 6H₂O. При температуре около 50 °С разлагается: 3H₃PO₂ = PH₃ + 2H₃PO₃. Соли – гипофосфиты. Практически все хорошо растворимы в воде, соли переходных металлов мгновенно разлагаются.	При диспропорционировании белого фосфора в концентрированной щелочи образуется гипофосфит – соль фосфорноватистой кислоты, раствор кислоты легко получается действием серной кислоты на гипофосфит: 2P₄ + 3Ba(OH)₂ + 6H₂O = PH₃ + 3Ba(H₂PO₂)₂; Ba(H₂PO₂)₂ + H₂SO₄ = 2H₃PO₂ + BaSO₄.
Фосфористая кислота Н₃РО₃ СО фосфора равна +3. Фосфористая кислота – это бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде и спирте, температура плавления 74 °С, температура разложения 197 °С.	Двухосновная кислота средней силы. Является хорошим восстановителем, хотя и менее сильным, чем фосфорноватистая кислота, она также обесцвечивает раствор перманганата калия: 5H₃PO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5H₃PO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O. При нагревании до 200 °С разлагается: 4H₃PO₃ = PH₃ + 3H₃PO₄. Соли – фосфиты и гидрофосфиты. Практически все хорошо растворимы в воде, соли переходных металлов разлагаются: при незначительном нагревании: Ag₂HPO₃ = 2Ag + HPO₃.	Образуется при гидролизе трихлорида фосфора: PCl₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HCl.
Метафосфорная кислота HPO₃ СО фосфора равна +5	Неустойчива и в чистом виде не выделена, так же как не выделены из растворов её соли. Существует в виде полимеров. Относится к сильным кислотам, ей не свойственны окислительные и восстановительные свойства.	Оксид фосфора (V), взаимодействуя с водой, образует метафосфорную кислоту, последняя при кипячении переходит в ортофосфорную.
Ортофосфорная кислота СО фосфора равна +5 Бесцветные гигроскопичные кристаллы. Расплывается на воздухе, смешивается с водой в любых соотношениях. Не ядовита. Плотность 1,88 г/см³, температура плавления 42,5 °С.	При комнатной температуре довольно инертна, при нагревании проявляет свойства кислот, относится к кислотам средней силы. 1.Диссоциация в водном растворе: Н₃РО₄ = Н₂РО₄^- + Н⁺ Н₂РО₄^- = НРО₄^2- + Н⁺ НРО₄^2- = РО₄^3-+ Н⁺ Суммарное уравнение: Н₃РО₄ = РО₄^3- + 3Н⁺. 2. Свойства кислоты а) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода: 3Zn + 2H₃PO₄ = Zn₃(PO₄)₂ + 3H₂. б) С оксидами металлов: 3CaO + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O. в) С основаниями: 3Ca(OН)₂ + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6Н₂О; Ca(OН)₂ + H₃PO₄ = CaНPO₄ + 2Н₂О; Ca(OН)₂ + 2H₃PO₄ = Ca(Н₂PO₄)₂ + 2Н₂О. Не проявляет ни окислительных, ни восстановительных свойств. 3.Качественная реакция на фосфат-ион – реактив AgNO₃, выпадает желтый осадок: K₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓+ 3KNO₃	1. Термический способ – окисление элементарного фосфора в избытке воздуха с последующей гидратацией образующегося оксида фосфора (V) и конденсацией фосфорной кислоты: 4Р + 5О₂ = Р₄О₁₀; nР₄О₁₀ + 2nH₂O = 4(HPO₃)_n при 700 °С, 4(HPO₃)_n + 2nH₂O = 2nH₄P₂O₇ при 450 °С, 2nH₄P₂O₇ + 2nH₂O = 4nH₃PO₄ ниже 230 °С. Суммарное уравнение: Р₄О₁₀ + 6H₂O = 4H₃PO₄. 2. Также ортофосфорную кислоту получают при переработке апатитов: Ca₅(PO₄)₃F + 5H₂SO₄ + 10H₂O = 5CaSO₄·2H₂O + 3H₃PO₄ + HF. Соли фосфорной кислоты Образует три типа солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты. Соли щелочных металлов и аммония растворимы в воде, для остальных металлов растворимы лишь дигидроортофосфаты, растворы солей имеют щелочную среду вследствие гидролиза по аниону: РО₄^3- + Н₂О = НРО₄^2- + ОН^-; НРО₄^2- + Н₂О = Н₂РО₄^- + ОН^-.

Соли фосфорной кислоты