Fosfor (0)

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
Водородное 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- = НРО42- + Н+ НРО42- = РО43-+ Н+
Суммарное уравнение:
Н3РО4 = РО43- + 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:
РО43- + Н2О = НРО42- + ОН-;
НРО42- + Н2О = Н2РО4- + ОН-.