Как называются соединения фосфора с металлами составьте

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
P2O5 Оксид 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

 Фосфин (PH₃)

Способы получения фосфина

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 свойства фосфина

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 + 8H₂SO_4(конц) = H₃PO₄ + 8SO₂↑ + 3H₂O

PH₃ + 8HNO_{3(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.

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 свойства фосфидов

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

Ca₃P₂ + 6H₂O → 3Са(ОН)₂ + 2PH₃↑

Mg₃P₂ + 6HCl → 3MgCl₂ + 2PH₃↑

Оксид фосфора (III), триоксид фосфора (P₂O₃)

Способы получения оксида фосфора (III)

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

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

Физические свойства оксида фосфора (III)

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

Пары существует в виде
димеров Р₄О₆.

!Очень ядовит

Химические свойства оксида 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 получения фосфорного ангидрида

Сжигание фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Физические свойства фосфорного 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 свойства фосфорного 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

Видеоопыт Взаимодействие оксида фосфора с водой

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.

Фосфористая кислота ( H₃PO₃)

Способы получения фосфористой кислоты

• Реакция Р₂О₃ с водой:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

• Гидролиз галогенидов фосфора (III):

PCl₃ + ЗН₂О = H₃PO₃+ 3HCl

• Окисление белого фосфора хлором:

2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2H₃PO₃+ 6HCl

Физические свойства, строение фосфористой 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 свойства фосфористой 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

Соли фосфористой кислоты (Фосфиты)

Способы получения фосфитов

• 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 свойства фосфитов

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 свойства фосфитов

Имеют
химические свойства, характерные для солей

Ортофосфорная кислота, фосфорная кислота (Н₃РO₄)

Способы получения фосфорной 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, строение фосфорной кислоты

При обычной
температуре безводная Н₃РO₄ – прозрачное, легкоплавкое (Т_пл = 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 реакции для 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

Видео Качественная реакция на фосфат-ион

Химические свойства фосфорной 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⁺ + НРO₄^2-

НРO₄^2- → Н⁺ + РO₄^3-

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

2Н₃РO₄ + 6Na = 2Na₃РO₄ + 3H₂

•  с основными оксидами:

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 кислоты H₂P₂O₇:

2H₃PO₄ → H₂P₂O₇ + H₂O

В отличие от
аниона NO₃^— в азотной
кислоте, анион РO₄^3- окисляющим
действием не обладает.

Соли ортофосфорной кислоты (ортофосфаты, фосфаты)

Способы получения фосфатов

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

Физические свойства фосфатов

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

Анион соли	Название	Растворимость в воде	Примеры солей
PO43-	Фосфат (ортофосфат)	большинство нерастворимы (кроме фосфатов щелочных металлов и аммония)	Na3РO4; Са3(РO4)2
HPO42-	Гидрофосфат	растворимы	Na2НРO4; СаНРО4
Н2РO4—	Дигидрофосфат	очень хорошо растворимы	NaH2PO4; Са(Н2РO4)2

Химические свойства фосфатов

• Имеют свойства, характерные для солей.

• Соли щелочных металлов подвержены гидролизу:

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

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.

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

Фосфор и его соединения

Фосфор,
как и азот – элемент V A
группы. Значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5
электронов. Атом фосфора в соединениях может проявлять различные степени
окисления: от -3 до +5. Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют
больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. Фосфор чаще проявляет
в соединениях степень окисления +5. 

В природе
фосфор встречается только в виде соединений, важнейшими из которых являются
минералы фосфориты и апатиты, содержащие фосфат кальция – Ca₃(PO₄)₂.

Часть
фосфора в организме человека распределена в мышечной, нервной и мозговой
тканях. В виде производной фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых
кислот – ДНК и РНК, осуществляющих передачу наследственных свойств
организма. Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным
образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ –
аденозинтрифосфорная кислота.

Фосфор
был открыт немецким алхимиком Брандом в 1669 году и
получил своё название за  способность светиться в темноте (от
греческого фосфор – светоносный).

 

Химический
элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций, различающихся
между собой по строению, физическим свойствам и химической активности.

