Как составить электронную формулу химического элемента фосфора

P (фосфор) — элемент с прядковым номером 15 в периодической системе.
Находится в III периоде. Температура плавления: 44 ℃. Плотность: 1.82 г/см³.

Валентные электроны фосфора

Количество валентных электронов в атоме фосфора — 5.

Ниже приведены их квантовые числа (N — главное, L — орбитальное, M — магнитное, S — спин)

Орбиталь	N	L	M	S
s	3	0	0	+1/2
s	3	0	0	-1/2
p	3	1	-1	+1/2
p	3	1	0	+1/2
p	3	1	1	+1/2

Степени окисления, которые может проявлять фосфор: -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома — тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать.
Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается E_o.
Если не указано иное, то энергия ионизации — это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии
ионизации для каждого последующего электрона.

Энергия ионизации P:
E_o = 1012 кДж/моль

— Что такое ион читайте в статье.

---

Перейти к другим элементам таблицы менделеева

Где P в таблице менделеева?

Скачать таблицу менделеева в хорошем качестве

Главная » ЕГЭ — химия для чайников » Электронные формулы атомов химических элементов (109)

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

Электронные формулы атомов химических элементов (Таблица)

Таблица содержит электронные формулы атомов химических элементов (слои расположены в порядке заполнения подуровней)

Электронная формула показывает распределение электронов на орбиталях в атоме:

Формирование электронной оболочки атома происходит в соответствии с 3-мя принципами:

1. Принцип минимума энергии, который определяет заполнение атомных орбиталей с наименьшей энергией

(1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s)

2. Принцип Паули, который диктует присутствие на атомной орбитали не более 2 электронов с противоположно направленными спинами

3. Правило Хунда, по которому происходит заполнение атомных орбиталей электронами так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Ниже показаны примеры графического изображения электронных формул атомов некоторых химических элементов:

Таблица электронных формул атомов химических элементов

№ элемента	Химический знак	Название элемента	Электронная формула
1	H	водород	1s1
2	He	гелий	1s2
II период
3	Li	литий	1s22s1
4	Be	бериллий	1s22s2
5	B	бор	1s22s22p1
6	C	углерод	1s22s22p2
7	N	азот	1s22s22p3
8	O	кислород	1s22s22p4
9	F	фтор	1s22s22p5
10	Ne	неон	1s22s22p6
III период
11	Na	натрий	1s22s22p63s1
12	Mg	магний	1s22s22p63s2
13	Al	алюминий	1s22s22p63s23p1
14	Si	кремний	1s22s22p63s23p2
15	P	фосфор	1s22s22p63s23p3
16	S	сера	1s22s22p63s23p4
17	Cl	хлор	1s22s22p63s23p5
18	Ar	аргон	1s22s22p63s23p6
IV период
19	K	калий	1s22s22p63s23p64s1
20	Ca	кальций	1s22s22p63s23p64s2
21	Sc	скандий	1s22s22p63s23p64s23d1
22	Ti	титан	1s22s22p63s23p64s23d2
23	V	ванадий	1s22s22p63s23p64s23d3
24	Cr	хром	1s22s22p63s23p64s13d5
25	Mn	марганец	1s22s22p63s23p64s23d5
26	Fe	железо	1s22s22p63s23p64s23d6
27	Co	кобальт	1s22s22p63s23p64s23d7
28	Ni	никель	1s22s22p63s23p64s23d8
29	Cu	медь	1s22s22p63s23p64s13d10
30	Zn	цинк	1s22s22p63s23p64s23d10
31	Ga	галлий	1s22s22p63s23p64s23d104p1
32	Ge	германий	1s22s22p63s23p64s23d104p2
33	As	мышьяк	1s22s22p63s23p64s23d104p3
34	Se	селен	1s22s22p63s23p64s23d104p4
35	Br	бром	1s22s22p63s23p64s23d104p5
36	Kr	криптон	1s22s22p63s23p64s23d104p6
V период
37	Rb	рубидий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1
38	Sr	стронций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2
39	Y	иттрий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1
40	Zr	цирконий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2
41	Nb	ниобий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4
42	Mo	молибден	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5
43	Tc	технеций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5
44	Ru	рутений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7
45	Rh	родий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8
46	Pd	палладий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s04d10
47	Ag	серебро	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10
48	Cd	кадмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10
49	In	индий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1
50	Sn	олово	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2
51	Sb	сурьма	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s224d105p3
52	Te	теллур	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4
53	I	йод	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5
54	Xe	ксенон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6
VI период
55	Cs	цезий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1
56	Ba	барий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2
57	La	лантан	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1
58	Ce	церий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2
59	Pr	празеодим	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3
60	Nd	неодим	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4
61	Pm	прометий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5
62	Sm	самарий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6
63	Eu	европий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7
64	Gd	гадолиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1
65	Tb	тербий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9
66	Dy	диспрозий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10
67	Ho	гольмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11
68	Er	эрбий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12
68	Tm	тулий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13
70	Yb	иттербий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14
71	Lu	лютеций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1
72	Hf	гафний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2
73	Ta	тантал	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3
74	W	вольфрам	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4
75	Re	рений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5
76	Os	осмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6
77	Ir	иридий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7
78	Pt	платина	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9
79	Au	золото	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10
80	Hg	ртуть	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10
81	Tl	таллий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1
82	Pb	свинец	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2
83	Bi	висмут	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3
84	Po	полоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4
85	At	астат	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5
86	Rn	радон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6
VII период
87	Fr	франций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1
88	Ra	радий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2
89	Ac	актиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1
90	Th	торий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0
91	Pa	протактиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1
92	U	уран	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1
93	Np	нептуний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1
94	Pu	плутоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1
95	Am	америций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7
96	Cm	кюрий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1
97	Bk	берклий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1
98	Cf	калифорний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10
99	Es	эйнштейний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11
100	Fm	фермий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12
101	Md	менделеевий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13
102	No	нобелий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14
103	Lr	лоуренсий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1
104	Rf	резерфордий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2
105	Db	дубний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3
106	Sg	сиборгий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4
107	Bh	борий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5
108	Hs	хассий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6
109	Mt	мейтнерий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7
s-элементы	p-элементы	d-элементы	f-элементы