Белый
фосфор состоит из молекул P₄,
имеющих форму тэтраэдра. Молекулярное строение этого вещества
обуславливает его легкоплавкость и летучесть. Этот фосфор не растворим в воде,
но хорошо растворим в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в
порошкообразном состоянии даже воспламеняется.

Белый
фосфор очень ядовит. Он светится в темноте и его хранят под
водой.

Красный
фосфор имеет атомную структуру, в которой каждый атом
фосфора связан с тремя другими  атомами ковалентными связями. При
нагревании красного фосфора в пробирке, закрытой ватным тампоном, он превращается
в белый фосфор.

    
   

Красный
фосфор – порошок тёмно-красного цвета, он неядовит, не растворяется ни в
каких растворителях, нелетуч и в химическом отношении менее активен, чем белый.

При
нагревании под давлением, белый фосфор переходит в чёрный, который имеет
атомную кристаллическую решетку. Чёрный фосфор по своим физическим свойствам похож
на металл: он проводит электрический ток и блестит. По внешнему виду он
похож на графит и жирен на ощупь.

При
взаимодействии с кислородом фосфор проявляет восстановительные
свойства, а в реакциях с металлами – окислительные. В
реакциях фосфора с металлами образуются соединения – фосфиды. Например,
в реакции  с фосфором образуется фосфид кальция.

В
этой реакции кальций повышает свою степень окисления с 0  до +2, а фосфор
понижает с 0 до -3. Каждый атом кальция отдаёт по 6 электронов молекуле
фосфора. При этом кальция является восстановителем, а фосфор – окислителем.

Белый фосфор
самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. При этом
образуется оксид фосфора (V).

В
этой реакции фосфор повышает свою степень окисления с 0 до +5, а кислород
понижает с 0 до -2. Фосфор выступает в роли восстановителя, а кислород – в роли
окислителя.

С
водородом фосфор не реагирует, но его водородное соединение – фосфин
– PH₃
 можно получить из фосфидов действием на них кислот. Например,
при взаимодействии фосфида кальция с соляной кислотой образуется соль – хлорид
кальция и фосфин.

Фосфин
– это ядовитый газ с неприятным запахом. Он легко
воспламеняется на воздухе.

Появление
блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на
воздухе фосфина и других соединений фосфора с водородом. Эти газообразные
вещества образуются при разложении органических соединений, содержащих фосфор.
На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с
образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты – продукта
взаимодействия оксида фосфора (V) с водой. Эти капельки создают размытый контур
«привидения».

Красный
фосфор используют для производства спичек, фосфорной
кислоты, которая идёт на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок
для животных, его применяют для производства ядохимикатов.

Фосфор
образует оксид фосфора (V) и оксид фосфора (III), а также
кислородсодержащие кислоты, среди которых наиболее важное промышленное
применение находит фосфорная кислота.

Оксид
фосфора (V) образуется при
сгорании фосфора в кислороде.

 

При недостатке
кислорода образуется оксид фосфора (III).

 

Оксид
фосфора (V)
представляет собой белый порошок, энергично поглощает пары воды из воздуха и
постепенно превращается в прозрачную расплывшуюся массу. Благодаря этому свойству
оксид фосфора (V) способен
отнимать воду и у других веществ. Поэтому он широко используется как осушитель.
Многие органические вещества обугливаются при действии на них этого оксида,
кроме того, при попадании на кожу он может вызвать сильные ожоги.

Оксид
фосфора (V)  – типичный кислотный
оксид, он взаимодействует с основными оксидами и щелочами, образуя соли
фосфорной кислоты – фосфаты.

Так,
в реакции оксида фосфора (V)
 с оксидом кальция образуется соль – фосфат кальция. В реакции оксида
фосфора (V)  с гидроксидом
натрия образуется соль – фосфат натрия и вода.

При
взаимодействии оксида фосфора (V)
 с избытком воды образуется фосфорная кислота.

Фосфорная
кислота представляет собой твёрдое прозрачное
кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Это
слабая кислота, поэтому в водном растворе диссоциирует ступенчато: на
первой ступени образуется катион водорода и дигидрофосфат-ион, на второй
ступени опять образуется катион водорода и гидрофосфат-ион, а на третьей
ступени образуется катион водорода и фосфат-ион.

Фосфорная
кислота проявляет свойства, характерные для кислот. Она взаимодействует с
металлами, стоящими в ряду активности до водорода. Например, в реакции
фосфорной кислоты с цинком, образуется соль – дигидрофосфат цинка и выделяется
газ – водород.

Фосфорная
кислота вступает во взаимодействие с основными оксидами. Так в реакции
оксида лития с фосфорной кислотой образуется соль – фосфат лития и вода.

Фосфорная
кислота реагирует и с основаниями. В реакции гидроксида натрия с
фосфорной кислотой образуется соль – фосфат натрия и вода.

Фосфорная
кислота – трёхосновная кислота, поэтому она может образовывать кроме
средних солей кислые соли. Например, Ca₃(PO₄)₂–
средняя соль, она называется фосфат кальция, CaHPO₄
– кислая соль и называется гидрофосфат кальция, Ca(H₂PO₄)₂
тоже кислая соль и называется дигидрофосфат кальция. Фосфаты всех металлов в воде
нерастворимы (исключение – фосфаты щелочных металлов), дигидрофосфаты всех
металлов хорошо растворимы, а гидрофосфаты занимают промежуточное положение.

Качественной
реакцией на фосфат-ион является реакция с нитратом
серебра, при этом образуется фосфат серебра (I) – осадок жёлтого цвета и соль –
нитрат натрия.

В
природе постоянно происходит круговорот фосфора. Фосфор из почвы
извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После
отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву.

Фосфорная
кислота используется как катализатор в органическом синтезе,
для производства кормовых добавок, придании кисловатого вкуса безалкогольным
напиткам, осветления сахара. Но основная часть фосфорной кислоты расходуется на
производство фосфатов, использующихся в качестве минеральных удобрений. Фосфаты
применяются и в медицине, для пропитки тканей, древесины и пластмасс с целью
придания им огнестойкости, также при производстве стиральных порошков.

Таким
образом, фосфор является элементом V A
группы.
На внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов, для него характерны
степени окисления от -3 до +5, но наиболее типична +5. В природе он встречается
в виде соединений – фосфоритов и апатитов. Фосфор образует несколько
аллотропных модификаций: белый, красный и чёрный фосфор. Наиболее
распространёнными соединениями фосфора являются – оксид фосфора (III), оксид
фосфора (V), фосфин и фосфорная кислота. В реакциях с металлами фосфор
проявляет окислительные свойства, а в реакции с кислородом – восстановительные.
Фосфорная кислота – трёхосновная кислота, которая образует три вида солей:
фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты. Качественным реактивом на фосфат-ион
является нитрат серебра один, потому что в результате взаимодействия образуется
осадок жёлтого цвета. Фосфор и его соединения имею большое значение в
химической промышленности.

Фосфор(от
греч. phosphoros — светоносный; лат. Phosphorus) P,
химический элемент V группы периодической
системы; атомный номер 15, атомная масса
30,97376. Имеет один устойчивыйнуклид³¹P.
Эффективное сечение захвата
тепловыхнейтронов18
• 10^-30м². Конфигурация
внеш. электронной оболочкиатома3s²3p³; степени
окисления-3, +3 и +5; энергия
последовательной ионизации при переходе
от Р⁰до P⁵⁺(эВ): 10,486,
19,76, 30,163, 51,36, 65,02; сродство к электрону
0,6 эВ;электроотрицательностьпо
Полингу 2,10;атомный
радиус0,134 нм,ионные
радиусы(в скобках указаны
координационные числа) 0,186 нм для P^3-,
0,044 нм (6) для P³⁺, 0,017 нм (4), 0,029 нм (5),
0,038 нм (6) для P⁵⁺.

Среднее
содержание фосфора в земной коре 0,105%
по массе, в водеморей
и океанов 0,07 мг/л. Известно около 200
фосфорныхминералов.
все они представляют собой фосфаты. Из
них важнейший —апатит, который
является основойфосфоритов. Практическое
значение имеют также монацит CePO₄,
ксенотим YPO₄, амблигонит LiAlPO₄(F,
ОН), трифилин Li(Fe, Mn)PO₄, торбернит
Cu(UO₂)₂(PO₄)₂• 12H₂O,
отунит Ca(UO₂)₂(PO₄)₂x
x 10H₂O, вивианит Fe₃(PO₄)₂•
8H₂O, пироморфит Рb₅(РО₄)₃С1,
бирюза СuА1₆(РО₄)₄(ОН)₈•
5Н₂О.

Свойства. Известно
св. 10 модификаций фосфора, из них важнейшие
— белый, красный и черный фосфор
(технический белый фосфор называют
желтым фосфором). Единой системы
обозначений модификаций фосфора нет.
Некоторые свойства важнейших модификаций
сопоставлены в табл. Термодинамически
устойчив при нормальных условиях
кристаллический черный фосфор (P I). Белый
и красный фосфор метастабильны, но
вследствие малой скорости превращения
могут практически неограниченное время
сохраняться при нормальных условиях.

  Соединения
фосфора с неметаллами

   Фосфор
и водород в виде простых веществ
практически не взаимодействуют.
Водородные производные фосфора получают
косвенным путем, например:

       
Са₃Р₂+ 6НСl = 3СаСl₂+
2РН₃

Фосфин
РН₃представляет собой бесцветный
сильнотоксичный газ с запахом гнилой
рыбы. Молекулу фосфина можно рассматривать
как молекулу аммиака. Однако угол между
связями Н-Р-Н значительно меньше, чем у
аммиака. Это означает уменьшение доли
участия s-облаков в образовании гибридных
связей в случае фосфина. Связи фосфора
с водородом менее прочны, чем связи
азота с водородом. Донорные свойства у
фосфина выражены слабее, чем у аммиака.
Малая полярность молекулы фосфина, и
слабая активность акцептировать протон
приводят к отсутствию водородных связей
не только в жидком и твердом состояниях,
но и с молекулами воды в растворах, а
также к малой стойкости иона фосфония
РН₄⁺. Самая устойчивая в
твердом состоянии соль фосфония — это
его иодид РН₄I. Водой и особенно
щелочными растворами соли фосфония
энергично разлагаются:

       
РН₄I + КОН = РН₃ + КI + Н₂О

Фосфин и
соли фосфония являются сильными
восстановителями. На воздухе фосфин
сгорает до фосфорной кислоты:

       
РН₃ + 2О₂ = Н₃РО₄  

При разложении
фосфидов активных металлов кислотами
одновременно с фосфином образуется в
качестве примеси дифосфин Р₂Н₄.
Дифосфин — бесцветная летучая жидкость,
по структуре молекул аналогична
гидразину, но фосфин не проявляет
основных свойств. На воздухе
самовоспламеняется, при хранении на
свету и при нагревании разлагается. В
продуктах его распада присутствуют
фосфор, фосфин и аморфное вещество
желтого цвета. Этот продукт получил
название твердого фосфористого водорода,
и ему приписывается формула Р₁₂Н₆.

 С
галогенами фосфор образует три- и
пентагалогениды. Эти производные фосфора
известны для всех аналогов, но практически
важны соединения хлора. РГ₃и
РГ₅токсичны, получают
непосредственно из простых веществ.

 РГ₃—
устойчивые экзотермические соединения;
РF₃— бесцветный газ, РСl₃и
РВr₃— бесцветные жидкости, а
РI₃ — красные кристаллы. В твердом
состоянии все тригалогениды образуют
кристаллы с молекулярной структурой.
РГ₃и РГ₅являются
кислотообразующими соединениями:

      
РI₃ + 3Н₂О = 3НI + Н₃РО₃

 Известны
оба нитрида фосфора, отвечающие трех-
и пятиковалентному состояниям: РN и
Р₂N₅. В обоих соединениях
азот трехвалентен. Оба нитрида химически
инертны, устойчивы к действию воды,
кислот и щелочей.

 Расплавленный
фосфор хорошо растворяет серу, но
химическое взаимодействие наступает
при высокой температуре. Из сульфидов
фосфора лучше изучены Р₄S₃,
Р₄S₇, Р₄S₁₀. Указанные
сульфиды могут быть перекристализованы
в расплаве нафталина и выделены в виде
желтых кристаллов. При нагревании
сульфиды воспламеняются и сгорают с
образованием Р₂О₅и SО₂.
Водой все они медленно разлагаются с
выделением сероводорода и образованием
кислородных кислот фосфора.

     Соединения
фосфора с металлами

   С
активными металлами фосфор образует
солеобразные фосфиды, подчиняющиеся
правилам классической валентности.
р-Металлы, а также металлы подгруппы
цинка дают и нормальные, и анионоизбыточные
фосфиды. Большинство из этих соединений
проявляют полупроводниковые свойства,
т.е. доминирующая связь в них — ковалентная.
Отличие азота от фосфора, обусловленное
размерным и энергетическим факторами,
наиболее характерно проявляется при
взаимодействии этих элементов с
переходными металлами. Для азота при
взаимодействии с последними главным
является образование металлоподобных
нитридов. Фосфор также образует
металлоподобные фосфиды. Многие фосфиды,
особенно с преимущественно ковалентной
связью, тугоплавки. Так, АlР плавится
при 2197 град.С, а фосфид галлия имеет
температуру плавления 1577 град.С. Фосфиды
щелочных и щелочно-земельных металлов
легко разлагаются водой с выделением
фосфина. Многие фосфиды являются не
только полупроводниками (АlР, GаР, InР),
но и ферромагнетиками, например СоР и
Fе₃Р.

Фосфи́н(фосфористый
водород, гидрид фосфора, по номенклатуре
IUPAC — фосфан РН₃) — бесцветный,
очень ядовитый, довольно неустойчивый
газ со специфическим запахом гнилой
рыбы.

Бесцветный
газ. Плохо растворяется в воде, не
реагирует с ней. При низких температурах
образует твердый клатрат 8РН₃·46Н₂О.
Растворим в бензоле, диэтиловом эфире,
сероуглероде. При −133,8 °C образует
кристаллы с гранецентрированной
кубической решёткой.

Молекула
фосфина имеет форму тригональной
пирамиды c молекулярной симметрией
C_3v(d_PH= 0.142 нм, HPH = 93.5^o).
Дипольный момент составляет 0,58 D,
существенно ниже, чем уаммиака.
Водородная связь между молекулами
PH₃практически не проявляется
и поэтому фосфин имеет более низкие
температуры плавления и кипения.

Фосфин
сильно отличается от его аналога аммиака.
Его химическая активность выше, чем у
аммиака, он плохо растворим в воде, как
основание значительно слабее аммиака.
Последнее объясняется тем, что связи
H-P поляризованы слабо и активность
неподелённой пары электронов у фосфора
(3s²) ниже, чем у азота (2s²) в
аммиаке.

В отсутствие
кислорода при нагревании разлагается
на элементы:

на воздухе
самопроизвольно воспламеняется (в
присутствии паров дифосфина или при
температуре свыше 100 °C):

Проявляет
сильные восстановительные свойства:

При
взаимодействии с сильными донорами
протонов фосфин может давать соли фосфония,
содержащие ион PH₄⁺(аналогичноаммонию).
Соли фосфония, бесцветные кристаллические
вещества, крайне неустойчивы, легко
гидролизуется.

Как и сам
фосфин, так и его соли являются
сильными восстановителями.

Получают
фосфин при взаимодействии белого фосфора
с горячей щёлочью, например:

Также его
можно получить воздействием воды или
кислот на фосфиды:

Возможен
синтез непосредственно из элементов:

Хлористый
водород при нагревании взаимодействует
с белым фосфором:

Разложение
йодида фосфония:

Разложение
фосфоновой кистоты:

или её
восстановление:

Соседние файлы в предмете Аналитическая химия

• #
• #
• #
• #
• #